Download - Kesetimbangan Larutan
-
KIMIA FISIKA 2
(Kesetimbangan)
1. Kesetimbangan Larutan: Kuantitas molar
parsial, termodinamika pencampuran, hukum
Raoult, hukum Henry, dan sifat koligatif
larutan.
2. Kesetimbangan Kimia: Perumusan keadaan
setimbang secara termodinamika, berbagai
ungkapan K, penentuan nilai K, pengaruh suhu
terhadap K, faktor penentu keadaan setimbang
dan kesetimbangan heterogen.
3. Kesetimbangan Sel Elektrokimia: Pengertian
sel elektrokimia, Termodinamika sel
elektrokimia, dan Penerapan konsep sel
elektrokimia.
4. Kesetimbangan Permukaan dan Koloid.
-
Pengantar
Kesetimbangan Larutan
Fungsi Keadaan Syarat
Tidak Ideal
Ideal Termodinamika
(V, H, G, )T,P,n
Tersekat : S=0
Tertutup : G=0
Larutan Biner
Besaran MOLAR
SISTEM
Zat Terlarut
Pelarut
-
Beberapa Istilah :
Sistem : Sejumlah materi/daerah dalam ruang
yang dijadikan sebagai obyek
Batas : Bidang yang bersifat riil maupun
imajiner dapat berupa batas tetap atau batas
berubah
Fungsi Keadaan : Sifat sistem yang hanya
ditentukan oleh KEADAAN SISTEM dan
bukan oleh cara mencapai keadaan.
Keadaan Sistem : Kumpulan nilai dari
seluruh karakteristik yang dimiliki oleh
sistem.
Besaran Ekstensif : ditentukan oleh
JUMLAH/KUANTITAS sistem misalnya
volume, massa, energi, H, G, S.
Besaran Intensif : TIDAK TERGANTUNG
PADA JUMLAH/Kuantitas sistem misalnya
tekanan (P), Suhu (T), densitas, viskositas,
tegangan permukaan ( )
-
SISTEM LARUTAN
Pelarut Zat Terlarut Contoh
Cair Padat Air gula
Cair Cair Alkohol
Cair Gas CO2 dalam Air
Padat Padat Alloy /Aliage
Padat Cair Air Kristal
Padat Gas Batu Apung
Gas Padat Asap /Debu
Gas Cair Embun
Gas Gas Udara
Catatan:
1. Jika fasa sama maka jumlah massa yang lebih
besar dianggap sebagai pelarut (Solvent)
2. Jika fasa berbeda maka fasa pelarut dianggap
sama dengan fasa larutan
-
Sifat penting zat sebagai pelarut :
1. Keserupaan Komposisi Kimia antara Pelarut dan
zat terlarut (like dissolve like)
Misalnya : larutan gula (sirup)
Gula : C11H22O11 perbandingan H : O = 2 : 1
Air : H2O perbandingan H : O = 2 : 1
2. Konstanta Dielektrik Pelarut ( )
Pelarut yang tinggi mudah melarutkan
senyawa ion. Dasarnya adalah Hukum Coulomb
F = gaya tarik antara ion + dan ion - dalam
senyawa ion
r = Jarak antara q1 dan q2
= Konstanta dielektrik pelarut
Contoh
Pelarut dengan tinggi (Kepolaran >>; TD >>)
-
As. Format, Nitro metana, HCN, Asetonitril,
Air, Metil tiosianat, Amonia, Metanol, Etilen
glikol
Pelarut dengan rendah
Senyawa karbon dengan derivatnya.
3. Sifat asam basa pelarut
Sifat ini sangat relative terhadap zat terlarutnya;
sehingga
Tingkat keasaman zat terlarut >>> bila
pelarutnya basa dan tingkat kebasaan zat terlarut
>>> bila pelarutnya asam.
Sifat Fisika yang menunjang suatu zat
sebagai pelarut:
1. Daerah cairannya luas
2. Berbentuk cair serta stabil dalam kondisi kamar
3. Tidak Beracun
-
TERMODINAMIKA PENCAMPURAN
Potensial Kimia ()
Energi Bebas Gibbs (G)
Entropi (S)
Entalpi (H)
-
Laruran Ideal
Larutan ideal :
Bila gaya kohesi antara A A, B B dan A B sama
sehingga sifat fisik dan sifat kimianya sama.
Menurut Raoult (1884)
Tekanan uap komponen i diatas larutan ideal (Pi)
berbanding lurus dengan fraksi molnya dalam larutan
pada temperatur tetap.
Pi xi atau Pi = K . xi (1)
Untuk : xi = 1 (cairan murni) berlaku
Pi = Pi0 sehingga K = Pi0 (2)
uap
cairan
Zat A
Zat B
-
Hasil substitusi (2) dan (1) diperoleh
Catatan :
Pi = tekanan uap cairan murni
Berlaku khusus larutan ideal
Hukum tersebut dikenal dengan hukum Raoult
Contoh :
1. larutan benzene/toluene
2. larutan klorobenzena/bromobenzena
Hubungan antara tekanan dan fraksi mol, seperti
gambar dibawah ini
Potensial Kimia ()
Pi = xi . Pi0
PA = xA . PA0
PB = xB . PB0
Tekanan total
P = PA + PB
(Hukum Dalton)
-
Suatu larutan ideal dalam KESETIMBANGAN dengan
uapnya pada temperatur tetap berlaku:
i (larutan) = i (uap) (3)
-
Kalau disusun ulang :
(4)
Catatan : Potensial kimia adalah besarnya (koefisien)
perubahan energi bebas Gibbs suatu sistem yang
disebabkan adanya penambahan zat 1 (zat pertama)
yang ada dalam sistem tersebut (pada tekanan,
temperatur dan jumlah zat 2 tetap).
-
ENERGI BEBAS (G)
Bila (nA) mol cairan A dan dan nB mol cairan B
dicampurkan dan membentuk larutan ideal, maka
energi bebas Gibbs larutan :
Sebelum dicampur : Gi = nA . A0 + nB . B0
Sesudah Pencampuran : Gf = nA . A + nB . B
Perubahan Gmix (Setelah Proses Pencampuran)
Gmix = Gf Gi
= (nA . A + nB . B) (nA . A0 + nB . B0)
= nA (A A0) + nB (B B0)
= nA RT ln XA + nB RT ln XB
Gmix = XA (nA + nB) RT ln XA + XB (nA + nB) RT ln XB
Catatan : nA = XA . mol total
nA + nB = mol total
atau : Gmix = nRT (XA ln XA + XB ln XB)
Secara Umum :
Gmix = nRT Xi ln Xi (5)
-
ENTROPI dan ENTALPI
Dari pers (5) dapat diturunkan entropi dan entalpi
pencampuran
= - n R xi ln xi
Dari hubungan :
G = H - TS
Hmix = Gmix + TSmix
= n R T xi ln xi T (n R xi ln xi)
Hmix = 0 (artinya : Pembentukan larutan ideal tidak
disertai dengan efek panas)
Pertanyaan :
Tunjukkan bahwa pada pembentukan larutan ideal
tidak terjadi perubahan volume, Vmix = 0 ???
-
Jawab :
G = V . dP S . dT
Pada suhu tetap (T konstan) maka :
Karena perubahan energi bebas (G) bukan fungsi P,
maka hasil diferensialnya terhadap P = 0
Sehingga : Vmix = 0 (6)
-
SIFAT MOLAR PARSIAL
Sifat kesetimbangan larutan biasanya dinyatakan
dengan fungsi keadaan seperti : volume molar, entalpi,
energi bebas Gibbs dsb. Fungsi ini bergantung pada
tekanan (P), temperatur (T) dan jumlah zat (n).
Misalnya :
nA mol A dengan volume molar VA0 + nB mol B dengan
volume molar VBo
maka volume total larutan TIDAK SAMA dengan
nA .VA0 + nB .VBo
Andaikan volume larutan cukup besar, maka
penambahan 1 mol zat A pada T dan P tetap, maka:
Volume Molar Parsial dari A
=
(VA )
(VA )
-
Volume Total :
V = V (nA, nB)
dV = dnA + dnB
dV = dnA + dnB
Jika diintegrasikan pada komposisi tetap
V = nA + nB
Hasil diferensiasi persamaan diatas :
dV = dnA + nA + dnB + nB
karena : dV = dnA + dnB
maka untuk campuran biner, terjadi :
nA + nB = 0, maka
= = (P,T)
(VA ) (VB )
(VA ) (VB )
(VA ) dVA (VB ) dVB
dVA dVB
(VA ) (VB )
dVA dVB dVB
-
Secara umum :
= =
Persamaan diatas dikenal sebagai :
PERSAMAAN GIBBS DUHEM
dXB dXB dX
X = setiap besaran Molar
-
FUNGSI GIBBS MOLAR PARSIAL
Selain volume molar parsial, konsep kuantitas molar
parsial yang lain adalah Fungsi Gibbs Molar Parsial
dengan nama : POTENSIAL KIMIA ( )
= A=
G = G (nA, nB)
dG = dnA + dnB
dG = dnA + dnB
dengan analog yang sama seperti pada volume molar
parsial, Jika diintegralkan persamaan diatas menjadi :
G = nA + nB
Kemudian persamaan tersebut diferensiasikan :
dG = dnA + nA + dnB + nB
(GA )
(GA
)
(GB
)
(GA
)
(GB
)
(GA
)
dGA (GB
)
dGB
-
karena : dG = dnA + dnB maka
nA + nB = 0, sehingga
= =
Catatan : = = Potensial Kimia
= =
Persamaan diatas dikenal sebagai :
PERSAMAAN GIBBS DUHEM
Arti Persamaan Gibbs Duhem diatas :
Potensial kimia campuran tidak dapat berubah secara
bebas, dalam campuran biner (campuran yang terdiri
dari dua komponen kita akan sering menyederhanakan
persamaan dengan menggunakan hubungan : XA + XB
= 1), jika satu komponen bertambah, maka komponen
dGA dGB dGB
dGA dGB
(GA
)
(GB
)
dG
dA dB dB
-
yang lain berkurang (berlaku pada semua kuantitas
molar parsial).
CARA MENGUKUR KUANTITAS MOLAR PARSIAL
(Misalnya Volume Molar Parsial)
adalah dengan cara mengukur kebergantungan volume
pada komposisi dan menentukan kemiringan (dV/dn)
pada komposisi tertentu.
dV
dn
-
TEKANAN UAP CAMPURAN CAIRAN
MUDAH MENGUAP
Dalam larutan ideal dua cairan, tekanan uap komponen
komponennya berhubungan dengan komposisinya.
Berdasarkan Hukum Raoult :
PA = xA . PA0 PB = xB . PB0
Dengan : PA = tekanan uap A murni
PB = tekanan uap B murni
Sehingga tekanan uap total campuran (HK Dalton)
P = PA + PB
= xA . PA0 + xB . PB0
= xA . PA0 + (1 xB) . PB0
P = PB0 + (PA0 PB0) . xA
-
Arti persamaan tersebut : tekanan uap total akan
berubah secara linier berdasarkan komposisinya dari
PB0 ke PA0
Semua titik diatas garis menunjukkan fase cair
(tekanan yang mengenai sistem melebihi tekakan
uapnya)
Semua titik di bawah garis menunjukkan fase uap
Garis menunjukkan kesetimbangan fase cair dan
uapnya
P
xA
PBo
0 1
PAo
cair
uap
garis
-
KOMPOSISI UAP
Pada kesetimbangan fasa cair dan uap, komposisi
cairan dan uapnya tidak harus sama karena pada fasa
uap, komposisi uap akan lebih banyak disbanding pada
fasa cair.
Besarnya tekanan parsial komponen dapat dihitung
berdasarkan Hukum Dalton :
Ptotal = PA + PB
Jadi :
Besarnya fraksi mol dalam gas (YA dan YB) adalah :
Sehingga
-
HUBUNGAN KOMPOSISI UAP dengan
Mr SENYAWA
Komposisi Uap pada fase uap :
PA , PB = tekanan uap parsial A dan B
Perbandingannya :
n total = n = (nA + nB)