Kimia Fisika dimulai dengan studi tentang gas karena gas adalah wujud materi yang paling sederhana dan perilaku makroskopiknya dapat dijelaskan dengan relatif mudah menggunakan model matematis, yaitu Hukum Gas Ideal.
1. Definisi dan Variabel Keadaan Gas
Sistem gas dijelaskan menggunakan empat variabel yang saling terkait, yang dikenal sebagai variabel keadaan atau variabel termodinamika:
- Tekanan ($\mathbf{P}$): Gaya per satuan luas yang diberikan oleh molekul gas saat bertumbukan dengan dinding wadah.
- Satuan umum: Pascal ($\text{Pa}$), atmosfer ($\text{atm}$), torr, bar. ($\mathbf{1 \text{ atm} = 101.325 \text{ kPa} = 760 \text{ Torr}}$).
- Volume ($\mathbf{V}$): Ruang yang ditempati gas, yang selalu sama dengan volume wadahnya.
- Satuan umum: Liter ($\text{L}$), meter kubik ($\text{m}^3$).
- Suhu ($\mathbf{T}$): Ukuran derajat panas atau dingin suatu zat. Dalam perhitungan Kimia Fisika dan Gas Ideal, suhu harus selalu dalam skala Kelvin ($\text{K}$).
- $\mathbf{T (\text{K}) = t (\text{}^\circ\text{C}) + 273.15}$
- Jumlah Zat ($\mathbf{n}$): Jumlah molekul gas, biasanya dinyatakan dalam mol.
2. Hukum Gas Empiris
Sebelum disatukan menjadi Hukum Gas Ideal, hubungan antar variabel ini ditemukan secara eksperimental:
- Hukum Boyle: Pada T dan n konstan, volume gas berbanding terbalik dengan tekanannya.$$\mathbf{P_1 V_1 = P_2 V_2}$$
- Hukum Charles: Pada P dan n konstan, volume gas berbanding lurus dengan suhu absolutnya (K).$$\mathbf{\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2}}$$
- Hukum Avogadro: Pada T dan P konstan, volume gas berbanding lurus dengan jumlah molnya.$$\mathbf{\frac{V_1}{n_1} = \frac{V_2}{n_2}}$$
3. Hukum Gas Ideal (The Ideal Gas Law)
Hukum Gas Ideal menyatukan semua hukum empiris di atas menjadi satu persamaan keadaan:
$$\mathbf{PV = nRT}$$
Di mana $\mathbf{R}$ adalah Tetapan Gas Universal. Nilai $\text{R}$ bergantung pada satuan yang digunakan untuk $P$ dan $V$:
| Nilai R | Satuan |
| $\mathbf{0.08206}$ | $\text{L} \cdot \text{atm} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ |
| $\mathbf{8.314}$ | $\text{J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ |
| $\mathbf{8.314}$ | $\text{Pa} \cdot \text{m}^3 \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ |
Kondisi $\text{STP}$ (Standard Temperature and Pressure)
Kondisi standar yang umum digunakan: $P = 1 \text{ atm}$ dan $T = 0 \text{}^\circ\text{C}$ ($273.15 \text{ K}$). Pada $\text{STP}$, volume molar ($\mathbf{V_m}$) dari gas ideal apa pun adalah $\mathbf{22.4} \text{ L} \cdot \text{mol}^{-1}$.
4. Campuran Gas: Hukum Dalton tentang Tekanan Parsial
Ketika dua atau lebih gas ideal dicampur dalam wadah, total tekanan ($P_{\text{total}}$) adalah jumlah tekanan yang akan diberikan oleh masing-masing gas jika gas tersebut menempati wadah sendirian. Tekanan ini disebut Tekanan Parsial ($P_i$).
$$\mathbf{P_{\text{total}} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots}$$
Tekanan parsial gas $i$ dihitung berdasarkan fraksi mol ($x_i$) gas tersebut:
$$\mathbf{P_i = x_i \cdot P_{\text{total}}}$$
Di mana fraksi mol gas $i$ adalah: $\mathbf{x_i = \frac{n_i}{n_{\text{total}}}}$.
5. Teori Kinetik Molekul Gas (TKM)
TKM adalah model fundamental yang menghubungkan sifat-sifat makroskopik gas (seperti $P$ dan $T$) dengan perilaku mikroskopik molekul gas. Model ini didasarkan pada asumsi-asumsi sebagai berikut:
- Molekul Gas Bergerak Secara Acak: Molekul berada dalam gerakan acak, lurus, dan kontinu.
- Volume Molekul Diabaikan: Volume yang ditempati molekul gas itu sendiri sangat kecil dibandingkan volume total wadah.
- Gaya Antar Molekul Diabaikan: Tidak ada gaya tarik-menarik atau tolak-menolak yang signifikan antara molekul gas.
- Tumbukan Elastis Sempurna: Energi total sistem kekal selama tumbukan antar molekul atau dengan dinding wadah.
- Energi Kinetik Rata-Rata: Energi kinetik rata-rata molekul berbanding lurus dengan suhu absolut ($\mathbf{T}$).
Hubungan kunci dari TKM adalah:
$$\mathbf{E_{\text{kinetik}} \propto T}$$
Secara spesifik, energi kinetik rata-rata molekul gas adalah: $\mathbf{E_{\text{kinetik}} = \frac{3}{2} k_B T}$, di mana $k_B$ adalah konstanta Boltzmann.
6. Gas Nyata (Real Gas)
Gas Ideal hanyalah sebuah model. Pada kenyataannya, semua gas adalah gas nyata. Gas nyata hanya mendekati perilaku gas ideal pada kondisi:
- Tekanan rendah (molekul berjauhan).
- Suhu tinggi (energi kinetik besar, gaya tarik-menarik tidak signifikan).
Penyimpangan dari perilaku ideal diukur dengan faktor kompresibilitas (Z):
$$\mathbf{Z = \frac{PV}{nRT}}$$
- Untuk gas ideal, $\mathbf{Z = 1}$.
- Untuk gas nyata, $\mathbf{Z \ne 1}$.
Persamaan Van der Waals
Untuk memperbaiki Hukum Gas Ideal agar sesuai dengan perilaku gas nyata, Johannes Diderik van der Waals memperkenalkan dua koreksi:
$$\mathbf{\left( P + \frac{an^2}{V^2} \right) (V – nb) = nRT}$$
- Koreksi Tekanan ($\frac{an^2}{V^2}$): Memperhitungkan gaya tarik-menarik antar molekul gas. Gaya ini mengurangi frekuensi dan kekuatan tumbukan pada dinding, sehingga tekanan yang terukur lebih rendah dari yang diprediksi ideal. Konstanta $\mathbf{a}$ mengukur kekuatan tarik-menarik antar molekul.
- Koreksi Volume ($\text{nb}$): Memperhitungkan volume intrinsik yang ditempati oleh molekul gas itu sendiri. Volume yang tersedia untuk gerakan molekul menjadi lebih kecil dari volume wadah ($V$). Konstanta $\mathbf{b}$ mengukur volume per mol molekul gas.
Dengan demikian, Bab 1 Kimia Fisika meletakkan dasar untuk memahami materi melalui model matematika yang kuat, mulai dari model yang sangat sederhana (Ideal) hingga model yang lebih kompleks dan akurat (Nyata).