TUGAS KIMIA FISIKA

KELOMPOK 11

Kasandika Ganiarsa (1206250304)

Khansa Zahrani (1206239724)

Nindya Sulistyani (1206212501)

Sri Dwi Aryani (1206212395)

DEPARTEMEN TEKNIK KIMIA

FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS INDONESIA

2013

1.11

Densitas massa dari uap air pada 327,6 atm dan 776,4 K adalah 133,2 kg m-

3. Diketahui Tc = 647,4 K; Pc = 218,3 atm, a = 5,464 dm6 atm mol-2, b = 0,03049 dm3 mol-1 dan M = 18,02 gmol-1. Hitung a) molar volume, lalu hitung factor kompresinya b) dari data, c) dari expansi vial dari persamaan van der Waals.

Landasan Teori

Mengutip dari buku Atkins halaman 11, persamaan volume molar adalah:

V m=Vn

mol (n) adalah m/Ar, maka persamaan di atas dapat diubah menjadi

V m=V . Arm

massa jenis adalah massa per satuan volume (m/V), jika disubstitusi ke persamaan di atas, maka persamaannya menjadi

V m=Arρ

Mengutip artikel yang ditulis oleh Budi Utami pada situs www.chem-is-try.org, massa molar (mm) menyatakan massa yang dimiliki oleh 1 mol zat. Massa 1 mol zat sama dengan massa molekul relatif (Mr) zat tersebut dengan satuan gram/mol. Untuk unsur yang partikelnya berupa atom, maka massa molar sama dengan Ar (massa atom relatif) dalam satuan gram/mol.

Berdasarkan teori di atas, Ar = massa molar yang mempunyai satuan g mol -

1. Maka,

V m=massamolar

ρ

Faktor kompresi, Z, adalah rasio molar volum sebuah gas hasil perhitungan dibandingkan dengan molar volum gas sempurna pada temperatur dan tekanan yang sama.

Z=V m

V mo

karena molar volum gas sempurna adalah RT/p, maka persamaan di atas

dapat diubah menjadi Z=V m p

RT

Solusi

a. V m=massamolar

densitas= M

ρ

V m=18,02 gmol−1

1,332×102 gdm−3=0,1353dm−3mol−1

b. Z=pV m

RT

Z=(327,6 atm )× (0,1353dm3mol−1 )

(0,082dm3atm K−1mol−1 )× (776,4K )=0,6957

c. dalam hukum van der Walls,

p=RTVm

+(b− aRT )×( 1V m

)+…

dan dapat diubah bentuknya menjadi

Z=pVmRT

=1+(b− aRT )×( 1V m

)+…

Z=1+[ (0,0305dm3mol−1 )−( 5,464dm6atmmol−2

(0,082dm3atm K−1mol−1)×(776,4K ))]× 1

0,1353dm3mol−1=1−0,4084=0,59

Z=1+( 1RT )×(b− aRT )× ( p )+…

Z=1+ 1

(0,082dm3atmK−1mol−1)×(776,4K )×[ (0,0305dm3mol−1 )−( 5,464dm6atmmol−2

(0,082dm3atmK−1mol−1 )× (776,4K ) )]×327,6atm=1−0,2842=0,72

(1.12) volume kritis dan tekanan kritis pada gas adalah 160 cm3mol-1 dan 40 atm. Diestimasi suhu kritis dengan asumsi gas memenuhi persamaan Berthelot.

Landasan Teori

Persamaan Berthelot

Persamaan sebenarnya yaitu

P = RT

Vm−b− a

TVm2

Pr = 8Tr3Vr−1

− 3

Tr Vr2

Namun pada soal banyak variabel yang belum diketahuiMaka alternatif solusi jawabannya yaitu dengan menggunakan :

Pc = 112

[ 2aR3b3 ]1/2

Vc= 3b

Tc=23 [ 2a3br ]1/2

Diketahui :Vc= 160 cm3/ mol = 160 x10-3 L/molPc= 40 atmJika R= 0.082 L atm/ K. Mol

Solusi

Vc=3bVc= 160x 10-3 L/mol3b=160x 10-3 L/molb= 0.0533

Pc=112 [ 2aR3b3 ]

1/2

, Pc=40 atm

112 [ 2aR3b3 ]

1/2

=40

[ 2aR3b3 ]1 /2

= 40x 12

[ 2aR

3 (0.0533)3 ]1 /2

= 180

¿ = 180 , kedua ruas dikuadratkan

2a x o .082

4.53 x10−4= 32400

2a x 0.082 = 14.6772

2a = 14.6772/0.082

a = 89.945Maka

Tc=23 [ 2a3br ]1/2

Tc=23 [ 2 x89.4953 x0.0533 x 0.082 ]1/2

= 2313651,061 /2

= 77.893 K

(4.1) Ketergantungan suhu dari tekanan uap sulfur dioksida padat dapat ditunjukkan oleh hubungan log (p/Torr) = 10,5916 – 1871,2 / (T/K) dan belerang dioksida cair oleh log (p/Torr) = 8,3186 – 1425,7 / (T/K). Perkirakan suhu dan tekanan dari titik tripel sulfur dioksida.

Landasan Teori:

- Triple point merupakan suatu titik dimana temperatur dan tekanan

dari ketiga fase (gas, cair, dan padat) dari suatu zat berada dalam keadaan kesetimbangan termodinamika. Selain triple point antara zat padat, cair, dan gas, terdapat pula titik-titik tripel yang melibatkan lebih dari satu fase padat untuk zat yang memiliki banyak polimorf. Helium-4 merupakan contoh kasus khusus di mana titik tripelnya melibatkan dua fase cair yang berbeda. Titik tripel menggunakan satuan SI yaitu Kelvin untuk temperature dan Pascal untuk tekanan.

Solusi:- Pada triple point, t3 tekanan uap dari zat cair dan padat adalah

sama, oleh karena itu

10,5916 –1871,2

TK

=8,3186−1425,7TK

10,5916−1871,2KT 3

=8,3186−1425,7KT 3

T 3=196,0K

log( p3Torr )=−1871,2K

196,0K+10,5916=1,0447

p3=11,1Torr

p3=1479,68 Pa=1,48 kPa

(4.12) Dalam sebuah studi dari tekanan uap chloromethane, A. Bah dan N. Dupont-Pavlovsky (J. Chem. Eng. Data 40, 869 (1995)) menunjukkan data untuk tekanan uap selama chloromethane padat pada suhu rendah. Beberapa data ditampilkan di bawah

T/K 145,94 147,96 149,93 151.97 153.97 154.94p/Pa 13.07 18.49 25.99 36.76 50.86 59.56

Perkirakan entalpi standar dari sublimasi chloromethane di 150 K. (ambil volume molar uap dari gas ideal, dan bahwa padat dapat diabaikan.)

Landasan teori:

Untuk peristiwa peguapan dan sublimasi, Clausius menunjukkan bahwa persamaan Clapeyron dapat disederhanakan dengan mengandaikan uapnya mengikuti hukum gas ideal dan mengabaikan volume cairan (v1) yang jauh lebih kecil dari volume uap (vg)

Bila

Maka persamaan 3.10 menjadi

Persamaan 3.18 disebut Clausius Clapeyron. Dengan menggunakan persamaan di atas, kalor penguapan atau sublimasi dapat dihitung dengan dua tekanan pada suhu yang berbeda. Bila entalpi penguapan suatu cairan tidak diketahui, harga pendekatannya dapat diperkirakan dengan aturan trouton, yaitu :

Solusi

Entalpi dari sublimasi dapat diketahui melalui rumus Clausius-Clapeyron dengan menggunakan grafik hubungan ln p dengan 1/T x 1000. Dari grafik ini, nantinya akan didapatkan kemiringan (slope) dari grafik tersebut. Slope akan digunakan untuk menghitung entalpi sublimasi (ΔHsub).

T (K) p(Pa) 1/T (K-1) ln p

145.94

13.07

0.0069 2.5703

147.96

18.49

0.0068 2.9172

149.93

25.99

0.0067 3.2577

151.94

36.76

0.0066 3.6044

153.97

50.86

0.0065 3.9291

154.94

59.56

0.0065 4.087

1/T (K-1) ln p x2 y2 xy

6.8521 2.5703 46.95127

6.606442

17.61195

6.7586 2.9172 45.67867

8.510056

19.71619

6.6698 3.2577 44.48623

10.61261

21.72821

6.5815 3.6044 43.31614

12.9917 23.72236

6.4948 3.9291 42.18243

15.43783

25.51872

6.4541 4.087 41.65541

16.70357

26.37791

39.8109 20.3657

264.2702

70.8622 134.6753

1/T (K-1) ln p x2 y2 xy

6.8521 2.5703

46.95127

6.606442

17.61195

6.7586 2.9172

45.67867

8.510056

19.71619

6.6698 3.2577

44.48623

10.61261

21.72821

6.5815 3.6044

43.31614

12.9917

23.72236

6.4948 3.9291

42.18243

15.43783

25.51872

6.4541 4.087

41.65541

16.70357

26.37791

39.8109 20.3657

264.2702

70.8622

134.6753

m=n (Σxy )−(Σx ) (Σ y )

n (Σ x2 )−¿¿

m=−3,82

6.4 6.45 6.5 6.55 6.6 6.65 6.7 6.75 6.8 6.85 6.90

0.51

1.52

2.53

3.54

4.5

ln P vs 1/T

1/T x 1000

ln p

Dari penghitungan menggunakan least square, didapatkan gradient (slope) dari grafik, yaitu -3,82

Maka nilai entalpi sublimasi (ΔHsub) = -R x (slope)

(ΔHsub) = -R x (slope)

(ΔHsub) = -(8.314 J/mol.K) (- 3820 K) = 31759,5 J/mol = 31,76 kJ/mol

(4.15) Dalam ‘metode saturasi gas’ untuk pengukuran tekanan uap, volume gas V (yang diukur pada suhu T dan tekanan p) menggelegak(ditiupkan) perlahan-lahan melalui cairan yang dipertahankan pada suhu T, dan massa yang hilang m diukur. Tunjukkan bahwa tekanan uap, p, cairan berhubungan dengan massa molarnya, M, oleh p = AmP /(1+Am), dimana A = RT/MPV. Tekanan uap geraniol (M =154,2 gmol-1), yang merupakan komponen dari minyak mawar, diukur di 110 OC. Ditemukan bahwa, saat 5,00 dm3 nitrogen di 760 Torr perlahan-lahan melewati cairan yang panas, hilangnya massa adalah 0,32 g. Hitung tekanan uap geraniol.

Landasan Teori:

Hukum tekanan parsial

Dalton menurunkan hubungan berikut dengan menganggap masing-masing gas dalam campuran berperilaku independen satu sama lain. Anggap satu campuran dua jenis gas A (nA mol) dan B (nB mol) memiliki volume V pada temperatur T. Persamaan berikut dapat diberikan untuk masing-masing gas.

pA=nA RT

V

pB=nB RT

V

pA dan pB disebut dengan tekanan parsial gas A dan gas B. Tekanan parsial adalah tekanan yang akan diberikan oleh gas tertentu dalam campuran seandainya gas tersebut sepenuhnya mengisi wadah.

Dalton meyatakan hukum tekanan parsial yang menyatakan tekanan total P gas sama dengan jumlah tekanan parsial kedua gas. Jadi,

P=pA+ pB=(nA+nB ) RTV

Hukum ini mengindikasikan bahwa dalam campuran gas masing-masing komponen memberikan tekanan yang tidak bergantung satu sama lain. Walaupun ada beberapa gas dalam wadah yang sama, tekanan yang diberikan masing-masing tidak dipengaruhi oleh kehadiran gas lain. Bila fraksi molar gas A, xA, dalam campuran xA = nA/(nA + nB), maka pA dapat juga dinyatakan dengan xA.

pA=[ nA

(n A+nB) ]PDengan kata lain, tekanan parsial setiap komponen gas adalah hasil kali fraksi mol, xA, dan tekanan total P.

Tekanan uap jenuh (atau dengan singkat disebut tekanan jenuh) air disefinisikan sebagai tekanan parsial maksimum yang dapat diberikan oleh uap air pada temperatur tertentu dalam campuran air dan uap air. Bila terdapat lebih banyak uap air, semua air tidak dapat bertahan di uap dan sebagian akan mengembun.

Solusi:

Diketahui: GeraniolM = 154,2 gmol-1

T = 383 K, V = 5,00 dm3P = 1 atm, m = 0,32 gram

Ditanya: tekanan uap geraniol (p)?

Jumlah gas (n) yang ditiupkan kedalam cairan = pvRT

(p = awal tekanan gas dan munculnya gas campuran)

Jumlah uap (vol) yang terbawa (hilang) = mM

Fraksi mole dari uap yang berada didalam gas campuran =

mM

( mM )+( pVRT )Tekanan parsial dari uap

p=

mM

( mM )+( pVRT )× p

¿p( mRT

PVM )( mRTPVM )+1

¿ mPAmA+1

A= RTPVM

A=(8,206×10−2dm3atm K−1mol−1 )×(383K )

(1,00atm )× (5,00dm3 )×(154,2×10−3kg mol−1)=40,76 kg−1

p=(0,32×10−3 kg )× (760Torr )×(40,76kg−1)

(0,32×10−3 kg )× (40,76kg−1 )+1=9,8Torr

5.11 Comelli dan Francesconi menguji campuran asam propionat dengan cairan organik lainnya pada suhu 313,15 K. (F.Comelli dan R.Francesconi, J. Chem. Eng. Data 41, 101 (1996)). Mereka melaporkan pertambahan volume dari pencampuran asam propionat dan oxane adalah VE= x1x2 {a0+a1(x1-x2)}, dimana x1 adalah fraksi mol asam propionat, x2 adalah fraksi mol oxane, a0 = -2,4697 cm3 mol-1 dan a1= 0,0608 cm3mol-1. Densitas asam propioat pada temperatur ini a dalah 0,97174 g cm-3, dan pada oxane 0,86398 g cm-3. (a) Buat persamaan volume molar parsial setiap komponen pada temperatur ini. (b) hitung volume molar parsial setiap komponen di dalam campuran

Landasan Teori

Volume sebuah campuran idealnya adalah V = VAnA + VBnB , tetapi karena pada kenyataannya tidak ada volume yang ideal, maka volume sebuah campuran didefinisikan sebagai Videal + VE dimana, VE= x1x2 {a0+a1(x1-x2)}

maka, V = V1n1 + V2n2 + x1x2 {a0+a1(x1-x2)}

Diketahui:

Asam propionat (C3H6O2) Mr= 74

Oxane (C5H10O) Mr = 86

Solusi

a. Persamaan molar parsialV1= Vm1 + x1x2 {a0+a1(3x1-x2)V2= Vm2 + x1x2 {a0+a1(x1-3x2)

b. volume parsial setiap komponen cairanUntuk menentukan volume parsial, terlebih dahulu kita harus menentukan volumemolar parsial, yaitu dengan rumus

V m=massamolar

ρ

Dimana,

V m1=74 g/mol

0,9717 gcm−3=76,23cm3/mol

V m2=86g /mol

0,86398 gcm−3=99,7cm3/mol

maka,

V 1=76,23+0,52¿3.0,5-0,5)) = 75,63 cm3/mol

V 2=99,7+0,52 ¿99,1 cm3/mol

5.22

Tunjukkan bahwa tekanan osmotic dari larutan nyata adalah Π V=−RT ln aA . Tunjukkan persamaan tersebut, jika konsentrasi larutan rendah, persamaan ini akan menjadi Π V=∅ RT [B] dan oleh karena itu, koefisien osmotic ∅ ,

dapat diketahui melalui osmometry.

Solusi:

Pada sisi pelarut murni, potensial kimia pelarut pada tekanan p adalah μA (p).Pada sisi larutan, potensial kimia diturunkan dengan adanya zat terlarut sebanyak fraksi mol X A, tetapi dinaikkan karena tekanan lebih besar p+Π yang dialami oleh larutan itu. Pada kesetimbangan, kedua tekanan itu harus sama, dan dapat dituliskan.

μA ( p )=μ A(x A , p+Π )

Adanya zat terlarut diperhitungkan dengan cara biasa,

μA (x A , p+Π )=μ A (p+Π )+RT ln x A

Cara memperhitungkan efek tekanan

μA ( p+Π )=μ A (p )+ ∫p

( p+Π )

V mdp

Dengan V msebagai volume molar pelarut murni. Jika ketiga persamaan tersebut digabungkan, maka diperoleh:

−RT ln x A= ∫p

( p+Π )

V mdp

Untuk larutan encer, ln x A dapat digantikan dengan ln (1-xB) = - xB. Kita juga dapat menganggap bahwa rentang tekanan dalam integral sangant

kecil sehingga volume molar pelarut merupakan konstanta. Dengan demikian, V m dapat dikeluarkan dari integral, sehingga diperoleh

RT X B=Π V m

Jika larutan tersebut encer, xB=nB /nA .Lebih lanjut, karena nAV m=V ,yaitu volume total pelarut, maka persamaan ini disederhanakan menjadi persamaan van’t hoff

Π V=nB RT

(6.21) Karbon dioksida pada tekanan tinggi biasa digunakan untuk memisahkan bermacam-macam senyawa dalam minyak jeruk. Fraksi mol dari CO2 dalam cairan (x) dan uap (y) pada 323,2 K diberikan dibawah ini untuk tekanan yang berbeda-beda.

p/MPa 3.94 6.02 7.97 8.94 9.27x 0.2873 0.4541 0.6650 0.7744 0.8338y 0.9982 0.9980 0.9973 0.9958 0.9922

a. plot bagian diagram fase yang ditunjukkan oleh data inib. Nyatakan komposisi dan proporsi relatif dari dua fase yang ada setelah

campuran equimolar gas dikompresi menjadi 6.02 MPa pada 323,2 K.

Dua asumsi utama yang diperlukan untuk mereduksi perhitungan VLE terhadap hukum Raoult adalah:

Fasa uap adalah gas ideal Fasa cair adalah larutan ideal

Asumsi pertama berarti bahwa hukum Raoult dapat diterapkan untuk tekanan rendah sampai menengah. Penerapan kedua bahwa ini memiliki perkiraan validitas hanya ketika komponen yang menyusun sistem sama secara kimia. Hanya saja sebagai gas ideal yang menjalani prilaku seperti prilaku gas nyata pada keadaan standar yang dapat diperbandingkan, larutan ideal merepresentasikan prilaku menuju prilaku larutan nyata yang dapat diperbandingkan. Prilaku larutan ideal sering diperkirakan dengan fasa cair dimana spesies/komponen molecular tidak terlalu berbeda dalam ukuran

dan sifat kimianya sama. Oleh Karena itu, campuran isomer, seperti orto-, meta-, dan para-xylena, sangat memenuhi terhadap prilaku larutan ideal. Begitu juga campuran anggota deret homolog seperti, n-heksan/n-heptan, etanol/propanol, dan benzene/toluen. Contoh lain adalah aseton/asetonitril dan asetonitril/nitrometan.

Ekspresi matematis yang merefleksikan dua daftar asumsi dan memberi ekspresi kuantitatif terhadap hukum Raoult adalah:

yi P xi Pi

sat

(i = 1, 2, . . . ,N) (1)

dimana xi adalah mol fraksi fase cair, yi adalah mol fraksi fase uap dan P sat

adalah

itekanan uap murni spesies i pada temperature sistem. Produk yi P pada sisi kiri (1) dkenal sebagai tekanan parsial spesies i.

Model sederhana untuk VLE persamaan (1) menyediakan deskripsi realistis prilaku aktual untuk kelas sistem yang relatif kecil. Namun demikian, ini berguna untuk menampilkan sistem yang lebih kompleks.

Batasan hukum Raoult adalah bahwa ini dapat diterapkan hanya terhadap spesies untuk yang tekanan uapnya diketahui dan ini memerlukan bahwa spesies adalah subkritikal, yaitu temperature aplikasi di bawah temperature kritis spesies.

Penampakan penting dan berguna hukum Rault adalah bahwa hal ini valid untuk beberapa spesies yang ada pada kesatuan pendekatan mol fraksi, menyediakan hanya bahwa fasa gas adalah gas ideal.

Perhitungan Dewpoint dan Bubblepoint dengan Hukum Raoult

Walaupun masalah VLE dengan kombinasi variabel lain memungkinkan, ketertarikan teknik memusatkan pada perhitungan titik embun (dewpoint) dan titik gelembung (bubblepoint); terdapat empat jenis:

BULP P ; Menghitung {yi}dan P, diberikan {xi} dan T DEW P ; Menghitung {xi}dan P, diberikan {yi}

dan T BULP T ; Menghitung {yi}dan P, diberikan {xi} dan P DEW T ; Menghitung {xi}dan P, diberikan {yi} dan P

Dalam setiap kasus nama menyarankan kuantitas yang dihitung: salah satu dari komposisi BUBL (uap) atau DEW (cair) dan salah satu dari P atau T. Oleh karena itu harus tertentu salah satu dari komposisi fasa cair atau fasa uap dan salah satu T atau P, karena itu penetapan 1 + (N – 1) atau N variabel aturan fasa, secara pasti jumlah derajat bebas F dibutuhkan oleh aturan fasa untuk kesetimbangan uap-cair. Persamaan untuk larutan kuat masalah VLE memiliki fungsionalitas kompleks, dan kegunaannya untuk menentukan titik gelembung dan titik embun memerlukan perhitungan iterasi yang kompleks. Pada seksi ini perhitungan dibuat untuk kondisi dimana penyederhanaan asumsi berlaku. Prosedur umum untuk menyelesaikan masalah VLE menjadi jelas melalui perhitungan yang relative sederhana. Pertama kita memfokuskan kepada aplikasi hokum Rault.

Solusia.

0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.90

2

4

6

8

109.27

Grafik Tekanan vs X

x

Teka

nan

b. Tidak perlu dilakukan interpolasi data, untuk 6.02 MPa adalah tekanan dari data eksperimen. Fraksi mol CO2 dalam fase cair 0,4541 dan dalam fasa uap 0,9980. Proporsi dua fase adalah

nliq

nvap

= vl=0,9980−0,50000,5000−0,4541

=10,85

7.12 Bahan bakar sel dapat menghasilkan energi listrik untuk spacecraft (seperti pada NASA space shuttles) dan juga bisa menghasilkan sumber energi untuk automobiles. Hidrogen dan karbon monoksida diteliti untuk digunakan pada bahan bakar sel, oleh karena itu kelarutannya dalam lelehan garam menjadi objek utama untuk diteliti/diperhatikan. Kelarutan keduanya pada campuran lelehan NaNO3/KNO3 dinyatakan (E. Desimoni and P. G. Zambonin, J. Chem SOC. Faraday Trans. I. 2014 (1973)) pada hasil berikut:

Log sH2 = -5,39 – 980T /K

Log sCO = -5,98 – 980T /K

dimana s adalah kelarutan dalam mol/cm3bar. Hitunglah entalpi molar standar dari larutan kedua gas tersebut pada suhu 570oK.

Diketahui nilai K = c /co

p / po

s adalah kelarutan dalam mol/cm3bar, maka dapat ditarik

hubungan bahwan K = s

so

Persamaan van’t Hoff adalah ekspresi kemiringan dari gragik yang menggambarkan konstanta kesetimbangan dengan spesifik (ln K) sebagai fungsi dari temperatur. Salah satu bentuk dari persamaan

van’t Hoff adalah ∆rHo = -R x dlnk

d ( 1T ) dimana ln k = ln (s

so) = 2,303 log (

s

so). Dari persamaan tersebut, maka entalpi molar standar dari

larutan hydrogen dan karbon monoksida adalah:

∆rHo (H2) = -(2,303)(R)(d

d ( 1T ) (-5,39 – 768KT

)

= 2,303R x 768K = +14,7 KJ/mol

∆rHo (CO) = -(2,303)(R)(d

d ( 1T ) (-5,98 – 980KT

)

= 2,303R x 980K = +18,8 KJ/mol

7.1 Konstanta kesetimbangan untuk reaksi I2(s) + Br2(g) 2IBr(g) adalah 0,164 pada suhu 25oC.

a. Hitunglah untuk reaksi tersebut.

b. Gas bromin dimasukkan ke dalam suatu wadah dengan sisa iodin padat. Tekanan dan temperatur diatur pada 0,164 atm dan 25oC. Hitung tekanan parsial IBr(g) pada saat kesetimbangan. Asumsikan seluruh bromin terbentuk dari cairan dan tekanan uap iodin tidak dapat ditentukan (tidak berpengaruh).

Landasan Teori:

adalah energi reaksi Gibbs standar, yaitu perbedaan energi molar Gibbs standar antara reaktan dan produk, sedangkan ∆rG adalah energi reaksi Gibbs yaitu kemiringan grafik energi Gibbs. Hubungan keduanya dinyatakan dalam persamaan:

Pada kondisi kesetimbangan, ∆rG bernilai 0. Oleh karena itu, rasio dari tekanan parsial pada saat kesetimbangan dinyatakan dalam K (konstanta kesetimbangan) dan persamaannya menjadi:

Solusi:

∆G= - (RTlnK)

= - (8,314)(25+273)(ln 0,164)

= 4480 Joule/mol

Landasan Teori:

Iodin memiliki fasa berupa padatan, sementara bromin dan iodin bromida memiliki fasa berupa gas. Tekanan uap iodin yang

terbentuk dianggap tidak berpengaruh, dengan kata lain nilai tekanan uap iodin tidak termasuk ke dalam perhitungan (dapat diabaikan). Oleh karena itu, untuk menghitung nilai tekanan parsial IBr pada saat kesetimbangan, dapat digunakan persamaan berikut:

Membuat tabel kesetimbangan

Br2 IBR

Jumlah (1-α)n 2αn

Fraksi mol (1−α )(1+α)

2α(1+α )

Tekanan parsial

(1−α ) p(1+α )

2αp(1+α )

Kondisi kesetimbangan

Konstanta kesetimbangan (K) yang mengekspresikan sejumlah aktivitas disebut konstanta kesetimbangan termodinamika. Pada saat kondisi kesetimbangan, kemiringan dari kurva Gibbs bernilai nol (∆rG = 0). Hasil dari kesetimbangan dapat dituliskan dalam persamaan

K = ∏J

aJ vJ

Dimana K = (PprodukPreaktan

)

Solusi:

Perhitungan tekanan parsial

K = ∏J

aJ vJ =

( pIbrp❑ )

2

(p Br2p❑ )

(untuk senyawa dengan fasa gas)

K = (2α )2( p

p❑)

(1−α )(1+α) =

(4α 2( pp❑))

1−α 2 = 0,164

Dengan besar tekanan total p = 0,164 atm,

4α2 = 1- α2 ; α2 = 1/5 , α = √1/5 = 0,447

Tekanan parsial IBr = fraksi mol IBr x tekanan total

= 2α

(1+α ) x p = 2(0,447)(1+0,447)

x 0,164 = 0,101 atm

c. Pada faktanya, iodin padat memiliki tekanan uap yang dapat diukur pada suhu 25oC. Pada kasus ini, bagaimana modifikasi dari perhitungannya?

Tekanan parsial total p = pI2 + pBr2 + pIBr

pI2 = xI2p ; pBr2 = xBr2p ; pIBr = xIBrp

dengan n merupakan jumlah Br2 yang dimasukkan ke dalam wadah, maka modifikasi perhitungannya terletak pada fraksi mol dari Br2 dan IBr yaitu yang dituliskan berikut:

xBr2 = (1−α )n

(1+α )n+n I 2 dan xIBr =

2αn(1+α )n+nI 2

dimana perhitungan konstanta kesetimbangan tetap menggunakan

persamaan K = ∏J

aJ vJ