Rangkuman Kesetimbangan Uap Cair

1.1  Kesetimbangan Uap-Cair

Perhitungan kesetimbangan uap cair dilakukan untuk menentukan komposisi fasa uap dan fasa cair suatu campuran yang berada dalam keadaan setimbang. Kesetimbangan uap cair dapat digambarkan dengan skema berikut:

Fasa Uap µiv yi T  P

Fasa Uap µiL xi T  P

Gambar 2.1 Skema Kesetimbangan Uap Cair

(Chang, 2010)

Perhitungan kesetimbangan uap cair diselesaikan dengan menerapkan kriteria kesetimbngaan uap-cair. Dua fasa berada dalam kesetimbangan termodinamik apabila temperatur dan tekanan kedua fasa sama serta potensial kimia masing-masing komponen yang terlibat di kedua fasa bernilai sama. Dengan demikian, pada temperatur dan tekanan tertentu, kriteria kesetimbangan uap cair dapat dinyatakan  sebagai berikut:

                                    µ_i^v = µ_i^L dimana i = 1 sampai N                     (Chang, 2010)

        dimana µ_i adalah potensial kimia komponen i, N adalah jumlah komponen, V dan L menyatakan fasa uap dan fasa cair. Potensial kimia adalah besaran yang tidak mudah dipahami dan juga sukar dihubungkan dengan variabel-variabel yang mudah diukur seperti tekanan, temperatur, dan komposisi. Untuk mengatasi hal tersebut, Lewis mengemukakan sebuah konsep yang dikenal sebagai konsep fugasitas. Berdasarkan konsep ini, kesamaan potensial kimia dapat diartikan pula sebagai kesamaan fugasitas tanpa mengurangi arti yang terkandung di dalamnya.

1.2  Model Persamaan Kesetimbangan Uap-Cair

Ketika termodinamika diterapkan untuk kesetimbangan uap-cair, tujuannya adalah menemukan temperatur, tekanan, dan komposisi fasa dalam kesetimbangan dengan perhitungan. Sesungguhnya, termodinamika menyediakan ruang lingkup kerja matematis untuk hubungan sistematis, ekstensi, generalisasi, avaluasi, dan interpretasi data. Lebih dari itu, ini berarti dengan prediksi berbagai teori fisika molekular dan mekanik statistik dapat diterapkan untuk tujuan praktis. Tak satupun ini dapat diselesaikan tanpa model untuk prilaku sistem dalam kesetimbangan uap-cair. Dua model yang paling sederhana adalah Hukum Raoult dan Hukum Henry.

1.3  Hukum Raoult

Kimiawan Perancis Francois-Marie Raoult menemukan bahwa untuk beberapa larutan, plot dari tekanan uap pelarut versus fraksi mol pelarut dapat sangat tepat dengan garis lurus. Larutan yang mengikuti hubungan garis lurus ini sesuai dengan persamaan sederhana :

  P₁ = X₁.P⁰₁

   Yang dikenal sebagai hukum Raoult. Larutan sepseti ini disebut laruta ideal. Larutan lain menyimpang dari perilaku garis lurus dan disebut larutan nonideal. Larutan non ideal dapat menunjukkan penyimpangan positif (dengan tekanan uap lebih tinggi daripada yang diprediksi oleh hukum Raoult) atau penyimpangan negatif (dengan tekanan uap lebih rendah). Pada tingkat molekul, penyimpangan negatif muncul bila zat terlarut menarik molekul pelarut dengan sangat kuat, sehingga mengurangi kecenderungannya untuk lari ke fasa uap. Penyimpangan positif muncul pada kasus kebalikannya, yaitu bila molekul pelarut dan zat terlarut tidak saling tertarik satu sama lain. Bahkan larutan nonideal dengan zat terlarut yang tidak terdisosiasi mendekati hukum Raoult jika X₁ mendekati 1.

Hukum Raoult merupakan dasar bagi empat sifat larutan encer yang disebut sifat koligatif sebab sifat-sifat itu bergantung pada efek kolektif jumlah partikel terlarut, bukannya pada sifat partikel yang terlibat. Keempat sifat itu ialah :

            1.      Penurunan tekanan uap larutan relatif terhadap tekanan uap pelarut murni

            2.      Peningkatan titik didih

            3.      Penurunan titik beku, dan

            4.      Gejala tekanan osmotik. 

1.4  Hukum Dalton

Hukum Dalton menyatakan bahwa total suatu campuran gas merupakan jumlah dari tekanan masing-masing gas itu sendiri. Ketika dua gas, A dan B, berada dalam wadah dengan volume V, tekanan yang ditimbulkan oleh gas A berdasarkan persamaan gas ideal adalah

     Dalam campuran gas A dan B, tekanan total Pt merupakan hasil tumbukan kedua jenis molekul itu. A dan B dengan dinding wadahnya. Maka, berdasarkan hukum Dalton,

     Dengan n, jumlah total mol gas yang ada, diberikan menurut n = n_A + n_B, dan P_A dan P_B masing-masing adalah tekanan parsial gas A dan B. secara umum, tekanan total campuran gas diberikan oleh :             

        

(Chang, 2010)

      Dengan P1, P2, P3, ….. adalah tekanan parsial komponen-komponen 1,2,3,….. jika P_A dibagi dengan P_T, maka

           Dimana X_A adalah fraksi mol gas A. nilai fraksi mol selalu lebih kecil dari 1, kecuali jika A satu-satunya komponen yang ada. Tekanan parsial A dan B dinyatakan sebagai berikut :   

        Perlu diperhatikan bahwa jumlah fraksi mol dalam campuran gas harus bernilai satu. Jika hanya ada dua komponen, maka

         Jika suatu system mengandung lebih dari dua gas, maka tekanan parsial dari komponen ke I dapat dihubungkan dengan tekanan total menurut persamaan berikut :

        Dimana X_i adalah fraksi mol zat i.

(Chang, 2010)

1.5  Hukum Henry

Pada fraksi mol X₂ yang cukup rendah, tekanan uap komponen w berbanding lurus terhadap X₂ :

         Dengan k₂ adalah sebuah tetapan. Untuk X₁ kecil (X₂ dekat 1)

   Tekanan uap linear dari apa yang disebut zat terlarut (sebab keberadaannya dalam fraksi mol yang rendah) disebut sebagai Hukum Henry: tekanan uap zat terlarut yang atsiri berbanding lurus dengan fraksi mol zat itu dalam larutan. Bilama hukum Raoult berlaku untuk pelarut, maka hukum Henry berlaku untuk zat terlarut (Kister, 2001).

      Referensi

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar : Konsep-konsep Inti. Jakarta : Erlangga.

Kister, Henry Z. 1992. Distillation Design. New York : McGraw Hill Inc.

Perry, Robert H. 2008. Perry’s Chemical Engineering Handbook. Edisi Kedelapan. New York:         McGraw-Hill Company.

Smith, J.M, H.C. Van Ness, dan M.M. Abbott. 2005. Introduction to Chemical Engineering Thermodynamics. Edisi Ketujuh. New York: The Mc-Graw Hill Companies, Inc.