Sifat
koligatif larutan adalah
sifat larutan
yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut tetapi hanya
bergantung pada konsentrasi pertikel zat terlarutnya[1].
Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan
sifat koligatif larutan nonelektrolit[1].
Molalitas dan Fraksi Mol
Dalam
larutan, terdapat beberapa sifat zat yang hanya ditentukan oleh banyaknya
partikel zat terlarut[2].
Oleh karena sifat koligatif larutan ditentukan oleh banyaknya partikel zat
terlarut, maka perlu diketahui tentang konsentrasi larutan[2].
Molalitas (m)
Molalitas
(kemolalan) adalah jumlah mol
zat terlarut dalam 1 kg (1000 gram) pelarut[2].
Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut [2]:
- Keterangan :
m =
molalitas larutan (mol / kg)
n = jumlah
mol zat terlarut (g / mol)
P = massa
pelarut (g)
Fraksi Mol
Fraksi mol
merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan
berdasarkan mol[2].
Fraksi mol komponen , dilambangkan dengan adalah jumlah mol komponen dibagi dengan jumlah mol
semua komponen dalam larutan[2].
Fraksi mol adalah dan seterusnya[2].
Jumlah fraksi mol dari semua komponen adalah 1[2].
Persamaannya dapat ditulis[2].
Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut[2]:
Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit
Meskipun
sifat koligatif melibatkan larutan, sifat koligatif tidak bergantung pada
interaksi antara molekul pelarut dan zat terlarut, tetapi bergatung pada jumlah
zat terlarut yang larut pada suatu larutan[3].
Sifat koligatif terdiri dari penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih,
penurunan titik beku, dan tekanan osmotik[3].
Penurunan Tekanan Uap
Marie
Francois Raoult (1830 – 1901) ilmuwan yang menyimpulkan tentang tekanan uap
jenuh larutan
Molekul
– molekul zat cair yang meninggalkan permukaan menyebabkan adanya tekanan uap zat cair[3].
Semakin mudah molekul – molekul zat cair berubah menjadi uap, makin tinggi pula
tekanan uapzat cair[3].
Apabila tekanan zat cair tersebut dilarutkan oleh zat terlarut yang tidak
menguap, maka partikel – partikel zat terlarut ini akan mengurangi penguapan
molekul – molekul zat cair[3].
Laut mati
adalah contoh dari terjadinya penurunan tekanan uap pelarut oleh zat terlarut
yang tidak mudah menguap. Air
berkadar garam
sangat tinggi ini terletak di daerah gurun yang sangat panas
dan kering, serta tidak berhubungan dengan laut bebas, sehingga
konsentrasi zat terlarutnya semakin tinggi[3].
Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis[3] :
P0 – P
P0 – P
P0
> P
- Keterangan :
P0
= tekanan uap zat cair murni
P = tekanan
uap larutan
Pada tahun
1808, Marie Francois Raoult seorang kimiawan
asal Perancis
melakukan percobaan mengenai tekanan uap jenuh larutan, sehingga ia
menyimpulkan tekanan uap jenuh larutan sama dengan fraksi mol pelarut dikalikan
dengan tekanan uap jenuh pelarut murni[3].
Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis[3].
Kesimpulan ini dikenal dengan Hukum Raoult
dan dirumuskan dengan[3].
Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis[3] :
P = P0 x Xp
P = P0 x Xp
= P0 x Xt
- Keterangan :
P = tekanan
uap jenuh larutan
P0
= tekanan uap jenuh pelarut murni
Xp = fraksi
mol zat pelarut
Xt = fraksi
mol zat terlarut
Kenaikan Titik Didih
Titik didih
zat cair adalah suhu
tetap pada saat zat cair mendidih. Pada suhu ini, tekanan uap zat cair sama
dengan tekanan udara di sekitarnya[4].
Hal ini menyebabkan terjadinya penguapan di seluruh bagian zat cair. Titik
didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer[4].
Dari hasil penelitian, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari
titik didih pelarut murninya[4].
Hal ini disebabkan adanya partikel – partikel zat terlarut dalam suatu larutan
menghalangi peristiwa penguapan partikel – partikel pelarut[4].
Oleh karena itu, penguapan partikel – partikel pelarut membutuhkan energi yang
lebih besar[4].
Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut
kenaikan titik didih yang dinyatakan dengan ()[4].
Persamaannya dapat ditulis [4]:
- Keterangan :
Tb = kenaikan titik didih
kb = tetapan
kenaikan titik didih molal
m = massa
zat terlarut
Mr = massa
molekul relatif
Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut[5]
Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut[5]
Pelarut
|
Titik Didih
|
Tetapan (Kb)
|
56,2
|
1,71
|
|
80,1
|
02,53
|
|
204,0
|
05,61
|
|
76,5
|
04,95
|
|
80,7
|
02,79
|
|
217,7
|
05,80
|
|
182
|
03,04
|
|
Air
|
100,0
|
00,52
|
Penurunan Titik Beku
Adanya zat
terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil
daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut[5] :
- Keterangan :
Tf = penurunan titik beku
kf =
penurunan titik beku molal
m = molal
larutan
Mr = massa
molekul relatif
Tabel
Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut[5]
Pelarut
|
Titik Beku
|
Tetapan (Kf)
|
-95,35
|
2,40
|
|
5,45
|
5,12
|
|
179,8
|
39,7
|
|
-23
|
29,8
|
|
6,5
|
20,1
|
|
80,5
|
6,94
|
|
43
|
7,27
|
|
Air
|
0
|
1,86
|
Tekanan Osmotik
Van’t Hoff
Tekanan
osmotik adalah gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang
melalui selaput semipermiabel ke dalam larutan[5].
Membran semipermeabel adalah suatu selaput yang dapat dilalui molekul – molekul
pelarut dan tidak dapat dilalui oleh zat terlarut. Menurut Van’t Hoff,
tekanan osmotik larutan dirumuskan [5]:
- Keterangan :
= tekanan osmotik
M =
molaritas larutan
R = tetapan
gas ( 0,082 )
T = suhu
mutlak
Sifat Koligatif Larutan Elektrolit
Pada
konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang
lebih besar daripada sifat koligatif larutan non elektrolit[6].
Banyaknya partikel zat terlarut hasil reaksi ionisasi larutan
elektrolit dirumuskan dalam faktor Van’t Hoff[6].
Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor
Van’t Hoff[6] :
- Keterangan :
= faktor Van’t Hoff
n = jumlah
koefisien kation
= derajat ionisasi
Penurunan Tekanan Uap Jenuh
Rumus
penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van’t Hoff adalah[6] :
=P0
=P0
Kenaikan Titik Didih
Persamaannya
adalah[6]:
=
Penurunan Titik Beku
Persamaannya
adalah[6] :
=
Tekanan Osmotik
Persamaannya
adalah[6] :
=
=
0 komentar:
Posting Komentar