Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007
210
11.1.4. Penurunan Titik Beku
Seperti tampak pada diagram pada Gambar 10.4 bahwa kenaikan titik didih diikuti dengan
penurunan titik beku suatu larutan. Jika konsentrasi dalam molalitas dari zat terlarut semakin besar,
maka titik beku larutan semakin kecil. Selisih antara titik beku larutan dengan titik beku pelarut disebut
penurunan titik beku. Hubungan penurunan titik beku larutan dengan konsentrasi larutan
disederhanakan dalam persamaan dan persamaan ini untuk larutan non elektrolit :
∆T
f
= k
f
. m
∆T
f
= penurunan titik beku k
f
= tetapan penurunan titik beku dari zat pelarut m = molal larutan
Untuk larutan elektrolit berlaku persamaan :
∆T
f
= k
f
. m [1 + n
‐1 α]
Hubungan antara perubahan titik beku dengan larutan ditunjukan oleh persamaan :
∆T
f
= T
f
– T
f
∆T
f
= penurunan titik beku T
f
= titik beku larutan T
f
= titik beku pelarut Untuk lebih mudah menggunakan persamaan
penurunan titik beku larutan perhatikan contoh soal dibawah ini:
Sebuah senyawa sebanyak 0,6 mol terdapat dalam 150 gram benzol, jika diketahui k
f
untuk senyawa benzol adalah 4,9
Cmol dan titik bekunya = 5,6 C.
Tentukan Penurunan titik beku dan titik beku larutan. Penyelesaian dalam Bagan 10.6 disebelah.
Sebagai bahan pembanding kita dapat tentukan juga penurunan titik beku larutan untuk senyawa
elektrolit sepert Asam sulfat.
Larutan 0.1 molal H
2
SO
4
, zat tersebut merupakan asam kuat dengan derajat ionisasi
α = 1. jika pelarutnya air, dan harga k
f
air = 2.86
o
Cmolal. Tentukan titik beku larutan tersebut. Penyelesaian
pada Bagan 11.6. Bagan 11.6. Penyelesaian soal Titik
beku larutan non ‐elektrolit
Penurunan titik beku; ∆T
f
= k
f
. m konsentrasi larutan =
grambenzol mol
100 6
,
maka dalam 100 gram benzol akan terdapat:
1000 X =
150 6
,
4 mol m ∆T
f
= 4,9 X 4 = 19,6 C
Jadi penurunan titik beku = 19,6 C
Titik beku larutan:
∆T
f
= T
f
– T
f
19,6 = 5,6 – T
f
T
f
= -14 Maka titik beku larutan = -14
C
Bagan 10.6. Penyelesaian soal Titik beku larutan elektrolit
H
2
SO
4
→ 2 H
+
+ SO
4 2-
, jumlah n = 3 α = 1
m = 0.1 molal k
f
air= 2.86
o
Cmolal Perubahan Titik didihnya adalah
∆T
f
= k
f
. m [1 + n -1 α]
∆T
f
=2.86. 0.1[1+3-1.1] ∆T
f
=2.86. 0.3 ∆T
f
= 0.858
o
C Titik didih larutan
∆T
f
= T
f
– T
f
T
f
= 0 - 0.858 T
f
=- 0.858
o
C
Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007
211
11.2. Tekanan Osmotik
Osmosis adalah proses merembesnya atau mengalirnya pelarut ke dalam larutan melalui selaput
semipermiabel. Proses perembesan hanya terjadi dari larutan yang mempunyai konsentrasi yang kecil ke
dalam larutan berkonsentrasi besar.
Selaput permeabel merupakan selaput yang hanya dapat dilewati oleh partikel
‐partikel dengan ukuran tertentu.
Tekanan osmotik atau osmosa adalah tekanan yang diperlukan, sehingga terjadi penghentian aliran
pelarut ke dalam larutan. Pada Gambar 11.7 besarnya tekanan setara dengan perubahan dari
∆h. Dalam hubungannya dengan konsentrasi larutan Van
het Hoff menyimpulkan bahwa Tekanan osmotik larutan akan semakin besar apabila konsentrasi
Molar dari zat terlarut semakin besar.
Menurut Van Het Hoff, maka berlaku: T
R C .
. =
π
π
= tekanan osmosa dalam atm C = konsentrasi zat terlarut molL
R = konstanta gas = 0,082 atm.Lmol.K T = suhu dalam
o
K Tekanan osmosa 17 gram suatu zat dalam 1 liter
larutan pada suhu 27
o
C adalah 1,5 atm. Berapakah berat molekul zat tersebut?
Persamaan tekanan osmosa T
R C .
. =
π
π
= 1.5 atm R = 0.082 atm.Lmol.K
T = 273 + 27 = 300 K
1,5 = C . 0,082 . 300 C = 0.061 molL
BM dari zat tersebut adalah Mr
Berat mol
= Mr = 278.
Gambar 11.7. Percobaan perembesan larutan melalui
membran semi permeabel
Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007
212
RANGKUMAN
1. Bercampurnya zat terlarut dengan pelarut tidak hanya memberikan perubahan sifat kimia namun juga perubahan
sifat fisika. Sifat ‐sifat ini muncul karena keberadaan
partikel ‐partikel zat terlarut. Perubahan sifat meliputi titik
didih, titik beku , tekanan uap jenuh dan tekanan osmotik larutan.
2. Rault menyimpulkan hubungan antara penurunan tekanan uap suatu zat cair dengan konsentrasi larutannya dalam
persamaan : ∆P=P
. X
B,
dimana ∆P = perubahan tekanan uap
larutan, P = tekanan uap jenuh pelarut murni dan X
B
= fraksi mol pelarut.
3. Untuk larutan non eleltrolit hanya melarut dan terpecah menjadi partikel
‐partikel yang lebih kecil. Sedangkan larutan elektrolit, mengalami ionisasi sehingga perlu
kalikan dengan persamaan 1 + n ‐1
α, dimana : i = faktor ionisasi, n = jumlah ion dan
α = derajat ionisasi. 4. Kenaikan titik didih larutan akan semakin besar apabila
konsentrasi molal dari zat terlarut semakin besar. ∆T
b
= k
b
. m, untuk larutan elektrolit
∆T
b
= k
b
. m [1 + n
‐1 α]
dimana, T
b
= kenaikan titik didih larutan k
b
= tetapan kenaikan titik didih molal pelarut kenaikan titik didih untuk
1 mol zat dalam 1000 gram pelarut dan m = molal larutan mol100 gram pelarut
5. Hubungan penurunan titik beku larutan dengan konsentrasi larutan disederhanakan dalam persamaan
∆T
f
= k
f
. m, untuk larutan elektrolit
∆T
f
= k
f
. m [1 + n
‐1 α],
dimana ∆T
f
= penurunan titik beku, k
f
= tetapan penurunan titik beku dari zat pelarut dan m = molal larutan.
6. Hubungannya dengan konsentrasi larutan Van het Hoff menyimpulkan bahwa Tekanan osmotik larutan akan
semakin besar apabila konsentrasi Molar dari zat terlarut semakin besar.
T R
C . .
=
π
, dimana
π
= tekanan osmosa dalam atm, C = konsentrasi zat terlarut molL, R =
konstanta gas = 0,082 atm.Lmol.K dan T = suhu dalam
o
K.
Kategori