Sifat Koligatif Larutan

11.1. Sifat Koligatif Larutan

Dalam proses pembuatan larutan sudah banyak kita bahas sifat ‐sifat kimia. 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. Kita ambil contoh dalam kehidupan sehari ‐hari, jika kita memasak air tentu akan mendidih pada suhu 100 o

C, namun jika kita masukkan garam

ke dalamnya terjadi perubahan suhu mendidihnya. Dalam hal ini tentunya akan terjadi penambahan energi tidak hanya untuk meningkatkan suhu air, namun juga untuk meningkatkan suhu garam. Karena sifat ‐sifat tersebut ditentukan oleh jumlah partikel, maka konsentrasi larutan yang dipergunakan adalah fraksi zat terlarut dalam fraksi totalnya atau fraksi pelarut di dalam fraksi totalnya, yang dinyatakan dalam fraksi mol zat (X). Satuan konsentrasi yang juga dipergunakan adalah rasio berat zat terlarut dalam larutannya yaitu molalitas (m), ingat Bab 3, konsentrasi larutan.

Perubahan sifat ‐sifat ini tidak terbatas pada hanya pada titik didih, namun juga terhadap titik beku dan tekanan uap jenuh serta tekanan osmotik larutan.

11.1.1. Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Penurunan tekanan uap jenuh larutan akan semakin besar apabila konsentrasi (fraksi mol) dari zat terlarut semakin besar. Tekanan uap suatu zat cair lebih tinggi dari tekanan uap jenuh larutan, perhatikan Gambar 11.1.

Roult meneliti dan banyak melakukan eksperimen dalam berbagai campuran zat dan dia menyimpulkan hubungan antara penurunan tekanan uap suatu zat cair dengan konsentrasi larutannya, Hasil ekperimennya mengantarkan Roult untuk menyederhanakan fenomena tersebut kedalam persamaan seperti dibawah ini :

P=P 0 .X A

dimana; P = tekanan uap jenuh larutan

Gambar 11.1. Pengaruh adanya zat terlarut P 0 = tekanan uap jenuh pelarut murni

terhadap tekanan uap pelarut A murni dan

X A = fraksi mol pelarut adanya zat terlarut B Sedangkan penurunan tekanan uap jenuh

diakibatkan karena adanya fraksi zat terlarut

di dalam pelarut. Bagan 11.2 Pengaruh adanya zat terlarut

Sehingga besarnya penurunan sangat terhadap tekanan uap pelarut A murni dan tergantung pada fraksi zat ini yang

adanya zat terlarut B dinyatakan dalam persamaan;

Beberapa asumsi kita pergunakan yaitu jika berat

0 ∆P = P larutan adalah 100 gram, sehingga kita dapat

.X B

menentukan berat zat dari zat terlarut Glukosa

dimana dengan rumus molekul C 6 H 12 O 6

∆P = penurunan tekanan uap jenuh pelarut

0 P Misalkan berat larutan = 100 gram = tekanan uap jenuh pelarut murni

X B = fraksi mol zat terlarut

Glukosa (C 6 H 12 O 6 ) = 18% x 100=18 gram = 18/180 mol

Dari hubungan di atas maka didapat, = 0,1 mol

tekanan uap jenuh larutan:

Air (H 2 O) = 100 - 18 gram = 82 gram

P=P 0

A ‐ ∆P = 82/18 mol = 4.56 mol

P = tekanan uap larutan ∆P 0 = penurunan tekanan uap jenuh

= 0 , 02 larutan

Fraksi mol C 6 H 12 O 6 =

A = tekanan uap jenuh pelarut murni

a. Penurunan tekanan uap jenuh air (pelarut):

Untuk lebih mudah memahaminya mari kita

∆P = P 0 .X B

perhatikan contoh soal dibawah ini,

Di dalam air terlarut 18% berat glukosa = 0,015 atm dimana diketahui tekanan uap air pada suhu

Dengan mengetahui jumlah perubahan tekanan uap

30 mka dapat ditentukan tekanan uap jenuh larutan; C adalah 0,7 atm.

a. tentukan penurunan tekanan uap jenuh

b. Tekanan uap jenuh larutan

air

P=P 0 A - ∆P A

b. tentukan tekanan uap jenuh larutan

= 0,7 – 0,069 pada suhu 30 o C = 0,631 atm

Perhatikan cara penyelesaikan soal ada pada bagan 11.2. disebelah.

11.1.2. Jumlah partikel larutan elektrolit dan non elektrolit

Bagan 11.3. Jumlah partikel yang terjadi Sebelum kita bahas kenaikan titik didih dan

pada proses ionisasi sebagian penurunan titik beku, terlebih dahulu kita bedakan

Larutan elektrolit dan larutan non elektrolit dalam

kaitannya kandungan partikelnya.Kedua larutan ini Jika reaksi ionisasi dengan derajat

walaupun memiliki konsentrasi larutan yang sama, ionisasi α. namun memiliki jumlah partikel yang berbeda. Hal

aA → nB

ini disebabkan karena larutan elektrolit terurai menjadi ion Zat A mula-mula : a mol ‐ion sedangkan larutan non elektrolit

Zat A yang terurai : a α mol tidak terionisasi. Zat A yang tersisa : a - a α mol

Untuk larutan non elektrolit, tidak terionisasi

α) mol : a (1-

C 6 H 12 O 6 →C 6 H 12 O 6

Zat B yang terbentuk : n a α mol Hanya melarut dan terpecah menjadi partikel ‐

partikel yang lebih kecil. Sedangkan larutan Jumlah mol sesudah ionisasi :

elektrolit, mengalami ionisasi seperti:

Zat A sisa + Zat B yang terbentuk

HCl ‐ → H + Cl

Jumlah mol sesudah ionisasi

Pada kasus HCl merupakan elektrolit kuat, sehingga

: a (1- α) m + n a α

semua terionisasi, jika elektrolit tersebut hanya : a [1+ (n-1) α]

terionisasi sebagian, maka perlu cara lain untuk Perbandingan jumlah mol sesudah

melihat banyaknya partikel yang terionisasi seperti

dan sebelum ionisasi adalah

yang disajikan pada bagan 11.3.

11.1.3. Kenaikan titik didih

Hasil eksperimen Roult menunjukan bahwa : 1 + (n-1) α Kenaikan titik didih larutan akan semakin besar apabila konsentrasi (molal) dari zat terlarut

semakin besar. Titik didih larutan akan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni. Hal ini juga diikuti dengan penurunan titik beku pelarut murni, atau titik beku larutan lebih kecil dibandingkan titik beku pelarutnya. Hasil eksperimen ini disederhanakan dalam Gambar 11.4.

Roult menyederhanakan ke dalam persamaan

T b =k b .m

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)

Gambar 11.4. Diagram tekanan dan m = molal larutan (mol/100 gram pelarut)

suhu untuk titik didih dan titik beku dari

pelarut dan larutan dari titik didih larutan dengan titik didih pelarutnya,

Perubahan titik didih atau ∆T b merupakan selisih

seperti persamaan : 0 ∆T

b =T b –T b

Hal yang berpengaruh pada kenaikan titik didih adalah harga k b dari zat pelarut. Kenaikan tidak

Bagan 11.5. Penyelesaian soal Titik dipengaruhi oleh jenis zat yang terlarut, tapi oleh

didih larutan elektrolit. jumlah partikel/mol terlarut khususnya yang terkait

dengan proses ionisasinya.

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2- , jumlah n = 3

Untuk zat terlarut yang bersifat elektrolit persamaan untuk kenaikan titik didik harus dikalikan

dengan faktor ionisasi larutan, sehingga m = 0.1 molal

persamaannya menjadi :

k b air= 0.52 o C/molal

∆T b =k b .m [1 + (n ‐1) α]

dimana Perubahan Titik didihnya adalah n = jumlah ion ‐ion dalam larutan

∆T b =k b . m [1 + (n -1) α] α = derajat ionisasi

∆T b = 0.52 . 0.1[1+(3-1).1]

Contoh jumlah ion untuk beberapa elektrolit:

∆T b = 0.52 . 0.3

HCl + → H + Cl ‐ , jumlah n = 2

∆T b =0.156 o C

2 SO 4 → 2H + SO 4 , jumlah n = 3

Titik didih larutan

→ 3H +

H 3 PO 4 + PO 4 , jumlah n = 4

∆T b =T b –T b 0

Agar mudah dimengerti kita ambil perhitungan T b kenaikan titik didih untuk zat non = 100 + 0.156 ‐elektrolit dan non

elektrolit sebagai perbandingannya.

T b =100.156 o C

Sebuah larutan gula C 6 H 12 O 6 dengan konsentrasi Jadi tampak jelas bahwa terjadi

sebesar 0.1 molal, jika pelarutnya air dengan harga

perbedaan didih larutan elektrolit dan

k b = 0.52 o C/molal. Tentukan titik didih larutan non elektrolit walaupun konsentrasinya

tersebut.

sama-sama 0.1 molal

Larutan gula tidak mengalami ionisasi sehingga,

C 6 H 12 O 6 →C 6 H 12 O 6

0.1 molal → 0.1 molal ∆T b =k b .m ∆T b = 0.52 . 0.1 ∆T o

b = 0.052 C Diketahui titik didih air adalah 100 o

C, maka titik

didih larutan adalah ∆T 0

b =T b –T b T b = 100 + 0.052

b = 100.052 C Sekarang coba kita bandingkan dengan zat yang

dapat terionisasi : Sebuah larutan 0.1 molal H 2 SO 4 ,

zat tersebut merupakan asam kuat dengan derajat

ionisasi α = 1. jika pelarutnya air, dan harga k b air=

0.52 o C/molal. Tentukan titik didih larutan tersebut.

Penyelesaian soal ini ditampilkan pada Bagan 11.5. di sebelah.

11.1.4. Penurunan Titik Beku

Seperti tampak pada diagram pada Gambar 10.4 Bagan 11.6. Penyelesaian soal Titik bahwa kenaikan titik didih diikuti dengan

beku larutan non ‐elektrolit penurunan titik beku suatu larutan. Jika konsentrasi

(dalam molalitas) dari zat terlarut semakin besar,

Penurunan titik beku;

maka titik beku larutan semakin kecil. Selisih antara

∆T f =k f .m

titik beku larutan dengan titik beku pelarut disebut

0 , 6 mol

penurunan titik beku. Hubungan penurunan titik konsentrasi larutan =

100 grambenzol beku larutan dengan konsentrasi larutan disederhanakan dalam persamaan dan persamaan maka dalam 100 gram benzol akan

terdapat:

ini untuk larutan non elektrolit :

∆T f = penurunan titik beku

∆T f = 4,9 X 4 = 19,6 0 C

k f = tetapan penurunan titik beku dari zat pelarut

Jadi penurunan titik beku = 19,6 0 C

m = molal larutan Untuk larutan elektrolit berlaku persamaan : Titik beku larutan:

∆T f =T f 0 –T f

19,6 = 5,6 – T f ∆T

Hubungan antara perubahan titik beku dengan

Maka titik beku larutan = -14 0 C

larutan ditunjukan oleh persamaan :

∆T 0

f =T f –T f

∆T f = penurunan titik beku Bagan 10.6. Penyelesaian soal Titik T f = titik beku larutan

0 beku larutan elektrolit T f = titik beku pelarut

Untuk lebih mudah menggunakan persamaan

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2- , jumlah n = 3

penurunan titik beku larutan perhatikan contoh soal

dibawah ini:

m = 0.1 molal

Sebuah senyawa sebanyak 0,6 mol terdapat dalam 150 gram benzol, jika diketahui k o

f untuk senyawa k f air= 2.86 C/molal

0 benzol adalah 4,9 0 C/mol dan titik bekunya = 5,6 C. Perubahan Titik didihnya adalah Tentukan Penurunan titik beku dan titik beku ∆T

f =k f . m [1 + (n -1) α] larutan. Penyelesaian dalam Bagan 10.6 disebelah.

∆T f =2.86. 0.1[1+(3-1).1]

Sebagai bahan pembanding kita dapat tentukan

juga penurunan titik beku larutan untuk senyawa ∆T f =2.86. 0.3

elektrolit sepert Asam sulfat.

∆T f = 0.858 o C

Larutan 0.1 molal H 2 SO 4 , zat tersebut merupakan Titik didih larutan

asam kuat dengan derajat ionisasi α = 1. jika

∆T f =T f –T f 0

pelarutnya air, dan harga k f air = 2.86 C/molal.

Tentukan titik beku larutan tersebut. Penyelesaian T f = 0 - 0.858

pada Bagan 11.6.

T f =- 0.858 o C