Sifat koligatif larutan: Perbedaan antara revisi
Konten dihapus Konten ditambahkan
Tidak ada ringkasan suntingan |
mengubah rumus matematika dan memperjelas konsep, memperbaiki tata kalimat dan paragraf, membentuk tabel yang baru untuk membandingkan elektrolit dan nonelektrolit supaya tidak terlalu panjang dan penuh halaman ini :D |
||
| (173 revisi perantara oleh 60 pengguna tidak ditampilkan) | |||
Baris 1:
[[Berkas:SaltInWaterSolutionLiquid.jpg|jmpl|250px|Larutan garam]]
'''Sifat koligatif larutan''' adalah sifat fisik [[larutan]] yang tidak bergantung pada identitas [[zat terlarut]], tetapi hanya bergantung pada [[Konsentrasi Larutan|konsentrasi]] partikel zat terlarutnya relatif terhadap larutan atau pelarut.<ref name="koligatif">Kimia.Penulis Nana Sutresna.Penerbit PT Grafindo Media Pratama</ref> Konsentrasi yang dimaksud dapat berupa molaritas, molalitas, dan fraksi mol.
Sifat koligatif larutan didasari oleh keadaan ideal larutan, yakni keadaan ketika larutan mencerminkan sifat termodinamika yang ideal. Dalam hal ini, sifat-sifat larutan yang sangat encer mirip dengan larutan ideal sehingga sifat-sifat koligatif dihitung seperti seolah-olah larutan ideal.
Sifat koligatif larutan digunakan untuk menjelaskan karakter larutan yang terdiri dari pelarut volatil 'mudah menguap' dan zat terlarut nonvolatil. Senyawa yang tidak terdisosiasi, atau nonelektrolit, dapat langsung ditentukan dengan mudah, tetapi untuk senyawa yang terdisosiasi, seperti larutan garam, maka terdapat faktor van't Hoff.<ref name="elektrolit">Jago Kimia SMA. Penulis Esvandiari. Penerbit Niaga Swadaya. ISBN 979-3567-54-6, 9789793567549</ref>
Sifat koligatif larutan terdiri dari empat macam, yaitu:
* Penurunan tekanan uap larutan
* Kenaikan titik didih
* Penurunan titik beku
* Tekanan osmotik
== Molaritas, molalitas dan fraksi mol ==
=== Molaritas (M) ===
Molaritas (kemolaran) adalah jumlah [[mol]] zat yang terlarut dalam 1 [[liter]] (L) larutan. Apabila volume larutan tersebut masih dalam mililiter (mL), ada baiknya dikonversi terlebih dahulu dengan membaginya dengan 1000 (1 mL = 1/1000 L). Molaritas didefinisikan dengan persamaan berikut:
:<math>\Mu=\frac{n}{V}=\frac{w}{M_\text{r}V}</math>
Keterangan: M = molaritas, n = jumlah zat (mol), V = volume larutan (L), w = massa (gram), dan M<sub>r</sub> = [[massa molar]] zat terlarut (g/mol)
=== Molalitas (m) ===
Molalitas (kemolalan) adalah jumlah [[mol]] zat terlarut dalam 1 kg (1000 gram) pelarut. Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut:
:<math> m= \frac{n}{w_\text{pelarut}} = \frac {w_\text{terlarut}}{M_\text{r}} \times \frac {1000} {w_\text{pelarut,gram}} </math>
Keterangan: m = molalitas (mol/kg), n = jumlah zat (mol), w<sub>pelarut</sub> = massa zat pelarut (kg), w<sub>pelarut</sub> = massa zat terlarut (g), dan M<sub>r</sub> = massa molar zat terlarut (g/mol).
=== Fraksi mol ===
{{utama|Fraksi mol}}
Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen (senyawa, ion, atau zat) larutannya dinyatakan berdasarkan mol.<ref name="mol">Praktis Belajar Kimia.Penulis Imam Rahayu.Penerbit PT Grafindo Media Pratama</ref> Fraksi mol komponen <math>i</math>, dilambangkan dengan <math>x_i</math> adalah jumlah mol komponen <math>i</math> dibagi dengan jumlah mol semua komponen dalam larutan. Fraksi mol dari komponen <math>j</math> adalah <math>x_j</math> dan seterusnya.<ref name="mol"/> Jumlah fraksi mol dari semua komponen adalah 1. Persamaannya dapat ditulis dengan:
:<math>x_i = \frac{n_i}{n_i+n_j}</math>
== Penurunan tekanan uap ==
[[Berkas:Raoult.jpg|jmpl|200px|Marie Francois Raoult (1830 - 1901) ilmuwan yang menyimpulkan tentang tekanan uap jenuh larutan]]
[[Molekul]]-molekul yang menyusun [[zat cair]], apabila memiliki energi yang cukup, dapat keluar dari permukaan menjadi gas yang memiliki [[tekanan]] sehingga menghasilkan [[tekanan uap]].<ref name="non">Cerdas Belajar Kimia.Penulis Nana Sutresna.Penerbit PT Grafindo Media Pratama.ISBN 979-758-448-8, 9789797584481</ref> Tekanan uap mencerminkan volatilitas zat cair tersebut, atau dengan kata lain, seberapa mudah zat cair tersebut berubah menjadi uap pada [[suhu]] tertentu. Makin mudah suatu cairan menguap, makin tinggi tekanan uap yang dimiliki cairan tersebut, dan makin rendah pula titik didihnya.<ref name="non"/>
Apabila zat cair tersebut ditambahkan zat terlarut yang tidak menguap, maka partikel-partikel zat terlarut ini akan mengurangi [[penguapan]] molekul-molekul zat cair.<ref name="non" /> Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis:
:<math>
:<math>P^{\circ} > P</math>
* P° = tekanan uap zat cair murni (pelarut)
* P = tekanan uap larutan
Pada tahun 1878, Marie Francois Raoult, seorang [[kimiawan]] asal [[Prancis]], melakukan percobaan mengenai tekanan uap jenuh larutan (keadaan ketika nilai tekanan uap tidak berubah lagi). Ia menyimpulkan adanya hubungan antara tekanan uap jenuh larutan dengan fraksi mol pelarut dan tekanan uap jenuh pelarut murni.<ref name="non" /> Penemuannya ini dirumuskan dalam '''[[Hukum Raoult]]''' sebagai berikut:
:<math>P = P^{\circ} \times X_\text{p} </math>
:<math>\Delta P = P^{\circ} \times X_\text{t} </math>
* P = tekanan uap jenuh larutan
* P° = tekanan uap jenuh pelarut murni
* X<sub>p</sub> = fraksi mol zat pelarut
* X<sub>t</sub> = fraksi mol zat terlarut
[[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.<ref name="non" />
[[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.<ref name="kenaikan">Kimia Sma.Penerbit Galangpress Group.ISBN 602-8276-35-9, 9786028276351</ref> Keberadaan zat terlarut menyebabkan larutan memiliki titik didih lebih tinggi daripada pelarut murni. Partikel-partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan pelarut sehingga partikel pelarut membutuhkan [[energi]] yang lebih besar dan suhu lebih tinggi untuk mendidih.<ref name="kenaikan" />
Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih dan dinyatakan dengan <math>\Delta T_\text{b}</math>. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut:
:<math>\Delta T_\text{b} = K_\text{b} \times \ m</math>
:<math>\Delta T_\text{b} = T_\text{b,larutan} - T_\text{b,pelarut}</math>
* <math>\Delta</math>Tb = kenaikan titik didih (°C)
* K<sub>b</sub> = tetapan kenaikan titik didih molal (°C kg/mol)
* m = molalitas larutan (mol/kg)
* M<sub>r</sub> = massa molekul relatif
{| class="wikitable"
|+'''Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (K<sub>b</sub>) Beberapa Pelarut'''<ref name="tabel">Kimia SMA/MA Kls XII (Diknas).Penulis Suyatno.Penerbit Grasindo.ISBN 979-025-027-4, 9789790250277</ref>
|-
! Pelarut
! Titik Didih (°C)
! Tetapan (K<sub>b</sub>)
|-
| [[Aseton]]
| 56,2
| 1,71
|-
| [[Benzena]]
| 80,1
| 2,53
|-
| [[wikt:kamper|Kamper]]
| 204,0
| 5,61
|-
| [[Karbon tetraklorida]]
| 76,5
| 4,95
|-
| [[Sikloheksana]]
| 80,7
| 2,79
|-
| [[Naftalena]]
| 217,7
| 5,80
|-
| [[Fenol]]
| 182
| 3,04
|-
| Air
| 100,0
| 0,52
|}
== Penurunan titik beku ==
Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut:<ref name="tabel"/>
:<math>\Delta T_\text{f} = K_\text{f} \ \times \ m</math>
:<math>\Delta T_\text{f} = T_\text{f,pelarut} - T_\text{f,larutan}</math>
* <math>\Delta</math>T<sub>f</sub> = penurunan titik beku (°C)
* K<sub>f</sub> = tetapan perubahan titik beku (°C kg/mol)
* m = molalitas larutan (mol/kg)
{| class="wikitable"
|+'''Tabel Tetapan Penurunan Titik Beku (K<sub>f</sub>) Beberapa Pelarut'''<ref name="tabel" />
|-
! Pelarut
! Titik Beku (°C)
! Tetapan (K<sub>f</sub>)
|-
| [[Aseton]]
| -95,35
| 2,40
|-
| [[Benzena]]
| 5,45
| 5,12
|-
| [[Kapur barus|Kamper]]
| 179,8
| 39,7
|-
| [[Karbon tetraklorida]]
| -23
| 29,8
|-
| [[Sikloheksana]]
| 6,5
| 20,1
|-
| [[Naftalena]]
| 80,5
| 6,94
|-
| [[Fenol]]
| 43
| 7,27
|-
| [[Air]]
| 0
| 1,86
|}
== Tekanan osmotik ==
[[Berkas:Jacobus van 't Hoff by Perscheid 1904.jpg|jmpl|250px|Van't Hoff]]
Apabila suatu larutan disimpan di dalam selaput semipermeabel (dapat dilalui pelarut, tetapi tidak oleh terlarut) dan dikelilingi oleh pelarut, terdapat aliran zat pelarut ke dalam larutan melalui peristiwa [[osmosis]]. Tekanan osmotik adalah tekanan yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang masuk melalui peristiwa tersebut<ref name="tabel"/> Menurut van't Hoff, tekanan osmotik larutan dirumuskan sebagai berikut:
:<math>\Pi = M \times R \times T </math>
* <math>\Pi</math> = tekanan osmotik (atm)
* M = molaritas larutan (M)
* R = tetapan gas (0,082 L atm/mol K)
* T = suhu mutlak (K)
== Faktor van't Hoff ==
Beberapa senyawa di dalam air mengalami disosiasi di dalam air. Hal ini khususnya terjadi pada larutan garam yang membentuk ion-ion sehingga membentuk larutan [[elektrolit]]. Misalnya, larutan 100 mL glukosa 1 M memiliki 100 mmol molekul glukosa, tetapi 100 mL NaCl 1 M memiliki 200 mmol partikel terlarut (100 mmol ion Na<sup>+</sup> dan 100 mmol ion Cl<sup>-</sup>). Akibatnya, zat yang berlebih di dalam larutan elektrolit menyebabkan sifat koligatif larutan tersebut lebih besar daripada sifat koligatif larutan nonelektrolit.
Jumlah partikel zat terlarut setelah terjadi [[reaksi ionisasi]] dalam elektrolit dirumuskan dalam faktor van't Hoff (<math>i</math>) dengan persamaan sebagai berikut:
:<math>i = 1 + (n - 1)\alpha </math>
Keterangan: <math>i</math> = faktor Van't Hoff, n = jumlah ion terbentuk, dan <math>\alpha</math> = derajat ionisasi
Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor van't Hoff ini, sebagaimana berikut:
{| class="wikitable"
|+
!Sifat koligatif
!Persamaan larutan nonelektrolit
!Persamaan larutan elektrolit
|-
|Penurunan tekanan uap
|<math>\Delta P = P^{\circ} \times X_\text{t}</math>
|<math>\Delta P = P^{\circ} \times X_\text{t} \times i </math>
|-
|Kenaikan titik didih
|<math>\Delta T_\text{b} = K_\text{b} \times m</math>
|<math>\Delta T_\text{b} = K_\text{b} \times m \times i</math>
|-
|Penurunan titik beku
|<math>\Delta T_\text{f} = K_\text{f} \times m</math>
|<math>\Delta T_\text{f} = K_\text{f} \times m \times i</math>
|-
|Tekanan osmotik
|<math>\Pi = M \times R \times T </math>
|<math>\Pi = M \times R \times T \times i </math>
|}
== Lihat Pula ==
* [[Kelarutan]]
* [[Kelarutan elektrolit]]
* [[Kelarutan Nonelektrolit]]
* [[Larutan]]
== Referensi ==
{{reflist}}
== Pranala luar ==
* {{id}} [http://www.ilmukimia.org/2012/12/sifat-koligatif-larutan.html Sifat Koligatif Larutan]
* {{id}} [http://www.e-dukasi.net Materi Kimia] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20120712105314/http://www.e-dukasi.net/ |date=2012-07-12 }}
* {{en}} [http://www.chemguide.co.uk/physical/phaseeqia/raoultnonvol.html Raoult Law]
{{Authority control}}
[[Kategori:Kimia]]
| |||