Sifat Kologatif Larutan: Pengertian Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Titik Didih Penurunan Titik Beku Tekanan Osmotis Elektrolit Nonelektrolit Contoh Soal Rumus Perhitungan 15

Pada tahun 1880-an F.M. Raoult, seorang ahli kimia Prancis, menyatakan bahwa melarutkan zat terlarut mempunyai efek menurunkan tekanan uap dari pelarut.


Pernyataan Bunyi Hukum Raoult

Adapun bunyi hukum Raoult yang berkaitan dengan penurunan tekanan uap adalah sebagai berikut.

1). Penurunan tekanan uap jenuh tidak bergantung pada jenis zat yang dilarutkan, tetapi tergantung pada jumlah partikel zat terlarut.

2). Penurunan tekanan uap jenuh berbanding lurus dengan fraksi mol zat yang dilarutkan.

Pengaruh Temperatur Pada Tekanan Uap Jenis Air

Tekanan Uap Jenuh Air pada Berbagai Suhu dapat dilihat pada gambar grafik berikut;

Sifat Kologatif Larutan: Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Titik Didih Titik Beku Tekanan Osmotik Larutan Elektrolit Nonelektrolit Contoh Soal Rumus Menentukan Faktor Van’t Hoff i Larutan Elektrolit,
Pengaruh Temperatur Pada Tekanan Uap Jenis Air

Pengertian Sifat Kologatif.

Sifat koligatif adalah sifat – sifat fisik larutan yang hanya bergantung pada konsentrasi pertikel zat terlarut, bukan karena jenisnya.

Jenis Kologatif Larutan

Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit.

Pada konsentrasi yang sama, Larutan elektrolit mempunyai sifat koligatif yang lebih besar daripada larutan nonelektrolit. Hal ini disebabkan karena larutan elektrolit mempunyai jumlah pertikel yang lebih banyak.

sifat-koligatif-larutan-elektrolit
sifat-koligatif-larutan-elektrolit

Sifat Kologatif Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Tekanan uap suatu zat adalah tekanan yang ditimbulkan oleh uap jenuh zat tersebut. Semakin tinggi temperature, maka semakin tinggi tekanan uapnya. Apabila zat terlarut tidak menguap, maka tekanan uap larutan akan menjadi lebih rendah daripada tekanan uap pelarutnya.

Rumus Penurunan Tekanan Uap

Selisih tekanan uap antara uap pelarut murni dengan tekanan uap larutan disebut sebagai penurunan tekanan uap larutan. Kondisi ini dapat ditulis dalam persamaan matematika sebagai berikut:

∆P = P0 – P

∆P = penurunan tekanan uap larutan

P0 = tekanan uap pelarut murni

P  = tekanan uap larutan

Berdasarkan Raoult, jika zat terlarut tidak menguap, maka penurunan tekanan uap larutan sebanding dengan fraksi mol zat terlarut. Sedangkan tekanan uap larutan sebanding dengan fraksi mol pelarut.

P = Xp . P0

∆P = Xt . P0

Xp = fraksi mol pelaarut

Xt  = fraksi mol terlarut

Adanya zat terlarut akan menurunkan tekanan uap pelarut.

Sifat Kologatif Kenaikkan Titik Didih

Titik didih suatu zat cair adalah suhu pada saat tekanan uap jenuh zat cair tersebut sama dengan tekanan luar atau udara di sekitarnya.

Jika tekanan uap sama dengan tekanan luar, maka gelembung uap yang terbentuk dalam cairan dapat mendorong diri ke permukaan menuju fase gas.

Yang dimaksud dengan titik didih adalah titik didih normal, yaitu titik didih pada tekanan 760 mmHg. Titik didih normal air adalah 100 oC.

Rumus Kenaikan Titik Didih

Kenaikan titik didih hanya tergantung pada jenis pelarut dan molalitas larutan, tidak tergantung pada jenis zat terlarut.

Untuk larutan encer, hubungan antara kenaikan titik didih dengan molalitas larutan dinyatakan sebagai berikut

Larutan memiliki titik didih lebih tinggi dan titik beku lebih rendah daripada pelarutnya. Selisih titik didih antara larutan dengan pelarut disebut kenaikkan titik didih.

∆Tb = Kb . m

∆Tb = Tblarutan – Tbpelarut

∆Tb = kenaikkan titik didih larutan

Kb = tetapan kenaikkan titik didih molal

m = molalitas

Tb = titik didih

Tetapan Kenaikan Titik Didih Molal Kb

Tetapan kenaikan titik didih molal Kb adalah nilai kenaikan titik didih jika molalitas larutan sebesar 1 molal. Nilai Kb ini tergantung pada jenis pelarut.

Sifat Kologatif Penurunan Titik Beku

Titik beku larutan adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatannya. Tekanan luar tidak terlalu berpengaruh pada titik beku. Pada tekanan 760 mmHg, air membeku pada suhu 0 oC,

Rumus Penurunan Titik Beku

Titik beku larutan lebih rendah dibandingkan dengan titik beku pelarutnya. Penurunan titik beku larutan nonelektrolit dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

∆Tf = Kf . m

∆Tf = Tfpelarut – Tflarutan

∆Tf = penurunan titik beku larutan

Kf = tetapan penurunan titik beku molal

m = molalitas

Tf = titik beku

Tetapan Penurunan Titik Beku Molal Kf

Tetapan penuruan titik beku molal Kb adalah nilai penurunan titik beku jika molalitas larutan sebesar 1 molal.

Sifat Kologatif Tekanan Osmotik

Osmotic adalah perpindahan air melalui membrane semipermeable dari bagian yang lebih encer ke bagian yang lebih pekat.

Tekanan osmotic adalah tekanan yang harus diberikan pada permukaan larutan untuk mencegah terjadinya osmosis dari pelarut murni.

Rumus Tekanan Osmosis

Tekanan osmotik bergantung pada konsentrasi dan bukan pada jenis partikel zat terlarut. Menurut Van’t Hoof, tekanan osmotik larutan encer dapat dihitung dengan rumus yang serupa dengan persamaan gas ideal.

Besarnya tekanan osmotic dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus sebagai berikut

P = M . R . T

M = molaritas larutan (mol/L)

R = 0,082 L atm mol-1 K-1

T = temperature Kelvin

Larutan Elektrolit

Elektrolit ialah zat yang larutannya dalam air atau leburannya dapat menghantarkan aliran listrik. Berdasarkan derajat ionisasinya, elektrolit digolongkan menjadi tiga, yaitu

Larutan Elektrolit Kuat Dan Contohnya

Elektrolit kuat, elektrolit yang dalam air terurai sempurna. Contoh HNO3, HCl, H2SO4, NaOH, dan MgCl2.

Larutan Elektrolit Lemah Dan Contohnya

Elektrolit lemah, elektrolit yang dalam air terurai sangat sedikit, seperti asam-asam organik (asam propionat dan asam benzoat), HCN, NH4OH, dan HClO.

Elektrolit Antara Lemah Kuat Dan Contohnya

Elektrolit yang terletak antara a dan b, seperti o-klorobenzoat, o-nitro benzoat, dan asam siano asetat.

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Pada konsentrasi yang sama, jumlah partikel larutan elektrolit lebih besar dibandingkan dengan larutan nonelektrolit.

Pada larutan elektrolit terdapat perbandingan antara nilai sifat koligatif yang terukur dari suatu larutan elektrolit dengan nilai sifat koligatif yang diharapkan dari suatu larutan nonelektrolit pada konsentrasi yang sama.

Faktor Van’t Hoff

Perbandingan sifat koligatif larutan elektrolit yang terukur dengan sifat koligatif larutan nonelektrolit yang diharapkan pada konsentrasi yang sama disebut Faktor Van’t Hoff. Perbandingan tersebut biasa dinotasikan dengan huruf “i”.

Rumus Faktor Van’t Hoff  Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah yang tidak terionisasi dengan sempurna, maka nilai i-nya dapat ditinjau dari derajat ionisasinya.

i = 1+(z – 1) α

Dengan demikian derajat ionisasi dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus sebagai berikut.

α = (i – 1)/(z – 1)

α  = derajat ionisasi

i = faktor Van’t Hoff

z = jumlah ion hasil ionisasi, koefisien reaksi ionisasi

Rumus Faktor Van’t Hoff  Elektrolit Kuat

Jika elektrolit kuat terionisasi sempurna, maka derajat ionisasinya adalah α = 1

Sehingga nilai i dapat dinyatakan sebagai berikut:

i = 1 + (z – 1)

Nilai z sering didefinisikan sebagai jumlah ion atau jumlah total koefisien ruas kanan reaksi

z = 2 (larutan biner)

z = 3 (larutan terner)

z = 4 (larutan kuartener)

z = 5 (larutan pentaner)

Nilai α derajat ionisasi larutan

α = 1 (larutan elektrolit kuat)

α = 0 (larutan nonelektrolit)

0 < α < 1 (larutan elektrolit lemah)

Contoh Menentukan z dan i Pada Reaksi Ionisasi Elektrolit Kuat.

Ionisasi NaCl

1 mol NaCl → 1 mol Na+ + 1 mol Cl

z = 1 (ion Na+) + 1 (ion Cl) = 2

nilai i untuk NaCl adalah

i = 1 + (2 – 1) = 2

Ionisasi CaCl2

1 mol CaCl2 → 1 mol Ca2+ + 2 mol Cl

z = 1 (ion Ca2+) + 2 (ion Cl)

nilai i untuk CaCl2 adalah

i = 1 + (3 – 1) = 3

Ionisasi AlCl3

1 mol AlCl3 → 1 mol Al3+ + 3 mol Cl

z =  1 (ion Al3+) + 3 (ion Cl)

nilai i untuk AlCl3 adalah

i = 1 + (4 – 1) = 4

Sifat koligatif larutan elektrolit dapat dinyatakan dalam persamaan – persamaan berikut. Nilai sifat koligatif merupakan nilai sifat koligatif dikali dengan Factor Van’t Hoff. Sehingga persamaan untuk larutan elektrolit menjadi seperti berikut:

Penurunan Tekanan Uap Jenuh Larutan Elektrolit

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van’t Hoff hanya berlaku untuk fraksi mol zat terlarutnya saja (zat elektrolit yang mengalami ionisasi), sedangkan pelarut air tidak terionisasi.

Rumus Penurunan Tekanan Uap Larutan Elektrolit

∆P = Xt . P0 . i

Rumus Kenaikkan Titik Didih Larutan Elektrolit

Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku untuk larutan elektrolit dikalikan dengan Faktor Van’t Hoff seperti persamaan berikut

∆Tb = Kb . m . i

Rumus Penurunan Titik Beku Larutan Elektrolit

∆Tf = Kf . m . i

Rumus Tekanan Osmosis Larutan Elektrolit

Tekanan osmotik untuk larutan elektrolit diturunkan dengan mengalikan Faktor Van’t Hoff seperti berikut

P = M . R . T . i

1). Contoh Soal Sifat Kologatif: Perhitungan  Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Dalam Air

Hitunglah tekanan uap larutan 4 mol sukrosa dalam 100 mol air pada 300 °C jika tekanan uap air murni pada 300 °C adalah 31,80 mmHg.

Diketahui

mol.t = mol sukrosa = 4 mol

mol.p = mol air = 100 mol

T = 300 0C

P0 = 31,80 mmHg

Menghitung Fraksi Mol Sukrosa Sebagai Zat Terlarut

Fraksi mol sukrosa dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

xt = mol.t/(mol.t + mol.p)

xt = fraksi mol telarut (mol sukrosa)

xt = 4/(4 + 100)

xt = 0,0385

Menghitung Fraksi Mol Air Sebagai Pelarut

xp = fraksi mol air (pelarut)

xp = 1 – 0,0385

xp = 0,9615

Rumus Menghitung Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit

Tekanan uap larutan nonelektrolit dapat dihitung dengan menggunakan persamaan rumus berikut

P = xp  P0

P = 0,962 × 31,8 mmHg

P = 30,59 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan adalah 30,59 mmHg.

2). Contoh Soal Sifat Kologatif: Perhitungan Penurunan Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit

Sebanyak 648 gram sukrosa C12H22O11 dilarutkan dalam 1800 gram air. Bila tekanan uap jenuh air adalah 31,82 mmHg, hitunglah

a). tekanan uap larutan (P);

b). penurunan tekanan uap (ΔP)

Diketahui

massa sukrosa = 648 gram

massa air = 1800 gram

Ar C = 12,

Ar H = 1,

Ar O = 16

Mr sukrosa = 12(12) + 22(1) + 11(16)

Mr sukrosa = 342

Mr air = 2(1) + 16

Mr air = 18

Menghitung Jumlah Mol Sukrosa Dan Jumlah Mol Air

Mol sukrosa dan sir dihitung dengan menggunakan rumus berikut

Jumlah mol sukrosa (mol.t) adalah

mol.t = 684/342

mol.t = 2 mol

Jumlah mol air (mol.p)

mol.p = 1800/18 = 100 mol

Mengitung Fraksi Mol Pelarut (Air) Larutan Nonelektrolit

xP = mol.p/(mol.t + mol.p)

xP = 100/(2 + 100)

xP = 0,98

Jadi fraksi mol air sebagai pelarut adalah 0,98

Menghitung Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Dalam Air

Tekanan uap larutan nonelektrolit dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut

P = xP P0

P = 0,98 x 31,82

P =  31,18 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan kologatif sukrosa air adalah 30,60 mmHg

Menghitung Penurunan Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Dalam Air

Besarnya penurunan larutan nonelektrolit dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔP = P0 – P

ΔP = 31,82 – 31,18

ΔP = 0,64 mmHg

Jadi, penurunan tekanan uap larutan adalah 0,64 mmHg

3). Contoh Soal Perhitungan Penurunan Tekanan Uap Larutan Thiourea

Hitunglah penurunan tekanan uap yang dibuat dari pelarutan 15,2 g thiourea (Mr CH4N2S = 76) ke dalam 108 g air (tekanan uap air pada 25°C adalah 23,76 mmHg).

Diketahui

m thiourea = 15,2 gram

m air = 108 gram

P0  =23,76 mmHg

Mr thiourea = 76

Rumus Menghitung Jumlah Mol Thiourea Dan Jumlah Mol Air

Jumlah mol thiourea dan air dapat dihitung dengan rumus berikut

Jumlah mol thiourea adalah

mol tiourea = mol.t

mol.t = 15,2/76 = 0,2 mol

Jumlah mol air adalah

mol air = mol.p

mol.p =  108/18 = 6 mol

Menghitung Fraksi Mol Air Dan Fraksi Mol Thiourea

Fraksi mol air dapar dihitung dengan persamaan berikut:

xP = mol.p/(mol.p + mol.t)

xP  = 6/(6 + 0,2)

xP = 0,9677

Jadi, fraksi mol air sebagai pelarut adalah 0,9677

Fraksi mol thiourea adalah

xt = 1 – xP

xt = 1 – 0,9677

xt = 0,0323

Rumus Menghitung Tekanan Uap Larutan Thiourea Air

Tekanan uap larutan nonelektrolit thiourea dan air dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

P = xP P0

P = 0,9677 x 23,76

P = 22,99 mmHg

Jadi tekanan uap larutan tiourea air adalah 22,99 mmHg

Rumus Menghitung Penurunan Tekanan Uap Larutan Oleh Thiourea

Penurunan tekanan uap larutan nonelektrolit dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

ΔP = (23,76 – 22,99) mmHg

ΔP = 0,7665 mmHg

Jadi, tekanan uap air turun dengan adanya thiourea. Besarnya penurunan tekanan uap adalah 0,7665 mmHg

4). Contoh Soal Menghitung Penurunan Tekanan Uap Jenuh Air Oleh Glokosa

Tentukan penurunan tekanan uap jenuh larutan 10% massa glukosa (C6H12O6) dalam 360

 gram air, jika diketahui tekanan uap air pada suhu 25 °C adalah 24 mmHg

Diketahui

P0 = 24 mmHg

massa air = 360 gram

Menentukan Massa Relatif  Mr Dan Jumlah Mol Glukosa

Mr Glokosa = 6(12) + 12(1) + 6(16)

Mr Glokosa = 180

Jumlah Mol Glukosa

n Glukosa = (10% x 360)/180

n Glukosa = 0,2 mol

Menentukan Jumlah Mol Air

n Air = (90% x 360)/18

n Air = 18 mol

Menentukan Fraksi Mol Glukosa Dalam Larutan

xt = 0,2/(18 + 0,2)

xt = 0,0109

Menentukan Penurunan Tekanan Uap Larutan Glokosa

ΔP = xt P0

ΔP = 0,0109 x 24 mmHg

ΔP = 0,2637  mmHg

Jadi penurunan tekanan uap larutan glukosa adalah 0,2637 mmHg

Contoh Soal Sifat Kologatif Perhitungan Kenaikkan Titik Didih Larutan Nonelektrolit

Hitunglah titik didih larutan nonelektrolit yang mengandung 36 g glukosa C6H12O6. dalam 500 g air. Kb air adalah 0,52 °C/m

Diketahui

(Ar C = 12 g/mol,

Ar H = 1g/mol, dan

Ar O = 16 g/mol).

Kb air = 0,52 °C/m

Tb.air = 100 0C

massa glukosa = 36 gram

massa air = 500 gram

Menghitung Mr Glukosa dan Mr Air

Mr glukosa = 6(12) + 12(1) + 6(16)

Mr glukosa = 180

Mr Air adalah

Mr air = 2(1) + 16

Mr air = 18

Menghitung Molalitas Laruta Nonelektrolit Glukosa Dalam Air

Molalitas glokosa dalam 500 gram air dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

Molalitas glukosa = (m/Mr) x (1000/m.p)

m.p = massa pelarut (air)

Molal glukosa = (36/180)/(1000/500)

Molal glukosa = 0,4 m

Perhitungan Kenaikkan Titik Didih Larutan Nonelektrolit Glukosa Air

Kenaikkan temperature didih air setelah penambahan glokosa dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔTb = Kb x m

ΔTb = 0,52 x 0,4

ΔTb = 0,208 0C

Menghitung Titik Didih Larutan Nonelektrolit Glukosa Air

Titik didih larutan glukosa air yang mengandung glukosa dan air dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut

ΔTb = Tblarutan – Tbpelarut atau

Tb.lar = 100 + ΔTb

Tb.lar = 100 + 0,208

Tb.lar = 100,208 0C

Jadi, titik didih larutan adalah 100,208 °C.

Contoh Soal Pehitungan Kenaikkan Temperatur Didih Larutan Terbuat Urea Dan Air

Tentukan titik didih larutan nonelektrolit yang dibuat dari 45 gram urea CO(NH2)2 dalam 250 gram air.

Diktahui

m urea = 45 gram

Kb air = 0,52 °C/m

Ar C = 12

Ar H = 1

Ar O = 16

Ar N = 14

Tb.air = 100 0C

massa urea = 45 gram

massa air = 250 gram

Massa Relatif Molekul Mr Urea Dan Air

Mr Urea = 12 + 16 +2(14+2(1))

Mr Urea = 60

Mr air = 18

Menghitung Molalitas Urea

Molalitas Urea dihitung dengan cara seperti beriktut

Molalitas urea = (45/60)(1000/250)

Molalitas urea = 3 m

Menghitung Kenaikkan Temperatur Titik Didih Larutan Nonelektrolit Urea Dan Air

Kenaikkan titik didih larutan nonelektrolit yang terbuat dari urea dan air dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔTb = Kb x m

ΔTb = 0,52 x 3

ΔTb = 1,56 0C

Jadi, Kenaikkan titik didih air setelah penambahan urea adalah 1,56 0C

Menghitung Titik Didih Larutan Nonelektrolit Urea Dalam Air

Titik didih larutan nonelektrolit yang terbuat dari air ditambah urea dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

ΔTb = Tblarutan – Tbpelarut atau

Tb.lar = 100 + ΔTb

Tb.lar = 100 + 1,56

Tb.lar = 101,56 0C

Jadi, titik didih air setelah ditambah urea adalah 101,56 0C

Contoh Soal Penurunan Titik Beku Larutan Nonelektrolit Urea Dan Air

Berapakah titik beku larutan yang terbuat dari 24 g urea CO(NH2)2 dan 200 g air. Kf air adalah 1,86 °C/m

Diketahui

massa molar urea = Mr

Mr urea = 60 g/mol,

Kf air = 1,86 °C/m

m urea = 24 g

m air = 200 g = 0,2 kg

Menghitung Molalitas Urea

Molalitas urea dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut

Molalitas urea = mol urea/massa air (kg)

Jumlah mol urea adalah

mol urea = 24/60

mol urea = 0,4 mol

Jumlah Molalitas urea adalah

Molalistas urea = 0,4/0,2

Molalitas urea = 2 m

Rumus Menghitung Penurunan Titik Beku Larutan Nonelektrolit Urea Dalam Air

Titik beku larutan Nonelektrolit yang terbuat dari urea dan air dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut

ΔTf =Kf x m

ΔTf = 1,86 °C/m × 2 m

ΔTf  = 3,72  °C

Jadi, penurunan titik beku larutan 3,72 °C

Menghitung Titik Beku Larutan Urea dan Air

Titik beku pelarut (air)  adalah 0 0C jadi, titik beku larutan adalah

ΔTf = Tf.pel – Tf.lar

Tf.lar = 0 – ΔTf

Tf = 0 – 3,72

Tf = – 3,72 0C

jadi, titik beku larutan yang terbuat dari air ditambah urea adalah – 3,72 0C

Contoh Soal Sifat Kologatif: Menghitung Massa Molekul Relatif Zat Nonelektrolit

Sebanyak 45 gram zat nonelektrolit dilarutkan dalam 250 gram air mendidih pada suhu 101,56 0C (Kb air = 0,52 °C/m). Berapakah massa molekul relatif (Mr) zat tersebut?

Diketahui

m Zat = 45 gram

Tb = 101,56 0C

Kb air = 0,52 °C/m

m air = 250 gram

Menghitung Perubahan Titik Didih Larutan Nonelektrolit

Perubahan atau kenaikkan titik didih larutan dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔTb = Tb larutan – Tb pelarut

ΔTb = 101,56 – 100

ΔTb = 1,56 °C

Menghitung Molalitas Larutan Zat Pada Kenaikkan Titik Didih

Molalitas suatu zat dalam larutan dapat dihitung dengan cara berikut

ΔTb = Kb . m

m = ΔTb/Kb

m = 1,56/0,52

m = 3 m

Menghitung Massa Relatif Molekul Mr

Massa relative molekul dapat dihitung dengan rumus berikut

Molalitas = (massa Zat/Mr) x (1000/m.p) atau

m.p = massa pelarut (air)

Mr = (massa/molalitas) (1000/m.p)

Mr = (45/3) x (1000/250)

Mr = 60

Jadi, massa relative zat (molekul) yang ditambahkan untuk membuat larutan adalah 60 gram/mol.

Contoh Soal Sifat Kologatif Larutan Nonelektrolit: Menghitung Tekanan Osmosis Larutan Urea

Tentukan tekanan osmosis larutan urea yang dibuat dengan melarutkan 12 gram urea dalam 200 mL air pada suhu 27 oC?

m urea = 12 gram

Mr urea = 60

volume air = 200 mL = 0,2 Liter

T = 27 + 273 = 300 K

Menghitung Jumlah Mol Urea Dalam Larutan Nonelektrolit

Mol urea dihitung dengan cara berikut

n = mol urea = m/Mr

n = 12//60 = 0,2 mol

Menghitung Tekanan Osmosis Larutan Nonelektrolit Dari Urea Dan Air

Tekanan osmosis laturan yang terbuat dari urea dan air dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut

P = (n/V) RT

n = mol urea

V = volume air

R = 0,08205 L atm/mol.K

P = (0,2/0,2) (0,08205 x 300)

P = 24,615 atm

Jadi, tekanan osmosis larutan urea adalah 24,615 atm.

Contoh Soal Sifat Kologatif Tekanan Osmosis: Menentukan Massa Relatif Zat

Suatu larutan dibuat dengan mencampurkan 6 gram suatu zat ke dalam 100 mL larutan yang mempunyai tekanan osmosis 24,615 atm pada suhu 27 oC. Tentukan massa molekul relatif zat tersebut.

Diketahui:

m Zat = 6 gram

Vol Larutan = 100 mL = 0,1 Liter

P = 24,615 atm

T = 27 + 273 = 300 K

Menentukan Molaritas Larutan Nonelektrolit Yang Memiliki Tekanan Osmosis

Molaritas zat dalam suatu larutan bertekanan osmosis dapat dinyatakan dengan rumus berikut

P = (n/V) RT atau

P = M RT

M = molaritas

M = P/RT

M = 24,615/(0,082 x 300)

M = 1 M

Menghitung Massa Relatif Zat

Molaritas = M = (m)/(Mr xV) atau

Mr = m/(M x V)

Mr = 6/(1 x 0,1)

Mr = 60

Jadi, Massa relative Mr zat adalah 60 gram/mol

Contoh Soal Sifat Kologatif: Menentukan Kenaikan Titik Didih Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat.

Hitung kenaikan titik didih larutan aluminium sulfat 0,4 molal, jika derajat ionisasinya 0,9 dengan Kb = 0,52 °C/molal.

Diketahui:

α = 0,9

Kb = 0,52 °C/molal

Molal Al2(SO4)3 = 0,4 m

Menentukan Jumlah Ion Ionisasi Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat,

Al2(SO4)3 → 2 mol Al3+ + 3 mol SO42-

z = 2 (ion Al3+) + 3 (ion SO42-)

z = 5

Menentukan Faktor Van’t Hoff I Alumunium Sulfat

i = 1+(z – 1) α

i = 1 + (5 – 1) 0,9

i = 4,6

Rumus Menentukan Kenaikan Titik Didih Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat

ΔTb = Kb x m x i

ΔTb = 0,52 °C x 0,4 x 4,6

ΔTb = 0,9568 oC

Jadi, kenaikan titik didih (ΔTb) larutan alumunium sulfat adalah 0,9568 oC.

Contoh Soal Sifat Kologatif Larutan Elektrolit Menentukan Titik Didih Larutan NaCl

Berapakah titik didih larutan elektrolit yang dibuat dengan melarutkan 11,7 gram NaCl dalam 500 gram air (Kb air = 0,52 0C/m, Ar Na = 23, Cl = 35,5)

Diketahui:

Kb air = 0,52 0C/m

massa NaCl = 11,7 gram

Mr NaCl = 23 + 35,5 = 58,5

massa air = 500 g = 0,5 kg

Menghitung Jumlah Mol dan Molalitas NaCl

Jumlah mol NaCl

Mol NaCl = 11,7/58,5

Mol NaCl = 0,2 mol

Jumlah Molalitas NaCl

Molalitas NaCl = 0,2/0,5  = 0,4 m

Menentukan Derajat Ionisasi NaCl

NaCl adalah elektrolit kuat sehingga derajat ionisasinya α = 1

Menentukan Jumlah Ion Larutan NaCl

Jumlah ion NaCl

NaCl = Na+ + Cl

z = banyaknya ion (NaCl)

z= 1 (ion Na+) + 1 (ion Cl)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’t Hoff i Larutan Elektrolit NaCl

Nilai Faktor Van’t Hoff i adalah

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1 )1

i = 1 + 1 = 2

Menghitung Kenaikkan Titik Didih Larutan Elektrolit NaCl

Kenaikan titik didih larutan elektrolit dapat dinyatakan dengan rumus berikut

ΔTb = m × Kb × i

ΔTb = 0,4 x 0,52 x 2

ΔTb = 0,416 0C

Kenaikkan titik didih larutan NaCl adalah 0,416 0C

Menghitung Titik Didih Larutan Elektrolit NaCl

Titil didih larutan elektrolit dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

Tb.lar = Tb.pel + ΔTb

Tb = 100 + 0,416

Tb = 100,416 0C

Jadi, Temperatur atau titik didih larutan elektrolit adalah 100,416 0C

Contoh Soal Sifat Kologatif: Menentukan Tekanan Uap Larutan Elektrolit NaOH

Hitunglah tekanan uap larutan 0,4 mol NaOH dalam 180 gram air jika tekanan uap air pada suhu tertentu adalah 100 mmHg.

Diketahui:

mol NaOH = 0,4 mol

mol air = 180/18 = 10 mol

P0 = 100 mmHg

Menentukan Derajat Ionisasi NaOH

Karena NaOH merupakan elektrolit kuat, maka α = 1

Menentukan Fraksi Mol NaOH

xt = mol NaOH/(mol NaOH + mol Air)

xt = 0,4/(0,4 + 10)

xt = 0,0385

Menentukan Jumlah Ion NaOH

NaOH → Na+ + OH

z = 1 (ion Na+) + 1 (ion OH)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’t Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1) 1

i = 2

Menentukan Penurunan Tekanan Uap Larutan Elektrolit NaOH

ΔP = xt P0 i

ΔP = (0,0385) x (100) x (2)

ΔP = 7,7 mmHg

Menentukan Tekanan Uap Larutan Elektrolit NaOH

P = P0 – ΔP

P = 100 – 7,7

P = 92,3 mmHg

jadi tekanan uap larutan elektrolit NaOH adalah = 92,3 mmHg

Contoh Soal Sifat Kologatif Larutan Elektrolit Menentukan Penurunan Titik Beku Larutan

Suatu larutan elektrolit biner 0,1 mol dalam 200 gram air mempunyai α = 3/4. Jika Kf = 1,86 °C/m, tentukan penurunan titik beku larutan tersebut.

Diketahui

mol larutan biner = 0,1 mol

massa air = 200 g = 0,2 kg

α = 3/4

Kf = 1,86 °C/m,

Menentukan Molalitas Larutan Biner Elektrolit

Molal = 0,1/0,2 = 0,5 M

Menentukan Jumlah Ion Larutan Elektrolit Biner

Larutan elekrtolit biner memiliki 2 ion sehingga

z = 2

Menentukan Faktor Van’t Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1)3/4

i = 1,75

Menghitung Penurunan Titik Beku Larutan Elektrolit Biner

Penurunan titik beku larutan elektrolit dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔTf = Kf x m x i

ΔTf = 1,86 x 0,5 x 1,75

ΔTf = 1,63 0C

Jadi penurunan titik beku larutan elektrolit biner adalah 1,63 0C

Contoh Soal Perhitungan Tekanan Osmosis Larutan Elektrolit NaCL

Sebanyak 11,7 gram NaCl (Mr = 58,5 g/mol) dilarutkan dalam air sampai volume 2000 mL. Hitunglah tekanan osmotik larutan yang terbentuk jika diukur pada suhu 27 °C dan R = 0,082 L atm/mol K.

Diketahui,

massa NaCl = 11,7 g

Mr NaCl = 58,5

Volume air = 2000 mL

T = 27 + 373 = 300 K

Menentukan Derajat Ionisasi Natrium Klorida

NaCl adalah elektrolit kuat sehingga derajat ionisasi natrium klorida α = 1

Menentukan Molaritas Larutan Elektrolit NaCl

Molar NaCl = (11,7/58,5) x (1000/2000)

Molar NaCl = 0,1 M

Menentukan Jumlah Ion Larutan Elektrolit Biner

 NaCl → Na+ + Cl

z = 1 (ion Na+) + 1 (ion Cl)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’t Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1) 1

i = 2

Menentukan Tekanan Osmosis Larutan Elektrolit NaCl

P = M R T i

P = 0,1 x 0,082 x 300 x 2

P = 4,92 atm

Jadi, tekanan osmosis laruatan elektrolit adalah 4,92 atm

Contoh Soal Perhitungan Derajat Ionisasi Larutan Elektolit Biner

Sebanyak 76 g elektrolit biner (Mr = 95 g/mol) dilarutkan dalam air sampai dengan volume 2 L pada suhu 27 °C dan memiliki tekanan osmotik 10 atm. Hitunglah derajat ionisasi elektrolit biner tersebut.

Diketahui:

massa zat biner = 76 g

Mr Zat biner = 95

P = 10 atm

T = 27 + 273 = 300 K

volume air = 2 liter

Menentukan Mol dan Molaritas Larutan ELektrolit Biner

mol zat = 76/95 = 0,8 mol

Molar = 0,8 mol/2L= 0,4 M

Menentukan Jumlah Ion, Bilangan Koefisien Larutan Elektrolit Biner

Nilai z atau jumlah ion elektrolit biner adalah 2

z = 2

Menentukan Faktor Van’r Hoff i Larutan Elektrolit Biner

P= M R T i atau

i = P/(M R T)

i = 10/(0,4 x 0,082 x 300)

i = 1,016

Menentukan Derajat Ionisasi Larutan Elektrolit Biner

i = 1 + (z – 1) α atau

α = (i – 1)/(z – 1)

α = (1,016 – 1)/(2 – 1)

α = 0,016

Jadi, derajat ionisasi larutan tersebut adalah 0,016.

Contoh Soal Sifat Kologatif: Perhitungan Derajat Ionisasi Larutan Elektrolit MgCl2

Sebanyak 2 gram MgCl2 dilarutkan dalam 500 gram air ternyata membeku pada suhu -0,23 °C (Kf air = 1,86 Ar Mg = 24, Cl = 35,5). Tentukan derajat ionisasi MgCl2

Diketahui:

massa MgCl2 = 2 gram

Mr MgCl2 = 95

Kf air = 1,86

massa air = 500 gram = 0,5 kg

Tf = -0,23 °C

Menentukan Mol Dan Molalitas MgCl2

mol MgCl2 = 2/95 =0,021 mol

Molal MgCl2 = 0,021/0,5 = 0,042 m

Menentukan Jumlah Ion, Koefisien Reaksi Larutan Elektrolit  MgCl2

MgCl2 → Mg+ + 2 Cl

z = 1 (ion Mg+) + 2 (ion Cl)

z = 3

Menentukan Penurunan Titik Beku Larutan Elektrolit MgCl

ΔTf = Tf/.pel – Tf.lar

ΔTf = 0 – (-0,23)

ΔTf = 0,23 0C

Menentukan Faktor Vant’t Hoff i Larutan Elektrolit MgCl2

ΔTf = Kf . m . i

i = ΔTf/(Kf . m)

i = 0,23/(1,86 x 0,042)

i = 2,944

Menentukan Derajat Ionisasi Larutan Elektrolit MgCl2

i = 1 + (z – 1) α

2,944 = 1 + (3 – 1) α

2,944 = 1 +2 α

2 α = 2,944 – 1

α = 0,972

Jadi, derajat ionisasi larutan elektrolit MgCl2 adalah 0,972

Daftar Pustaka:

  1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  2. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  3. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta.
  4. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  5. Ardra.Biz, 2019, “Tekanan Osmotik permukaan larutan dan rumus persamaan Cara Menghitung Tekanan Osmotik Permukaan larutan.
  6. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  7. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  8. Ringkasan Rangkuman: Larutan merupakan campuran homogen antara zat terlarut (solute) dengan zat pelarut (solven).
  9. Hubungan secara kuantitatif antara zat terlarut dengan larutan atau antara zat terlarut dengan zat pelarut dinyatakan dengan istilah konsentrasi. Konsentrasi ada beberapa macam, diantaranya molaritas, molalitas, fraksi mol, dan persen (%).
  10. Molaritas merupakan perbandingan antara jumlah mol zat terlarut dengan volume dalam liter larutan.
  11. Molalitas merupakan perbandingan antara jumlah mol zat terlarut dengan massa dalam kilogram zat pelarut.
  12. Fraksi mol menyatakan perbandingan antara salah satu komponen larutan (zat terlarut atau pelarut) dengan jumlah mol total komponen dalam larutan.
  13. Persentase (%) menyatakan hubungan antara bagian zat terlarut atau pelarut ( dalam satuan massa atau volume) dengan jumlah total larutan dikalikan dengan 100 %.
  14. Salah satu sifat larutan adalah sifat koligatif, yaitu sifat fisika yang hanya tergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan bukan pada jenis zat terlarut. Ada empat macam sifat koligatif yang dipelajari yaitu, penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan munculnya tekanan osmosis
  15. Sifat Kologatif Larutan: Pengertian Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Titik Didih Penurunan Titik Beku Tekanan Osmotis Elektrolit Nonelektrolit Contoh Soal Rumus Perhitungan 15