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;
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 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
“Seandainya materi ini memberikan manfaat, dan anda ingin memberi dukungan Donasi pada ardra.biz, silakan kunjungi SociaBuzz Tribe milik ardra.biz di tautan berikut”… https://sociabuzz.com/ardra.biz/tribe
- Persamaan Reaksi Kimia: Pengertian Aturan Membuat Setara Koefisien Wujud Zat Rumus Reaksi Contoh Soal 10
- Atom Karbon Primier, Sekunder, Tertier, Pembahasan Contoh Soal
- Tetapan Kesetimbangan Asam Basa: Pengertian Rumus Derajat Ionisasi Asam Basa Lemah Contoh Soal Perhitungan 9
- Sistem Periodik Unsur: Pengertian Menentukan Periode Golongan Tebel Unsur Modern, Hukum Triade Dobereiner, Oktaf Newlands, Mendeleev, Contoh Soal Perhitungan 10
- Hidrolisis Garam. Jenis dan Contoh Reaksi
- Hidrokarbon: Pengertian Tatanama Jenis Sifat Rumus Struktur Isomer Kegunaan Deret Homolog Alkana Alkena Alkuna Kegunaan Contoh Soal Pembahasan
- Faktor Mempengaruhi Laju Reaksi Kimia: Konsentrasi Suhu Katalis Luas Contoh Soal Pembahasan
- Alkuna: Pengertian Sifat Fisis Kimia Rumus Struktur Isomer Posisi Ikatan Rangkap Reaksi Pembuatan Kegunaan Contoh Soal
- 10+ Contoh Soal Ujian Pembahasan Kimia Zat Unsur Senyawa Campuran Homogen Larutan Heterogen,
- Tata Nama Senyawa Kimia
Daftar Pustaka:
- Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
- Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
- Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta.
- Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
- Ardra.Biz, 2019, “Tekanan Osmotik permukaan larutan dan rumus persamaan Cara Menghitung Tekanan Osmotik Permukaan larutan.
- Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
- Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
- Ringkasan Rangkuman: Larutan merupakan campuran homogen antara zat terlarut (solute) dengan zat pelarut (solven).
- 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 (%).
- Molaritas merupakan perbandingan antara jumlah mol zat terlarut dengan volume dalam liter larutan.
- Molalitas merupakan perbandingan antara jumlah mol zat terlarut dengan massa dalam kilogram zat pelarut.
- Fraksi mol menyatakan perbandingan antara salah satu komponen larutan (zat terlarut atau pelarut) dengan jumlah mol total komponen dalam larutan.
- Persentase (%) menyatakan hubungan antara bagian zat terlarut atau pelarut ( dalam satuan massa atau volume) dengan jumlah total larutan dikalikan dengan 100 %.
- 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
- Sifat Kologatif Larutan: Pengertian Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Titik Didih Penurunan Titik Beku Tekanan Osmotis Elektrolit Nonelektrolit Contoh Soal Rumus Perhitungan 15