Search Results for “sifat koligatif larutan”

Hasil Pencarian:

Artikel: Sifat koligatif larutan

Sifat koligatif larutan adalah Sifat fisik larutan yang tidak bergantung pada identitas zat terlarut, tetapi hanya bergantung pada konsentrasi partikel zat terlarutnya relatif terhadap larutan atau pelarut. 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. 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: M = n V = w M r V {\displaystyle \mathrm {M} ={\frac {n}{V}}={\frac {w}{M_{\text{r}}V}}} Keterangan: M = molaritas, n = jumlah zat (mol), V = volume larutan (L), w = massa (gram), dan Mr = 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: m = n w pelarut = w terlarut M r × 1000 w pelarut,gram {\displaystyle m={\frac {n}{w_{\text{pelarut}}}}={\frac {w_{\text{terlarut}}}{M_{\text{r}}}}\times {\frac {1000}{w_{\text{pelarut,gram}}}}} Keterangan: m = molalitas (mol/kg), n = jumlah zat (mol), wpelarut = massa zat pelarut (kg), wpelarut = massa zat terlarut (g), dan Mr = massa molar zat terlarut (g/mol).

= Fraksi mol

= Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen (senyawa, ion, atau zat) larutannya dinyatakan berdasarkan mol. Fraksi mol komponen i {\displaystyle i} , dilambangkan dengan x i {\displaystyle x_{i}} adalah jumlah mol komponen i {\displaystyle i} dibagi dengan jumlah mol semua komponen dalam larutan. Fraksi mol dari komponen j {\displaystyle j} adalah x j {\displaystyle x_{j}} dan seterusnya. Jumlah fraksi mol dari semua komponen adalah 1. Persamaannya dapat ditulis dengan: x i = n i n i + n j {\displaystyle x_{i}={\frac {n_{i}}{n_{i}+n_{j}}}}

Penurunan tekanan uap

Molekul-molekul yang menyusun zat cair, apabila memiliki energi yang cukup, dapat keluar dari permukaan menjadi gas yang memiliki tekanan sehingga menghasilkan tekanan uap. 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. Apabila zat cair tersebut ditambahkan zat terlarut yang tidak menguap, maka partikel-partikel zat terlarut ini akan mengurangi penguapan molekul-molekul zat cair. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis: Δ P = P ∘ − P {\displaystyle \Delta P=P^{\circ }-P} P ∘ > P {\displaystyle P^{\circ }>P} 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. Penemuannya ini dirumuskan dalam Hukum Raoult sebagai berikut: P = P ∘ × X p {\displaystyle P=P^{\circ }\times X_{\text{p}}} Δ P = P ∘ × X t {\displaystyle \Delta P=P^{\circ }\times X_{\text{t}}} P = tekanan uap jenuh larutan P° = tekanan uap jenuh pelarut murni Xp = fraksi mol zat pelarut Xt = 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.

Kenaikan titik didih

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. 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. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih dan dinyatakan dengan Δ T b {\displaystyle \Delta T_{\text{b}}} . Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut: Δ T b = K b × m {\displaystyle \Delta T_{\text{b}}=K_{\text{b}}\times \ m} Δ T b = T b,larutan − T b,pelarut {\displaystyle \Delta T_{\text{b}}=T_{\text{b,larutan}}-T_{\text{b,pelarut}}} Δ {\displaystyle \Delta } Tb = kenaikan titik didih (°C) Kb = tetapan kenaikan titik didih molal (°C kg/mol) m = molalitas larutan (mol/kg) Mr = massa molekul relatif

Penurunan titik beku

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut: Δ T f = K f × m {\displaystyle \Delta T_{\text{f}}=K_{\text{f}}\ \times \ m} Δ T f = T f,pelarut − T f,larutan {\displaystyle \Delta T_{\text{f}}=T_{\text{f,pelarut}}-T_{\text{f,larutan}}} Δ {\displaystyle \Delta } Tf = penurunan titik beku (°C) Kf = tetapan perubahan titik beku (°C kg/mol) m = molalitas larutan (mol/kg)

Tekanan osmotik

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 Menurut van't Hoff, tekanan osmotik larutan dirumuskan sebagai berikut: Π = M × R × T {\displaystyle \Pi =M\times R\times T} Π {\displaystyle \Pi } = 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+ dan 100 mmol ion Cl-). 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 ( i {\displaystyle i} ) dengan persamaan sebagai berikut: i = 1 + ( n − 1 ) α {\displaystyle i=1+(n-1)\alpha } Keterangan: i {\displaystyle i} = faktor Van't Hoff, n = jumlah ion terbentuk, dan α {\displaystyle \alpha } = derajat ionisasi Perhitungan Sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor van't Hoff ini, sebagaimana berikut: