Perbandingan Sifat Koligatif Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit

Zat elektrolit jika dilarutkan akan terionisasi menjadi ion-ion yang merupakan
partikel-partikel di dalam larutan ini. Hal ini menyebabkan jumlah partikel pada satu mol larutan elektrolit lebih banyak daripada larutan nonelektrolit. Misalnya,
larutan nonelektrolit C6H12O6, jika dimasukkan ke dalam air menghasilkan 1 mol partikel, sehingga larutan C6H12O6 1 M akan membeku pada suhu 1,86 °C di bawah titik beku
air murni, sedangkan 1 mol larutan elektrolit NaCl mengandung 2 mol partikel, yaitu 1 mol Na⁺ dan 1 mol Cl^–.
Larutan NaCl 1 M sebenarnya mengandung 1 mol partikel per 1.000 gram air, secara teoretis akan menurunkan titik beku 2 × 1,86 °C = 3,72 °C. Sedangkan larutan CaCl2 1 M mempunyai 3 mol ion per 1.000 g air, secara teoretis
akan menurunkan titik beku tiga kali lebih besar dibandingkan larutan C6H12O6 1 M.
Contoh:
C6H12O6(s) --->C6H12O6(aq)
1 mol................. 1 mol
Jumlah partikelnya 1 × 6,02 × 10²³ molekul.
NaCl(s)---> Na⁺(aq) + Cl^–(aq)
1 mol .........1 mol......... 1 mol
Jumlah partikelnya 2 × 6,02 × 10²³ (ion Na⁺ dan Cl^–).
CaCl2(s) --->Ca²⁺(aq) + 2 Cl^–(aq)
1 mol........... 1.mol .........2 mol
Jumlah partikelnya 3 × 6,02 × 10²³ partikel (ion Ca²⁺ dan ion Cl^–).
Banyak ion yang dihasilkan dari zat elektrolit tergantung pada derajat ionisasinya (α). Larutan elektrolit kuat mempunyai derajat ionisasi lebih besar daripada
larutan elektrolit lemah, yaitu mendekati satu untuk larutan elektrolit kuat dan mendekati nol untuk larutan elektrolit lemah. Derajat ionisasi dirumuskan sebagai berikut.
α = jumlah molekul zat yang terurai/jumlah molekul mula-mula

Menurut Van’t Hoff, i = 1 + (n – 1)α
i= jumlah partikel yang diukur/jumlah partikel yang diperkirakan

Sifat koligatif larutan elektrolit adalah sebagai berikut.

1. Kenaikan titik didih
ΔTb = Kb ×m{1 + (n −1) α}

2. Penurunan titik beku

ΔTf = Kf ×m{1 + (n −1) α}

Keterangan:
n = jumlah ion yang dihasilkan dari ionisasi satu molekul zat elektrolit
α = derajat ionisasi zat elektrolit

3. Tekanan osmosis
π = MRT {1 + (n −1)α }
π = mol/liter × {1 + (n −1)α }

Hal-hal yang perlu diperhatikan berhubungan dengan larutan elektrolit antara lain:
1. a. Elektrolit yang menghasilkan dua ion (n = 2), yaitu CH3COOH, HCl, NaOH, NaCl.
b. Elektrolit yang menghasilkan tiga ion (n = 3), yaitu Ca(OH)2, H2SO4, Na2CO3.
c. Elektrolit yang menghasilkan empat ion yaitu FeCl3, AlCl3.
2. Makin banyak ion yang dihasilkan dari larutan elektrolit, makin besar pula harga ΔTb dan ΔTf.
3. Besarnya harga α menunjukkan kuatnya larutan elektrolit.
Makin besar harga α, makin besar pula harga ΔTb dan ΔTf.
4. Larutan elektrolit kuat mempunyai α = 1.
ΔTb = Kb × m × n
ΔTf = Kf × m × n
π = M × R × T × n

5. Pada elektrolit biner berlaku:
ΔTb = Kb × m × (1 + α)
ΔTf = Kf × m × (1 + α)
π = M × R × T × (1 + α)

Contoh soal:
1. Suatu larutan elektrolit biner 0,05 mol dalam 100 gram
air mempunyai α =2/3 . Jika Kf = 1,86 °C/m, tentukan
penurunan titik beku larutan tersebut!
Jawab:
ΔTf = Kf × m × (1 +2/3 )
= 1,86 °C/m × 0,05 mol × 1.000/100 × (1 +2/3)
= 1,86 °C/m × 0,5 ×5/3
ΔTf = 1,55 °C

2. Tetapan kenaikan titik didih molal air adalah 0,5 °C/m.
Jika 1 mol H2SO4 dilarutkan dalam 100 gram air dan
dipanaskan, tentukan kenaikan titik didih dan titik didih
larutan tersebut!
Jawab:
ΔTb = Kb × m × n
= 0,5 × 1 × 3
ΔTb = 1,5 °C
Titik didih larutan = 100 °C + 1,5 °C = 101,5 °C.

3. Tentukan tekanan osmosis 29,25 gram NaCl dalam
2 liter larutan yang diukur pada suhu 27 °C!
(Mr NaCl = 58,5, R = 0,082 L.atm.mol^–1K^–1)
Jawab:
π = M × R × T × n
= (29,25 / 58,5):2 × 0,082× 300× 2
= 0,25 × 0,082 × 600
π = 12,3 atm

Tekanan osmosis larutan

Osmosis adalah peristiwa mengalirnya molekulmolekul pelarut ke dalam larutan secara spontan melalui selaput semipermeabel, atau peristiwa mengalirnya molekul-
molekul zat pelarut dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat. Proses osmosis terdapat kecenderungan untuk menyetimbangkan konsentrasi antara
dua larutan yang saling berhubungan melalui membran.


Peristiwa osmosis
Keterangan:
A = larutan gula
B = selaput semipermeabel
C = air

Perhatikan peristiwa osmosis pada gambar diatas . Gambar tersebut menunjukkan osmometer yang diisi larutan gula, kemudian dimasukkan ke dalam gelas kimia
yang berisi air, ternyata permukaan larutan gula pada osmometer naik. Akan tetapi, jika di atas torak diberi beban tertentu, maka aliran air ke dalam osmometer dapat dicegah.
Gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang mengalir melalui selaput semipermeabel ke dalam larutan disebut tekanan osmosis larutan.

Pengimbangan tekanan osmosis
Keterangan:
A = larutan gula
B = selaput semipermeabel
C = air

Hubungan tekanan osmosis dengan kemolaran larutan oleh Van’t Hoff dapat dirumuskan sebagai berikut.

π = MRT

Keterangan:
π = tekanan osmosis (atm)
M = molaritas (mol/liter)
T = suhu mutlak (K)
R = ketetapan gas (0,082) L.atm.mol^–1K^–1
Hukum Van’t Hoff ini hanya berlaku pada larutan nonelektrolit.

Contoh soal:
1. Tentukan tekanan osmosis larutan C₁₂H₂₂O₁₁
0,01 M pada suhu 25 °C?
Jawab:
π = MRT
= 0,01 × 0,082 × 298 = 0,24 atm

2. Satu liter larutan mengandung 45 gram zat X. Pada
suhu 27 °C, larutan tersebut mempunyai tekanan osmosis
3,24 atm. Tentukan massa molekul relatif zat
tersebut!
Jawab
T= 27 °C= 27 + 273= 300 Kelvin
π = MRT =(gram/Mr):liter x RT
3,24=(gram/Mr):liter x 0,082 L.atm.mol^–1K^–1 × 300 K
3,24 = 45 gram/Mr ×0,082 L.atm.mol⁻¹K⁻¹ × 300 K
Mr = 45×0,082×300 :3,24
= 341,66

Kenaikan titik didih (ΔTb) dan penurunan titik beku (ΔTf)

Setiap zat cair pada suhu tertentu mempunyai tekanan uap jenuh tertentu dan mempunyai harga yang tetap. Zat cair akan mendidih dalam keadaan terbuka jika
tekanan uap jenuhnya sama dengan tekanan atmosfer. Pada saat udara mempunyai tekanan 1 atm, air mendidih pada suhu 100°C, tetapi jika dalam zat cair itu dilarutkan suatu zat, maka tekanan uap jenuh air itu akan berkurang. Penurunan tekanan uap jenuh larutan yang lebih rendah dibanding tekanan uap jenuh pelarut murni menyebabkan
titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih pelarut murni.
Diagram penurunan tekanan uap, titik beku, dan kenaikan titik didih

Selisih antara titik didih suatu larutan dengan titik didih pelarut murni disebut kenaikan titik didih larutan (ΔTb).

ΔTb = Tb larutan −Tb pelarut murni

Berdasarkan gambar di atas, dapat dilihat bahwa tekanan uap larutan lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murni. Hal ini menyebabkan penurunan titik beku
larutan lebih rendah dibandingkan dengan penurunan titik beku pelarut murni. Selisih temperatur titik beku larutan dengan titik beku pelarut murni disebut penurunan titik
beku (ΔTf).

ΔTf = Tf pelarut murni −Tf larutan

Menurut Hukum Backman dan Raoult bahwa penurunan titik beku dan kenaikan titik didih berbanding langsung dengan molalitas yang terlarut di dalamnya.
Hukum tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut.

ΔTb = m×Kf

ΔTf = m×Kf

Keterangan:
ΔTb = kenaikan titik didih
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal
ΔTf = penurunan titik beku
Kf = tetapan titik beku molal
m = molalitas

Syarat Hukum Backman dan Raoult adalah sebagai berikut.
a. Rumus di atas berlaku untuk larutan nonelektrolit.
b. ΔTb tidak berlaku untuk larutan yang mudah menguap.
c. Hanya berlaku untuk larutan yang sangat encer, pada
larutan yang pekat terdapat penyimpangan.

Contoh soal:
1. Tentukan titik didih dan titik beku larutan berikut!
a. urea (CO(NH2)2) 30 gram dalam 500 gram air.
b. glukosa (C6H12O6) 18 gram dalam 10 gram air.
(Kb air = 0,52 dan Kf air = 1,86 °C/m)
Jawab:
a. ΔTb = m × Kb
= 30/60 gram× 1.000/500 gram× 0,52 °C/m

= 0,5 gram × 2 gram × 0,52 °C/m
= 0,52 °C
Titik didih larutan = 100 °C + 0,52 °C =
100,52 °C.

ΔTb = m × Kb
= 30/60gram x 1.000/500 gram x 1,86 °C/m
= 0,5 gram × 2 gram × 1,86 °C/m
= 1,86 °C

b. ΔTb = m × Kb
= 18/180 gram x 1.000/10gram x 0,52 °C/m
= 0,1 gram × 100 gram × 0,52 °C/m
= 0,52 °C
Titik didih larutan = 100 °C + 5,2 °C = 105,2 °C.

ΔTf = m × Kf
= 18/180 gram x 1.000/10 gram x 1,86 °C/m
= 0,1 gram × 100 gram × 1,86 °C/m
= 10 gram × 1,86 °C
= 18,6 °C
Titik beku larutan = 0 °C – 18,6 °C = –18,6 °C.

2. Titik beku larutan 64 gram naftalena dalam 100 gram benzena adalah 2,91 °C. Jika titik beku benzena 5,46°C dan tetapan titik beku molal benzena 5,1 °C, maka
tentukan massa molekul relatif naftalena!
Jawab:
ΔTf = m × Kf
ΔTf = massa benzena/Mr x 1.000/p x Kf
ΔTf = 5,46 °C – 2,91 °C = 2,55 °C
2,55 = 6,4 gram/Mr× 1.000 gram/100 × 5,1 °C
Mr=(6,4 x 1.000 x 5,1 °C ):(2,55 x 100 )
Mr = 128

3. Berapa berat gula yang harus dilarutkan untuk menaikkan titik didih 250 mL air menjadi 100,1°C pada tekanan 1 atm, jika Mr gula = 342 dan Kb = 0,5 °C/m?

Jawab:
ΔTb = massa gula/Mr × 1.000/p × Kb
ΔTb = 100,1°C – 100°C
= 0,1°C
0,1 = massa gula/342 × 1.000mL/250 × 0,5 °C/m
0,1 °C = massa gula/342 x 4 mLx 0,5 °C/m
0,1 °C = massa gula/342 x 2
0,1 °C × 342 = massa gula × 2
massa gula =34,2/2 = 17,1 gram
Jadi, berat gula adalah 17,1 gram.

Penurunan tekanan uap

Apabila ke dalam suatu pelarut dilarutkan zat yang tidak mudah menguap, ternyata tekanan uap jenuh larutan menjadi lebih rendah daripada tekanan uap jenuh pelarut murni
. Dalam hal ini uap jenuh larutan dapat jenuh dianggap hanya mengandung uap zat pelarut, (lihat Gambar).

Selisih antara tekanan uap jenuh pelarut murni dengan tekanan uap jenuh larutan disebut penurunan tekanan uap jenuh .

Jika tekanan uap jenuh pelarut murni dinyatakan dengan P° dan tekanan uap jenuh larutan dengan P, maka Pada tahun 1880-an F.M. Raoult,
seorang ahli kimia Prancis, menyatakan bahwa melarutkan zat terlarut mempunyai efek menurunkan tekanan uap dari pelarut.
Adapun bunyi hukum Raoult yang berkaitan dengan penurunan tekanan uap adalah sebagai berikut.
a. Penurunan tekanan uap jenuh tidak bergantung pada jenis zat yang dilarutkan, tetapi tergantung pada jumlah partikel zat terlarut.
b. Penurunan tekanan uap jenuh berbanding lurus dengan fraksi mol zat yang
dilarutkan.
Hukum Raoult tersebut dapat dirumuskan sebagai
berikut.

keterangan

Jika larutannya encer, nB << nA, sehingga nA + nB dapat dianggap sama dengan nA, jadi:

Keterangan:
nB = mol zat terlarut
nA= mol zat pelarut
W A = massa zat pelarut
W B = massa zat terlarut
Mr A = massa molekul zat pelarut
Mr B = massa molekul zat terlarut
Dalam larutan terdapat zat terlarut dan pelarut, sehingga:

Jika tekanan uap pelarut dilambangkan P, di mana P < P°, maka:

P = xA ⋅ P°
Keterangan:
P = tekanan uap larutan
xA = fraksi mol pelarut
P° = tekanan uap pelarut murni
Hukum Raoult telah diuji kebenarannya dengan membandingkan harga P hasil eksperimen dengan P hasil hitungan berdasarkan rumus di atas. Antara hasil eksperimen dengan hasil hitungan terdapat perbedaan yang kecil karena kesalahan dalam pengamatan.

Contoh soal:
1. Manitol sebanyak 18,04 gram dilarutkan dalam 100 gram air pada suhu 20 °C. Ternyata tekanan uap jenuh larutan adalah 17,227 mmHg. Jika tekanan
uap air jenuh pada suhu itu 17,54 mmHg, hitunglah massa molekul manitol!

Jawab:
WB = 18,04 gram P = 17,227 mmHg
WA = 100 gram P° = 17,54 mmHg
Mr A = 18
ΔP = P° – P
= 17,54 – 17,227 = 0,313 mmHg


= 181,96 (Mr manitol yang sebenarnya 182)

2. Fraksi mol larutan urea dalam air adalah 0,2. Tekanan uap jenuh air murni pada suhu 20 °C sebesar 17,5 mmHg. Tentukan tekanan uap jenuh larutan pada suhu tertentu!
Jawab:
xB = 0,2
P° = 17,5 mmHg
ΔP = P° ⋅ XB
= 17,5 mmHg × 0,2 = 3,5 mmHg
P = P° – ΔP
= 17,5 – 3,5 = 14 mmHg

3. Tentukan penurunan tekanan uap jenuh larutan 10% massa glukosa (C6H12O6) dalam air, jika diketahui tekanan uap air pada suhu 25 °C adalah 24 mmHg!
Jawab:
massa glukosa = 10/100 ×100gram = 10 gram
kuantitas glukosa =10/180 = 0,555 mol

massa air = 100 – 10 = 90 g
mol air =90/18 = 5 mol
xB =0,055/5,055=0,01
ΔP = P° ⋅ xB = 24 × 0,01 = 0,24 mmHg