CHANNEL EDUCATION: KOLIGATIF LARUTAN

MOLARITAS, MOLALITAS DAN FRAKSI MOL

Dalam larutan, terdapat beberapa sifat zat yang hanya ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut. Oleh karena sifat koligatif larutan ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut, maka perlu diketahui tentang konsentrasi larutan.

MOLARITAS (M)

Molaritas adalah banyaknya mol zat yang terlarut dalam 1 liter larutan.

Keterangan

M = molaritas,

n = jumlah zat (mol)

Mr = massa molar zat terlarut (g/mol),

V = volume larutan,

P = volume zat pelarut

m = massa zat terlarut (gram)

MOLALITAS (m)

Molalitas (kemolalan) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg (1000 gram) pelarut. Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut :

Keterangan :

m = molalitas (mol/kg),

Mr = massa molar zat terlarut (kg/mol),

massa = massa zat terlarut (g),

P = massa zat pelarut (kg)

FRAKSI MOL

Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan berdasarkan mol. Fraksi mol bisa diidentikkan dengan komponen mol di dalam larutan. Larutan terbentuk dari zat terlarut dan zat pelarut. Komponen dari mol Larutan adalah komponen untuk zat terlarut, fraksi mol zat terlarut, (Xt) dan komponen untuk zat pelarut, fraksi mol pelarut (Xp). Jumlah fraksi mol dari semua komponen adalah 1.

Persamaannya dapat ditulis dengan:

Keterangan : {\displaystyle xi={\frac {ni}{ni+nj}}}

Xt : fraksi mol zat terlarut

Xp : fraksi mol pelarut

nt : mol zat terlarut

np : mol zat pelarut

A. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN NONELEKTROLIT

Meskipun sifat koligatif melibatkan larutan, sifat koligatif tidak bergantung pada interaksi antara molekul pelarut dan zat terlarut, tetapi bergatung pada jumlah zat terlarut yang larut pada suatu larutan. Sifat koligatif terdiri dari penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik.

1. PENURUNAN TEKANAN UAP

Molekul - molekul zat cair yang meninggalkan permukaan menyebabkan adanya tekanan uap zat cair. Semakin mudah molekul - molekul zat cair berubah menjadi uap, makin tinggi pula tekanan uap zat cair. Apabila tekanan zat cair tersebut dilarutkan oleh zat terlarut yang tidak menguap, maka partikel-partikel zat terlarut ini akan mengurangi penguapan molekul-molekul zat cair. 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.

Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis :

Keterangan :

P^o = tekanan uap zat cair murni

P = tekanan uap larutan

Pada tahun 1878, Marie Francois Raoult seorang kimiawan asal Prancis melakukan percobaan mengenai tekanan uap jenuh larutan, sehingga ia menyimpulkan tekanan uap jenuh larutan sama dengan fraksi mol pelarut dikalikan dengan tekanan uap jenuh pelarut murni. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis. Kesimpulan ini dikenal dengan Hukum Raoult dan dirumuskan dengan persamaan

Keterangan :

∆P = penurunan tekanan uap

P = tekanan uap jenuh laruta

P⁰ = tekanan uap jenuh pelarut murni

X_p = fraksi mol zat pelarut

X_t = fraksi mol zat terlarut

2. 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. Hal ini menyebabkan terjadinya penguapan di seluruh bagian zat cair. Titik didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer. Dari hasil penelitian, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya.

Hal ini disebabkan adanya partikel-partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan partikel-partikel pelarut. Oleh karena itu, penguapan partikel-partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih yang dinyatakan dengan.

Persamaannya dapat ditulis :

Keterangan :

Tb = titik didih larutan (^oC)

∆Tb = kenaikan titik didih larutan (^oC)

kb = tetapan kenaikan titik didih molal (^oC kg/mol)

m = molalitas larutan (mol/kg)

Mr = massa molekul relatif

P = jumlah massa zat pelarut (kg)

Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Didih	Tetapan (Kb)
Aseton	56,2	1,71
Benzena	80,1	02,53
Kamper	204,0	05,61
Karbon tetraklorida	76,5	04,95
Sikloheksana	80,7	02,79
Naftalena	217,7	05,80
Fenol	182	03,04
Air	100,0	00,52

3. PENURUNAN TITIK BEKU

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya.

Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut :

Keterangan :

Tf = titik beku larutan (^oC)

∆Tf = penurunan titik beku larutan (^oC)

kf = tetapan penurunan titik beku molal (^oC kg/mol)

m = molalitas larutan (mol/kg)

Mr = massa molekul relatif

P = jumlah massa zat pelarut(kg)

Tabel Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Beku	Tetapan (Kf)
Aseton	-95,35	2,40
Benzena	5,45	5,12
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

4. TEKANAN OSMOTIK

Ketika dua larutan dengan konsentrasi yang berbeda dipisahkan oleh suatu membran semipermeabel-membran yang hanya dapat dilewati partikel pelarut namun tidak dapat dilewati partikel zat terlarut maka terjadilah fenomena osmosis. Osmosis adalah peristiwa perpindahan selektif partikel-partikel pelarut melalui membran semipermeabel dari larutan dengan konsentrasi zat terlarut yang lebih rendah ke larutan dengan konsentrasi zat terlarut yang lebih tinggi.

Perhatikan Gambar 1. Tekanan osmosis didefinisikan sebagai tekanan yang diberikan untuk menahan perpindahan netto partikel pelarut dari larutan dengan konsentrasi pelarut tinggi menuju larutan dengan konsentrasi pelarut rendah. Bila tekanan eksternal sebesar tekanan osmosis diberikan pada sisi larutan, maka ketinggian pelarut dan larutan akan kembali seperti semula.

Tekanan osmotik adalah gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang melalui selaput semipermiabel ke dalam larutan. Membran semipermeabel adalah suatu selaput yang dapat dilalui molekul-molekul pelarut dan tidak dapat dilalui oleh zat terlarut.

Menurut Van't Hoff, tekanan osmotik larutan dirumuskan dengan persamaan berikut :

Keterangan :

π = tekanan osmotik

M = molaritas larutan

R = tetapan gas (0,082)

T = suhu mutlak

B. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN ELEKTROLIT

Pada konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang lebih besar daripada sifat koligatif larutan non elektrolit^[6]. Banyaknya partikel zat terlarut hasil reaksi ionisasi larutan elektrolit dirumuskan dalam faktor Van't Hoff.

Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor Van't Hoff :