MATERI

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut tetapi hanya bergantung pada konsentrasi partikel zat terlarutnya. Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit.

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

Molalitas (m)

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

${\displaystyle m={\frac {massa}{Mr}}\times {\frac {1000}{P}}}$

• Keterangan: m = molalitas (mol/kg) M_r = massa molar zat terlarut (g/mol) massa = massa zat terlarut (g) P = massa zat pelarut (g)

Fraksi Mol

Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan berdasarkan mol. Fraksi mol komponen ${\displaystyle i}$, dilambangkan dengan ${\displaystyle xi}$ adalah jumlah mol komponen ${\displaystyle i}$ dibagi dengan jumlah mol semua komponen dalam larutan. Fraksi mol ${\displaystyle j}$ adalah ${\displaystyle xj}$ dan seterusnya. Jumlah fraksi mol dari semua komponen adalah 1. Persamaannya dapat ditulis dengan:
${\displaystyle xi={\frac {ni}{ni+nj}}}$

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.

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 :

ΔP = XA × P            atau      ΔP = P^{0 -} P

• P⁰ = tekanan uap zat cair murni
• P = tekanan uap larutan

Pada tahun 1878, Marie Francois Raoult seorang kimiawan asal Perancis 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 penurunan tekanan uap dapat ditulis :

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 (${\displaystyle \Delta Tb}$). Persamaannya dapat ditulis:

${\displaystyle \Delta Tb=kb\ \times \ m}$

${\displaystyle \Delta Tb=kb\ \times {\frac {g}{M}}_{r}\times {\frac {1000}{P}}}$ΔTb = titik didih larutan – titik didih pelarut

 ΔTb = Kb ⋅ m

${\displaystyle \Delta Tb=Tblarutan-Tbpelarut}$

${\displaystyle \Delta }$Tb = kenaikan titik didih (^oC)

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

m = molalitas larutan (mol/kg) 

Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Didih	Tetapan (Kb)
Aseton	56,2	1,71
Benzena	80,1	02,53
Kamfer	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

Penurunan Titik Beku

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut :

${\displaystyle \Delta Tf=kf\ \times \ m}$ΔTf = Titik beku pelarut – titik beku larutan

${\displaystyle \Delta Tf=kf\ \times {\frac {g}{M}}_{r}\times {\frac {1000}{P}}}$ΔTf = m ⋅ Kf

${\displaystyle \Delta Tf=Tfpelarut-Tflarutan}$

• ${\displaystyle \Delta }$Tf = penurunan titik beku (^oC)
• kf = tetapan perubahan titik beku (^oC kg/mol)
• m = molalitas larutan (mol/kg)

Tabel Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut

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

Tekanan Osmotik

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 :

${\displaystyle \Pi ={M\times R\times T}}$ π = MRT

• ${\displaystyle \Pi }$ = tekanan osmotik
• M = molaritas larutan
• R = tetapan gas (0,082)
• T = suhu mutlak

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Pada konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang lebih besar daripada sifat koligatif larutan non elektrolit. 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 :

${\displaystyle i=1+(n-1)\alpha }$
i  = faktor van,t  hoff  = 1 + (n – 1)α

• Keterangan :

${\displaystyle i}$ = faktor Van't Hoff
n = jumlah koefisien kation
${\displaystyle \alpha }$ = derajat ionisasi

Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van't Hoff adalah :

${\displaystyle \Delta P}$${\displaystyle \ \times \ X_{terlarut}\ \times \ i}$
ΔP = XA ×P ×i

Kenaikan Titik Didih

Persamaannya adalah:
${\displaystyle \Delta Tb}$ΔTb = K ×m× i
${\displaystyle kb\ \times \ m\ \times \ i}$

Penurunan Titik Beku

Persamaannya adalah :
${\displaystyle \Delta Tf}$ΔTf = K ×m× i
${\displaystyle kf\ \times \ m\ \times \ i}$

Tekanan Osmotik

Persamaannya adalah :

π = M× R×T × i
		DAFTAR PUSTAKA
		https://id.wikipedia.org/wiki/Sifat_koligatif_larutan