Sifat koligatif larutan

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Langsung ke: navigasi, cari
Larutan garam

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut tetapi hanya bergantung pada konsentrasi pertikel zat terlarutnya[1]. Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit[1].

Molalitas dan Fraksi Mol[sunting | sunting sumber]

Dalam larutan, terdapat beberapa sifat zat yang hanya ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut[2]. Oleh karena sifat koligatif larutan ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut, maka perlu diketahui tentang konsentrasi larutan[2].

Molalitas (m)[sunting | sunting sumber]

Molalitas (kemolalan) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg (1000 gram) pelarut[2]. Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut [2]:

 m= \frac {massa}{Mr} x \frac {1000} P
  • m = molalitas larutan (mol/kg)
  • n = jumlah mol zat terlarut (g/mol)
  • P = jumlah massa zat (kg)

Fraksi Mol[sunting | sunting sumber]

Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan berdasarkan mol[2]. Fraksi mol komponen i, dilambangkan dengan xi adalah jumlah mol komponen i dibagi dengan jumlah mol semua komponen dalam larutan[2]. Fraksi mol j adalah xj dan seterusnya[2]. Jumlah fraksi mol dari semua komponen adalah 1[2]. Persamaannya dapat ditulis dengan:[2]

xi = \frac{ni}{ni+nj}

Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit[sunting | sunting sumber]

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[3]. Sifat koligatif terdiri dari penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik[3].

Penurunan Tekanan Uap[sunting | sunting sumber]

Marie Francois Raoult (1830 - 1901) ilmuwan yang menyimpulkan tentang tekanan uap jenuh larutan

Molekul - molekul zat cair yang meninggalkan permukaan menyebabkan adanya tekanan uap zat cair[3]. Semakin mudah molekul - molekul zat cair berubah menjadi uap, makin tinggi pula tekanan uapzat cair[3]. 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[3]. 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[3]. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis[3] :

\Delta P = P^0 - P
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[3]. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis[3]. Kesimpulan ini dikenal dengan Hukum Raoult dan dirumuskan dengan[3]. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis[3] :

P = P^0X_p
\Delta P = P^0X_t
  • P = tekanan uap jenuh larutan
  • P0 = tekanan uap jenuh pelarut murni
  • Xp = fraksi mol zat pelarut
  • Xt = fraksi mol zat terlarut

Kenaikan Titik Didih[sunting | sunting sumber]

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[4]. Hal ini menyebabkan terjadinya penguapan di seluruh bagian zat cair. Titik didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer[4]. Dari hasil penelitian, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya[4]. Hal ini disebabkan adanya partikel - partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan partikel - partikel pelarut[4]. Oleh karena itu, penguapan partikel - partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar[4]. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih yang dinyatakan dengan (\Delta Tb)[4]. Persamaannya dapat ditulis [4]:

\Delta Tb = kb \ x \ m
\Delta Tb = kb \ x \frac {g} M_r x \frac {1000} P
\Delta Tb = Tb larutan - Tb pelarut
  • \DeltaTb = kenaikan titik didih (oC)
  • kb = tetapan kenaikan titik didih molal (oC kg/mol)
  • m = molalitas larutan (mol/kg)
  • Mr = massa molekul relatif
  • P = jumlah massa zat (kg)

Tabel Tetapan Kenaikan Titik Didih (Kb) Beberapa Pelarut[5]

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[sunting | sunting sumber]

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut[5] :

\Delta Tf = kf \ x \ m
\Delta Tf = kf \ x \frac {g} M_r x \frac {1000} P
\Delta Tf = Tf pelarut - Tb larutan
  • \DeltaTf = penurunan titik beku (oC)
  • kf = tetapan perubahan titik beku (oC kg/mol)
  • m = molalitas larutan (mol/kg)
  • Mr = massa molekul relatif
  • P = jumlah massa zat (kg)

Tabel Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut[5]

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[sunting | sunting sumber]

Van't Hoff

Tekanan osmotik adalah gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang melalui selaput semipermiabel ke dalam larutan[5]. 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 [5]:

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

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit[sunting | sunting sumber]

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[6]. Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor Van't Hoff[6] :


i = 1 + ( n - 1 )\alpha


  • Keterangan :

i = faktor Van't Hoff

n = jumlah koefisien kation

\alpha = derajat ionisasi


Penurunan Tekanan Uap Jenuh[sunting | sunting sumber]

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van't Hoff adalah[6] :


\Delta P =P0\ x \ X_terlarut \ x \ i


Kenaikan Titik Didih[sunting | sunting sumber]

Persamaannya adalah[6]:

\Delta Tb=kb \ x \ m \ x \ i


Penurunan Titik Beku[sunting | sunting sumber]

Persamaannya adalah[6] :

\Delta Tf =kf \ x \ m \ x \ i


Tekanan Osmotik[sunting | sunting sumber]

Persamaannya adalah[6] :


 \pi =M \ x \ R \ x \ T \ x \ i

Lihat Pula[sunting | sunting sumber]


Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ a b Kimia.Penulis Nana Sutresna.Penerbit PT Grafindo Media Pratama
  2. ^ a b c d e f g h i Praktis Belajar Kimia.Penulis Imam Rahayu.Penerbit PT Grafindo Media Pratama
  3. ^ a b c d e f g h i j k Cerdas Belajar Kimia.Penulis Nana Sutresna.Penerbit PT Grafindo Media Pratama.ISBN 979-758-448-8, 9789797584481
  4. ^ a b c d e f g Kimia Sma.Penerbit Galangpress Group.ISBN 602-8276-35-9, 9786028276351
  5. ^ a b c d e Kimia SMA/MA Kls XII (Diknas).Penulis Suyatno.Penerbit Grasindo.ISBN 979-025-027-4, 9789790250277
  6. ^ a b c d e f g Jago Kimia SMA. Penulis Esvandiari. Penerbit Niaga Swadaya. ISBN 979-3567-54-6, 9789793567549


Pranala Luar[sunting | sunting sumber]