TUGAS KIMIA FISIKA (LARUTAN)

NAMA : WYNNE RAPHAELA

NIM : 131424027

KELAS : 1A TKPB

I. Pembagian larutan

1. Larutan Elektrolit

adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik jika larutan tersebut mengandung

partikel-partikel yang bermuatan listrik (ion-ion) dan bergerak bebas didalam larutannya,Zat

elektrolit yang terurai sempurna di dalam air disebut Elektrolit Kuat dan larutan yang

dibentuknya disebut Larutan Elektrolit Kuat. Zat elektrolit yang hanyak terurai sebagian

membentuk ion-ionnya di dalam air disebut Elektrolit Lemah dan larutan yang dibentuknya

disebut Larutan Elektrolit Lemah.

2. Larutan Non-Elektrolit

Larutan Non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantar listrikSedangkan zat

non elektrolit itu sendiri merupakan zat-zat yang di dalam air tidak terurai dalam bentuk ion-

ionnya, tetapi terurai dalam bentuk molekuler.

Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:

- Larutan urea

- Larutan sukrosa

- Larutan glukosa

- Larutan alkohol dan lain-lain

II. Perbedaan Larutan Berdasarkan Daya Hantar Listrik

Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan terbagi menjadi 2 golongan yaitu larutan

elektrolit dan larutan non elektrolit. Sedangkan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi larutan

elektrolit kuat dan elektrolit lemah sesuai skema penggolongan berikut.

A. Elektrolit

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

1. Elektrolit Kuat

- Terionisasi sempurna

- Menghantarkan arus listrik

- Mampu menyala terang

- Merdapat gelembung gas

Larutan elektrolit kuat dapat berupa :

Asam Kuat : HCl, H2SO4, HNO3, HClO4

Basa Kuat : NaOH, KOH, Ca(OH)2

Garam : NaCl, K2SO4, CaCl2

Garam adalah senyawa yang terbentuk dari sisa asam dan basa dengan reaksi sebagai berikut :

Asam + Basa ---> Garam + H2O,

Contoh,

2HCl + Ca(OH)2 ---> CaCl2 + 2H2O

dari reaksi di atas terlihat garam tersusun dari gabungan Cl- sebagai ion negatif (anion) dan Ca2+

sebagai ion positif (kation), contoh ion2 lain yang dapat membentuk garam yakni :

Kation : Na+, L+, K+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+

Anion : Cl-, Br-, I-, SO42-, NO3-, ClO4-, HSO-, CO32-, HCO32-

sebagai contoh garam yang dapat terbentuk dari gabungan kation dan anion di atas antaralain :

2. Elektrolit Lemah

- Terionisasi sebagian

- Menghantarkan arus listrik

- Lampu menyala redup

- Terdapat gelembung gas

Daya hantarnya buruk dan memiliki derajat ionisasi (kemampuan mengurai menjadi ion-

ionnya) kecil. Makin sedikit yang terionisasi, makin lemah elektrolit tersebut. Dalam persamaan

reaksi ionisasi elektrolit lemah ditandai dengan panah dua arah (bolak-balik) artinya reaksi

berjadal dua arah di satu sisi terjadi peruraian dan di sisi lain terbentuk kembali ke bentuk

senyawa mula2.

Contoh larutan elektrolit lemah adalah semua asam lemah dan basa lemah asam adalah yang

menghasilkan/melepas H+ dan basa yang menghasilkan OH- atau menangkap H+

misalnya :

 

kekuatan elektrolit lemah ditentukan oleh derajat dissosiasinya yang dirumuskan :

Maka berdasarkan rumus di atas untuk mendapatkan jumlah zat mengion dilakukan

dengan cara mengalikan jumlah sat mula2 dengan derajat dissosiasinya....semakin besar harga

derajat dissosiasinya maka semakin banyak konsentrasi larutan yang terurai menjadi ion2ya

(mengion)

B. Non Elektrolit

- Tidak terionisasi

- Tidak menghantarkan arus listrik

- Lampu tidak menyala

Contoh :

C6H12O6 (amilum/karbohidrat), C12H22O11, CO(NH2)2 (Urea) dan C2H5OH

(Alkohol/etanol), dll

III. Penyebab Larutan Elektrolit dapat Menghantarkan Listrik

Sebagai contoh larutan elektrolit adalah HCl, Larutan HCl di dalam air mengurai menjadi

kation (H+) dan anion (Cl-). Terjadinya hantaran listrik pada larutan HCl disebabkan ion H+

menangkap elektron pada katoda dengan membebaskan gas Hidrogen (H2). Sedangkan ion-ion

Cl- melepaskan elektron pada anoda dengan menghasilkan gas klorin (Cl2).

Perhatikan gambar berikut.

IV. Hubungan Elektrolit dengan Jenis Ikatan Kimia

Jika diperhatikan lebih teliti dari jenis ikatannya, larutan elektrolit ada yang berasal dari

ikatan ionik dan ada juga yang berasal dari ikatan kovalen polar....Sebagai contoh larutan NaCl

dan NaOH berasal dari senyawa ion, sedangkan HCl, CH3COOH, NH4Cl berasal dari senyawa

kovalen

1. Senyawa ionik

Senyawa ionik adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara ionik, yang disebabkan

adanya gaya elektrostatik dari atom-atom yang muatannya berlawanan (ion positif dan ion

negatif). Atom yang kehilangan elektron menjadi ion positif (kation) dan atom yang menerima

elektron menjadi ion negatif (anion). Dalam larutan, senyawa ionik akan terurai sempurna

menjadi ion-ionnya yang bergerak bebas. Ion-ion itulah yang menghantarkan arus listrik.

2. Senyawa Kovalen

kovalen adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara kovalen. Ikatan kovalen

terjadi akibat penggunaan bersama-sama pasangan elektron oleh dua atom. Senyawa kovalen

yang dapat menghantarkan arus listrik adalah seyawa kovalen polar yang dapat mengalami

ionisasi bila dilarutkan dalam pelarut (biasanya pelarut air).

Daya hantar listrik berhubungan dengan adanya ion-ion zat terlarut dalam larutan. Semakin

banyak jumlah ion dalam larutan, maka daya hantar listrik akan semakin baik, dan sebaliknya.

Berdasarkan kekuatannya dalam menghantarkan arus listrik, larutan elektrolit dibedakan menjadi

larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah.

Contoh dari larutan elektrolit adalah larutan NaCl (garam dapur), jika garam dapur dilarutkan

dalam air maka akan teurai menjadi ion-ion bebasnya, sehingga dalam larutan NaCl terdapat

spesi bermuatan yakni Na+ dan Cl-.

Gambaran pelarutan NaCl secara mikroskopik adalah sebagai berikut:

Daya hantar listrik berhubungan dengan adanya ion-ion zat terlarut dalam larutan.

Semakin banyak jumlah ion dalam larutan, maka daya hantar listrik akan semakin baik, dan

sebaliknya semakin sedikit jumlah ion dalam larutan, maka daya hantar listrik nya juga menurun.

Berdasarkan kekuatannya dalam menghantarkan arus listrik, larutan elektrolit dibedakan menjadi

larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah.

Untuk dapat membedakan larutan elektrolit ionik dan kovalen perhatikanlah contoh2 di bawah

ini :

 

V. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

Konsentrasi larutan menyatakan secara kuantitatif komposisi zat terlarut dan pelarut di

dalam larutan. Konsentrasi umumnya dinyatakan dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan

jumlah total zat dalam larutan, atau dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah

pelarut. Contoh beberapa satuan konsentrasi adalah molar, molal, dan bagian per juta (part per

million, ppm). Sementara itu, secara kualitatif, komposisi larutan dapat dinyatakan sebagai encer

(berkonsentrasi rendah) atau pekat (berkonsentrasi tinggi).

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak tergantung pada macamnya zat terlarut

tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).

Hukum Roult merupakan dasar dari sifat koligatif larutan. Keempat sifat itu ialah:

1. Penurunan tekanan uap relatif terhadap tekanan uap pelarut murni.

2. Peningkatan titik didih

3. Penurunan titik beku

4. Gejala tekanan osmotik.

Sifat koligatif larutan dapat dibedakan menjadai dua macam, yaitu sifat larutan non

elektrolit dan elektrolit.  Hal itu disebabkan zat terlarut dalam larutan elektrolit bertambah

jumlahnya karena terurai menjadi ion-ion, sedangkan zat terlarut pada larutan nonelektrolit

jumlahnya tetap karena tidak terurai menjadi ion-ion, sesuai dengan hal-hal  tersebut maka sifat

koligatif  larutan nonelektrolit lebih rendah daripada sifat koligatif larutan elektrolit. Larutan

merupakan suatu campuran yang homogen dan dapat berwujud padatan,  maupun cairan. Akan

tetapi larutan yang paling umum dijumpai adalah larutan cair, dimana suatu zat tertentu

dilarutkan dalam pelarut berwujud cairan yang sesuai hingga konsentrasi tertentu.

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat

larutan itu sendiri. Namun sebelum itu kita harus mengetahui hal- hal berikut: Molar,

yaitu jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan

Molal,yaitu jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg larutan

Fraksi mol, yaitu perbandingan mol zat terlarut dengan jumlah mol zat pelarut dan

zat terlarut.

a) Penurunan Tekanan Uap

Proses penguapan adalah perubahan suatu wujud zat  dari cair menjadi gas. Ada

kecenderungan bahwa suatu zat cair akan mengalami penguapan. Kecepatan penguapan dari

setiap zat cair tidak sama, tetapi pada umumnya cairan akan semakin mudah menguap jika

suhunya semakin tinggi

Penurunan tekanan uap adalah kecenderungan molekul-molekul cairan untuk melepaskan

diri dari molekul-molekul cairan di sekitarnya dan menjadi uap. Jika ke dalam cairan

dimasukkan suatu zat terlarut yang sukar menguap dan membentuk suatu larutan, maka hanya

sebagian pelarut saja yang menguap, karene sebagian yang lain penguapannya dihalangi oleh zat

terlarut. Besarnya penurunan ini di selidiki oleh Raoult lalu dirumuskan sebagai berikut.

Banyak sedikitnya uap diatas permukaan cairan diukur berdasarkan tekanan uap cairan

tersebut. Semakin tinggi suhu cairan semakin banyak uap yang berada diatas permukaan cairan

dan berarti tekanan uapnya semakin tinggi. Jumlah uap diatas permukaan akan mencapai suatu

kejenuhan pada tekanan tertentu, sebab bila tekanan uap sudah jenuh akan terjadi pengembunan,

tekanan uap ini disebut tekanan uap jenuh

Pada saat zat konvalatil ditambahkan kedalam larutan maka akan terjadi penurunan

tekanan uap. Pada suhu 20 C tekanan uap air jenuh  diatas permukaan air adalah 17,53 mmHg.

Besarnya penurunan tekanan uap air akibat adanya zat terlarut disebut penurunan tekanan uap

larutan.

Sejak tahun 1887 – 1888 Francois Mario Roult telah mempelajari hubungan antara tekanan

uap dan konsentrasi zat terlarut, dan mendapatkan suatu kesimpulan bahwa besarnya tekanan uap

larutan sebanding dengan fraksi mol pelarut dan tekanan uap dari pelarut murninya. Penurunan

tekanan uap menurut hukum Roult, tekanan uap salah satu cairan dalam ruang di atas larutan

ideal bergantung pada fraksi mol cairan tersebut dalam larutan PA  = XA  .  PAo. Dari hukum Roult

ternyata tekanan uap pelarut murni lebih besar daripada tekanan uap pelarut dalam larutan. Jadi

penurunan tekanan uap pelarut berbanding lurus dengan fraksi mol zat terlarut.

Atau DP = P0

. Xt

P  = tekanan uap larutan

X = fraksi mol

P  = tekanan uap pelarut murni

Terjadinya penurunan tekanan uap larutan disebabkan oleh adanya zat terlarut. Untuk

menentukan seberapa besar pengaruh jumlah partikel zat terlarut terhadap penurunan tekanan

uap dapat dituliskan:

             P = Po – P

Karena X1 = 1-X2 untuk larutan yang terdiri atas dua komponen, maka hukum Roult dapat

ditulis:

P larutan = X pelarut . P pelarut

Jadi, perubahan tekanan uap pelarut berbanding lurus dengan fraksi mol zat terlarut. Tanda

negatif menyiratkan penurunan tekanan uap. Tekanan uap selalu lebih rendah diatas larutan

encer dibandingkan diatas pelarut murninya.

b) Peningkatan Titik Didih

Sifat yang berikutnya adalah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku. Titik didih

larutan selalu lebih tinggi dibandingkan titik didih pelarut. hal sebaliknya berlaku pada titik beku

larutan yang lebih rendah dibandingkan pelarut. Sifat ini dirumuskan sebagai berikut :

Bila suatu zat cair dinaikkan suhunya, maka semakin banyak zat cair yang menguap. Pada

suhu tertentu jumlah uap diatas permukaan zat cair akan menimbulkan tekanan uap yang sama

dengan tekanan udara luar. Keadaan saat tekanan uap zat cair diatas permukaan zat cair tersebut

sama dengan tekanan udara disekitarnya disebut mendidih dan suhu ketika tekanan uap diatas

pemukaan cairan sama dengan tekanan uap luar disebut titik didih. Pada saat zat konvalatil

ditambahkan kedalam larutan maka akan terjadi kenaikan titik didih dari larutan tersebut.

Titik didih air murni pada tekanan 1 atm adalah 100 C. Hal itu berarti tekanan uap air

murni akan mencapai 1 atm ( sama dengan tekanan udara luar) pada saat air dipanaskan sampai

100 C. Dengan demikian bila tekanan udara luar kurang dari 1 atm (misalnya dipuncak gunung)

maka titik didih air kurang dari 100 C.

Bila kedalam air murni dilarutkan suatu zat yang sukar menguap, maka pada suhu 100 C

tekanan uap air belum mencapai 1 atm dan berarti air itu belum mendidih. Untuk dapat mendidih

( tekanan uap air mencapai 1 atm) maka diperlukan suhu yang lebih tinggi. Besarnya kenaikan

suhu itulah yang disebut kenaikan titik didih.

Menurut hukum Roult, besarnya kenaikan titik didih larutan sebanding dengan hasil kali

molalitas larutan (m) dan kenaikan titik didih molalnya (Kb). Dapat dirumuskan sebagai:

    Δ Tb = Kb . m

Jika

m = n x 1000    P

Maka rumus diatas dapat dinyatakan sebagai berikut:

Tb = Kb ( n x 1000 )                      P

  Tb         = besar penurunan titik beku

  Kb        = konstanta kenaikan titik didih

  m        = molalitas dari zat terlarut

   n        = jumlah mol zat terlarut

   p        = massa pelarut             

Harga Kb bervariasi untuk masing-masing pelarut. Kb diperoleh dengan mengukur

kenaikan titik didih dari larutan encer yang molalitasnya diketahui (artinya, mengandung zat

terlarut yang diketahui jumlah dan massa molalnya).  Titik didih larutan merupakan titik didih

pelarut murni ditambah dengan kenaikan titik didihnya atau Tb = Tb +   Tb (Oxtoby, 2001).

c) Penurunan titik Beku

Proses pembekuan suatu zat cair terjadi bila suhu diturunkan sehingga jarak antar partikel

sedemikian dekat satu sama lain dan akhirnya bekerja gaya tarik menarik antar molekul yang

sangat kuat. Adanya partikel-partikel dari zat terlarut akan menghasilkan proses pergerakan

molekul-molekul pelarut terhalang, akibatnya untuk mendekatkan jarak antar molekul diperlukan

suhu yang lebih rendah. Perbedaan suhu adanya partikel-partikel zat terlarut disebut penurunan

titik beku. Pada saat zat konvalatil ditambahkan kedalam larutan maka akan terjadi penurunan

titik beku larutan tersebut.

Seperti halnya kenaikan titik didih, penurunan titik beku larutan sebanding dengan hasil

kali molalitas larutan dengan tetapan penurunan titik beku pelarut (Kf) dinyatakan dengan

persamaan:

ΔTf = Kf . m

Tf = Kf ( n x 1000  )         P

 Tf     = penurunan titik beku

 Kf     = tetapan ttitik beku molal

  n     = jumlah mol zat terlarut

  p     = massa pelarut

Titik beku larutan merupakan titik beku pelarut murni dikurangi dengan penurunan titik

bekunya. Pengukuran penurunan titik beku, seperti halnya peningkatan titik didih, dapat

digunakan untuk menentukan massa molar zat yang tidak diketahui.

Gejala penurunan titik beku analog dengan peningkatan titik didih. Di sini kita hanya

mempertimbangan kasus jika padatan pertama yang mengkristalkan dari larutan adalah pelarut

murni. Jika zat terlarut mengkristal bersama pelarut, maka situasinya akan lebih rumit. Pelarut

padat murni berada dalam kesetimbangan dengan tekanan tertentu dari uap pelarut, sebagimana

ditentukan oleh suhunya. Pelarut dalam larutan demikian pula, berada dalam kesetimbangan

dengan tekanan tertentu dari uap pelarut. Jika pelarut padat dan pelarut dalam larutan berada

bersama-sama, mereka harus memiliki tekanan uap yang sama. Ini berarti bahwa suhu beku

larutan dapat diidentifikasi sebagi suhu ketika kurva tekanan uap pelarut padat murninya

berpotongan dengan kurva larutan. Jika zat terlarut ditambahkan ke dalam larutan, tekanan uap

pelarut turun dan titik beku, yaitu suhu ketika kristal pertama pelarut murni mulai muncul, turun.

Selisih dengan demikian bertanda negatif dan penurunan titik beku dapat diamati

d) Tekanan Osmotik

Sifat koligatif keempat terutama penting dalam biologi sel, sebab peranannya penting

dalam trasfor molekul melalui membran sel. Membran ini disebut semipermiabel, yang

membiarkan molekul kecil lewat tetapi menahan molekul besar seperti protein dan karbohidrat.

Membran semi permiabel dapat memisahkan molekul pelarut kecil dari molekul zat terlarut yang

besar.

Peristiwa bergeraknya partikel (molekul atau ion) melalui dinding semipermeabel disebut

osmotik. Tekanan yang ditimbulkan akibat dari tekanan osmotik disebut tekanan osmotik. Besar

tekanan osmotik diukur dengan alat osmometer, dengan memberikan beban pada kenaikan

permukaan larutan menjadi sejajar pada permukaan sebelumnya.

Osmosis atau tekanan osmotik adalah proses berpindahnya zat cair dari larutan hipotonis

ke larutan hipertonis melalui membran semipermiabel. Osmosis dapat dihentikan jika diberi

tekanan, tekanan yang diberikan inilah yang disebut tekanan osmotik. Tekanan osmotik

dirumuskan :

Berdasarkan persamaan gas ideal:

PV = nRT

Maka tekanannya

P = nRT

      V

Jika tekanan osmotik larutan dilambangkan dengan π, dari persamaan diatas dapat diperoleh:

π = nRT

                                                                 V

atau

                                                                π = M R T      

Untuk larutan elektrolit ditemukan penyimpangan oleh Vanit Hoff. Penyimpangan ini terjadi

karena larutan elektrolit terdisosiasi di dalam air menjadi ion, sehingga zat terlarut jumlahnya

menjadi berlipat. Dari sini dibutuhkan faktor pengali atau lumrah disebut faktor Vanit Hoff.

Dirumuskan sebagai berikut :

π   = tekanan osmotik

M = konsentrasi molar

R   = tetapan gas ideal (0,082 L atm K   mol  )

T    = suhu mutlak (K)      

Tetapan titik beku molal (Kf)

Pelarut Titik beku (oC) Kf (oC)

Air

Benzena

Fenol

Naftalena

Asam asetat

Kamfer

Nitrobenzena

0

5,4

39

80

16,5

180

5,6

1,86

5,1

7,3

7

3,82

40

6,9

Partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan

elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai

menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan

demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat

koligatif larutan elektrolit.