Hamela Sari Sitompul

STANDAR KOMPETENSI

KOMPETENSI DASAR

Menjelaskan sifat- sifat koligatif larutan non-elektrolit dan elektrolit

Menjelaskan penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih penurunan titik beku larutan, dan tekanan osmosis termasuk sifat koligatif larutan

Membandingkan antara sifat koligatif larutan non elektrolit dengan sifat koligatif larutan elektrolit yang konsentrasinya sama berdasarkan data percobaan

Menjelaskan arti kemolalan dan fraksi mol serta penggunaannya.

Menjelaskan pengaruh zat terlarut yang sukar menguap terhadap tekanan uap pelarut.

Menjelaskan hubungan penurunan tekanan uap dengan fraksi mol zat terlarut.

Menjelaskan pengertian osmosis dan tekanan osmotik serta terapannya.

Menemukan hubungan jumlah partikel zat terlarut dengan sifat koligatif larutan elektrolit encer dan non elektrolit berdasarkan data.

Menyimpulkan perbedaan sifat koligatif larutan elektrolit dengan sifat koligatif larutan non elektrolit.

SIFAT KOLIGATIF adalah sifat-sifat larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut, tetapi hanya pada konsentrasi partikel terlarutnya

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat Larutan itu sendiri.

Jumlah 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).

KONSENTRASI LARUTAN

PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH

KENAIKAN TITIK DIDIH

PENURUNAN TITIK BEKU

TEKANAN OSMOTIK

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN ELEKTROLIT

Ada 3 cara untuk menyatakan konsentrasi larutan, yaitu melalui Konsentrasi Molar, Konsentrasi Molal dan Fraksi Mol.

Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam satu liter larutan. Satuan kemolaran adalah mol L-1

V

nM =

mL

1000x

Mr

gr=M

Keterangan :M = Kemolarann = Jumlah mol zat terlarutV = Volum larutan (dalam liter)

CONTOH

KONSENTRASI LARUTAN

Jika dalam 500 mL larutan terdapat 6 gram urea (Mr =60), maka molaritas larutan adalah :

Jawab :

1-L mol 2,030000

6000

500

1000x

60

6

==

=M

mL

1000x

Mr

gr=M

Kemolalan atau molalitas menyatakan jumlah mol (n) zat terlarut dalam 1 kg (=1000 g) pelarut. Oleh karena itu, kemolalan dinyatakan dalam mol kg-1

p

nm =

(gr)pelarut masa

1000x

Mr

gr=m

Keterangan :m = Kemolalan larutann = Jumlah mol zat terlarutp = masa pelarut (dalam kg)

CONTOH

Berapakah kemolalan larutan glukosa yang mengandung 12% masa glukosa (Mr = 180)?

Jawab :

Glukosa 12% = 12/100 x 100 gram = 12 gram. Dan air (pelarut) = (100 – 12) = 88 gram.

PENTING :“Untuk mendapatkan masa pelarut air yg tdk diketahui, kita harus selalu memasukkan 100 dikurang gr larutan”.

1-kg mol 79,015840

12000

88

1000x

180

12

==

=m

(gr)pelarut masa

1000x

Mr

gr=m

Fraksi mol (X) zat terlarut atau zat pelarut menyatakan perbandingan mol (n) zat terlarut atau n pelarut dengan n total larutan (terlarut + pelarut)

X terlarut =n terlarut

n terlarut + n pelarut

X pelarut =n pelarut

n terlarut + n pelarut

X terlarut X pelarut+ 1=

CONTOH

Kembali ke MENU

Hitunglah fraksi mol urea dalam larutan urea 20% (Mr = 60).

Jawab :

•Urea 20% = 20/100 x 100 gram = 20 gram. •Air (pelarut) = (100 – 20) = 80 gram.

069,00,33)(4,44

0,33 urea X

UREAmol fraksi Ditanya

=+

=

mol 44,418

80 air molJumlah

mol 33,060

20 urea molJumlah

==

==

“Angka 18 didapat dari Mr nya AIR”

PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH

Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap

jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair

menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu

mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapan berkurang.

CONTOH

Tampilan mikroskopis dari gerakan molekul uap air pada permukaan air murni.

Gambar dibawah ini mengilustrasikan bagaimana tekanan uap air dipengaruhi oleh penambahan zat terlarut yang sukar menguap ( non volatile

solute)

air murni larutan NaCl 1,0 M menghasilkan ion Na+ (biru) dan ion Cl- (hijau) yang terlarut dalam air

Menurut Francois Marie Raoult mengemukakan bahwa tekanan uap suatu komponen bergantung pada fraksi mol komponen itu dalam larutan, dengan hubungan sebagai berikut.

PA = XA x PoA

PA = tekanan uap komponen AXA = fraksi mol komponenP0

A = tekanan uap A murni

Untuk menentukan tekanan uap larutan dapat menggunakan rumus berikut :

Plarutan = Xpelarut x Popelarut

Selisih antara tekanan uap pelarut dengan tekanan uap larutan disebut penurunan tekanan uap (∆P). Dapat digunakan rumus sebagai berikut :

∆P = Xter x PoCONTOH

Kembali ke MENU

Tekanan uap air pada 100oC adalah 760 mmHg. Berapakah tekanan uap larutan glukosa 18% pada 100oC? (Ar H= 1 ; C=12 ; O=16)

•Glukosa 18% = 18/100 x 100 gram = 18 gram. •Air (pelarut) = (100 – 18) = 82 gram.

Plarutan = Xpelarut x Popelarut

Jadi mari kita hitung dulu Xpel (fraksi mol) nya !!!

mol 55,418

82 air molJumlah

mol 1,0180

18 glukosa molJumlah

==

==

978,00,1)(4,55

4,55 Xpel =

+=

Jadi tekanan uap glukosa :

Plarutan = Xpelarut x Popelarut

Plarutan = 0,978 x 760

= 743,28 mmHg

Peringatan : perlu diingat bahwa air adalah pelarut dan glukosa adalah larutan

KENAIKAN TITIK DIDIH (∆Tb)

Titik didih adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan di permukaan. Oleh karena itu, titik didih bergantung pada tekanan di permukaan.

Suatu pelarut jika di + zat terlarut titik didih akan naik Besarnya kenaikan titik didih ~ konsentrasi molal ( m ) ∆Tb = titik didih larutan – titik didih pelarut murni Kb = tetapan kenaikan titik didih

∆Tb = m x Kb

atau bisa juga pakai rumus

yang

m = gr/mr x 1000/p

bb K p

1000

Mr

grΔT ××=

CONTOH

Liat DIAGRAM P-T Kembali ke MENU

Tentukan titik didih larutan yang mengandung 18 gram glukosa (Mr = 180) dalam 500 gram air. (Dik :Kb air = 0,52oC)

INGAT kita menghitung Tb bukan ∆Tb .

∆Tb = Tb larutan – Tb pelarut atau Tb larutan = ∆Tb + Tb pelarut .

Jadi kita hitung dulu ∆Tb = m x Kb

bKpmr

gr ××=∆ 1000Tb

C

Co

o

b

0,104

52,0500

1000

180

18T

=

××=∆

Terus kita hitung Tb larutan

Tb larutan = 0,104 + 100

= 100,104oC

Tb larutan = ∆Tb + Tb pelarut

Tb pelarut (ketetapan)

Liat tabelKetetapan Tb dan Tf

PENURUNAN TITIK BEKU (∆Tf)

Titik beku adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatnya.

Suatu pelarut jk di + zat terlarut titik bekunya akan turun Besarnya penurunan titik beku ~ konsentrasi molal ( m ) ∆Tf = titik beku pelarut murni – titik beku larutan Kf = tetapan penurunan titik beku

∆Tf = m x Kf Atau ff K p

1000

Mr

grΔT ××=

CONTOH

Liat DIAGRAM P-T Kembali ke MENU

Tentukan titik beku larutan yang mengandung 18 gram glukosa (Mr = 180) dalam 500 gram air. (Dik :Kf air = 1,86oC)

∆Tf = Tf pelarut – Tf larutan atau Tf larutan = Tf pelarut - ∆Tf

Jadi kita hitung dulu ∆Tf = m x Kf

fKpmr

gr ××=∆ 1000Tf

C

Co

o

f

0,372

86,1500

1000

180

18T

=

××=∆

Terus kita hitung Tf larutan

Tf larutan = Tf pelarut - ∆Tf

Tf larutan = 0 – 0,372

= – 0,372oC

Tf pelarut (ketetapan)

Liat tabelKetetapan Tb dan Tf

Pelarut Tb (oC) Kb (oC.m-1) Tf (oC) Kf (oC.m-1)

Air 100 0,52 0 1,86

Benzena 80,10 2,53 5,53 5,12

Kamper 207,42 5,61 179,8 39,7

Fenol 181,75 3,56 40,90 7,40

Nitro Benzena 210,80 5,24 5,7 7,00

Tabel :Ketetapan kenaikan titik didih molal (Kb) dan tetapan penurunan titik beku molal (Kf) dari beberapa pelarut.

KEMBALI ke (∆Tb) KEMBALI ke (∆Tf)

Diagram fasa P – T yg menyatakan hubungan ∆ P, ∆ Tb dan ∆ Tf

Padat

Cair

Gas

C’ C D’D

A’

A

∆T

f∆Tb

P(atm)

0oC 100oCT(oC)

KEMBALI ke (∆Tb) KEMBALI ke (∆Tf)

TEKANAN OSMOTIK

Osmosis adalah proses berpindahnya pelarut dari larutan yg lebih encer ke larutan pekat melalui membran

semipermeabel ( hanya dpt dilalui oleh pelarut.

Tekanan osmotik adalah tekanan yg diperlukan utk menghentikan aliran dari pelarut murni ke dlm larutan

Alat yg digunakan utk mengukur besarnya tekanan osmotik adalah osmometer

Menurut Van’t Hoff , tekanan osmotik larutan-larutan encer dapat dihitung dengan rumus yang serupa dengan persamaan gas ideal, yaitu :

πV = nRT

Atau

RTV

n=π

π = MRT

π = tekanan osmotikV = volum larutan (dalam liter)n = jumlah mol zat terlarutT = suhu absolut larutan (suhu kelvin)R = tetapan gas (0,082 L atm mol-1 K-1)

CONTOH

Hitunglah tekanan osmotik dari 500 mL larutan yang mengandung 9 gram glukosa (Mr = 180) pada suhu 27oC .

π = MRT

TRpmr

gr ×××= 1000π

atm 2,4

30008,0500

1000

180

9

=

×××=π

Dik : R = 0,08 T = 27oC = 300oK

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN ELEKTROLIT

Dari teori ion Svante August Arrhenius dikemukakan bahwa larutan asam, basa ataupun garam termasuk larutan elektrolit.

Larutan elektrolit yaitu larutan yg dapat terionisasi atau terurai menjadi ion – ion. Dan akibat peruraian itu maka dapat mengakibatkan bertambahnya

jumlah partikel

Untuk mengoreksi hukum agar sesuai utk larutan elektrolit, Jacobus Henricus Van’t Hoff menerangkan bahwa hukum Roult harus dikalikan dengan suatu faktor sebesar ( 1 + ( n – 1 ) α ) atau diberi lambang i dan disebut faktor Van’t Hoff

“Attention”

n = jumlah ionα = derajad ionisasi dilarutkan ygzat molJumlah

isasizat terion molJumlah =α

Hubungan harga i dengan persen ionisasi (derajat ionisasi) adalah sebagai berikut :

i = 1 + (n – 1) αn = jumlah ionMisal : CaCl2(n = 3)

: KCl (n = 2): FeCl3 (n = 4)

Rumus Sifat Koligatif Larutan Elektrolit :

∆Tb = m x Kb x i∆Tf = m x Kf x iπ = MRT x i

Ket : sama seperti rumus-rumus sebelumnya tadi, hanya saja tinggal dikali i

1. Kemolalan suatu larutan 20% masa C2H5OH (Mr = 46) adalah ....

A

B E

D

C

6,4 mol

5,4 mol

4,4 mol

3,4 mol

0,4 mol

PILIH SOAL :

1 2 3

2. Tekanan uap air pada suhu tertentu adalah 115 mmHg. Jika suatu zat

nonelektrolit dilarutkan dalam air (Mr = 18) dengan perbandingan masa yang

sama yaitu 1 gram, ternyata tekanan uap larutan 100 mmHg. Harga Mr zat

tersebut adalah ....

A

B

E

D

C75

90

120

150

180

PILIH SOAL :

1 2 3

3. Larutan 0,05 mol raksa(II) sulfat (HgSO4) dalam 100 gram air (Kf = 1,86)

membeku pada suhu -1,55oC. Derajat ionisasi raksa(II) sulfat (HgSO4) adalah ....

A

B

E

D

C1/2

1/4

2/3

2/5

3/4

PILIH SOAL :

1 2 3

www.psb-psma.org

Purba, Michael. 2007. KIMIA Untuk SMA Kelas XII. Jakarta : Erlangga

http://mediabelajaronline.blogspot.com