KEMOLALAN & SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Kemolalan / molalitas adalah suatu besaran konsentrasi larutan yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalam 1000 gram (1 Kg) pelarut

Rumus molalitas : m = ( g x 1000 ) / ( Mr x p )

Keterangan :

g = massa zat terlarut (gram)
p = massa pelarut (gram)
Mr = Massa molekul relatif

Fraksi mol adalah suatu besaran konsentrasi larutan yang menyatakan perbandingan jumlah zat terlarut dalam jumlah mol larutan

Rumus fraksi mol :
Xzt = ( nzt)/ ( nzt + np)

Keterangan :

Xzt = fraksi mol zat terlarut
nzt = mol zat terlarut
np = mol pelarut

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

* Pengertian sifat koligatif larutan

Sifat Koligatif Larutan adalah sifat yang tergantung pada jumlah partikel zat terlarut (konsentrasi zat terlarut) dan tidak tergantung pada jenis zat terlarut

Sifat koligatif larutan terbagi 2 :
1. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit (ada faktor Van’t Hoff berlambang “i”)
2. Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit

Macam-macam sifat koligatif larutan :
1. Penurunan tekanan uap jenuh (rP) r = delta
2. Kenaikan titik didih (rTb)
3. Penurunan titik beku (rTf )
4. Tekanan osmotik (phi)

PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH (rP)

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.

Menurut RAOULT:
p = po . Xp

dimana:
p = tekanan uap jenuh larutan
po = tekanan uap jenuh pelarut murni
XP = fraksi mol pelarut

Karena Xp + Xzt = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi:
rP = po . Xzt

dimana:
rP = penurunan tekanan uap jenuh pelarut
po = tekanan uap pelarut murni
Xzt = fraksi mol zat terlarut

KENAIKAN TITIK DIDIH (rTb)

Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni.
Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:
rTb = m . Kb

dimana:
rTb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal

PENURUNAN TITIK BEKU ( rTf )

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :

rTf = m . Kf = W/Mr . 1000/p . Kf

dimana:
rTf = penurunan titik beku (0C)
m = molalitas larutan (m)
Kf = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut (gram)
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut (gram)

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:
Tf = ( O – rTf )oC

Kb dan Kf adalah konstanta yang bergantung pada jenis pelarut.

TEKANAN OSMOTIK ( phi )

Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis).

Menurut VAN’T Hoff tekanan osmotik mengikuti hukum gas ideal:
PV = nRT

Karena tekanan osmotik = phi, maka :
phi = n/V R T = C R T

dimana :
phi = tekanan osmotik (atmosfer)
C = konsentrasi larutan (mol/liter= M)
R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/moloK
T = suhu mutlak (oK)

- Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari yang lain disebut larutan Hipotonis.
- Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih tinggi dari yang lain disebut larutan Hipertonis.
- Larutan-larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut Isotonis.


Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama.


Sifat koligatif larutan elektrolit dan non elektrolit

Rumus larutan elektrolit sama dengan larutan non elektrolit. Bedanya, untuk larutan elektrolit dikali dengan faktor Van’t Hoff (i)

Faktor Van’t Hoff(i) i = [1+α (n-1)]
Keterangan :
n = jumlah kation dan anion
α = derajat ionisasi