Sifat Koligatif Larutan Elektrolit- Kalau kita melarutkan suatu zat terlarut dalam suatu pelarut murni, maka kemungkinan besar akan terjadi hal-hal sebagai berikut.
1.
Pada larutan akan lebih sukar menguap jika dibandingkan pelarut
murninya karena pada larutan mengalami penurunan tekanan uap akibat
adanya partikel terlarut.2. Jika dididihkan, larutan akan mendidih pada suhu yang lebih tinggi jika dibandingak pelarut murninya. Akibat adanya partikel terlarut akan terjadi kenaikan titik didih.
3. Jika dibekukan, larutan akan membeku pada suhu yang lebih kecil atau dibawah suhu membeku pelarut murniya. Akibat adanya partikel terlarut akan terjadi penurunan titik beku.
4. Jika larutan dihubungkan dengan pelarut murninya melewati membran semipermiabel, maka larutan akan mengalami volume akibat tekanan osmotik.
Besarnya perubahan keempat sifat tersebut bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dalam larutan. Sifat yang hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan tidak bergantung pada jenis zat terlarut disebut sifat koligatif larutan.
Sifat-sifat
koligatif larutan yang telah dibahas sebelumnya hanya membahas larutan
nonelektrolit yang tidak menguap di dalam larutannya. Bagaimana sifat
koligatif larutan elektrolit? Berdasarkan hasil penyelidikan ilmiah,
diketahui bahwa larutan elektrolit memiliki sifat koligatif yang tidak sama dengan larutan nonelektrolit akibat jumlah mol ion-ion dalam larutan meningkat sesuai derajat ionisasinya.
1. ΔTb dan ΔTd Larutan Elektrolit. Berdasarkan hasil penelitian diketahui, bahwa untuk kemolalan yang sama, penurunan titik beku dan kenaikan titik didih
larutan elektrolit lebih besar dibandingkan larutan nonelektrolit.
Mengapa? Jika gula pasir (nonelektrolit) dilarutkan ke dalam air, gula
pasir akan terhidrasi ke dalam bentuk molekul-molekulnya. Akibatnya,
jika satu mol gula pasir dilarutkan dalam air, akan dihasilkan satu mol
molekul gula pasir di dalam larutan itu.
C12H22O11(s) → C12H22O11(aq)
Jika garam dapur (elektrolit) dilarutkan dalam air, garam tersebut akan terionisasi membentuk ion Na+ dan Cl–.
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl–(aq)
Jika satu mol garam dapur dilarutkan, akan terbentuk satu mol ion Na+ dan satu mol ion Cl–
atau terbentuk dua mol ion. Sifat koligatif larutan hanya bergantung
pada banyaknya zat terlarut sehingga sifat koligatif larutan elektrolit
selalu lebih tinggi dibandingkan dengan larutan nonelektrolit. Satu
molal gula pasir dapat meningkatkan titik didih hingga 1,86°C. Adapun
satu molal larutan garam dapur dapat meningkatkan titik didih menjadi
dua kali lipat atau setara dengan 3,72°C. Kenaikan titik didih larutan
MgCl2 1 m menjadi tiga kali lebih tinggi dibandingkan larutan gula pasir sebab dalam larutan MgCl2 terbentuk tiga mol ion, yaitu satu mol ion Mg2+ dan dua mol ion Cl–. Persamaan ionnya:
MgCl2(aq) → Mg2+(aq) + 2Cl–(aq)
Untuk larutan elektrolit lemah, seperti CH3COOH
dan HF, penurunan titik beku dan kenaikan titik didih berkisar di
antara larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit sebab larutan
elektrolit lemah terionisasi sebagian. Hubungan antara jumlah mol zat
terlarut dan jumlah mol ionnya di dalam larutan telah dipelajari oleh
van’t Hoff, yang dinamakan faktor van’t Hoff, dan dilambangkan dengan i.
Nilai i untuk larutan garam ditentukan berdasarkan jumlah ion-ion per satuan rumus. Misalnya, NaCl memiliki nilai i = 2; K2SO4 memiliki nilai i = 3; dan seterusnya. Nilai tersebut didasarkan pada asumsi bahwa garam-garam yang larut terionisasi sempurna.
Contoh Menghitung Sifat Koligatif Larutan Elektrolit
Berapakah penurunan titik beku larutan berikut dalam pelarut air?
Diketahui Kb air = 1,86°C m–1.
a. Larutan glukosa 0,1 m
b. Larutan NaCl 0,1 m
Jawab:
a. Oleh karena glukosa adalah zat nonelektrolit maka jumlah molekul glukosa dalam larutan glukosa 0,1 m sama dengan 0,1 m.
C6H12O6(s) → C6H12O6(aq)
0,1 m 0,1 m
C6H12O6(s) → C6H12O6(aq)
0,1 m 0,1 m
Penurunan titik beku larutannya:
ΔTb =i × m × Kb
ΔTb =1 × 0,1 m × 1,86 oC m–1
ΔTb =0,186°C
(b) Oleh karena NaCl adalah zat elektrolit maka dalam larutan NaCl 0,1 m akan terdapat 0,2 m ion-ionnya:
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl–(aq)
0,1 m 0,1 m 0,1 m
Penurunan titik beku larutannya:
ΔTb=2 × 0,1 m × 1,86°C m–1
=0,372°C
Anggapan
bahwa garam-garam yang terionisasi sempurna akan membentuk ion-ion
dengan jumlah yang sama dengan koefisien reaksinya, ternyata tidak
selalu benar. Ion-ion dalam larutan dapat berantaraksi satu sama lain,
seolah-olah tidak terionisasi. Semakin besar konsentrasi garam yang
dilarutkan, semakin besar peluang ion-ion untuk berasosiasi kembali
sehingga penyimpangan dari faktor van’t Hoff di atas semakin tinggi.
Berdasarkan data penelitian, diketahui bahwa penurunan titik beku
larutan NaCl 0,1 m sama dengan 1,87 kali dibandingkan dengan larutan
glukosa. Menurut perhitungan seharusnya dua kali lebih besar dari
larutan gula. Penyimpangan tersebut terjadi akibat adanya asosiasi
ion-ion di dalam larutan, seperti ditunjukkan pada Gambar 1.9.
Gambar 1.9 Asosiasi ion-ion dalam larutan Garam
Contoh Menentukan Tekanan Osmotik Larutan Elektrolit
Air
laut mengandung 0,5 M NaCl. Hitunglah tekanan osmotik pada 25°C dan
berapa persen fase penyimpangan dari faktor van’t Hoff. Diketahui faktor
van’t Hoff untuk NaCl = 1,9.
Jawab:
Oleh
karena NaCl adalah larutan elektrolit, secara teoritis akan terdapat
ion-ion sebanyak 2 kali konsentrasi garamnya. Perhitungan tekanan
osmotik secara teoritis:
π = (2) M RT =(2) (0,5 mol L–1) (0,082 L atm mol–1 K–1) (298 K)
π = 24,436 atm
Perhitungan tekanan osmotik secara eksperimen:
π = (i) M R T = (1,9)(0,5 mol L–1)(0,082 L atm mol–1K–1)(298 K)
π = 23,214 atm
Persentase fase penyimpangan dari perhitungan teoritis adalah
(24,436 23,214/24,436) x 100%=5%
Sifat
koligatif larutan elektrolit dapat dipakai untuk menentukan derajat
ionisasi asam atau basa lemah di dalam larutan. Perhatikanlah contoh
soal berikut.
Contoh Menghitung Persentase Fase Ionisasi Larutan Elektrolit Lemah
Berdasarkan hasil pengukuran diketahui bahwa titik beku larutan HF 1,0 m adalah –1,91°C. Berapa persen fase HF yang terionisasi?
Jawab:
Senyawa HF dalam larutan terionisasi sebagian membentuk kesetimbangan:
HF(aq) ⇆ H+(aq) + F–(aq)
Misalkan, molekul HF yang terionisasi sebanyak x mol kg–1 maka:
[H+] = x m; [F–] = x m
Sifat
koligatif larutan tidak bergantung pada jenis zat terlarut(ion atau
molekul), tetapi hanya ditentukan oleh jumlah spesi yang ada di dalam
larutan. Oleh karena itu, penurunan titik beku ditentukan oleh jumlah
molal spesi yang ada dalam larutan atau faktor van’t Hoff. Jumlah spesi
yang ada dalam larutan adalah:
(i) = (HF) + (H+) + (F–)
= {(1,0 – x) + (x) + (x)} m = (1,0 + x) m
Jumlah spesi di atas menyatakan kemolalan. Jadi, kemolalan larutan adalah (1,0 + x) m
Dengan demikian,
ΔTb = m Kb
1,91°C = {(1,0 + x) m} (1,86°C m–1)
atau x = 0,03 m
Persentase fase HF yang terionisasi dihitung berdasarkan jumlah molal HF terionisasi dibagi mula-mula:
(0,03m/1,0m)x 100%=3%
Jadi, senyawa HF yang terionisasi sebanyak 3%.