Pengertian dan Rumus Sifat Koligatif Larutan

Sifat Koligatif Larutan – Halo sahabat Gramedia, tahukah kamu tentang sifat koligatif larutan? Sebelumnya, kamu pernah mempelajari materi tentang konsep molaritas di kelas sepuluh. Pada kesempatan kali ini, mari kita pelajari materi kimia tentang sifat koligatif larutan!

Biografi Penemu

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

Marie Francois Raoult adalah seorang kimiawan dari Prancis yang melakukan penelitian dalam perilaku atau sifat koligatif larutan. Marie Francois Raoult adalah ilmuwan yang menyimpulkan tentang tekanan uap jenuh larutan. Dia lahir di Fournes, di département dari Nord pada 10 Mei 1830. Dia menjadi calon répétiteur di Lycée dari Reims pada 1853.

Setelah memegang beberapa posisi menengah, dia diangkat dengan jabatan guru kimia di Sens lycée pada 1862. Dia di sana menyiapkan tesis tentang gaya gerak listrik membuatnya mendapat gelar dokter di Paris pada tahun berikutnya. Pada tahun 1867 Raoult mendapat tugas dalam kelas kimia di Grenoble, tiga tahun kemudian dia berhasil menduduki posisi kursi kimia sampai kematiannya pada 1901.

Penelitian Raoult paling awal adalah fisik dalam karakter, yang sebagian besar berkaitan dengan fenomena sel volta; kemudian ada masa ketika pertanyaan lebih kimia murni mendapat perhatiannya. François-Marie Raoult meninggal pada 1 April 1901 di Grenoble.

Raoult terkenal dengan eksperimen-eksperimennya dengan larutan. Tulisannya yang pertama tentang penurunan titik beku zat cair karena adanya zat terlarut di dalamnya, dipublikasikan pada tahun 1878. Hal ini dilanjutkan dengan penyelidikan dan penelitian dengan berbagai macam pelarut, seperti benzene dan asam asetat, yang membuatnya percaya bahwa ada hubungan yang sederhana antara berat molekul suatu zat dan titik beku pelarut.

Jika satu mol zat dilarutkan dalam 100 mol pelarut, temperatur larutan akan menjadi turun. Hubungan lain yang didapatkan dari eksperimennya adalah penurunan tekanan uap pelarut, yang disebabkan oleh adanya zat yang dilarutkan di dalamnya, yang sebanding dengan berat molekul zat yang dilarutkan. Semua ini digunakan untuk menentukan berat molekul suatu zat, dan juga digunakan oleh untuk mendukung hipotesis penguraian elektrolit dalam larutan.

Hukum Raoult

Hukum Raoult adalah hukum yang dicetuskan oleh Francois M. van Raoult untuk mempelajari sifat-sifat tekanan uap larutan yang mengandung zat pelarut yang bersifat nonvolatil, serta membahas mengenai aktivitas air.

1. Hukum Raoult tentang Campuran Ideal

Bunyi dari hukum Raoult adalah: “tekanan uap larutan ideal dipengaruhi oleh tekanan uap pelarut dan fraksi mol zat terlarut yang terkandung dalam larutan tersebut”. Secara matematis, hukum Raoult untuk satu komponen dalam larutan ideal ditulis sebagai berikut.

$p_i = p^{\star}_i x_i$

dengan

adalah tekanan uap parsial komponen pada campuran gas, $p_i^{\star}$ adalah tekanan uap komponen murni , dan adalah fraksi mol komponen dalam campuran.

Ketika komponen dalam campuran telah mencapai kesetimbangan, total tekanan uap pada campuran dapat ditentukan dengan menggabungkan hukum Raoult dengan hukum Dalton menjadi sebagai berikut.

$p = p^{\star}_{\rm A} x_{\rm A} + p^{\star}_{\rm B} x_{\rm B} + \cdots$

Hukum Raoult sangat penting untuk mempelajari sifat karakteristik fisik dari larutan seperti menghitung jumlah molekul dan memprediksi massa molar suatu zat (Mr).

Untuk larutan yang mengikuti hukum Raoult, interaksi antara molekul individual kedua komponen sama dengan interaksi antara molekul dalam tiap komponen. Larutan semacam ini disebut larutan ideal. Tekanan total campuran gas adalah jumlah tekanan parsial masing-masing komponen sesuai dengan hukum Raoult.

2. Hukum Raoult dalam Campuran Ideal

Campuran ideal adalah sebuah campuran yang menaati hukum Raoult. Sebenarnya tidak ada campuran yang bisa dibilang ideal. Namun, beberapa campuran larutan kondisinya benar-benar mendekati keadaan yang ideal. Berikut ini adalah contohnya:

Hexana dan heptana.
Benzena dan methylbenzena.
Propan-1-ol dan propan-2-ol.

Dalam campuran dua larutan yang dapat menguap, hukum Raoult juga dapat digunakan.

3. Campuran Ideal

Dalam sebuah larutan, beberapa molekul yang berenergi besar dapat menggunakan energinya untuk mengalahkan daya tarik intermolekuler permukaan cairan dan melepaskan diri untuk kemudian menjadi uap. Semakin kecil daya intermolekuler, semakin banyak molekul yang dapat melepaskan diri pada suhu tertentu. Pada suhu tertentu, sebagian dari molekul-molekul yang ada akan mempunyai energi yang cukup untuk melepaskan diri dari permukaan larutan.

Pada sebuah campuran ideal dari kedua larutan tersebut, kecenderungan dari dua macam molekul di dalamnya untuk melepaskan diri tidak berubah. Jadi, apabila proporsi dari tiap jenis molekul yang melepaskan diri tetap sama maka hanya ada separuh dari tiap jenis molekul yang dapat melepaskan diri dari campuran larutan pada suatu waktu tertentu.

Apabila komposisi tersebut berubah, kecenderungan molekul untuk melepaskan diri juga akan berubah. Oleh karena itu, campuran yang disebut larutan ideal biasanya adalah campuran dua jenis zat yang memiliki besar molekul yang hampir sama dan mempunyai daya tarik van der Waals yang sama.

Namun, besar molekul keduanya tidak persis sama, sehingga walaupun campuran ini mendekati campuran ideal, tetap saja bukan merupakan campuran ideal. Campuran ideal dari dua larutan akan mempunyai energi entalpi sebesar nol. Jadi, apabila suhu campuran naik atau turun pada saat keduanya dicampur berarti campuran tersebut bukan campuran ideal.

4. Penyimpangan Hukum Raoult

Tidak semua campuran bersifat ideal. Campuran–campuran nonideal ini mengalami penyimpangan/deviasi dari hukum Raoult. Terdapat dua macam penyimpangan hukum Raoult, yaitu:

a. Penyimpangan Positif

Penyimpangan positif hukum Raoult terjadi apabila interaksi dalam masing–masing zat lebih kuat daripada interaksi dalam campuran zat ( A – A, B – B > A – B). Penyimpangan ini menghasilkan entalpi campuran (ΔHmix) positif (endotermik) dan mengakibatkan terjadinya penambahan volume campuran (ΔVmix > 0). Contoh penyimpangan positif terjadi pada campuran etanol dan n–hekasana.

b. Penyimpangan Negatif

Penyimpangan negatif hukum Raoult terjadi apabila interaksi dalam campuran zat lebih kuat daripada interaksi dalam masing–masing zat ( A – B > A – A, B – B). Penyimpangan ini menghasilkan entalpi campuran (ΔHmix) negatif (eksotermik) dan mengakibatkan terjadinya pengurangan volume campuran (ΔVmix < 0). Contoh penyimpangan negatif terjadi pada campuran aseton dan air.

5. Hukum Raoult tentang Aktivitas Air

Aktivitas air adalah ukuran derajat keterikatan air. Berdasarkan keterikatannya, air dibedakan menjadi air bebas, air terikat fisik, dan air terikat kimia. Bunyi hukum Raoult tentang aktivitas air adalah: “Aktivitas air berbanding lurus dengan jumlah molekul di dalam pelarut dan berbanding terbalik dengan molekul di dalam larutan”

Secara matematis dapat ditulis sebagai bertikut.

$Aw= {n_2\over{n_1+n_2}}$

Aw= {n_2\over{n_1+n_2}}

Dimana:

Aw –> aktivitas air.
n1 –> jumlah molekul yang dilarutkan.
n2 –> jumlah molekul pelarut.

Aktivitas air minimal bagi beberapa organisme, sebagai berikut.

0.90 : bakteri.
0.88 : ragi.
0.80 : kapang.
0.75 : organisme halofilik.
0.61 : organisme osmofilik.

Definisi Sifat Koligatif Larutan

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung kepada jenis zat terlarut, tetapi hanya bergantung kepada konsentrasi partikel zat terlarutnya. Sifat koligatif larutan terdiri atas dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit.

Molaritas, Molalitas, dan Fraksi Mol

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

1. Molaritas (M)

Molaritas adalah banyaknya mol zat yang terlarut dalam 1 liter larutan.

$\mathrm {M} ={\frac {mol}{\ell }}$ $⟶$ $\mathrm {M} ={\frac {massa}{Mr}}\times {\frac {1000}{V}}$

$V={\frac {m}{\rho }}$

Keterangan:
M = molaritas.
Mr = massa molar zat terlarut (g/mol).
V = volume larutan.

2. Molalitas (m)

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

m={\frac {massa}{Mr}}\times {\frac {1000}{P}}

Keterangan:
m = molalitas (mol/kg).
M_r = massa molar zat terlarut (g/mol).
massa = massa zat terlarut (g).
P = massa zat pelarut (g).

3. Fraksi Mol

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

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

Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit

Pada sistem pelarut murni titik didih, titik beku, tekanan uap dan tekanan osmotik hanya akan dipengaruhi oleh molekul pelarut itu sendiri. Namun, dalam sistem larutan yang terdiri dari pelarut dan terlarut, keberadaan zat terlarut dalam suatu pelarut akan menyebabkan suatu perubahan tertentu pada keempat sifat pelarut tersebut.

Zat terlarut volatil mengakibatkan tekanan uap jenuh larutan lebih besar dari tekanan uap jenuh pelarut, sedangkan zat terlarut non volatil cenderung menurunkan tekanan uap jenuh larutan. Adanya perubahan tekanan uap tersebut juga akan memberikan pengaruh terhadap titik didih dan titik beku larutan sehingga terjadi sifat koligatif larutan.

Berdasarkan analisis tersebut, sifat koligatif larutan terdiri atas empat sifat, meliputi:

Penurunan tekanan uap (∆P).
Kenaikan titik didih (∆Tb).
Penurunan titik beku (∆Tf).
Tekanan osmotik (π).

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

1. Penurunan Tekanan Uap

Penguapan adalah peristiwa yang terjadi ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya. Semakin lemah gaya tarik-menarik antarmolekul zat cair, semakin mudah zat cair tersebut menguap. Semakin mudah zat cair menguap, semakin besar pula tekanan uap jenuhnya.

Banyaknya uap yang terbentuk di atas permukaan zat cair dinamakan dengan tekanan uap. Ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya menjadi uap, di saat yang bersamaan uap tersebut akan kembali menjadi zat cair. Tekanan yang ditimbulkan pada saat terjadi kesetimbangan antara jumlah partikel zat cair menjadi uap dan jumlah uap menjadi zat cair disebut tekanan uap jenuh.

Molekul-molekul zat cair yang meninggalkan permukaan menyebabkan adanya tekanan uap zat cair. Semakin mudah molekul-molekul zat cair berubah menjadi uap, makin tinggi pula tekanan uap zat cair. 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.

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. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis sebagai berikut.

$\Delta P=P^{0}-P$

$P^{0}>P$

Keterangan:

P⁰ = tekanan uap zat cair murni.
P = tekanan uap larutan.

Pada tahun 1878, Marie Francois Raoult seorang kimiawan asal Prancis melakukan percobaan mengenai tekanan uap jenuh larutan, sehingga dia menyimpulkan tekanan uap jenuh larutan sama dengan fraksi mol pelarut dikalikan dengan tekanan uap jenuh pelarut murni. Kesimpulan ini dikenal dengan Hukum Raoult dan dirumuskan sebagai berikut.

$P=P^{0}X_{p}$

$\Delta P=P^{0}X_{t}$

Keterangan:

P = tekanan uap jenuh larutan
P⁰ = tekanan uap jenuh pelarut murni
X_p = fraksi mol zat pelarut
X_t = fraksi mol zat terlarut

2. Kenaikan Titik Didih

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. Hal ini menyebabkan terjadinya penguapan di seluruh bagian zat cair. Titik didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer.

Berdasarkan hasil penelitian, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya. Hal ini disebabkan adanya partikel-partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan partikel-partikel pelarut. Oleh karena itu, penguapan partikel-partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar.

Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih yang dinyatakan dengan ( $\Delta Tb$ ). Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut.

$\Delta Tb=kb\ \times \ m$

$\Delta Tb=kb\ \times {\frac {g}{M}}_{r}\times {\frac {1000}{P}}$

$\Delta Tb=Tblarutan-Tbpelarut$

Keterangan:

$\Delta$ Tb = 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

Pelarut	Titik Didih	Tetapan (Kb)
Aseton	56,2	1,71
Benzena	80,1	02,53
Kamper	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

3. Penurunan Titik Beku

Titik beku larutan adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatannya atau titik dimana air mulai membeku. Titik beku normal suatu zat adalah suhu pada saat zat meleleh atau membeku pada tekanan 1 atm (keadaan normal). Tekanan luar tidak terlalu berpengaruh pada titik beku. Pada tekanan 760 mmHg, air membeku pada suhu 0 C.

Jika suatu zat terlarut ditambahkan pada suatu pelarut murni hingga membentuk larutan maka titik beku pelarut murni akan mengalami penurunan. Hal ini terjadi karena molekul molekul pelarut susah berubah menjadi fase cair karena partikel terlarut menghalangi pergerakan partikel pelarut. Misalnya, titik beku normal air adalah 0 oC. Namun dengan adanya zat terlarut pada suhu 0 oC air belum membeku. Jadi selisih titik beku pelarut (Tfo) dengan titik beku larutan (Tf) disebut penurunan titik beku (ΔTf).

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

$\Delta Tf=kf\ \times \ m$

$\Delta Tf=kf\ \times {\frac {g}{M}}_{r}\times {\frac {1000}{P}}$

$\Delta Tf=Tfpelarut-Tflarutan$

Keterangan:

$\Delta$ Tf = 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

Pelarut	Titik Beku	Tetapan (Kf)
Aseton	-95,35	2,40
Benzena	5,45	5,12
Kamper	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

4. Tekanan Osmotik

Van’t Hoff.

Tekanan osmotik adalah gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang melalui selaput semipermiabel ke dalam larutan. 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 sebagai berikut.

$\Pi ={M\times R\times T}$

Keterangan:

$\Pi$ = tekanan osmotik.
M = molaritas larutan.
R = tetapan gas (0,082).
T = suhu mutlak.

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Pada konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang lebih besar daripada sifat koligatif larutan non elektrolit. Banyaknya partikel zat terlarut hasil reaksi ionisasi larutan elektrolit dirumuskan dalam faktor Van’t Hoff. Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor Van’t Hoff sebagai berikut.

$i=1+(n-1)\alpha$