Home Kimia

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Updated: • • min read
Table of Contents

Pengertian Elektrolit

Elektrolit adalah zat yang larutannya dalam air atau leburannya yang dapat menghantarkan aliran listrik.


Berdasarkan derajat ionisasinya, elektrolit dapat kita golongkan ke dalam tiga, yaitu
  1. Elektrolit kuat
    Elektrolit kuat memiliki elektrolit yang dapat terurai secara sempurna di dalam air.
    Contoh elektrolit kuat adalah HNO3, HCl, H2SO4, NaOH, dan MgCl2.
  2. Elektrolit lemah
    Elektrolit lemah adalah elektrolit yang dapat terurai di dalam air tapi sangat sedikit.
    Contoh elektrolit lemah seperti asam-asam organik (asam propionat dan asam benzoat), HCN, NH4OH, dan HClO.
  3. Elektrolit yang terletak antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah.
    Contoh elektrolit jenis ini adalah seperti o-klorobenzoat, o-nitro benzoat, dan asam siano asetat.


Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Berdasarkan hasil penelitian dan eksperimen, larutan elektrolit juga menunjukkan sifat-sifat koligatif.


Larutan elektrolit memberikan sifat koligatif yang lebih besar dari larutan non-elektrolit pada molaritas yang sama.

Untuk larutan encer, seperti sifat-sifat koligatif larutan elektrolit HCl dan NH4Cl mempunyai 2 lebih besar dibanding yang diperhitungkan menurut rumus untuk larutan non-elektrolit.


Mengapa larutan elektrolit mempunyai sifat koligatif yang lebih besar dari larutan non-elektrolit?

Larutan elektrolit memiliki sifat koligatif yang lebih besar dari larutan non-elektrolit karena larutan elektrolit dapat terurai sebagian atau seluruhnya menjadi ion-ion dalam larutan, Sehingga untuk molaritas yang sama larutan elektrolit mengandung jumlah partikel yang lebih banyak dibanding larutan non-elektrolit.


Van’t Hoff menggunakan faktor i untuk menyatakan hubungan sifat koligatif larutan elektrolit dan non-elektrolit.


i = sifat koligatif larutan elektrolit dengan konsentrasi molal/sifat koligatif larutan non-elektrolit dengan konsentrasi molal

Misalnya, sifat koligatif untuk penurunan titik beku NaCl 0,01 molal adalah sebagai berikut.
Harga i NaCl 0,01 molal = ΔTf larutan NaCl 0,01 molal / ΔTf larutan urea 0,01 molal
i NaCl 0,01 molal = 0,0359oC / 0,0186oC
i NaCl 0,01 molal = 1,93


Berikut ini adalah harga i untuk penurunan titik beku larutan elektrolit dalam berbagai konsentrasi.


Harga i untuk penurunan titik beku larutan elektrolit
Elektrolit 0,1 molal 0,01 molal 0,005 molal
NaCl 1,87 1,93 1,94
KCl 1,86 1,94 1,96
MgSO4 1,42 1,62 1,69
K2SO4 2,46 2,77 2,86
HCl 1,91 1,97 1,99
H2SO4 2,22 2,59 2,72
CH3COOH 1,01 1,05 1,06

Harga i di atas ditetapkan secara eksperimen untuk tiap jenis elektrolit pada berbagai molaritas.


Sekali i ditentukan, maka i dapat digunakan untuk menghitung sifat koligatif yang lain dengan memakai hubungan seperti di bawah ini.


i = (ΔTf / ΔTfo) = (ΔTb / ΔTbo) = (ΔP / ΔPo) = (π / πo)

Simbol (o) merupakan simbol sifat koligatif untuk larutan elektrolit. Dengan memasukkan nilai i, maka rumus-rumus sifat koligatif larutan elektrolit seperti di bawah ini


ΔTf° = Kf x m x i
ΔTb° = Kb x m x i
π = MRT x i

Sifat koligatif hanya tergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan bukan pada jenis zat, sehingga dapat dipastikan bahwa semakin banyak jumlah ion yang berada dalam larutan, nilai i akan semakin besar. Dengan demikian harga i berbanding lurus dengan jumlah ion yang ada dalam larutan.


Konsekuensinya, faktor Van’t Hoff, i dapat pula dituliskan sebagai berikut.


i = jumlah partikel sebenarnya dalam larutan / jumlah partikel sebelum ionisasi

Catatan:
Larutan elektrolit memiliki perubahan sifat koligatif lebih besar dari larutan non-elektrolit, karena larutan elektrolit dalam larutan berubah menjadi ion-ion yang menambah jumlah partikel.


1 Nilai i elektrolit lemah

Elektrolit lemah yang tidak terionisasi dengan sempurna, nilai i-nya dapat ditinjau dari derajat ionisasinya. Jika dalam larutan terdapat n molekul elektrolit AB, maka D merupakan derajat ionisasi dan akan terjadi kesetimbangan berikut.


AxBy → xAy+ + yBx-
mula-mula : n mol - -
setimbang : (1-α) n mol x.n.α mol y.n.α mol

sehingga i bisa dirumuskan
i = (1-α)n + xnα + ynα
i = (n[(1-α) + xα + yα])/n
i = (1-α)+α(x+y), jika (x+y) disimbolkan dengan z, maka

i = 1 - α + α z
i = 1 + (z - 1)α

Dengan demikian derajat ionisasi dapat pula dirumuskan, sebagai berikut.


α = (i - 1) / (z - 1)
Keterangan:
α, adalah derajat ionisasi
i, adalah faktor Van’t Hoff
z, adalah jumlah ion hasil ionisasi 1 molekul elektrolit

2 Nilai i elektrolit kuat

Jika elektrolit kuat terionisasi sempurna, maka derajat ionisasinya sama dengan 1. Sehingga nilai i dapat dituliskan seperti berikut


i = 1 + ( z - 1)

perhatikan contoh ionisasi elektrolit kuat berikut.

1 mol NaCl → 1 mol Na+ + 1 mol Cl-, z = 2
1 mol CaCl2 → 1 mol Ca2+ + 2 mol Cl2-, z = 3
1 mol AlCl3 → 1 mol Al3+ + 3 mol Cl-, z = 4

nilai i untuk NaCl adalah i = 1 + (2 - 1) = 2
nilai i untuk CaCl2 adalah i = 1 + (3 - 1) = 3
nilai i untuk AlCl3 adalah i = 1 + (4 - 1) = 4

Berdasarkan contoh di atas apa yang dapat kita simpulkan ?

Nilai i untuk elektrolit kuat yang terionisasi sempurna sama(identik) dengan jumlah ion positif dan ion negatif yang terionisasi.



Contoh Soal Cara Menghitung Titik Didih Larutan

Soal Satu

Tentukan kenaikan titik didih larutan aluminium sulfat 2 molal, jika derajat ionisasinya 0,9 (Kb = 0,52 °C molal-1).
Jawab
Al2(SO4)3 → 2 mol Al3+ + 3 mol SO42- z= 5
i = 1 + (z - 1) α
i = 1 + (5 - 1) 0,9
i = 1 + 3,6
i = 4,6

ΔTb = Kb x m x i
ΔTb = 0,52 °C molal-1 x 0,2 molal x 4,6
ΔTb = 0,4784 °C

Jadi, kenaikan titik didih (ΔTb) larutan alumunium sulfat 0,4784 °C.

Soal Dua

Dua gram NaOH dilarutkan dalam 200 gram air pada suhu 27 °C. Jika larutan itu terionisasi sempurna, maka tentukan:
  1. titik didih
  2. titik beku
  3. tekanan osmosis
Diketahui, Kb air = 0,52 °C molal-1 dan Kf air = 1,86 °C molal-1
Jawab:
Jumlah mol NaOH, n = 2 g / 40 g mol-1
n = 0,05 mol

Molalitas air, m = 0,05 mol / 0,2 kg
m = 0,25 molal

NaOH → 1 mol Na+ + 1 mol OH– z= 2
i = 1 + (z - 1)α
i = 1 + (2 - 1) 1 = 2

a. Menentukan titik didih
ΔT = Kb x m x i
ΔT = 0,52 °C molal–1 x 0,25 molal x 2
ΔT = 0,26 °C

titik didih larutan = titik didih pelarut + ΔTb
titik didih larutan = 100 °C + 0,26 °C
titik didih larutan = 100,26 °C

b. Menentukan Titik Beku
ΔTf = Kf x m x i
ΔTf = 1,86 °C molal–1 x 0,25 molal x 2
ΔTf = 0,93 °C

titik beku larutan = titik beku pelarut - ΔTf
ΔTf = 0 - 0,93 °C
ΔTf = - 0,93 °C

c. Menentukan Tekanan Osmosisi
Massa jenis air adalah 1, sehingga molaritas sama dengan molalitas.
p = MRT
p = 0,25 M x 0,08205 L atm molal–1 K–1 x 300 K
p = 6,15 atm

Jadi, titik didih, titik beku, dan tekanan osmosis larutan masing-masing sebesar 100,26 °C, - 0,93 °C, dan 6,15 atm.

Soal Tiga

Titik didih beku larutan BaCl2 0,6 m adalah – 0,96 °C. Jika Kf air adalah 1,86 °C molal-1; maka hitung ΔTf.
Jawab
ΔTf = titik beku pelarut - titik beku larutan
ΔTf = 0 - ( -0,96°C )
ΔTf = 0 + 0,96 °C
ΔTf = 0,96 °C

BaCl2 → 1 mol Ba2+ + 2 mol Cl-
z = 3, maka
i = 1 + (z - 1)α
i = 1 + 2α

ΔTf = Kf x m x i
ΔTf = 0,6 °C molal-1 x 1,86 molal × (1 + 2α)
0,96 °C = 1,116 + 2,232α
2,232α = 0,156
α = 0,348

Jadi, derajat ionisasi(α) larutan sebesar 0,348.

Air RO


Tahukah kamu apa itu air RO?

Air RO adalah air murni yang diperoleh dari proses osmosis balik. RO sendiri merupakan singkata dari re-osmosis.


Kita tentu telah mempelajari bahwa osmosis merupakan peristiwa masuknya pelarut murni kedalam larutan yang lebih pekat melalui membran semipermeabel.


Membran semipermeabel adalah membran yang hanya dapat dilalui oleh zat pelarut dan tidak dapat dilalui oleh zat terlarut.


Jika proses kita balik, maka dengan memberi tekanan yang lebih besar dari tekanan osmosis, reaksi akan berjalan ke arah pelarut. Jika dalam larutan air, maka akan terjadi air murni yang dikenal dengan air RO. Jadi air RO adalah air yang murni.



Mengenal Tokoh Jacobus Henricus Van’t Hoff

Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852-1911)adalah seorang ilmuan yang menerima hadiah Nobel pertama kali dalam bidang kimia pada tahun 1901 atas prestasinya tentang sifat-sifat fisik larutan.


Ketika berumur 22 tahun Jacobus Henricus Van’t Hoff bersama-sama Joseph Le Bel ahli kimia Perancis, mengajukan teori tentang bentuk geometri tetrahedral untuk senyawa karbon seperti CH.



Baca Juga