Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

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

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%.