12.3 Satuan Konsentrasi

Studi kuantitatif suatu larutan membutuhkan konsentrasi yang diketahui, yaitu jumlah zat terlarut yang ada dalam jumlah larutan tertentu. Kimiawan menggunakan beberapa satuan konsentrasi yang berbeda, yang masing-masing memiliki kelebihan serta keterbatasan. Perlu dipelajari empat satuan konsentrasi yang paling umum, yaitu: persen berdasarkan massa, fraksi mol, molaritas, dan molalitas.

Jenis Satuan Konsentrasi

Persen Massa 

Persen massa (juga disebut persen berdasarkan massa atau persen massa) adalah rasio massa zat terlarut dengan massa larutan, dikalikan dengan 100 persen:

Persen massa adalah bilangan tak bersatuan karena merupakan rasio dua besaran yang sama.

Contoh 12.2

Sampel 0,892 g kalium klorida (KCl) dilarutkan dalam 54,6 g air. Berapa persen massa KCl dalam larutan?

Strategi

Diketahui massa zat terlarut yang dilarutkan dalam pelarut tertentu. Oleh karena itu, dapat dihitung persen massa KCl menggunakan Persamaan (12.1).

Penyelesaian

Dapat ditulis

Latihan

Sampel 6,44 g naftalena (C10H8) dilarutkan dalam 80,1 g benzena (C6H6). Hitung persen massa naftalena dalam larutan ini.

Fraksi Mol

Fraksi mol diperkenalkan di Bagian 5.6. Fraksi mol suatu komponen larutan, katakanlah, komponen A, ditulis XA dan didefinisikan sebagai

Fraksi mol juga tidak memiliki satuan, karena juga merupakan perbandingan dua besaran yang sama.

Molaritas (M)

Dalam Bagian 4.5 molaritas didefinisikan sebagai jumlah mol zat terlarut dalam 1 L larutan; yaitu adalah,

Jadi, satuan molaritasnya adalah mol/L.

Molalitas (m)

Molalitas adalah jumlah mol zat terlarut yang terlarut dalam 1 kg (1000 g) pelarut — yaitu,

Misalnya, untuk membuat larutan natrium sulfat (Na2SO4) 1 molal atau 1 m, perlu dilarutkan 1 mol (142,0 g) zat ke dalam 1000 g (1 kg) air. Bergantung pada sifat interaksi pelarut-pelarut, volume akhir larutan akan lebih besar atau kurang dari 1000 mL. Mungkin juga, meskipun sangat tidak mungkin, bahwa volume akhir bisa sama dengan 1000 mL.

Contoh 12.3 menunjukkan cara menghitung molalitas suatu larutan.

Contoh 12.3

Hitung molalitas larutan asam sulfat yang mengandung 24,4 g asam sulfat dalam 198 g air. Massa molar asam sulfat adalah 98,09 g.

Strategi

Untuk menghitung molalitas suatu larutan, perlu diketahui jumlah mol zat terlarut dan massa pelarut dalam kilogram.

Penyelesaian

Definisi molalitas (m) adalah

Pertama, perlu dicari jumlah mol asam sulfat dalam 24,4 g asam, menggunakan massa molar sebagai faktor konversinya.

Massa air adalah 198 g, atau 0,198 kg. Karena itu,

Latihan

Berapa molalitas larutan yang mengandung 7,78 g urea [(NH2)2CO] dalam 203 g air?

Perbandingan Satuan Konsentrasi

Pemilihan satuan konsentrasi didasarkan pada tujuan percobaan. Misalnya, fraksi mol tidak digunakan untuk menyatakan konsentrasi larutan untuk titrasi dan analisis gravimetri, tetapi cocok untuk menghitung tekanan parsial gas (lihat Bagian 5.6) dan untuk menangani tekanan uap larutan (akan dibahas nanti di Bab ini).

Keuntungan molaritas adalah umumnya lebih mudah untuk mengukur volume suatu larutan, dengan menggunakan aliran volumetrik yang dikalibrasi dengan tepat, daripada menimbang pelarut, seperti yang dilihat di Bagian 4.5. Untuk alasan ini, molaritas lebih disukai daripada molalitas. Di sisi lain, molalitas tidak bergantung pada suhu, karena konsentrasi dinyatakan dalam jumlah mol zat terlarut dan massa pelarut. Volume larutan biasanya meningkat dengan meningkatnya suhu, sehingga larutan 1,0 M pada 25°C bisa menjadi 0,97 M pada 45°C karena peningkatan volume pada pemanasan. Ketergantungan konsentrasi pada suhu ini dapat secara signifikan mempengaruhi keakuratan percobaan. Oleh karena itu, terkadang lebih disukai menggunakan molalitas daripada molaritas.

Persen massa mirip dengan molalitas karena tidak bergantung pada suhu. Lebih lanjut, karena ditentukan dalam rasio massa zat terlarut dengan massa larutan, tidak perlu diketahui massa molar zat terlarut untuk menghitung persen massa.

Kadang-kadang diinginkan untuk mengubah satu satuan konsentrasi larutan ke satuan yang lain; misalnya, larutan yang sama dapat digunakan untuk eksperimen berbeda yang memerlukan satuan konsentrasi berbeda untuk kalkulasi. Misalkan diinginkan menyatakan konsentrasi larutan 0,396 m glukosa (C6H12O6) dalam molaritas. Diketahui ada 0,396 mol glukosa dalam 1000 g pelarut dan diperlukan menentukan volume larutan ini untuk menghitung molaritas. Pertama, perlu dihitung massa larutan dari massa molar glukosa:

Langkah selanjutnya adalah secara eksperimental menentukan massa jenis larutan, yang ternyata 1,16 g/mL. Sekarang dapat dihitung volume larutan dalam liter dengan menulis

Akhirnya, molaritas larutan diperoleh

Seperti yang dilihat, massa jenis larutan berfungsi sebagai faktor konversi antara molalitas dan molaritas. 

Contoh 12.4 dan 12.5 menunjukkan konversi satuan konsentrasi.

Contoh 12.4

Densitas larutan metanol (CH3OH) 2,45 M adalah 0,976 g/mL. Berapa molalitas larutannya? Massa molar metanol adalah 32,04 g.

Strategi

Untuk menghitung molalitas, perlu diketahui jumlah mol metanol dan massa pelarut dalam kilogram. Dengan asumsi 1 L larutan, sehingga jumlah mol metanol adalah 2,45 mol.

Penyelesaian

Langkah pertama adalah menghitung massa air dalam satu liter larutan, menggunakan massa jenis sebagai faktor konversi. Massa total 1 L larutan metanol 2,45 M adalah

Karena larutan ini mengandung 2,45 mol metanol, maka jumlah air (pelarut) dalam larutan tersebut adalah

Molalitas larutan dapat dihitung dengan mengubah 898 g menjadi 0,898 kg:

Latihan

Hitung molalitas larutan etanol 5,86 M (C2H5OH) yang massa jenisnya 0,927 g / mL.

Contoh 12.5

Hitung molalitas larutan asam fosfat (H3PO4) 35,4 persen (menurut massa). Massa molar asam fosfat adalah 97,99 g.

Strategi

Dalam menyelesaikan jenis masalah ini, akan lebih mudah untuk mengasumsikan bahwa dimulai dengan larutan 100,0 g. Jika massa asam fosfat adalah 35,4 persen, atau 35,4 g, maka persen massa dan massa air harus 100,0% - 35,4% = 64,6% dan 64,6 g.

Penyelesaian

Dari massa molar asam fosfat yang diketahui, dapat dihitung molalitas dalam dua langkah, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 12.3. Pertama, menghitung jumlah mol asam fosfat dalam 35,4 g asam

Massa air adalah 64,6 g, atau 0,0646 kg. Oleh karena itu, molalitas diperoleh

Latihan

Hitung molalitas larutan natrium klorida dalam air 44,6 persen (menurut massa).

Ulasan Konsep

Larutan dibuat pada suhu 20°  dan konsentrasinya dinyatakan dalam tiga satuan yang berbeda: persen massa, molalitas, dan molaritas. Larutan tersebut kemudian dipanaskan hingga 88°C. Manakah dari satuan konsentrasi yang akan berubah (naik atau turun)?

12.2 Proses Pelarutan

Daya tarik antarmolekul yang menyatukan molekul dalam cairan dan padatan juga memainkan peran sentral dalam pembentukan larutan. Ketika satu zat (zat terlarut) larut dalam zat lain (pelarut), partikel-partikel zat terlarut tersebar ke seluruh pelarut. Partikel terlarut menempati posisi yang biasanya diambil oleh molekul pelarut. Mudahnya suatu partikel terlarut menggantikan molekul pelarut tergantung pada kekuatan relatif dari tiga jenis interaksi berikut, yaitu:

• interaksi pelarut-pelarut

• interaksi terlarut-terlarut

• interaksi pelarut-terlarut

Agar lebih sederhana, dapat dibayangkan proses larutan berlangsung dalam tiga langkah berbeda (Gambar 12.2). Langkah pertama adalah pemisahan molekul pelarut, dan langkah kedua memerlukan pemisahan molekul zat terlarut. Langkah-langkah ini membutuhkan masukan energi untuk memecah gaya antarmolekul yang saling tarik menarik; oleh karena itu, bersifat endotermik. Pada langkah ketiga, molekul pelarut dan zat terlarut bercampur. Proses ini bisa eksotermik ataupun endotermik. Kalor dari larutan ΔHlar diperoleh dengan rumus:

ΔHlar = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3

Jika tarikan pelarut-pelarut lebih kuat daripada tarikan terlarut-terlarut dan tarikan pelarut-terlarut, proses pelarutannya lebih disukai, atau eksotermik (ΔHlar < 0). Jika interaksi terlarut-pelarut lebih lemah dari interaksi pelarut-pelarut dan interaksi terlarut-terlarut, maka proses pelarutannya adalah endotermik (ΔHlar > 0).

Mungkin muncul pertanyaan mengapa zat terlarut larut sama sekali dalam pelarut jika tarikan molekulnya sendiri lebih kuat daripada tarikan zat terlarut-pelarut. Proses pelarutan, seperti semua proses fisika dan kimia, diatur oleh dua faktor. Salah satunya adalah energi, yang menentukan apakah suatu proses larutan eksotermik atau endotermik. Faktor kedua adalah kecenderungan yang melekat pada ketidakteraturan di semua peristiwa alam. Dengan cara yang hampir sama bahwa setumpuk kartu remi baru tercampur setelah dikocok beberapa kali, ketika molekul zat terlarut dan pelarut bercampur membentuk larutan, terjadi peningkatan keacakan, atau ketidakteraturan. Dalam keadaan murni, pelarut dan zat terlarut memiliki tingkat keteraturan yang merata, yang dicirikan oleh susunan atom, molekul, atau ion yang kurang lebih teratur dalam ruang tiga dimensi. Sebagian besar urutan ini berantakan ketika zat terlarut ada dalam pelarut (lihat Gambar 12.2). Oleh karena itu, proses pemecahannya disertai dengan peningkatan ketidakteraturan. Ini adalah peningkatan ketidakteraturan sistem yang mendukung kelarutan zat apa pun, bahkan jika proses pelarutannya adalah endotermik.

Gambar 12.2 Gambaran molekuler dari proses pelarutan yang digambarkan berlangsung dalam tiga langkah: Pertama, molekul pelarut dan zat terlarut dipisahkan (langkah 1 dan 2). Kemudian campuran molekul pelarut dan zat terlarut (langkah 3).

Kelarutan adalah ukuran berapa banyak zat terlarut yang akan larut dalam pelarut pada suhu tertentu. Ungkapan "suka sama suka" berguna untuk memprediksi kelarutan suatu zat dalam pelarut tertentu. Arti dari ungkapan ini adalah bahwa dua zat dengan gaya antarmolekul dengan jenis dan besaran yang sama cenderung dapat larut satu sama lain. Misalnya, karbon tetraklorida (CCl4) dan benzena (C6H6) adalah cairan nonpolar. Satu-satunya gaya antarmolekul yang ada dalam zat ini adalah gaya dispersi (lihat Bagian 11.2). Ketika kedua cairan ini bercampur, keduanya akan segera larut satu sama lain, karena tarikan antara molekul CCl4 dan C6H6 sebanding besarnya dengan gaya antar molekul CCl4 dan antar molekul C6H6. Dua cairan dikatakan dapat larut jika keduanya benar-benar larut satu sama lain dalam semua proporsi. Alkohol seperti metanol, etanol, dan 1,2-etilen glikol dapat larut dengan air karena dapat membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air:

Ketika natrium klorida larut dalam air, ion-ion distabilkan dalam larutan melalui hidrasi, yang melibatkan interaksi ion-dipol. Secara umum, diperkirakan bahwa senyawa ionik harus jauh lebih larut dalam pelarut polar, seperti air, amonia cair, dan hidrogen fluorida cair, daripada dalam pelarut nonpolar, seperti benzena dan karbon tetraklorida. Karena molekul pelarut nonpolar memiliki momen dipol lemah, mereka tidak dapat secara efektif melarutkan ion Na⁺ dan Cl⁻. (Pelarutan adalah proses di mana ion atau molekul dikelilingi oleh molekul pelarut yang disusun dengan cara tertentu. Proses ini disebut hidrasi jika pelarutnya adalah air.) Interaksi antarmolekul yang dominan antara ion dan senyawa nonpolar adalah interaksi dipol yang diinduksi ion, yang jauh lebih lemah daripada interaksi ion-dipol. Akibatnya, senyawa ionik biasanya memiliki kelarutan yang sangat rendah dalam pelarut nonpolar.

Contoh 12.1 menggambarkan cara memprediksi kelarutan jika diketahui gaya antarmolekul dalam zat terlarut dan pelarut.

Contoh 12.1

Perkirakan kelarutan relatif dalam kasus berikut: (a) Brom (Br2) dalam benzena (C6H6, 𝜇 = 0 D) dan dalam air (𝜇 = 1,87 D), (b) KCl dalam karbon tetraklorida (CCl4, 𝜇 = 0 D ) dan dalam amonia cair (NH3, 𝜇 = 1,46 D), (c) formaldehida (CH2O) dalam karbon disulfida (CS2, 𝜇 = 0 D) dan dalam air.

Strategi

Dalam memprediksi kelarutan, ingat ungkapan: suka sama suka. Larutan nonpolar akan larut dalam pelarut nonpolar; senyawa ionik umumnya akan larut dalam pelarut polar karena interaksi ion-dipol yang menguntungkan; zat terlarut yang dapat membentuk ikatan hidrogen dengan pelarut akan memiliki kelarutan yang tinggi dalam pelarut tersebut.

Penyelesaian

(a) Br2 adalah molekul nonpolar dan oleh karena itu harus lebih larut dalam C6H6, yang juga nonpolar, daripada dalam air. Satu-satunya gaya antarmolekul antara Br2 dan C6H6 adalah gaya dispersi.

(b) KCl adalah senyawa ionik. Untuk melarutkannya, ion K⁺ dan Cl⁻ tunggal harus distabilkan dengan interaksi ion-dipol. Karena CCl4 tidak memiliki momen dipol, KCl seharusnya lebih larut dalam NH3 cair, molekul polar dengan momen dipol yang besar.

(c) Karena CH2O adalah molekul polar dan CS2 (molekul linier) nonpolar, maka gaya antara molekul CH2O dan CS2 adalah dipol yang diinduksi dipol dan dispersi. Di sisi lain, CH2O dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air, sehingga seharusnya lebih mudah larut dalam pelarut tersebut.

Latihan

Apakah yodium (I2) lebih larut dalam air atau dalam karbon disulfida (CS2)?

12.1 Jenis Larutan

Pada Bagian 4.1 telah dicatat bahwa larutan adalah campuran homogen dari dua atau lebih zat. Karena definisi ini tidak membatasi sifat zat yang terlibat, dapat dibedakan enam jenis larutan, tergantung pada keadaan awal (padat, cair, atau gas) komponen larutan. Tabel 12.1 diberikan contoh untuk setiap jenis.

Tabel 12.1	Jenis Larutan
Komponen 1	Komponen 2	Keadaan hasil larutan	Contoh
Gas	Gas	Gas	Udara
Gas	Cair	Cair	CO2 dalam air
Gas	Padat	Padat	H2 dalam paladium
Cair	Cair	Cair	Etanol dalam air
Padat	Cair	Cair	NaCl dalam air
Padat	Padat	Padat	Cu/Zn, Sn/Pb

Fokus kita dalam bab ini adalah pada larutan yang melibatkan setidaknya satu komponen cair — yaitu larutan gas-cair, cair-cair, dan cair-padat. Dan, mungkin tidak terlalu mengherankan, pelarut cair di sebagian besar larutan yang akan dipelajari adalah air. Jadi setiap kali disebut kata "larutan" dalam blog ini menunjuk pada larutan dalam air (aq).

Kimiawan juga mengkarakterisasi larutan berdasarkan kapasitasnya untuk melarutkan zat terlarut. Larutan jenuh mengandung jumlah maksimum zat terlarut yang akan larut dalam pelarut tertentu pada suhu tertentu. Larutan tak jenuh mengandung lebih sedikit zat terlarut daripada yang dimiliki larutan jenuh. Jenis ketiga, larutan lewat jenuh, mengandung lebih banyak zat terlarut daripada yang ada dalam larutan jenuh. Larutan lewat jenuh sangat tidak stabil. Pada waktunya, beberapa zat terlarut akan keluar dari larutan lewat jenuh sebagai kristal. Kristalisasi adalah proses di mana zat terlarut keluar dari larutan dan membentuk kristal (Gambar 12.1). Perhatikan bahwa baik pengendapan dan kristalisasi menggambarkan pemisahan zat padat berlebih dari larutan jenuh. Namun, padatan yang dibentuk oleh kedua proses tersebut berbeda dalam penampilannya. Biasanya dianggap endapan yang terdiri dari partikel kecil, sedangkan kristal mungkin lebih besar dan terbentuk dengan baik.

Gambar 12.1 Dalam larutan natrium asetat jenuh (kiri), kristal natrium asetat dengan cepat terbentuk saat kristal butir kecil ditambahkan.

12. Sifat Fisik Larutan

Konsep Penting

• Bab ini dimulai dengan mempelajari berbagai jenis larutan yang dapat dibentuk dari tiga keadaan materi, yaitu: padat, cair, dan gas. Larutan juga dicirikan oleh jumlah zat terlarut yang terdapat sebagai larutan tidak jenuh, jenuh, dan lewat jenuh. (12.1)
• Selanjutnya akan dipelajari tentang pembentukan larutan pada tingkat molekuler dan melihat bagaimana gaya antarmolekul mempengaruhi energitika proses larutan dan kelarutan. (12.2)
• Selanjutnya mempelajari empat jenis utama satuan konsentrasi — persen berdasarkan massa, fraksi mol, molaritas, dan molalitas — serta interkonversinya. (12.3)
• Selanjutnya mempelajari suhu secara umum memiliki pengaruh yang nyata pada kelarutan gas, cairan dan padatan. (12.4)
• Selanjutnya mempelajari bahwa tekanan tidak mempengaruhi kelarutan cairan dan padatan, tetapi sangat mempengaruhi kelarutan gas. Hubungan kuantitatif antara kelarutan dan tekanan gas diberikan oleh hukum Henry. (12.5)
• Selanjutnya mempelajari bahwa sifat fisik seperti tekanan uap, titik leleh, titik didih, dan tekanan osmotik dari suatu larutan hanya bergantung pada konsentrasi dan bukan pada identitas zat terlarut yang ada. Pertama-tama mempelajari sifat koligatif ini dan aplikasinya untuk larutan nonelektrolit. (12.6)
• Selanjutnya memperluas pelajaran tentang sifat koligatif untuk larutan elektrolit dan mempelajari pengaruh pembentukan pasangan ion pada sifat-sifat ini. (12.7)
• Bab ini diakhiri dengan pelajaran singkat terhadap koloid, yang merupakan partikel yang lebih besar dari molekul tunggal yang tersebar di medium lain. (12.8)

Sebagian besar reaksi kimia terjadi, bukan antara padatan murni, cairan, atau gas, tetapi di antara ion dan molekul yang terlarut dalam air atau pelarut lain. Dalam Bab 5 dan 11 telah dipelajari sifat-sifat gas, cairan, dan padatan. Dalam bab ini dipelajari sifat larutan, konsentrasi terutama pada peran gaya antarmolekul dalam kelarutan dan sifat fisik larutan lainnya.