12.6 Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit

Sifat koligatif (atau sifat kolektif) adalah sifat yang hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dalam larutan dan bukan pada sifat partikel zat terlarut. Sifat-sifat ini terikat bersama oleh asal yang sama—semuanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut yang ada, terlepas dari apakah itu atom, ion, atau molekul. Sifat koligatif adalah penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik larutan. Untuk diskusi kita tentang sifat koligatif larutan nonelektrolit penting untuk diingat bahwa kita berbicara tentang larutan yang relatif encer, yaitu larutan yang konsentrasinya adalah ≤0,2 M.

Penurunan Tekanan Uap 

Jika zat terlarut tidak mudah menguap (yaitu, tidak memiliki tekanan uap terukur), tekanan uap larutannya selalu lebih kecil dari pelarut murninya. Dengan demikian, hubungan antara tekanan uap larutan dan tekanan uap pelarut bergantung pada konsentrasi zat terlarut dalam larutan. Hubungan ini dinyatakan dengan Hukum Raoult, yang menyatakan bahwa tekanan uap pelarut di atas larutan, P1, diberikan oleh tekanan uap pelarut murni, P1°, dikalikan fraksi mol dari pelarut dalam larutan, X1:

P1 = X1P1°  (12.4)

Dalam larutan yang hanya mengandung satu zat terlarut, X1 = 1 ₋ X2, di mana X2 adalah fraksi mol dari zat terlarut. Persamaan (12.4) karena itu dapat ditulis ulang sebagai berikut:

P1 = (1-X2)P1°

atau

P1 = P1°- X2P1°

sehingga

P1° - P1 = 𝜟P = X2P1°   (12.5)

Kita menunjukkan bahwa penurunan tekanan uap (𝜟P) berbanding lurus dengan konsentrasi zat terlarut (diukur dalam fraksi mol). Contoh 12.7 mengilustrasikan penggunaan hukum Raoult [Persamaan (12.5)].

Contoh 12.7

Hitung tekanan uap larutan yang dibuat dengan melarutkan 218 g glukosa (massa molar = 180,2 g/mol) dalam 460 mL air pada 30°C. Berapakah penurunan tekanan uap? Tekanan uap air murni pada 30°C diberikan pada Tabel 5.3. Asumsikan massa jenis larutan adalah 1,00 g/mL.

Strategi

Kita membutuhkan hukum Raoult [Persamaan (12.4)] untuk menentukan tekanan uap larutan. Perhatikan bahwa glukosa adalah zat terlarut yang tidak mudah menguap.

Penyelesaian

Tekanan uap larutan (P1) adalah

P1 = X1P1° 

Pertama kita hitung jumlah mol glukosa dan air dalam larutan:

Fraksi mol air (X1), diperoleh sebagai berikut

Dari Tabel 5.3, kita menemukan tekanan uap air pada 30°C adalah 31,82 mmHg. Oleh karena itu, tekanan uap larutan glukosa adalah

Sehingga, penurunan tekanan uapnya adalah (31,82 - 30,4) mmHg, atau 1,4 mmHg.

Periksa

Kita juga dapat menghitung penurunan tekanan uap dengan menggunakan Persamaan (12.5). Karena fraksi mol glukosa adalah (1 - 0,955), atau 0,045, maka penurunan tekanan uapnya diperoleh (0,045) (31,82 mmHg) atau 1,4 mmHg.

Latihan

Hitung tekanan uap larutan yang dibuat dengan melarutkan 82,4 g urea (massa molar = 60,06 g/mol) dalam 212 mL air pada 35°C. Berapakah penurunan tekanan uapnya?

Mengapa tekanan uap larutan lebih kecil dari pada pelarut murni? Sebagaimana telah disebutkan dalam Bagian 12.2, salah satu kekuatan pendorong dalam proses fisika dan kimia adalah peningkatan ketidakteraturan—semakin besar gangguan, semakin baik prosesnya. Penguapan meningkatkan ketidakteraturan sistem karena dalam uap memiliki lebih sedikit molekul daripada yang berada dalam cairan. Karena larutan lebih tidak teratur daripada pelarut murni, perbedaan ketidakteraturan antara larutan dan uap kurang dari itu antara pelarut murni dan uap. Dengan demikian, molekul pelarut memiliki kecenderungan yang lebih kecil meninggalkan larutan daripada meninggalkan pelarut murni menjadi uap, dan uap tekanan larutan lebih kecil dari pada pelarutnya.

Jika kedua komponen larutan mudah menguap (yaitu, memiliki uap terukur tekanan), tekanan uap larutan adalah jumlah dari tekanan parsial individu. Hukum Raoult berlaku sama baiknya dalam kasus ini:

PA = XAPA°

PB = XBPB°

di mana PA dan PB adalah tekanan parsial di atas larutan untuk komponen A dan B; PA° dan PB° adalah tekanan uap zat murni; dan XA dan XB adalah fraksi molnya. Tekanan total diberikan oleh hukum tekanan parsial Dalton (lihat Bagian 5.6):

PT = PA+PB

atau

PT = XAPA° + XBPB°

Misalnya, benzena dan toluena adalah komponen volatil yang memiliki struktur serupa dan karena itu gaya antarmolekul serupa:

Dalam larutan benzena dan toluena, tekanan uap masing-masing komponen mematuhi hukum Raoult. Gambar 12.7 menunjukkan ketergantungan tekanan uap total (PT) di larutan benzena-toluena pada komposisi larutan. Perhatikan bahwa kita membutuhkan hanya menyatakan komposisi larutan dalam fraksi mol satu komponen. Untuk setiap nilai Xbenzena, fraksi mol toluena, Xtoluena, diberikan oleh (1 - Xbenzena). Larutan benzena-toluena adalah salah satu dari sedikit contoh larutan ideal, yaitu setiap larutan yang mematuhi hukum Raoult. Salah satu karakteristik dari solusi ideal adalah bahwa kalor larutan, 𝜟Hlarutan, adalah nol.

Gambar 12.7 Ketergantungan tekanan parsial benzena dan toluena pada fraksi molnya dalam larutan benzena-toluena (Xtoluena = 1 - Xbenzena ) pada 80 °C. Larutan ini dikatakan ideal karena tekanan uap mematuhi hukum Raoult.

Sebagian besar larutan tidak berperilaku ideal dalam hal ini. Menunjuk dua zat volatil sebagai A dan B, kita dapat mempertimbangkan dua kasus berikut:

Kasus 1: Jika gaya antarmolekul antara molekul A dan B lebih lemah dari antara molekul A dan antara molekul B, maka ada kecenderungan yang lebih besar untuk molekul-molekul ini untuk meninggalkan solusi daripada dalam kasus solusi ideal. Akibatnya, tekanan uap larutan lebih besar dari jumlah uapnya tekanan seperti yang diprediksi oleh hukum Raoult untuk konsentrasi yang sama. Perilaku ini memberikan naik ke deviasi positif [Gambar 12.8(a)]. Dalam hal ini, panas larutan adalah positif (yaitu, pencampuran adalah proses endotermik).

Kasus 2: Jika molekul A menarik molekul B lebih kuat daripada molekulnya sendiri jenis, tekanan uap larutan kurang dari jumlah tekanan uap sebagai diprediksi oleh hukum Raoult. Di sini kita memiliki deviasi negatif [Gambar 12.8(b)]. Di dalam kasus, panas larutan negatif (yaitu, pencampuran adalah proses eksotermik).

Gambar 12.8 Larutan tidak ideal. (a) Terjadi penyimpangan positif ketika PT lebih besar dari itu diprediksi oleh hukum Raoult (garis hitam pekat). (b) Negatif deviasi. Di sini, PT kurang dari yang diprediksi oleh hukum Raoult (garis hitam pekat).

Distilasi Fraksional 

Tekanan uap larutan memiliki pengaruh langsung pada distilasi fraksional, suatu prosedur untuk: memisahkan komponen cair dari larutan berdasarkan perbedaan titik didihnya. Distilasi fraksional sedikit analog dengan kristalisasi fraksional. Misalkan kita ingin untuk memisahkan sistem biner (sistem dengan dua komponen), katakanlah, benzena-toluena. Baik benzena dan toluena relatif mudah menguap, namun titik didihnya sangat berbeda (masing-masing 80,1°C dan 110,6°C). Ketika kita mendidihkan larutan yang mengandung kedua zat tersebut, uap yang terbentuk lebih banyak mengandung komponen yang lebih mudah menguap, yaitu benzena. Jika uap dikondensasikan dalam wadah terpisah dan cairan itu dididihkan lagi, maka konsentrasi benzena yang lebih tinggi akan diperoleh dalam fase uap. Dengan mengulang proses ini berkali-kali, dimungkinkan untuk memisahkan benzena sepenuhnya dari toluena.

Dalam praktiknya, ahli kimia menggunakan alat seperti yang ditunjukkan pada Gambar 12.9 untuk memisahkan cairan yang mudah menguap. Labu bulat yang mengandung larutan benzena-toluena dilengkapi dengan kolom panjang yang dikemas dengan manik-manik kaca kecil. Saat larutan mendidih, uap mengembun pada manik-manik di bagian bawah kolom, dan cairan jatuh kembali ke labu penyulingan. Seiring berjalannya waktu, manik-manik secara bertahap memanas, memungkinkan uap bergerak ke atas secara perlahan. Intinya, bahan pengepakan menyebabkan campuran benzena-toluena untuk terus menerus mengalami banyak penguapan-kondensasi. Pada setiap langkah komposisi uap dalam kolom akan lebih kaya akan zat yang lebih mudah menguap, atau lebih rendah titik didihnya, komponen (dalam hal ini, benzena). Uap yang naik ke atas kolom pada dasarnya adalah benzena murni, yang kemudian dikondensasi dan dikumpulkan dalam labu penampungan.

Gambar 12.9 Sebuah peralatan untuk distilasi fraksional skala kecil. Kolom fraksinasi dikemas dengan manik-manik kaca kecil. Semakin lama fraksinasi kolom, semakin lengkap pemisahan cairan yang mudah menguap.

Distilasi fraksional sama pentingnya dalam industri seperti halnya di laboratorium. Untuk itu industri perminyakan menggunakan distilasi fraksional dalam skala besar untuk memisahkan komponen minyak mentah. Lebih lanjut akan dibahas tentang proses ini di Bab 24.

Kenaikan Titik Didih 

Titik didih larutan adalah suhu di mana tekanan uapnya sama dengan tekanan atmosfer eksternal (lihat Bagian 11.8). Karena adanya zat non volatil terlarut menurunkan tekanan uap larutan, hal itu juga harus mempengaruhi titik didih larutan. Gambar 12.10 menunjukkan diagram fase air dan perubahan yang terjadi dalam larutan. Karena pada suhu berapa pun tekanan uap larutan lebih rendah dari pelarut murni terlepas dari suhu, kurva uap cair untuk larutan terletak di bawah untuk pelarut murni. Akibatnya, kurva larutan putus-putus memotong garis horizontal yang menandai P = 1 atm pada titik suhu yang lebih tinggi dari titik didih normal pelarut murni. Analisis grafis ini menunjukkan bahwa titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih air. Kenaikan titik didih (𝜟Tb ) didefinisikan sebagai titik didih larutan (Tb) dikurangi titik didih pelarut murni (Tb°):

𝜟Tb = Tb - Tb°

Karena Tb > Tb°, 𝜟Tb adalah besaran positif.

Nilai 𝜟Tb sebanding dengan penurunan tekanan uap, dan juga sebanding dengan konsentrasi (molalitas) larutan. Sehingga,

𝜟Tb ∝ m

𝜟Tb = Kb m   (12.6)

di mana m adalah molalitas larutan dan Kb adalah konstanta kenaikan titik didih molal. Satuan Kb adalah °C/m. Penting untuk memahami pilihan satuan konsentrasi di sini. Kita berhadapan dengan sistem (larutan) yang suhunya tidak konstan, jadi kita tidak dapat menyatakan satuan konsentrasi dalam molaritas karena molaritas berubah sesuai dengan perubahan suhu.

Tabel 12.2 mencantumkan nilai Kb untuk beberapa pelarut umum. Menggunakan konstanta kenaikan titik didih untuk air dan Persamaan (12.6), kita dapat menunjukkan bahwa jika molalitas larutan adalah 1,00 m, titik didihnya adalah 100,52°C.

Penurunan Titik Beku 

Seorang non-ilmuwan mungkin selamanya tidak menyadari fenomena kenaikan titik didih, tetapi pengamat yang cermat yang tinggal di iklim dingin akrab dengan penurunan titik beku. Es di jalan dan trotoar yang beku mencair saat ditaburi garam seperti NaCl atau CaCl2. Metode pencairan ini berhasil karena menurunkan titik beku air.

Gambar 12.10 menunjukkan bahwa menurunkan tekanan uap larutan menggeser kurva padat-cair ke kiri. Akibatnya, garis ini memotong garis horizontal pada suhu yang lebih rendah dari titik beku air. Penurunan titik beku (𝜟Tf) didefinisikan sebagai titik beku pelarut murni (Tf°) dikurangi titik beku larutan (Tf):

𝜟Tf = Tf° - Tf

Karena Tf° > Tf, 𝜟Tf adalah besaran positif. Sekali lagi, 𝜟Tf berbanding lurus dengan konsentrasi larutan:

𝜟Tf ∝ m

𝜟Tf = Kf m  (12.7)

di mana m adalah konsentrasi zat terlarut dalam satuan molalitas, dan Kf adalah konstanta penurunan titik beku molal (lihat Tabel 12.2). Seperti Kb, Kf memiliki satuan °C/m.

Penjelasan kualitatif dari fenomena penurunan titik beku adalah sebagai berikut. Pembekuan melibatkan transisi dari keadaan tidak teratur ke keadaan teratur. Agar ini terjadi, energi harus dikeluarkan dari sistem. Karena larutan memiliki ketidakteraturan yang lebih besar daripada pelarut, lebih banyak energi yang perlu dikeluarkan darinya untuk menciptakan keteraturan daripada dalam kasus pelarut murni. Oleh karena itu, larutan memiliki titik beku yang lebih rendah daripada pelarutnya. Perhatikan bahwa ketika larutan membeku, padatan yang memisahkan adalah komponen pelarut murni.

Agar kenaikan titik didih terjadi, zat terlarut harus non volatil, tetapi tidak ada batasan seperti itu yang berlaku untuk penurunan titik beku. Misalnya, metanol (CH3OH), cairan yang cukup mudah menguap yang mendidih hanya pada 65°C, kadang-kadang digunakan sebagai zat antibeku di radiator mobil.

Aplikasi praktis dari penurunan titik beku dijelaskan dalam Contoh 12.8.

Contoh 12.8

Etilen glikol (EG), CH2(OH)CH2(OH), adalah antibeku mobil yang umum. Xat ini larut dalam air dan tidak mudah menguap (titik didih 197°C). Hitung titik beku larutan yang mengandung 651 g zat ini dalam 2.505 g air. Apakah kita akan menyimpan zat ini di radiator mobil kita selama musim panas? Massa molar etilen glikol adalah 62,01 g.

Strategi

Pertanyaan ini menanyakan penurunan titik beku larutan.

𝜟Tf = Kf m

Informasi yang diberikan memungkinkan kita untuk menghitung molalitas larutan dan kita mengacu pada Tabel 12.2 untuk Kf air.

Penyelesaian

Untuk menentukan molalitas larutan, kita perlu mengetahui jumlah mol EG dan massa pelarut dalam kilogram. Kita menemukan massa molar EG, dan mengubah massa pelarut menjadi 2,505 kg, dan menghitung molalitas sebagai berikut:

Dari Persamaan (12.7) dan Tabel 12.2 kita tuliskan

Karena air murni membeku pada 0°C, larutan akan membeku pada (0 - 7,79)°C atau -7,79°C. Kita dapat menghitung kenaikan titik didih dengan cara yang sama sebagai berikut:

Karena larutan akan mendidih pada (100 + 2,2)°C, atau 102,2°C, akan lebih baik untuk tinggalkan antibeku di radiator mobil kita di musim panas untuk mencegah larutan mendidih.

Latihan

Hitung titik didih dan titik beku larutan yang mengandung 478 g etilen glikol dalam 3.202 g air.

Tinjauan Konsep 

Diagram di sini menunjukkan kurva tekanan uap untuk benzena murni dan larutan zat terlarut yang tidak mudah menguap dalam benzena. Perkirakan molalitas larutan benzena.

Tekanan Osmotik 

Banyak proses kimia dan biologi bergantung pada osmosis, perpindahan selektif molekul pelarut melalui membran berpori dari larutan encer ke larutan yang lebih pekat. Gambar 12.11 mengilustrasikan fenomena ini. Kompartemen kiri peralatan berisi pelarut murni; kompartemen kanan berisi larutan. Kedua kompartemen dipisahkan oleh membran semipermeabel, yang memungkinkan lewatnya molekul pelarut tetapi menghalangi lewatnya molekul terlarut. Pada awalnya, ketinggian air di kedua tabung sama [lihat Gambar 12.11(a)]. Setelah beberapa waktu, ketinggian di tabung kanan mulai naik dan terus naik sampai tercapai keseimbangan, yaitu sampai tidak ada perubahan lebih lanjut yang dapat diamati. Tekanan osmotik (p) larutan adalah tekanan yang diperlukan untuk menghentikan osmosis. Seperti yang ditunjukkan pada Gambar 12.11(b), tekanan ini dapat diukur secara langsung dari perbedaan level cairan akhir.

Gambar 12.11 Tekanan osmotik. (a) Kadar pelarut murni (kiri) dan larutan (kanan) sama pada awalnya. (b) Selama osmosis, tingkat di sisi larutan naik sebagai akibat dari aliran bersih pelarut dari kiri ke kanan. Tekanan osmotik sama dengan tekanan hidrostatik yang diberikan oleh kolom cairan di tabung kanan pada kesetimbangan. Pada dasarnya, efek yang sama terjadi ketika pelarut murni diganti dengan larutan yang lebih encer daripada di sebelah kanan.

Apa yang menyebabkan air bergerak secara spontan dari kiri ke kanan dalam kasus ini? Situasi yang digambarkan pada Gambar 12.12 membantu kita memahami kekuatan pendorong di balik osmosis. Karena tekanan uap air murni lebih tinggi daripada tekanan uap larutan, ada perpindahan bersih air dari gelas kiri ke gelas kanan. Diberikan waktu yang cukup, pemindahan akan berlanjut sampai tidak ada lagi air yang tersisa di gelas kiri. Gaya pendorong yang sama menyebabkan air berpindah dari pelarut murni ke dalam larutan selama osmosis.

Gambar 12.12 (a) Tekanan uap yang tidak sama di dalam wadah menyebabkan perpindahan bersih air dari gelas kiri (yang berisi air murni) ke gelas kanan (yang berisi larutan). (b) Pada kesetimbangan, semua air di gelas kiri telah dipindahkan ke gelas kanan. Kekuatan pendorong untuk transfer pelarut ini analog dengan fenomena osmotik yang ditunjukkan pada Gambar 12.11.

Tekanan osmotik suatu larutan diberikan oleh

𝛑 = MRT

di mana M adalah molaritas larutan, R adalah konstanta gas (0,0821 L.atm/K.mol), dan T adalah suhu mutlak. Tekanan osmotik (𝛑) dinyatakan dalam atm. Karena pengukuran tekanan osmotik dilakukan pada suhu konstan, kita menyatakan konsentrasi dalam satuan molaritas yang lebih sesuai daripada molalitas.

Seperti kenaikan titik didih dan penurunan titik beku, tekanan osmotik berbanding lurus dengan konsentrasi larutan. Inilah yang kita harapkan, karena semua sifat koligatif hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dalam larutan. Jika dua larutan memiliki konsentrasi yang sama dan, karenanya, memiliki tekanan osmotik yang sama, mereka dikatakan isotonik. Jika dua larutan memiliki tekanan osmotik yang tidak sama, larutan yang lebih pekat dikatakan hipertonik dan larutan yang lebih encer disebut hipotonik (Gambar 12.13).

Meskipun osmosis adalah fenomena umum dan dipelajari dengan baik, relatif sedikit yang diketahui tentang bagaimana membran semipermeabel menghentikan beberapa molekul namun memungkinkan yang lain lewat. Dalam beberapa kasus, ini hanya masalah ukuran. Sebuah membran semipermeabel mungkin memiliki pori-pori yang cukup kecil untuk membiarkan hanya molekul pelarut yang lewat. Dalam kasus lain, mekanisme yang berbeda mungkin bertanggung jawab atas selektivitas membran—misalnya, “kelarutan” pelarut yang lebih besar dalam membran.

Fenomena tekanan osmotik memanifestasikan dirinya dalam banyak aplikasi yang menarik. Untuk mempelajari isi sel darah merah, yang dilindungi dari lingkungan luar oleh membran semipermeabel, ahli biokimia menggunakan teknik yang disebut hemolisis. Sel darah merah ditempatkan dalam larutan hipotonik. Karena larutan hipotonik kurang terkonsentrasi daripada bagian dalam sel, air bergerak ke dalam sel, seperti yang ditunjukkan pada foto tengah Gambar 12.13(d). Sel-sel membengkak dan akhirnya pecah, melepaskan hemoglobin dan molekul lainnya.

Gambar 12.13 Sebuah sel dalam (a) larutan isotonik, (b) larutan hipotonik, dan (c) larutan hipertonik. Sel tetap tidak berubah di (a), membengkak di (b), dan menyusut di (c). (d) Dari kiri ke kanan: sel darah merah dalam larutan isotonik, dalam larutan hipotonik, dan dalam larutan hipertonik.

Pengawetan selai dan jeli di rumah memberikan contoh lain penggunaan tekanan osmotik. Sejumlah besar gula sebenarnya penting untuk proses pengawetan karena gula membantu membunuh bakteri yang dapat menyebabkan botulisme. Seperti yang ditunjukkan Gambar 12.13(c), ketika sel bakteri berada dalam larutan gula yang hipertonik (konsentrasi tinggi), air intraseluler cenderung bergerak keluar dari sel bakteri ke larutan yang lebih pekat melalui osmosis. Proses ini, yang dikenal sebagai krenasi, menyebabkan sel menyusut dan, akhirnya, berhenti berfungsi. Keasaman alami buah juga menghambat pertumbuhan bakteri.

Tekanan osmotik juga merupakan mekanisme utama untuk mengangkut air ke atas pada tumbuhan. Karena daun terus-menerus kehilangan air ke udara, dalam proses yang disebut transpirasi, konsentrasi zat terlarut dalam cairan daun meningkat. Air ditarik melalui batang, cabang, dan batang pohon oleh tekanan osmotik. Tekanan hingga 10 hingga 15 atm diperlukan untuk mengangkut air ke daun di puncak pohon redwood California, yang tingginya mencapai sekitar 120 m. (Tindakan kapiler yang dibahas dalam Bagian 11.3 berperan atas kenaikan air hanya hingga beberapa sentimeter.)

Contoh 12.9 menunjukkan bahwa pengukuran tekanan osmotik dapat digunakan untuk mencari konsentrasi suatu larutan.

Contoh 12.9

Tekanan osmotik rata-rata air laut, diukur dalam jenis peralatan yang ditunjukkan pada Gambar 12.11, adalah sekitar 30,0 atm pada 25°C. Hitung konsentrasi molar larutan sukrosa (C12H22O11) berair yang isotonik dengan air laut.

Strategi

Ketika kita mengatakan larutan sukrosa isotonik dengan air laut, apa yang dapat kita simpulkan tentang tekanan osmotik kedua larutan ini?

Penyelesaian

Suatu larutan sukrosa yang isotonik dengan air laut harus mempunyai tekanan osmotik yang sama yaitu 30,0 atm. Menggunakan Persamaan (12.8).

Latihan

Berapakah tekanan osmotik (dalam atm) larutan urea 0,884 M pada 16°C?

Ulasan Konsep

Apa artinya ketika kita mengatakan bahwa tekanan osmotik sampel air laut adalah 25 atm pada suhu tertentu?

Menggunakan Sifat Koligatif untuk Menentukan Massa Molar

Sifat koligatif larutan nonelektrolit memberikan cara untuk menentukan massa molar zat terlarut. Secara teoritis, salah satu dari empat sifat koligatif cocok untuk tujuan ini. Namun, dalam praktiknya, hanya penurunan titik beku dan tekanan osmotik yang digunakan karena menunjukkan perubahan yang paling nyata. Prosedurnya adalah sebagai berikut. Dari penurunan titik beku atau tekanan osmotik yang ditentukan secara eksperimental, kita dapat menghitung molalitas atau molaritas larutan. Mengetahui massa zat terlarut, kita dapat dengan mudah menentukan massa molarnya, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 12.10 dan 12.11.

Contoh 12.10

Sebuah sampel 7,85 g senyawa dengan rumus empiris C5H4 dilarutkan dalam 301 g benzena. Titik beku larutan adalah 1,05°C di bawah titik beku benzena murni. Berapa massa molar dan rumus molekul senyawa ini?

Strategi

Memecahkan masalah ini membutuhkan tiga langkah. Pertama, kita menghitung molalitas larutan dari penurunan titik beku. Selanjutnya, dari molalitas kita menentukan jumlah mol dalam 7,85 g senyawa dan dengan demikian massa molarnya. Akhirnya, membandingkan massa molar eksperimental dengan massa molar empiris memungkinkan kita untuk menulis rumus molekul.

Penyelesaian

Urutan konversi untuk menghitung massa molar senyawa adalah

Langkah pertama kita adalah menghitung molalitas larutan. Dari Persamaan (12.7) dan Tabel 12.2 kita tulis

Karena ada 0,205 mol zat terlarut dalam 1 kg pelarut, jumlah mol zat terlarut dalam 301 g, atau 0,301 kg, pelarut adalah

Jadi, massa molar zat terlarut adalah

Sekarang kita dapat menentukan rasio

Latihan

Suatu larutan 0,85 g senyawa organik dalam 100,0 g benzena memiliki titik beku 5,16°C. Berapa molalitas larutan dan massa molar dari zat terlarut?

Contoh 12.11

Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 35,0 g hemoglobin (Hb) dalam air yang cukup untuk membuat volume 1 L. Jika tekanan osmotik larutan ditemukan 10,0 mmHg pada 25°C, hitung massa molar hemoglobin.

Strategi

Kita diminta untuk menghitung massa molar Hb. Langkah-langkahnya mirip dengan yang diuraikan dalam Contoh 12.10. Dari tekanan osmotik larutan, kita menghitung molaritas larutan. Kemudian, dari molaritas, kita menentukan jumlah mol dalam 35,0 g Hb dan dengan demikian massa molarnya. Satuan apa yang harus kita gunakan untuk 𝛑 dan suhu?

Penyelesaian

Urutan konversinya adalah sebagai berikut:

Pertama kita hitung molaritasnya menggunakan Persamaan (12.8)

Volume larutan adalah 1 L, jadi harus mengandung 5,38 x 10⁻⁴ mol Hb. Kita menggunakan kuantitas ini untuk menghitung massa molar:

Latihan

Larutan benzena 202 mL yang mengandung 2,47 g polimer organik memiliki tekanan osmotik 8,63 mmHg pada 21°C. Hitung massa molar polimer.

Tekanan 10,0 mmHg, seperti pada Contoh 12.11, dapat diukur dengan mudah dan akurat. Untuk alasan ini, pengukuran tekanan osmotik sangat berguna untuk menentukan massa molar molekul besar, seperti protein. Untuk melihat betapa lebih praktisnya teknik tekanan osmotik daripada penurunan titik beku, mari kita perkirakan perubahan titik beku larutan hemoglobin yang sama. Jika larutan berair cukup encer, kita dapat mengasumsikan bahwa molaritas kira-kira sama dengan molalitas. (Molaritas akan sama dengan molalitas jika kerapatan larutan berair adalah 1 g/mL.) Oleh karena itu, dari Persamaan (12.7) kita tuliskan

Penurunan titik beku seperseribu derajat adalah perubahan suhu yang terlalu kecil untuk diukur secara akurat. Untuk alasan ini, teknik penurunan titik beku lebih cocok untuk menentukan massa molar molekul yang lebih kecil dan lebih mudah larut, yang memiliki massa molar 500 g atau kurang, karena penurunan titik beku larutannya jauh lebih besar.

12.5 Pengaruh Tekanan pada Kelarutan Gas

Untuk semua tujuan praktis, tekanan eksternal tidak memiliki pengaruh pada kelarutan cairan dan padatan, tetapi untuk kelarutan gas sangat mempengaruhi. Hubungan kuantitatif antara kelarutan dan tekanan gas diberikan oleh hukum Henry, yang menyatakan bahwa kelarutan gas dalam cairan berbanding lurus dengan tekanan gas pada larutan:

Di sini c adalah konsentrasi molar (mol/L) gas terlarut; P adalah tekanan (dalam satuan atm) gas di atas larutan pada kesetimbangan; dan, untuk gas tertentu, k adalah konstanta yang hanya bergantung pada suhu. Konstanta k memiliki satuan mol/L.atm. Kita dapat menunjukkan bahwa ketika tekanan gas sama dengan 1 atm, c secara numerik sama dengan k. Jika terdapat beberapa gas yang ada dalam larutannya, maka P adalah tekanan parsial.

Hukum Henry dapat dipahami secara kualitatif dari segi teori kinetika molekul. Jumlah gas yang akan larut dalam pelarut tergantung pada seberapa sering molekul gas bertabrakan dengan permukaan cairan dan terperangkap oleh kondensasi fase. Misalkan kita memiliki gas dalam kesetimbangan dinamis dengan larutan [Gambar 12.6(a)]. Setiap saat, jumlah molekul gas yang memasuki larutan sama dengan jumlah molekul terlarut yang bergerak ke fase gas. Jika tekanan parsial gas meningkat [Gambar 12.6(b)], lebih banyak molekul larut dalam cairan karena lebih banyak molekul yang menumbuk permukaan cairan. Proses ini berlanjut sampai konsentrasi larutan sekali lagi sedemikian rupa sehingga jumlah molekul yang meninggalkan larutan per detik sama dengan jumlah yang memasuki larutan. Karena semakin tinggi konsentrasi molekul baik dalam fase gas maupun larutan, sehingga jumlah ini lebih besar di (b) daripada di (a), di mana tekanan parsial lebih rendah.

Gambar 12.6 Interpretasi molekuler dari hukum Henry. Ketika tekanan parsial gas di atas larutan meningkat dari (a) sampai (b), konsentrasi gas terlarut juga meningkat menurut Persamaan (12.3).

Demonstrasi praktis dari hukum Henry adalah buih minuman ringan ketika tutup botol dilepas. Sebelum botol minuman disegel, diberi tekanan dengan campuran udara dan CO2 jenuh dengan uap air. Karena parsial yang tinggi tekanan CO2 dalam campuran gas bertekanan, jumlah terlarut dalam minuman ringan adalah berkali-kali jumlah yang akan larut dalam kondisi atmosfer normal. Ketika tutupnya dilepas, gas bertekanan keluar, akhirnya tekanan dalam botol turun ke tekanan atmosfer, dan jumlah CO2 yang tersisa dalam minuman ditentukan hanya oleh tekanan parsial atmosfer normal CO2, 0,0003 atm. Kelebihan CO2 terlarut keluar dari larutan, menyebabkan buih.

Contoh 12.6 menerapkan hukum Henry untuk gas nitrogen.

Contoh 12.6

Kelarutan gas nitrogen pada 25°C dan 1 atm adalah 6,8 x 10⁻⁴ mol/L. Apakah konsentrasi (dalam molaritas) nitrogen terlarut dalam air di bawah kondisi atmosfer? Tekanan parsial gas nitrogen di atmosfer adalah 0,78 atm. 

Strategi 

Kelarutan yang diberikan memungkinkan kita untuk menghitung konstanta hukum Henry (k), yang kemudian dapat digunakan untuk menentukan konsentrasi larutan. 

Penyelesaian 

Langkah pertama adalah menghitung besaran k dalam Persamaan (12.3):

Penurunan kelarutan ini disebabkan oleh penurunan tekanan dari 1 atm menjadi 0,78 atm.

Periksa

Rasio konsentrasi [(5,3 x 10⁻⁴ M/6,8 x 10⁻⁴ M) = 0,78] seharusnya sama dengan rasio tekanan (0,78 atm/1,0 atm = 0,78).

Latihan

Hitung konsentrasi molar oksigen dalam air pada 25°C untuk tekanan parsial 0,22 atm. Konstanta hukum Henry untuk oksigen adalah 1,3 x 10⁻³ mol/L.atm.

Sebagian besar gas mematuhi hukum Henry, tetapi ada beberapa pengecualian penting. Sebagai contoh, jika gas terlarut bereaksi dengan air, kelarutan yang lebih tinggi dapat dihasilkan. Kelarutan amonia jauh lebih tinggi dari yang diharapkan karena reaksi

Karbon dioksida juga bereaksi dengan air, sebagai berikut:

Contoh menarik lainnya adalah pelarutan molekul oksigen dalam darah. Biasanya, gas oksigen hanya sedikit larut dalam air (lihat Latihan pada Contoh 12.6). Namun, kelarutannya dalam darah secara dramatis lebih besar karena kandungan yang tinggi dari molekul hemoglobin (Hb). Setiap molekul hemoglobin dapat mengikat hingga empat molekul oksigen, yang akhirnya dikirim ke jaringan untuk digunakan dalam metabolisme:

Proses inilah yang menyebabkan tingginya kelarutan molekul oksigen dalam darah. Esai Kimia dalam Tindakan nyata terdapat pada bagian soal menjelaskan bencana alam dengan menggunakan hukum Henry.

Ulasan Konsep

Manakah dari gas berikut yang memiliki konstanta hukum Henry terbesar dalam air pada 25°C: CH4, Ne, HCl, H2?

12.4 Pengaruh Temperatur terhadap Kelarutan

Perlu diingat bahwa kelarutan didefinisikan sebagai jumlah maksimum zat terlarut yang akan larut dalam jumlah pelarut tertentu pada suhu tertentu. Suhu mempengaruhi kelarutan sebagian besar zat. Pada bagian ini kita akan mempertimbangkan pengaruh suhu pada kelarutan padatan dan gas.

Gambar 12.3 Suhu mempengaruhi kelarutan beberapa senyawa ionik dalam air.

Suhu dan Kelarutan Padatan 

Gambar 12.3 menunjukkan pengaruh suhu terhadap kelarutan beberapa senyawa ionik dalam air. Dalam sebagian besar tetapi tentu saja tidak semua kasus, kelarutan zat padat meningkat dengan kenaikan suhu. Namun, tidak ada korelasi yang jelas antara tanda 𝜟Hpelarut dan variasi kelarutan dengan suhu. Misalnya, Proses pelarutan CaCl2 adalah eksotermik, dan proses NH4NO3 adalah endotermik. Tetapi kelarutan kedua senyawa meningkat dengan meningkatnya suhu. Secara umum, pengruh dari suhu pada kelarutan paling baik ditentukan secara eksperimental.

Kristalisasi Fraksional 

Ketergantungan kelarutan padatan terhadap suhu sangat bervariasi, seperti ditunjukkan Gambar 12.3. Kelarutan NaNO3, misalnya, meningkat tajam dengan kenaikan suhu, sedangkan NaCl berubah sangat sedikit. Variasi yang luas ini memberikan cara memperoleh zat murni dari campuran. Kristalisasi fraksional adalah pemisahan campuran zat menjadi komponen murni berdasarkan kelarutannya yang berbeda.

Misalkan kita memiliki sampel 90 g KNO3 yang terkontaminasi dengan 10 g NaCl. Untuk memurnikan sampel KNO3, kita melarutkan campuran dalam 100 mL air pada 60 °C dan kemudian secara bertahap mendinginkan larutan hingga 0 °C. Pada suhu ini, kelarutan KNO3 dan NaCl berturut-turut adalah 12,1 g/100 g H2O dan 34,2 g/100 g H2O. Dengan demikian, (90 ₋ 12) g, atau 78 g, KNO3 akan mengkristal keluar dari larutan, tetapi semua NaCl akan tetap larut (Gambar 12.4). Dengan cara ini, kita dapat memperoleh sekitar 90 persen dari jumlah KNO3 dalam bentuk murni. Kristal KNO3 dapat dipisahkan dari larutan dengan filtrasi.

Banyak senyawa anorganik dan organik padat yang digunakan di laboratorium dimurnikan dengan kristalisasi fraksional. Umumnya, metode ini bekerja paling baik jika senyawa yang akan dimurnikan memiliki kurva kelarutan yang curam, yaitu jika jauh lebih larut pada suhu tinggi daripada pada suhu rendah. Jika tidak, sebagian besar akan tetap larut saat larutan didinginkan. Kristalisasi fraksional juga berfungsi baik jika jumlah pengotor dalam larutan relatif kecil.

Gambar 12.4 Kelarutan KNO3 dan NaCl pada 0°C dan 60 °C. Pengaruh perbedaan suhu memungkinkan kita untuk mengisolasi salah satu senyawa ini dari suatu larutan yang mengandung dua zat terlarut, melalui kristalisasi fraksional.

Suhu dan Kelarutan Gas 

Kelarutan gas dalam air biasanya menurun dengan meningkatnya suhu (Gambar 12.5). Ketika air dipanaskan dalam gelas kimia, kita dapat melihat gelembung udara terbentuk di sisi gelas sebelum air mendidih. Saat suhu naik, molekul udara terlarut mulai "mendidih" dari larutan jauh sebelum air sendiri mendidih.

Berkurangnya kelarutan molekul oksigen dalam air panas memiliki pengaruh langsung pada polusi termal—yaitu, pemanasan lingkungan (biasanya saluran air) terhadap suhu yang berbahaya bagi penghuninya yang hidup. Diperkirakan setiap tahun di Amerika Serikat sekitar 100.000 miliar galon air digunakan untuk pendinginan industri, sebagian besar dalam tenaga listrik dan produksi tenaga nuklir. Proses pemanasan air, yang kemudian dikembalikan ke sungai dan danau dari mana air itu diambil. Ahli ekologi menjadi semakin khawatir tentang pengaruh dari polusi termal pada kehidupan akuatik. Ikan, seperti semua hewan berdarah dingin lainnya, akan jauh lebih sulit mengatasi fluktuasi suhu yang cepat di lingkungan daripada yang dilakukan manusia. Peningkatan suhu air mempercepat laju metabolisme ikan, yang umumnya berlipat ganda dengan setiap kenaikan 10°C. Percepatan metabolisme meningkatkan kebutuhan ikan akan oksigen pada saat yang sama dengan pasokan oksigen menurun karena kelarutannya yang lebih rendah dalam air panas. Cara efektif untuk mendinginkan pembangkit listrik sementara hanya melakukan kerusakan minimal pada lingkungan biologis saat ini sedang dicari solusinya.

Di sisi yang lebih ringan, pengetahuan tentang variasi kelarutan gas dengan suhu dapat meningkatkan kinerja seseorang dalam olahraga rekreasi populer — memancing. sedang panas hari musim panas, seorang nelayan yang berpengalaman biasanya memilih tempat yang dalam di sungai atau danau untuk melemparkan umpan. Karena kandungan oksigen lebih besar di daerah yang lebih dalam dan lebih dingin, sebagian besar ikan akan ditemukan di sana.

Gambar 12.5 Pengaruh suhu terhadap kelarutan O2 gas dalam air. Perhatikan bahwa kelarutan menurun seiring dengan kenaikan suhu. Tekanan gas di atas larutan adalah 1 atm.

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)?