LARUTAN DAN SIFAT KOLIGATIF

BAB I

PENDAHULUAN

A.      LATAR BELAKANG

Tanpa kita sadari, selama ini kehidupan kita sangat berkaitan dengan zat kimia yang dapat kita temui dalam berbagai macam bentuk. Salah satunya dalam larutan yang akan dibahas lebih jauh dalam makalah ini. Misalnya garam dapur atau Natrium Klorida (NaCl). Selain memperkaya rasa masakan ternyata garan dapur (NaCl) yang kita kenal selama ini mempunyai kegunaan lain. Ternyata garam dapur (NaCl) dalam bentuk larutan jika disambungkan dengan power supply dapat menghantarkan arus listrik dan membuat lampu menyala.

Demikian juga halnya dengan larutan-larutan lainnya, misalnya air suling, larutan gula, asam asetat, amonia, asam sulfat, asam klorida, natrium klorida, natrium hidroksida, dan masih banyak lagi.Secara garis besar larutan dibagi menjadi dua yaitu larutan elektrolit dan larutan non-elektrolit.Larutan elektrolit dibagi lagi menjadi dua yaitu elektrolit kuat dan elektroit lemah.

B. TUJUAN

-Mengetahui  defenisi larutan

-Mengetahui dan memahami kelarutan dan jenis larutan

-Mengetahui rumus-rumus mencari konsentrasi larutan,sifat koligatif,pH

-Mengetahui dan memahami teori asam basa Bronsted-Lowry

BAB II

PEMBAHASAN

A. DEFINISI LARUTAN DAN JENIS LARUTAN

Larutan adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik.Larutan terdiri atas zat larut (terlarut) dan pelarut. Partikel zat terlarut akan menyebar ke seluruh pelarut dsn akan menggantikan posisi yang biasanya dirtempati oleh pelarut.

Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

Larutan ini dibedakan atas:

1. Elektrolit Kuat

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1).

Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

a. Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.

b. Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.

c. Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain

  

2. Elektrolit Lemah

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar:

O < alpha < 1.

          Yang tergolong elektrolit lemah:

a. Asam-asam lemah, seperti : CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lain

b. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain

c. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2 dan lain-lain

Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).

Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:

– Larutan urea

– Larutan sukrosa

– Larutan glukosa

– Larutan alkohol dan lain-lain

B. KELARUTAN

Kelarutan adalah nilai konsentrasi maksimum yang dapat dicapai oleh suatu zat dalam larutan.Jadi, kelarutan digunakan untuk menyatakan jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam larutan jenuh.

Berdasarkan pengertian kelarutan pada uraian di atas, larutan dibedakan menjadi tiga, yaitu:

1.Larutan tidak jenuh adalah suatu larutan yang masih dapat melarutkan zat terlarutnya pada suhu tertentu.

2.Larutan jenuh adalah suatu larutan dengan jumlah zat terlarut (molekul atau ion) yang telah maksimum pada suhu tertentu.

3.Larutan lewat jenuh adalah suatu larutan dengan zat terlarut yang melebihi jumlah maksimum kelarutannya pada suhu tertentu.

C. KONSENTRASI LARUTAN DAN PERHITUNGANNYA

            Kuantitas zat terlarut atau zat pelarut dalam suatu larutan dapat dinyatakan dalam bermacam-macam satuan konsentrasi antara lain: (1) Bagian perseratus,(2) Bagian persejuta, (3) Molaritas, (4) Normalitas, (5) Molalitas dan (6) Fraksi mol. Dalam perhitungan, istilah berat dianggap sama dengan massa, walaupun sesungguhnya satuan dari kedua besaran ini berbeda. Dalam berbagai perhitungan konsentrasi larutan, perlu mengingat bahwa; massa (m) sama dengan volume (V) dikali dengan massa jenis, mol sama dengan massa dibagi dengan Berat Molekul (BM) atau Massa Molar (M_M) dan ekivalen sama dengan massa  dibagi  dengan Berat Ekivalen (BE) atau Massa Ekivalen (M_E).

No.	Konsentrasi Larutan	Defenisi	Rumus	Satuan
1.	Bagian perseratus (Persen, %)	Banyaknya satuan massa atau volum zat terlarut yang terdapat dalam setiap seratus satuan massa atau volum larutan	%m = mt/ml.100 atau %v = Vt/Vl.100	%
2.	Bagian persejuta (bpj)	Banyaknya satuan massa atau volum zat terlarut yang terdapat dalam setiap juta satuan massa atau volume larutan	bpjm = mt/ml.106 atau bpjv = vt/vl.106	bpj
3.	Molaritas (M)	Banyaknya mol zat terlarut yang terdapat dalam setiap satu liter larutan	M = nt.1000/Vl atau M=mt/MMt.1000/Vl	Mol/L
4.	Normalitas (N)	Banyaknya ekuivalen zat terlarut yang terdapat dalam satu liter larutan	N = ekt.1000/Vl atau N=mt/ME.1000/Vl	Ek/L
5.	Molalitas (m)	Banyaknya mol zat terlarut yang terdapat dalam setiap satu kilogram pelarut	m = nt.1000/Vl atau m=mt/MM.1000/mp	mol/kg
6.	Fraksi Mol (x)	Banyaknya mol zat terlarut atau pelarut dalam setiap mol larutan	xt = nt/nt+np xp = np/nt+np xt+xp = 1	-

  D. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

a.   Sifat Koligatif Larutan Non-Elektrolit

Sifat larutan berbeda dengan sifat pelarut murninya.Terdapat empat sifat fisika yang penting yang besarnya bergantung pada banyaknya partikel zat terlarut tetapi tidak bergantung pada jenis zat terlarutnya.Keempat sifat ini dikenal dengan sifat koligatif larutan.Sifat ini besarnya berbanding lurus dengan jumlah partikel zat terlarut.Sifat koligatif tersebut adalah tekanan uap, titik didih, titik beku, dan tekanan osmosis.Menurut hukum sifat koligatif, selisih tekanan uap, titik beku, dan titik didih suatu larutan dengan tekanan uap, titik beku, dan titik didih pelarut murninya berbanding langsung dengan konsentrasi molal zat terlarut.

Larutan yang bisa memenuhi hukum sifat koligatif ini disebut larutan ideal.Kebanyakan larutan mendekati ideal hanya jika sangat encer.

a)       Tekanan Uap Larutan

Tekanan uap larutan lebih rendah dari tekanan uap pelarut murninya. Pada larutan ideal, menurut hukum Raoult, tiap komponen dalam suatu larutan melakukan tekanan yang sama dengan fraksi mol kali tekanan uap dari pelarut murni.

 P_A = X_A . P⁰_A

P_A = tekanan uap yang dilakukan oleh komponen A dalam larutan.

X_A = fraksi mol komponen A.

P⁰_A = tekanan uap zat murni A.

Dalam larutan yang mengandung zat terlarut yang tidak mudah menguap (tak-atsiri atau nonvolatile), tekanan uap hanya disebabkan oleh pelarut, sehingga P_A dapat dianggap sebagai tekanan uap pelarut maupun tekanan uap larutan.

b)      Titik Didih Larutan

Titik didih larutan bergantung pada kemudahan zat terlarutnya menguap.Jika zat terlarutnya lebih mudah menguap daripada pelarutnya (titik didih zat terlarut lebih rendah), maka titik didih larutan menjadi lebih rendah dari titik didih pelarutnya atau dikatakan titik didih larutan turun. Contohnya larutan etil alkohol dalam air titik didihnya lebih rendah dari 100 °C tetapi lebih tinggi dari 78,3 °C (titik didih etil alkohol 78,3 °C dan titik didih air 100 °C). Jika zat terlarutnya tidak mudah menguap (tak-atsiri atau nonvolatile) daripada pelarutnya (titik didih zat terlarut lebih tinggi), maka titik didih larutan menjadi lebih tinggi dari titik didih pelarutnya atau dikatakan titik didih larutan naik.Pada contoh larutan etil alkohol dalam air tersebut, jika dianggap pelarutnya adalah etil alkohol, maka titik didih larutan juga naik.Kenaikan titik didih larutan disebabkan oleh turunnya tekanan uap larutan.

Berdasar hukum sifat koligatif larutan, kenaikan titik didih larutan dari titik didih pelarut murninya berbanding lurus dengan molalitas larutan.

Δt_b = k_b .m

Δt_b = kenaikan titik didih larutan.

k_b= kenaikan titik didih molal pelarut.

m = konsentrasi larutan dalam molal.

c)      Titik Beku Larutan

Penurunan tekanan uap larutan menyebabkan titik beku larutan menjadi lebih rendah dari titik beku pelarut murninya.

Hukum sifat koligatif untuk penurunan titik beku larutan berlaku pada larutan dengan zat terlarut atsiri (volatile) maupun tak-atsiri (nonvolatile).Berdasar hukum tersebut, penurunan titik beku larutan dari titik beku pelarut murninya berbanding lurus dengan molalitas larutan.

Δt_f = k_f .m

Δt_f = penurunan titik beku larutan.

k_f= penurunan titik beku molal pelarut.

m = konsentrasi larutan dalam molal.

d)     Tekanan Osmose Larutan

Peristiwa lewatnya molekul pelarut menembus membran semipermeabel dan masuk ke dalam larutan disebut osmose. Tekanan osmose larutan adalah tekanan yang harus diberikan pada larutan untuk mencegah terjadinya osmose (pada tekanan 1 atm) ke dalam larutan tersebut. Hampir mirip dengan tekanan pada gas ideal, pada larutan ideal, besarnya tekanan osmose berbanding lurus dengan konsentrasi zat terlarut.

 =  = M. R. T

π = tekanan osmose (atm).

n = jumlah mol zat terlarut (mol).

R = tetapan gas ideal = 0,08206 L.atm/mol.K

T = suhu larutan (K).

V = volume larutan (L).

M = molaritas (M = mol/L).

Jika tekanan yang diberikan pada larutan lebih besar dari tekanan osmose, maka pelarut murni akan keluar dari larutan melewati membran semipermeabel. Peristiwa ini disebut osmose balik (reverse osmosis), misalnya pada proses pengolahan untuk memperoleh air tawar dari air laut.

b.   Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Larutan elektrolit memperlihatkan sifat koligatif yang lebih besar dari hasil perhitungan dengan persamaan untuk sifat koligatif larutan nonelektrolit di atas. Perbandingan antara sifat koligatif larutan elektrolit yang terlihat dan hasil perhitungan dengan persamaan untuk sifat koligatif larutan nonelektrolit, menurut Van't Hoff besarnya selalu tetap dan diberi simbul i (i = tetapan atau faktor Van't Hoff).

Semakin kecil konsentrasi larutan elektrolit, harga i semakin besar, yaitu semakin mendekati jumlah ion yang dihasilkan oleh satu molekul senyawa elektrolitnya. Untuk larutan encer, yaitu larutan yang konsentrasinya kurang dari 0,001 m, harga i dianggap sama dengan jumlah ion.

Empat macam sifat koligatif larutan elektrolit adalah:

a)      Penurunan tekanan uap,

 ΔP = i.P⁰.X_A

b)      Kenaikan titik didih

 Δt_b = i.k_b.m

c)      Penurunan titik beku

Δt_f = i.k_f.m

d)      Tekanan osmose

π = i. M. R. T

E. TEORI ASAM-BASA Bronsted-Lowry

Teori asam basa ini bisa menjawab pertanyaan sebelumnya yang tidak dapat di jawab oleh teori arrhenius yaitu untuk reaksi tanpa menggunakan pelarut air. Brownsted Lowry diambil dari 2 nama Ilmuan  Johannes Nicolaus Brønsted and Thomas Martin Lowry. Mereka mengungkapakan teori asam basanya sebagai berikut

 Asam adalah DONOR PROTON

Basa adalah AKSEPTOR PROTON

Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam basa. Pasangan pertama  merupakan pasangan antara  asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam-1 dan Basa-1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa-2 dan Asam-2.Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H+).

ion H+) tidak memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-).

Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry :

·        Basa adalah spesi akseptor  proton, misalnya ion OH-.

·        Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul.

·        Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air.

·        Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi

Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (donor ion H+), sedangkan basa adalah suatu zat yang dapat menerima proton (akseptor ion H+).Berdasarkan definisi tersebut, dapat dikatakan bahwa jika terdapat zat yang bersifat asam, harus terdapat zat yang bersifat basa, demikian pula sebaliknya. Hal ini sesuai dengan “memberikan proton”, yang memiliki pengertian tidak mungkin terjadi peristiwa “memberikan proton” jika tidak ada zat lain yang akan “menerima proton” tersebut.

Contoh:

H₂O_(l)   +   H₂O_(l)                           H₃O⁺_(aq) +   OH^-_(aq)

Basa       asam                  asam         Basa

                                    Konjugat         konjugat

F. DERAJAT KEASAMAN (pH)

       Derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan suatu larutan.perhitungan-perhitungan mengenai konsentrasi H⁺ atau OH- dalam suatu larutan selalu menyangkut bilangan-bilangan yang sangat kecil, maka bilangan-bilangan itu dinyatakan dalam harga logaritma negatifnya. Penyederhanaan bilangan yang sangat kecil dengan harga logaritma negatifnya dikemukakan oleh ahli kimia Denmark, S.P.L Sorensen pada tahun 1909 dengan mengajukan konsep pH (p berasal dari kata potenz yang berarti pangkat dan H adalah tanda atom hidrogen).

Secara matematis, derajat keasaman dan kebasaan dirumuskan dengan :
      pH = -log [H⁺]       dan      POH = -log [OH^-]
 
Jika pelarut yang digunakan adalah air maka :
K_w              = [H⁺]  [OH^-]
-log K_w       = -log [H⁺]  [OH^-]
-log 10^-14    = -log [H⁺]  [OH^-]
14               = -log [H⁺]  -log[OH^-]
14               = pH + pOH
pH              = 14 - pOH
Ukuran keasaman suatu larutan :
-  Larutan asam                :  [H⁺]  >  10^-7  M atau pH < 7
-  Larutan basa                 : [OH^-]  <  10^-7 atau pH > 7
-  Larutan netral               :  [H⁺] =   10^-7  atau pH = 7

Skala pH.

a. pH Asam Kuat
    Untuk menghitung harga pH suatu larutan asam lebih dulu harus diketahui konsentrasi ion H⁺nya. Setelah       diketahui konsentrasi ion  H⁺-nya maka kita dapat menghitung pH-nya dengan rumus :

                                             pH = -log a   x  Ma
b. pH Asam Lemah
    Untuk menghitung pH asam lemah digunakan rumus :

                                            pH = -log (akar)  Ka  x   Ma
c. pH Basa Kuat
    Untuk menghitung pH basa kuat digunakan rumus :

                                          pOH = -log b   x   Mb
d. pH Basa Lemah
    untuk menghitung pH basa lemah digunakan rumus :

                                       pOH = -log (akar)  Kb  x   Mb
Pada konsentrasi yang sama, makin kuat suatu asam makin besar konsentrasi ion H⁺  dalam larutan sehingga harga pH-nya makin kecil. Sebaliknya, makin kuat suatu basa makin besar konsentrasi ion OH^-  dalam larutan. Makin besar konsetrasi OH^-  berarti makin kecil konsentrasi ion H⁺ dalam larutan. Dengan demikian dapat disimpulakan bahwa makin kuat suatu basa makin besar harga pH-nya.

Contoh Soal :

Berapa harga pH larutan CH₃COOH 2 M jika harga tetapan ionisasi asam asetat = 1,8 x 10^-5?

Penyelesaian:

                                                CH₃COOH  ===== CH₃COO + H⁺

Mula-mula                       :      2 M                              -                   -

Perubahan reaksi             :         -x                              x                  x

Kesetimbangan                :         2-x                            x                  x

                Apakah anda dapat segera mengenali unsur mana yang melepas elektron (mengalami oksidasi) dan unsur unsur mana yang menangkap elektron (mengalami reduksi) pada reaksi di atas?Kerumitan tersebut dapat diatasi dengan mengaitkan pengertian oksidasi dan reduksi dengan perubahan bilangan oksidasi.Pelepasan elektron menyebabkan kenaikan bilangan oksidasi, sedangkan penangkapan elektron menurunkan bilangan oksidasi.

Dari penjelasan di atas dapat disimpulkan bahwa :

a.       Oksidasi adalah reaksi yang mengalami peningkatan bilangan oksidasi.

b.      Reduksi adalah reaksi yang mengalami penurunan bilangan oksidasi.

Contoh :

-          Ca                                   ----                         Ca²⁺ + 2e^-             (Oksidasi)

-          Na                                  ----                         Na⁺ + e^-                 (Oksidasi)

-          S + 2e^-                           ----                         S^2-                                   (Reduksi)

-          O + 2e^-                          ----                         O^2-                          (Reduksi)

G. ELEKTROLIT SUKAR LARUT

a.kelarutan dalam air dan hasil kali kelarutan

Pada umumnya elektorolit yang sukar larut adalah termasuk garam.Sebagai contoh Perak Klorida(AgCl)dan nKalsium Sulfat(CaSO₄) adalah termasuk garam sukar larut dalam air dan membentuk endapan yang berwarna putih.Hasil kali kelarutan merupakan perkalian konsentrasi dari ion positif dan ion negatif dari hasil pelarutan dan masing-masing di pangkatkan dari ion positif dan ion negatif dari hasil pelarutan dan masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya.

K_sp=[A^y+]^x.[B^x-]^y = (xS)^x.(yS)^y = X^x.Y^y.S^x+y

b.kelarutan dalam pelarut ion senama

Pelarut ion senama akan memeperkecil kelarutan dari sualantu elektrolit yang sukar larut.Hal ini sangat sesuai dengan prinsip kesetimbangan,karena penambahan pelarut yang mengandung ion senama akan kesetimbangan ke kiri.atau dengan perkataan lain akan akan semakain banyak endapan yang terjadi sebagai akibat dari senama dari zat yang sukar larut di anggap sama dengan konsentrasi ion senama yang berasal dari pelarut.

BAB III

PENUTUP

Larutan adalah campuran homogen antara zat terlarut dengan zat pelarut.Larutan dapat  di bedakan menjadi larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.Elektrolit di bagi menjadi dua yaitu elektrolit kuat dan elektrolit lemah.Konsentrasi larutan adalah Kelarutan adalah nilai konsentrasi maksimum yang dapat dicapai oleh suatu zat dalam larutan.Jadi, kelarutan digunakan untuk menyatakan jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam larutan jenuh. Kuantitas zat terlarut atau zat pelarut dalam suatu larutan dapat dinyatakan dalam bermacam-macam satuan konsentrasi antara lain: (1) Bagian perseratus,(2) Bagian persejuta, (3) Molaritas, (4) Normalitas, (5) Molalitas dan (6) Fraksi mol.