TUGAS KIMIA DASAR LARUTAN

TUGAS KIMIA DASAR LARUTAN OLEH ANDRE YULANDA MISWAR : 111 0913 049 DEONA ERION : 111 0913 047 EKO FIRMANTO : 111 0913 048 DOSEN INDRAWATI JURUSAN TEKNIK MESIN FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS ANDALAS PADANG 2013

KATA PENGANTAR Assalamualaikum wr.wb. Syukur allhamdulilah penulis ucapkan kehadirat Allah swt,yang melimpahkan rahmat dan karunianya penulis dapat menyelesaikan tugas kimia dasar ini,serta shalawat beriringi salam dan salam selalu tercurah kepada nabi besar muhamad saw yang menjadi penuntun hingga akhir zaman. Tugas kimia dasar ini merupakan salah satu syarat untuk mengikuti ujian kimia dasar.selesainya tugas kimia dasar ini tidak terlepas dari bantuan berbagai pihak yang memberikan spirit dan bantuan kepada penulis oleh karena itu pada kesempatan ini penulis ingin mengucapkan terimakasih kepada pihak-pihak yang telah membantu terutama sekali kepada 1. Ibuk indrawati selaku dosen kimia dasar yang telah memberikan ilmu yang bermanfaat dan pengarah. 2. Teman teman jurusan teknik mesin universitas andalas padang semoga allah swt melimpahkan rahmat beserta karunia Nya kepada semua pihak yang banyak membantu penulis dalam menyelesaikan tugas kimia dasar ini.penulis menyadari bahwa tugas kimia dasar ini masih jauh dari kesempurnaan.oleh karena itu saran dan masukan dari pembaca sangat penulis hargai. Akhir kata semoga makalah ini bermanfaat dan menambah wawasan bagi semua pembaca dan penulis sendiri. Wassalamualaikum wr.wb Padang,15-07-2013 Penulis i

DAFTAR ISI Kata Pengantar... i Daftar isi... ii BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar Belakang... 1 1.2 Tujuan... 1 BAB II LARUTAN 2.1 Defenisi... 2 2.2 Jenis jenis... 3 A. Berdasarkan daya hantar listrik... 3 1. elektrolit... 3 2. non elektrolit... 4 B. Berdasarkan ph larutan... 5 1. asam... 5 a. Asam kuat... 6 b. Asam lemah... 7 2. basa... 8 a. Basa kuat... 8 b. Basa lemah... 9 C. buffer ( penyangga )... 10 2.3 Konsentrasi... 13 1. Fraksi mol... 13 2. Persen berat... 13 3. Molalitas... 13 4. Molaritas... 13 ii

5. Normalitas... 14 2.4 Sifat Koligatif... 14 Penurunan tekanan uap jenuh... 15 Kenaikan titik didih... 17 Penurunan titik beku... 18 Tekanan osmosis... 18 BAB III PENUTUP 3.1 Kesimpulan... 22 DAFTAR PUSTAKA iii

BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar Belakang Pernahkah Anda membuat sirup? Sirup dapat dibuat dengan mencampurkan gula pasir dan air. Apabila gula pasir dimasukkan dalam air dan diaduk maka padatan gula pasir akan menghilang. Kemanakah perginya gula pasir? Ambillah segelas air sirup. Dengan bantuan sedotan, rasakan sirup dibagian dasar gelas, tengah gelas dan permukaan gelas, bagaimana rasanya?apakah ada perbedaan rasa? Amati warna sirup di seluruh bagian, apakah ada perbedaan?sirup merupakan salah satu contoh larutan.kim. 06. Asam dan Basa 7 merupakan campuran yang homogen, yaitu campuran yang memiliki komposisi merata atau serba sama di seluruh bagian volumenya. Apa saja komponen dari larutan? Suatu larutan mengandung dua komponen atau lebih yang disebut zat terlarut (solut) dan pelarut (solven).zat terlarut merupakan komponen yang jumlahnya sedikit, sedangkan pelarut adalah komponen yang terdapat dalam jumlah banyak.pada contoh di atas, air merupakan pelarut sedangkan gula merupakan zat terlarut.meskipun larutan dapat mengandung banyak komponen. 1.2 Tujuan 1. Menjelaskan pengertian larutan. 2. Menjelaskan jenis-jenis larutan. 3. Menjelaskan sifat koligatif larutan. 4. Menjelaskan konsentrasi larutan 1

BAB II LARUTAN 2.1 Defenisi Dalam kimia, larutan adalah campuran homogen yang terdiri dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zatzat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Komposisi zat terlarut dan pelarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi larutan, sedangkan proses pencampuran zat terlarut dan pelarut membentuk larutan disebut pelarutan atau solvasi. Gambar 2.1 proses larutan Contoh larutan yang umum dijumpai adalah padatan yang dilarutkan dalam cairan, seperti garam atau gula dilarutkan dalam air. Gas juga dapat pula dilarutkan dalam cairan, misalnya karbon dioksida atau oksigen dalam air. Selain itu, cairan dapat pula larut dalam cairan lain, sementara gas larut dalam gas lain. Terdapat pula larutan padat, misalnya aloi (campuran logam) dan mineral tertentu. Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu: a) Eksoterm yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun. 2

b) Endoterm yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik. dapat dibagi menjadi 3, yaitu: a) tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut). b) jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh. c) sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap). 2.2 Jenis jenis A. Berdasarkan daya hantar listrik Berdasarkan kemampuannya menghantarkan listrik, larutan dapat dibedakan sebagai larutan elektrolit dan larutan non-elektrolit. elektrolit mengandung zat elektrolit sehingga dapat menghantarkan listrik, sementara larutan non-elektrolit tidak dapat menghantarkan listrik. Sebagaimana yang akan dijelaskan pada penjelasan berikut. 1. elektrolit Suatu larutan dapat dikatakan sebagai larutan elektrolit jika zat tersebut mampu menghantarkan listrik. Mengapa zat elektrolit dapat menghantarkan listrik? Ini erat kaitannya dengan ion-ion yang dihasilkan 3

oleh larutan elektrolit (baik positif maupun negative). Suatu zat dapat menghantarkan listrik karena zat tersebut memiliki ion-ion yang bergerak bebas di dalam larutan tersebut. ion-ion inilah yang nantinya akan menjadi penghantar. Semakin banyak ion yang dihasilkan semakin baik pula larutan tersebut menghantarkan listrik. Gambar 2.2.1 elektrolit Contoh larutan elektrolit : HCl, HBr, HI, HNO3, dan lain-lain 2. non elektrolit non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik dan tidak menimbulkan gelembung gas. Pada larutan non elektrolit, molekul-molekulnya tidak terionisasi dalam larutan, sehingga tidak ada ion yang bermuatanyang dapat menghantarkan arus listrik. Gambar 2.2.2 non elektrolit 4

Adapun larutan non elektrolit terdiri atas zat-zat non elektrolit yang tidak dilarutkan ke dalam air tidak terurai menjadi ion (tidak terionisasi). Dalam larutan, mereka tetap berupa molekul yang tidak bermuatan listrik. Itulah sebabnya larutan non elektrolit tidak dapat menghantarkan listrik. Pembuktian sifat larutan non elektrolit yang tidak dapat menghantarkan listrik ini dapat diperlihatkan melalui eksperimen. Contoh larutan non elektrolit : Gula (C12H22O11), Etanol (C2H5OH), Urea (CO(NH)2), Glukosa (C6H12O6), dan lain-lain B. Berdasarkan ph larutan Berdasarkan ph dari suatu larutan, larutan dibedakan atas larutan asam, dan larutan basa. asam memiliki ph < 7, sedangkan larutan basa memiliki ph > 7. Mengenai penjelasanya yang lebih lengkap, akan dijelaskan sebagaimana dibawah ini. 1. asam Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+. Jadi pembawa sifat asam adalah ion H+. Asam Arrhenius dirumuskan sebagai HxZ, yang dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut. HxZ xh + +Zx Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam. 5

Tabel 2.2.1 Jenis asam Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion ion H+ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H+ yang dihasilkan, larutan asam dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut. a. AsamKuat Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut. HA(aq) H+(aq) + A (aq) Gambar 2.2.3 Persamaan Asam kuat 6

b. Asam lemah Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut. HA(aq) H+(aq) + A (aq) Makin kuat asam maka reaksi kesetimbangan asam makin condong ke kanan, akibatnya Ka bertambah besar. Oleh karena itu, harga Ka merupakan ukuran kekuatan asam, makin besar Ka makin kuat asam. Berdasarkan persamaan di atas, karena pada asam lemah [H+] = [A ], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi Gambar 2.2.4 Persamaan asam lemah 7

2. basa Menurut Arrhenius, basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH. Pembawa sifat basa adalah ion OH. Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air.basa adalah lawan (dual) dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki ph lebih dari 7. Kostik merupakan istilah yang digunakan untuk basa kuat. Basa dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat tergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskan ion OH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut. Tabel 2.2.2 Jenis Basa Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion ion OH yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH yang dihasilkan, larutan basa juga dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut. a. Basa Kuat Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut. M(OH)x(aq) Mx+(aq) + x OH (aq) 8

Gambar 2.2.5 Persamaan basa kuat b. Basa Lemah Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut. M(OH)(aq) M+(aq) + OH (aq). Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya Kb bertambah besar. Oleh karena itu, harga Kb merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar Kb makin kuat basa. Berdasarkan persamaan di atas, karena pada basa lemah [M+] = [OH ], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi. Gambar 2.2.6 Persamaan Basa Lemah 9

C. buffer ( Penyangga ) Menurut Brønsted Lowry asam di definisikan sebagai sebuah molekul atau ion yang mampu melepaskan atau "mendonorkan" kation hidrogen (proton, H + ), dan basa Brønsted sebagai spesi kimia yang mampu menarik atau "menerima" kation hidrogen (proton). Ketika sebuah senyawa yang berperilaku seperti asam mendonorkan proton, haruslah terdapat basa yang menerima proton tersebut. Sehingga konsep asam basa Brønsted Lowry dapat didefinisikan sebagai reaksi: Asam + Basa basa konjugat + asam konjugat. Basa konjugat adalah ion atau molekul yang dihasilkan setelah asam kehilangan protonnya, sedangkan asam konjugat adalah spesi yang dihasilkan ketika basa menerima proton. Reaksi ini bersifat reversibel dan dapat berjalan terbalik maupun ke depan. Air bersifat amfoterik dan berperilaku sebagai asam maupun basa. Dalam reaksi asam asetat (CH3CO2H) dengan air (H2O), air berperan sebagai basa. CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + Ion asetat, CH3CO2 -, adalah basa konjugat dari asam asetat, dan ion hidronium, H3O +, adalah asam konjugat dari air. Air juga dapat berperan sebagai asam. Ketika bereaksi dengan amonia: H2O+ NH3 OH - + NH4 + H2O mendonorkan proton kepada NH3. Ion hidroksida adalah basa konjugat dari air yang berperan sebagai asam, sedangkan ion amonium adalah asam konjugat dari basa amonia. buffer adalah larutan yang terdiri dari garam dengan asam lemahnya atau garam dengan basa lemahnya. Komposisi ini menyebabkan larutan memiliki kemampuan untuk mempertahankan ph jika kedalam larutan ditambahkan sedikit asam atau basa. Hal ini disebabkan larutan penyangga memiliki pasangan asam basa konyugasi. contoh pasangan antara asam lemah CH3COOH dengan garamnya CH3COONa. Di dalam larutan CH3COONa CH3COO- + Na+ (Garam) CH3COOH CH3COO- + H+ (Asam lemah) 10

Dalam larutan terdapat CH3COOH merupakan asam dan CH3COO- basa konyugasi. Kehadiran senyawa dan ion ini yang dapat menetralisir adanya asam dan basa dalam larutan. Jika larutan ini ditambahkan asam, terjadi reaksinetralisasi, H + + CH3COO- CH3COOH Kehadiran basa dinetralisir oleh CH3COOH OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O Untuk larutan buffer dengan komposisi lain adalah campuran antara garam dengan basa lemahnya, seperti campuran NH4Cl dengan NH4OH. Garam terionoisasi NH4Cl NH4+ + Cl- NH4OH NH4+ + OH- Dalam larutan garam terdapat pasangan basa dan asam konyugasi dari NH4OH dan NH4+, adanya molekul dan ion ini menyebabkan larutan mampu mempertahankan ph larutan. Tambahan H+ dapat dinetralisir oleh NH4OH sesuai dengan reaksi : NH4OH + H+ NH4+ + H2O Demikian pula adanya tambahan basa OH- dinetralisir oleh ion amonium dengan reaksi : NH4+ + OH- NH4OH buffer yang terdiri dari garam dan asam lemahnya atau basa lemahnya memiliki harga ph yang berbeda dari garamnya ataupun dari asam lemahnya, karena kedua larutan terionisasi. Untuk menghitung ph larutan penyangga ini sama hal dengan reaksi untuk menghitung ph pada larutan asam atau basa lemah, seperti pada contoh soal dibawah ini : Berapakah ph larutan penyangga yang terbuat dari campuran larutan CH3COOH 0,2 M sebanyak 100 ml dengan larutan CH3COONa 0,2 M sebanyak 100 ml? (Ka CH3COOH = 1. 10-5 ) Penyelesaian : 11

Saat 100 ml larutan CH3COOH 0,2 M dicampurkan dengan 100 ml larutan CH3COONa 0,2 M, terjadi peristiwa pengenceran larutan. Konsentrasi larutan CH3COOH setelah diencerkan : V1 M1 = V2 M2 100. 0,2 = 200. M2 M2 = 0,1 M Konsentrasi larutan CH3COONa setelah diencerkan : V1 M1 = V2 M2 100. 0,2 = 200. M2 M2 = 0,1 M Dengan demikian, ph larutan buffer tersebut menjadi : [H3O + ] = Ka {[Asam Lemah] / [Basa Konyugasi]} [H3O + ] = 1. 10-5 {0,1 /0,1} [H3O + ] = 1. 10-5 ph = 5 log 1 Berapakah ph campuran yang terbentuk saat larutan amonia 0,1 M sebanyak 300 ml dicampurkan dengan 100 ml larutan asam klorida 0,1 M? (Kb amonia = 10-5 dan log 2 = 0,3) Penyelesaian : Reaksi yang terjadi adalah reaksi netralisasi (asam + basa garam + air) NH3 + HCl NH4Cl Mol NH3 yang disediakan = V.M = 300.0,1 = 30 mmol Mol HCl yang disediakan = V.M = 100.0,1 = 10 mmol Perbandingan stoikiometri NH3 : HCl = 1 : 1 Dengan demikian, sebanyak 10 mmol NH3 tepat bereaksi dengan 10 mmol HCl dan menghasilkan 10 mmol NH4Cl.Pada akhir reaksi, masih tersisa 20 mmol NH3 dan 10 mmol NH4Cl. Campuran tersebut membentuk sistem buffer basa. Jadi, perhitungan ph larutan buffer basa di atas dapat menggunakan persamaan berikut : 12

[OH - ] = Kb {mol basa lemah / mol asam konyugasi} [OH - ] = 10-5 {20/10} [OH - ] = 2. 10-5 M poh = log [OH - ] = 5 log 2 ph = 14 poh = 14 (5 log 2) = 9 + log 2 = 9 + 0,3 = 9,3 2.3 Konsentrasi Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut. Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya: 1. FRAKSI MOL Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan. Fraksi mol dilambangkan dengan X. Contoh: Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka: XA = na / (na + nb) = 3 / (3 + 7) = 0.3 XB = nb /(na + nb) = 7 / (3 + 7) = 0.7 * XA + XB = 1 2. PERSEN BERAT Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan. Contoh: gula 5% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat : - gula = 5/100 x 100 = 5 gram - air = 100 5 = 95 gram 3. MOLALITAS (m) Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut. Contoh: Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air! - molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m 4. MOLARITAS (M) Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan. 13

Contoh: Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan? - molaritas H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M 5. NORMALITAS (N) Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan. Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H +. Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH -. Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan : N = M x valensi 2.4 Sifat Koligatif Gambar 2.4.1 sifat koligatif larutan Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut). Apabila suatu pelarut ditambah dengan sedikit zat terlarut (Gambar 6.2), maka akan didapat suatu larutan yang mengalami: 1. Penurunan tekanan uap jenuh 2. Kenaikan titik didih 3. Penurunan titik beku 4. Tekanan osmosis 14

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ionionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan elektrolit. Penurunan Tekanan Uap Jenuh Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapan berkurang. Gambar 2.4.2 penurunan tekanan uap Menurut Roult : p = p o. XB 15

keterangan: p : tekanan uap jenuh larutan po : tekanan uap jenuh pelarut murni XB : fraksi mol pelarut Karena XA + XB = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi : P = P o (1 XA) P = P o P o. XA P o P = P o. XA Sehingga : ΔP = p o. XA keterangan: ΔP : penuruman tekanan uap jenuh pelarut po : tekanan uap pelarut murni XA : fraksi mol zat terlarut Contoh : Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa (Mr = 180) dilarutkan dalam 90 gram air! Diketahui tekanan uap jenuh air murni pada 20 o C adalah 18 mmhg. 16

Kenaikan Titik Didih Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni. Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan: ΔTb = m. Kb keterangan: ΔTb = kenaikan titik didih ( o C) m = molalitas larutan Kb = tetapan kenaikan titik didihmolal (W menyatakan massa zat terlarut), maka kenaikan titik didih larutan dapat dinayatakan sebagai: 17

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai : Tb = (100 + ΔTb) o C Penurunan Titik Beku Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai: ΔTf = penurunan titik beku m Kf W = molalitas larutan = tetapan penurunan titik beku molal = massa zat terlarut Mr = massa molekul relatif zat terlarut p = massa pelarut Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai: Tf = (O ΔTf) o C Tekanan Osmosis Tekanan osmosis adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis) seperti ditunjukkan pada gambar 2.4.3. 18

Menurut Van t hoff tekanan osmosis mengikuti hukum gas ideal: PV = nrt Karena tekanan osmosis = Π, maka : π = tekanan osmosis (atmosfir) C = konsentrasi larutan (M) R = tetapan gas universal. = 0,082 L.atm/mol K T = suhu mutlak (K) Gambar 2.4.3Tekanan osmosis yang mempunyai tekanan osmosis lebih rendah dari yang lain disebut larutan Hipotonis. yang mempunyai tekanan lebih tinggi dari yang lain disebut larutan Hipertonis. yang mempunyai tekanan osmosis sama disebut Isotonis. Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama. 19

Contoh : 0.5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0.5 molal garam dapur. Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya) tetap, yaitu 0.5 molal. Untuk larutan garam dapur: NaCl (aq) Na +(aq) + Cl -(aq) karena terurai menjadi 2 ion, maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali semula = 1.0 molal. Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi. Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai : α = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0 < α < 1). Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya. Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai : n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya. Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai : Untuk Tekanan Osmosis dinyatakan sebagai : 20

π = C R T [1+ α(n-1)] Contoh : Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air! (untuk air, Kb= 0.52 dan Kf= 1.86) Jawab : garam dapur, 21

BAB III PENUTUP 3.1 Kesimpulan Dari penjelasan diatas maka dapat kami simpulkan bahwa larutan adalah campuran homogen yang terdiri dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Laruutan dapat diklasifikasikan atas : A. Berdasarkan mampu hantar listrik elektrolit non elektrolit B. Berdasarkan ph larutan asam basa buffer mempunyai sifat tersendiri yang disebut dengan sifat koligatif larutan. Sifat koligatif larutan menjelaskan mengenai : a. Penurunan tekanan uap jenuh b. Kenaikan titik didih c. Tekanan osmosis, dan d. Penurunan titik beku suatu larutan 22

DAFTAR PUSTAKA Imam Rahayu.2009.kimia larutan untuk uji coba didalam praktikum.penerbit PT gravindo Suherman.husanah.www.kimia larutan Wikipedia.comdiunduh pada tanggal 16-06-2013 http://andykimia03.wordpress.com/2009/11/30/larutan-penyangga-buffer/ 2/konsentrasi-larutan/ http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_sma1/kelas- http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/sifatkoligatif-larutan/