Menaklukkan Sifat Koligatif Larutan: Contoh Soal Kimia Kelas 12

Memahami sifat koligatif larutan merupakan salah satu topik fundamental dalam kimia kelas 12. Sifat koligatif ini tidak bergantung pada jenis zat terlarut, melainkan hanya pada jumlah partikel zat terlarut dalam suatu pelarut. Keempat sifat koligatif utama yang akan kita bahas meliputi penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmosis. Penguasaan konsep-konsep ini sangat penting untuk menyelesaikan berbagai permasalahan kimia dalam kehidupan sehari-hari maupun dalam skala industri.

Artikel ini akan memandu Anda melalui contoh-contoh soal yang mewakili berbagai tingkat kesulitan, lengkap dengan penjelasan langkah demi langkah. Dengan pemahaman yang kuat tentang teori dan latihan soal yang memadai, Anda akan siap menghadapi ujian dan mengaplikasikan konsep sifat koligatif dalam konteks yang lebih luas.

Outline Artikel:

1. Pendahuluan

   • Apa itu Sifat Koligatif Larutan?
   • Mengapa Penting Mempelajarinya?
   • Gambaran Umum Sifat Koligatif yang Akan Dibahas.

2. Penurunan Tekanan Uap

   • Konsep Dasar Hukum Raoult.
   • Rumus Penurunan Tekanan Uap.
   • Contoh Soal 1: Menghitung Penurunan Tekanan Uap.
   • Contoh Soal 2: Menghitung Fraksi Mol Zat Terlarut.

3. Kenaikan Titik Didih

   • Konsep Dasar Kenaikan Titik Didih.
   • Rumus Kenaikan Titik Didih.
   • Konstanta Ebullioskopik (Kb).
   • Contoh Soal 3: Menghitung Kenaikan Titik Didih.
   • Contoh Soal 4: Menentukan Massa Molar Zat Terlarut.

4. Penurunan Titik Beku

   • Konsep Dasar Penurunan Titik Beku.
   • Rumus Penurunan Titik Beku.
   • Konstanta Krioskopik (Kf).
   • Contoh Soal 5: Menghitung Penurunan Titik Beku.
   • Contoh Soal 6: Menentukan Konsentrasi Molal.

5. Tekanan Osmosis

   • Konsep Dasar Osmosis dan Tekanan Osmosis.
   • Rumus Tekanan Osmosis (Van’t Hoff).
   • Contoh Soal 7: Menghitung Tekanan Osmosis.
   • Contoh Soal 8: Menentukan Massa Molar Zat Terlarut dari Tekanan Osmosis.

6. Pengaruh Elektrolit terhadap Sifat Koligatif

   • Konsep Derajat Ionisasi (α) dan Faktor Van’t Hoff (i).
   • Modifikasi Rumus Sifat Koligatif untuk Larutan Elektrolit.
   • Contoh Soal 9: Sifat Koligatif Larutan Elektrolit.
   • Contoh Soal 10: Membandingkan Sifat Koligatif Larutan Elektrolit dan Non-elektrolit.

7. Kesimpulan

   • Rangkuman Konsep Kunci.
   • Tips Belajar Efektif.

>

Menaklukkan Sifat Koligatif Larutan: Contoh Soal Kimia Kelas 12

Memahami sifat koligatif larutan merupakan salah satu topik fundamental dalam kimia kelas 12. Sifat koligatif ini tidak bergantung pada jenis zat terlarut, melainkan hanya pada jumlah partikel zat terlarut dalam suatu pelarut. Keempat sifat koligatif utama yang akan kita bahas meliputi penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmosis. Penguasaan konsep-konsep ini sangat penting untuk menyelesaikan berbagai permasalahan kimia dalam kehidupan sehari-hari maupun dalam skala industri.

Artikel ini akan memandu Anda melalui contoh-contoh soal yang mewakili berbagai tingkat kesulitan, lengkap dengan penjelasan langkah demi langkah. Dengan pemahaman yang kuat tentang teori dan latihan soal yang memadai, Anda akan siap menghadapi ujian dan mengaplikasikan konsep sifat koligatif dalam konteks yang lebih luas.

>

2. Penurunan Tekanan Uap

Penurunan tekanan uap adalah salah satu sifat koligatif yang pertama kali dijelaskan oleh Hukum Raoult. Hukum ini menyatakan bahwa tekanan uap parsial suatu komponen dalam larutan ideal berbanding lurus dengan fraksi mol komponen tersebut dalam larutan. Ketika zat terlarut non-volatil ditambahkan ke dalam pelarut, jumlah partikel pelarut di permukaan berkurang, sehingga tekanan uap larutan menjadi lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murni.

Konsep Dasar Hukum Raoult:

Tekanan uap larutan ($Plarutan$) adalah hasil kali fraksi mol pelarut ($Xpelarut$) dengan tekanan uap pelarut murni ($P^0_pelarut$).

Rumus Penurunan Tekanan Uap:

Penurunan tekanan uap ($Delta P$) adalah selisih antara tekanan uap pelarut murni dan tekanan uap larutan:

$Delta P = P^0pelarut – Plarutan$

Menurut Hukum Raoult:

$Plarutan = Xpelarut cdot P^0_pelarut$

Maka, penurunan tekanan uap dapat ditulis sebagai:

$Delta P = P^0pelarut – (Xpelarut cdot P^0pelarut)$
$Delta P = P^0pelarut (1 – X_pelarut)$

Karena $Xpelarut + Xzat terlarut = 1$, maka $1 – Xpelarut = Xzat terlarut$.

Jadi, rumus penurunan tekanan uap menjadi:

$Delta P = Xzat terlarut cdot P^0pelarut$

Di mana:

• $Delta P$ = Penurunan tekanan uap (satuan tekanan, misal mmHg, atm, Pa)
• $P^0_pelarut$ = Tekanan uap pelarut murni (satuan tekanan)
• $X_zat terlarut$ = Fraksi mol zat terlarut

Fraksi mol zat terlarut ($X_zat terlarut$) dihitung dengan rumus:

$Xzat terlarut = fracnzat terlarutnpelarut + nzat terlarut$

Dan fraksi mol pelarut ($X_pelarut$) adalah:

$Xpelarut = fracnpelarutnpelarut + nzat terlarut$

Di mana $n$ menyatakan jumlah mol. Jumlah mol dapat dihitung dari massa ($m$) dan massa molar ($M_r$) dengan rumus $n = fracmM_r$.

Contoh Soal 1: Menghitung Penurunan Tekanan Uap

Sebanyak 18 gram glukosa ($C6H12O_6$) dilarutkan dalam 90 gram air. Jika pada suhu tertentu tekanan uap air murni adalah 25 mmHg, berapakah penurunan tekanan uap larutan glukosa tersebut? (Ar H = 1, Ar C = 12, Ar O = 16).

Pembahasan:

Langkah pertama adalah menghitung jumlah mol masing-masing komponen.

• Massa molar glukosa ($M_r$ $C6H12O_6$):
  $M_r = (6 times 12) + (12 times 1) + (6 times 16) = 72 + 12 + 96 = 180 g/mol$

• Jumlah mol glukosa ($nglukosa$):
  $nglukosa = fracmglukosaMr, glukosa = frac18 g180 g/mol = 0,1 mol$

• Massa molar air ($M_r$ $H_2O$):
  $M_r = (2 times 1) + 16 = 18 g/mol$

• Jumlah mol air ($nair$):
  $nair = fracmairMr, air = frac90 g18 g/mol = 5 mol$

Selanjutnya, hitung fraksi mol zat terlarut (glukosa). Karena jumlah mol pelarut (air) jauh lebih besar daripada jumlah mol zat terlarut, kita bisa menggunakan pendekatan bahwa $npelarut + nzat terlarut approx n_pelarut$. Namun, untuk keakuratan, kita gunakan rumus lengkapnya.

• Fraksi mol glukosa ($Xglukosa$):
  $Xglukosa = fracnglukosanair + n_glukosa = frac0,1 mol5 mol + 0,1 mol = frac0,15,1 approx 0,0196$

Terakhir, hitung penurunan tekanan uap larutan.

• Penurunan tekanan uap ($Delta P$):
  $Delta P = Xglukosa cdot P^0air$
  $Delta P = 0,0196 times 25 mmHg$
  $Delta P approx 0,49 mmHg$

Jadi, penurunan tekanan uap larutan glukosa tersebut adalah sekitar 0,49 mmHg.

Contoh Soal 2: Menghitung Fraksi Mol Zat Terlarut

Tekanan uap larutan urea dalam air pada suhu tertentu adalah 700 mmHg. Jika tekanan uap air murni pada suhu yang sama adalah 760 mmHg, tentukan fraksi mol urea dalam larutan tersebut.

Pembahasan:

Dalam soal ini, kita diberikan tekanan uap larutan dan tekanan uap pelarut murni, serta diminta untuk mencari fraksi mol zat terlarut. Kita bisa menggunakan rumus penurunan tekanan uap dan memanipulasinya.

Diketahui:

• $P_larutan = 700 mmHg$
• $P^0_air = 760 mmHg$

Kita tahu bahwa $Plarutan = Xpelarut cdot P^0pelarut$.
Maka, fraksi mol pelarut (air) adalah:
$Xair = fracPlarutanP^0air = frac700 mmHg760 mmHg approx 0,921$

Karena total fraksi mol adalah 1 ($Xpelarut + Xzat terlarut = 1$), maka fraksi mol zat terlarut (urea) adalah:
$Xurea = 1 – Xair$
$Xurea = 1 – 0,921$
$Xurea = 0,079$

Alternatif lain, kita bisa menghitung penurunan tekanan uap terlebih dahulu:
$Delta P = P^0air – Plarutan = 760 mmHg – 700 mmHg = 60 mmHg$

Kemudian gunakan rumus $Delta P = Xzat terlarut cdot P^0pelarut$:
$Xzat terlarut = fracDelta PP^0pelarut = frac60 mmHg760 mmHg approx 0,079$

Jadi, fraksi mol urea dalam larutan tersebut adalah sekitar 0,079.

>

3. Kenaikan Titik Didih

Kenaikan titik didih adalah fenomena di mana titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih pelarut murninya. Hal ini terjadi karena penambahan zat terlarut non-volatil menurunkan tekanan uap pelarut. Untuk mendidih, larutan harus mencapai tekanan uap yang sama dengan tekanan atmosfer di sekitarnya. Karena tekanan uap larutan lebih rendah, dibutuhkan suhu yang lebih tinggi untuk mencapainya.

Konsep Dasar Kenaikan Titik Didih:

Kenaikan titik didih ($Delta T_b$) berbanding lurus dengan konsentrasi molal zat terlarut.

Rumus Kenaikan Titik Didih:

$Delta T_b = K_b cdot m$

Di mana:

• $Delta T_b$ = Kenaikan titik didih ($^oC$ atau $K$)
• $K_b$ = Konstanta ebullioskopik pelarut ($^oC/m$ atau $K/m$)
• $m$ = Molalitas larutan (mol zat terlarut/kg pelarut)

Molalitas ($m$) dihitung dengan rumus:

$m = fracnzat terlarutmpelarut (kg)$

Di mana $nzat terlarut$ adalah jumlah mol zat terlarut dan $mpelarut$ adalah massa pelarut dalam kilogram.

Konstanta Ebullioskopik (Kb):

Setiap pelarut memiliki nilai $K_b$ yang spesifik. Untuk air, $K_b = 0,52 ^oC/m$.

Titik didih larutan ($T_b$) dapat dihitung dengan menjumlahkan kenaikan titik didih dengan titik didih pelarut murni ($T^0_b$):

$T_b = T^0_b + Delta T_b$

Contoh Soal 3: Menghitung Kenaikan Titik Didih

Sebanyak 5,85 gram natrium klorida (NaCl) dilarutkan dalam 250 gram air. Jika $K_b$ air adalah $0,52 ^oC/m$, berapakah titik didih larutan tersebut? (Ar Na = 23, Ar Cl = 35,5).

Pembahasan:

Pertama, kita perlu menghitung molalitas larutan.
Massa molar NaCl ($M_r$ NaCl):
$M_r = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol$

Jumlah mol NaCl ($nNaCl$):
$nNaCl = fracmNaClMr, NaCl = frac5,85 g58,5 g/mol = 0,1 mol$

Massa pelarut (air) dalam kg:
$m_air = 250 g = 0,25 kg$

Molalitas larutan ($m$):
$m = fracnNaClmair (kg) = frac0,1 mol0,25 kg = 0,4 m$

Selanjutnya, hitung kenaikan titik didih. Karena NaCl adalah elektrolit kuat, ia akan terionisasi menjadi $Na^+$ dan $Cl^-$. Ini berarti setiap 1 mol NaCl menghasilkan 2 ion. Namun, pada soal ini belum dijelaskan mengenai derajat ionisasi, jadi kita asumsikan ini adalah soal awal yang belum memasukkan faktor ion. Jika diasumsikan sebagai non-elektrolit untuk sementara (atau jika soal tidak memberikan informasi lebih lanjut):

$Delta T_b = K_b cdot m$
$Delta T_b = 0,52 ^oC/m times 0,4 m$
$Delta T_b = 0,208 ^oC$

Titik didih normal air adalah $100 ^oC$.
Titik didih larutan ($T_b$):
$T_b = T^0_b + Delta T_b = 100 ^oC + 0,208 ^oC = 100,208 ^oC$

Catatan: Jika NaCl dianggap sebagai elektrolit kuat dengan derajat ionisasi mendekati 1, maka faktor Van’t Hoff (i) adalah 2. Rumus menjadi $Delta T_b = i cdot K_b cdot m = 2 cdot 0,52 ^oC/m cdot 0,4 m = 0,416 ^oC$. Maka $T_b = 100 + 0,416 = 100,416 ^oC$. Soal ini dirancang untuk pemahaman dasar tanpa faktor ion terlebih dahulu.

Jadi, jika dianggap sebagai non-elektrolit, titik didih larutan tersebut adalah $100,208 ^oC$.

Contoh Soal 4: Menentukan Massa Molar Zat Terlarut

Larutan 10 gram suatu zat non-volatil dalam 500 gram air mendidih pada suhu $100,13 ^oC$. Jika $K_b$ air adalah $0,52 ^oC/m$ dan titik didih normal air $100 ^oC$, tentukan massa molar zat terlarut tersebut.

Pembahasan:

Pertama, tentukan kenaikan titik didihnya.
$Delta T_b = T_b – T^0_b = 100,13 ^oC – 100 ^oC = 0,13 ^oC$

Selanjutnya, gunakan rumus kenaikan titik didih untuk mencari molalitas.
$Delta T_b = K_b cdot m$
$0,13 ^oC = 0,52 ^oC/m cdot m$
$m = frac0,13 ^oC0,52 ^oC/m = 0,25 m$

Molalitas ($m$) adalah mol zat terlarut per kilogram pelarut. Massa pelarut (air) adalah 500 gram atau 0,5 kg.
$m = fracnzat terlarutmpelarut (kg)$
$0,25 m = fracnzat terlarut0,5 kg$
$nzat terlarut = 0,25 m times 0,5 kg = 0,125 mol$

Kita tahu bahwa massa zat terlarut adalah 10 gram. Massa molar ($M_r$) adalah massa per mol.
$Mr = fracmzat terlarutn_zat terlarut$
$M_r = frac10 g0,125 mol$
$M_r = 80 g/mol$

Jadi, massa molar zat terlarut tersebut adalah 80 g/mol.

>

4. Penurunan Titik Beku

Penurunan titik beku adalah fenomena di mana titik beku larutan lebih rendah daripada titik beku pelarut murninya. Penambahan zat terlarut non-volatil menurunkan tekanan uap pelarut, dan ini juga mempengaruhi kesetimbangan antara fasa padat dan cair pelarut. Untuk membekukan larutan, dibutuhkan suhu yang lebih rendah untuk mencapai kesetimbangan fasa padat dan cair pada tekanan yang sama.

Konsep Dasar Penurunan Titik Beku:

Penurunan titik beku ($Delta T_f$) berbanding lurus dengan konsentrasi molal zat terlarut.

Rumus Penurunan Titik Beku:

$Delta T_f = K_f cdot m$

Di mana:

• $Delta T_f$ = Penurunan titik beku ($^oC$ atau $K$)
• $K_f$ = Konstanta krioskopik pelarut ($^oC/m$ atau $K/m$)
• $m$ = Molalitas larutan (mol zat terlarut/kg pelarut)

Konstanta Krioskopik (Kf):

Setiap pelarut memiliki nilai $K_f$ yang spesifik. Untuk air, $K_f = 1,86 ^oC/m$.

Titik beku larutan ($T_f$) dapat dihitung dengan mengurangi penurunan titik beku dari titik beku pelarut murni ($T^0_f$):

$T_f = T^0_f – Delta T_f$

Contoh Soal 5: Menghitung Penurunan Titik Beku

Berapakah titik beku larutan yang mengandung 30 gram etilen glikol ($C_2H_6O_2$) dalam 250 gram air? Diketahui $K_f$ air adalah $1,86 ^oC/m$ dan titik beku normal air $0 ^oC$. (Ar H = 1, Ar C = 12, Ar O = 16).

Pembahasan:

Langkah pertama adalah menghitung molalitas larutan.

• Massa molar etilen glikol ($M_r$ $C_2H_6O_2$):
  $M_r = (2 times 12) + (6 times 1) + (2 times 16) = 24 + 6 + 32 = 62 g/mol$

• Jumlah mol etilen glikol ($netilen glikol$):
  $netilen glikol = fracmetilen glikolMr, etilen glikol = frac30 g62 g/mol approx 0,484 mol$

• Massa pelarut (air) dalam kg:
  $m_air = 250 g = 0,25 kg$

• Molalitas larutan ($m$):
  $m = fracnetilen glikolmair (kg) = frac0,484 mol0,25 kg approx 1,936 m$

Selanjutnya, hitung penurunan titik beku. Etilen glikol adalah zat non-elektrolit.

• Penurunan titik beku ($Delta T_f$):
  $Delta T_f = K_f cdot m$
  $Delta T_f = 1,86 ^oC/m times 1,936 m$
  $Delta T_f approx 3,599 ^oC$

Titik beku normal air adalah $0 ^oC$.
Titik beku larutan ($T_f$):
$T_f = T^0_f – Delta T_f = 0 ^oC – 3,599 ^oC = -3,599 ^oC$

Jadi, titik beku larutan tersebut adalah sekitar $-3,599 ^oC$.

Contoh Soal 6: Menentukan Konsentrasi Molal

Larutan asam asetat dalam air diketahui memiliki titik beku $-1,86 ^oC$. Jika $K_f$ air adalah $1,86 ^oC/m$, tentukan konsentrasi molal larutan asam asetat tersebut. (Asam asetat dianggap sebagai non-elektrolit).

Pembahasan:

Dalam soal ini, kita diberikan titik beku larutan dan $K_f$ air, serta diminta untuk mencari konsentrasi molal.

Diketahui:

• $T_f = -1,86 ^oC$
• $T^0_f = 0 ^oC$
• $K_f = 1,86 ^oC/m$

Pertama, hitung penurunan titik beku.
$Delta T_f = T^0_f – T_f = 0 ^oC – (-1,86 ^oC) = 1,86 ^oC$

Selanjutnya, gunakan rumus penurunan titik beku untuk mencari molalitas.
$Delta T_f = K_f cdot m$
$1,86 ^oC = 1,86 ^oC/m cdot m$
$m = frac1,86 ^oC1,86 ^oC/m = 1 m$

Jadi, konsentrasi molal larutan asam asetat tersebut adalah 1 m.

>

5. Tekanan Osmosis

Tekanan osmosis adalah tekanan yang dibutuhkan untuk mencegah masuknya pelarut melalui membran semipermeabel ke dalam larutan yang lebih pekat. Osmosis adalah pergerakan pelarut dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat melalui membran semipermeabel. Tekanan osmosis sangat penting dalam sistem biologis, seperti penyerapan air oleh akar tanaman dan pergerakan air dalam sel.

Konsep Dasar Osmosis dan Tekanan Osmosis:

Tekanan osmosis berbanding lurus dengan konsentrasi molar zat terlarut.

Rumus Tekanan Osmosis (Van’t Hoff):

$pi = M cdot R cdot T$

Di mana:

• $pi$ = Tekanan osmosis (satuan tekanan, misal atm, Pa)
• $M$ = Molaritas larutan (mol zat terlarut/Liter larutan)
• $R$ = Konstanta gas ideal (0,082 L atm/mol K atau 8,314 J/mol K, tergantung satuan tekanan yang diinginkan)
• $T$ = Suhu mutlak (dalam Kelvin)

Molaritas ($M$) dihitung dengan rumus:

$M = fracnzat terlarutVlarutan (L)$

Suhu mutlak dalam Kelvin dihitung dari Celcius dengan rumus $T(K) = T(^circ C) + 273,15$.

Contoh Soal 7: Menghitung Tekanan Osmosis

Hitung tekanan osmosis larutan glukosa 0,1 M pada suhu $27 ^oC$. Gunakan $R = 0,082 L atm/mol K$.

Pembahasan:

Dalam soal ini, kita diberikan molaritas larutan, suhu, dan konstanta gas. Kita bisa langsung menggunakan rumus tekanan osmosis.

Diketahui:

• $M = 0,1 M = 0,1 mol/L$
• $T = 27 ^oC = 27 + 273,15 = 300,15 K$
• $R = 0,082 L atm/mol K$

Tekanan osmosis ($pi$):
$pi = M cdot R cdot T$
$pi = 0,1 mol/L times 0,082 L atm/mol K times 300,15 K$
$pi approx 2,46 atm$

Jadi, tekanan osmosis larutan glukosa 0,1 M pada suhu $27 ^oC$ adalah sekitar 2,46 atm.

Contoh Soal 8: Menentukan Massa Molar Zat Terlarut dari Tekanan Osmosis

Sebanyak 6 gram urea ($M_r = 60 g/mol$) dilarutkan dalam air hingga volume larutan menjadi 250 mL. Jika tekanan osmosis larutan tersebut adalah 4,8 atm pada suhu $27 ^oC$, tentukan nilai konstanta gas $R$ dalam satuan yang sesuai.

Pembahasan:

Soal ini meminta kita untuk menentukan nilai konstanta gas berdasarkan data yang diberikan.

Pertama, hitung molaritas larutan.
Jumlah mol urea ($nurea$):
$nurea = fracmureaMr, urea = frac6 g60 g/mol = 0,1 mol$

Volume larutan dalam Liter:
$V_larutan = 250 mL = 0,25 L$

Molaritas larutan ($M$):
$M = fracnureaVlarutan (L) = frac0,1 mol0,25 L = 0,4 M$

Suhu dalam Kelvin:
$T = 27 ^oC = 27 + 273,15 = 300,15 K$

Sekarang, gunakan rumus tekanan osmosis dan susun ulang untuk mencari $R$.
$pi = M cdot R cdot T$
$R = fracpiM cdot T$
$R = frac4,8 atm0,4 mol/L times 300,15 K$
$R approx frac4,8 atm120,06 mol/L cdot K$
$R approx 0,040 L atm/mol K$

Catatan: Nilai $R$ yang umum digunakan adalah 0,082 $L atm/mol K$. Perbedaan ini mungkin disebabkan oleh pembulatan dalam soal atau nilai tekanan osmosis yang diberikan.

Jika kita menggunakan nilai $R = 0,082 L atm/mol K$ dan menghitung tekanan osmosisnya:
$pi = 0,4 mol/L times 0,082 L atm/mol K times 300,15 K approx 9,845 atm$.
Ini menunjukkan bahwa ada kemungkinan kesalahan dalam nilai yang diberikan pada soal, atau soal ini ingin menguji pemahaman aljabar dalam manipulasi rumus.

Dengan asumsi nilai pada soal sudah benar dan kita diminta mencari nilai $R$:
Nilai $R$ yang didapat adalah sekitar $0,040 L atm/mol K$. Ini menunjukkan bahwa ada inkonsistensi dalam data yang diberikan pada soal jika dibandingkan dengan konstanta gas ideal yang umum digunakan.

>

6. Pengaruh Elektrolit terhadap Sifat Koligatif

Larutan elektrolit, yaitu larutan yang mengandung zat terlarut yang dapat terurai menjadi ion-ion (seperti garam, asam, basa), menunjukkan sifat koligatif yang lebih besar dibandingkan larutan non-elektrolit dengan konsentrasi molar yang sama. Hal ini disebabkan oleh peningkatan jumlah partikel dalam larutan.

Konsep Derajat Ionisasi (α) dan Faktor Van’t Hoff (i):

• Derajat Ionisasi ($alpha$): Perbandingan antara jumlah mol zat yang terionisasi dengan jumlah mol zat mula-mula.
• Faktor Van’t Hoff ($i$): Perbandingan antara jumlah partikel total dalam larutan (ion + molekul yang tidak terionisasi) dengan jumlah partikel molekul zat terlarut mula-mula.

Untuk larutan non-elektrolit: $i = 1$ (tidak terionisasi).
Untuk larutan elektrolit:
Jika elektrolit kuat ($alpha approx 1$):
$i = n$ (jumlah ion yang dihasilkan dari satu molekul zat terlarut).
Contoh: NaCl $rightarrow$ $Na^+ + Cl^-$ (n=2), $CaCl_2 rightarrow Ca^2+ + 2Cl^-$ (n=3).

Jika elektrolit lemah ($alpha < 1$):
$i = 1 + (n-1)alpha$

Modifikasi Rumus Sifat Koligatif untuk Larutan Elektrolit:

Rumus sifat koligatif perlu dikalikan dengan faktor Van’t Hoff ($i$).

• Penurunan Tekanan Uap: $Delta P = i cdot Xzat terlarut cdot P^0pelarut$
• Kenaikan Titik Didih: $Delta T_b = i cdot K_b cdot m$
• Penurunan Titik Beku: $Delta T_f = i cdot K_f cdot m$
• Tekanan Osmosis: $pi = i cdot M cdot R cdot T$

Contoh Soal 9: Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Hitung titik beku larutan 0,1 molal $BaCl_2$ dalam air. Diketahui $K_f$ air = $1,86 ^oC/m$ dan $BaCl_2$ terionisasi sempurna. Titik beku air murni adalah $0 ^oC$.

Pembahasan:

Langkah pertama adalah mengidentifikasi $BaCl_2$ sebagai elektrolit kuat dan menentukan jumlah ion yang dihasilkan.
$BaCl_2(aq) rightarrow Ba^2+(aq) + 2Cl^-(aq)$
Setiap 1 mol $BaCl_2$ menghasilkan 1 ion $Ba^2+$ dan 2 ion $Cl^-$, sehingga total ada 3 ion.
Karena terionisasi sempurna, derajat ionisasinya ($alpha$) adalah 1, sehingga faktor Van’t Hoff ($i$) sama dengan jumlah ion, yaitu $i=3$.

Diketahui:

• Molalitas ($m$) = 0,1 molal
• $K_f$ = $1,86 ^oC/m$
• $i$ = 3

Hitung penurunan titik beku ($Delta T_f$):
$Delta T_f = i cdot K_f cdot m$
$Delta T_f = 3 cdot 1,86 ^oC/m cdot 0,1 m$
$Delta T_f = 3 times 0,186 ^oC$
$Delta T_f = 0,558 ^oC$

Titik beku larutan ($T_f$):
$T_f = T^0_f – Delta T_f$
$T_f = 0 ^oC – 0,558 ^oC$
$T_f = -0,558 ^oC$

Jadi, titik beku larutan $BaCl_2$ tersebut adalah $-0,558 ^oC$.

Contoh Soal 10: Membandingkan Sifat Koligatif Larutan Elektrolit dan Non-elektrolit

Manakah yang memiliki titik didih lebih tinggi pada konsentrasi molal yang sama: larutan urea 0,1 m atau larutan $KNO_3$ 0,1 m? Jelaskan. (Anggap $KNO_3$ terionisasi sempurna).

Pembahasan:

Untuk membandingkan titik didih, kita perlu membandingkan kenaikan titik didihnya. Kenaikan titik didih berbanding lurus dengan faktor Van’t Hoff ($i$).

1. Larutan Urea (non-elektrolit):
   Urea adalah non-elektrolit, sehingga $i = 1$.
   $Delta T_b$ (urea) $= i cdot K_b cdot m = 1 cdot K_b cdot 0,1 m = 0,1 cdot K_b$

2. Larutan $KNO_3$ (elektrolit):
   $KNO_3$ terionisasi menjadi $K^+$ dan $NO_3^-$.
   $KNO_3(aq) rightarrow K^+(aq) + NO_3^-(aq)$
   Jumlah ion = 2. Karena terionisasi sempurna, $i = 2$.
   $Delta T_b$ ($KNO_3$) $= i cdot K_b cdot m = 2 cdot K_b cdot 0,1 m = 0,2 cdot K