2. Definisi Larutan
Larutan adalah campuran homogen atau serba sama antara dua zat
atau lebih.
Zat yang jumlahnya banyak disebut pelarut dan zat yang jumlahnya
sedikit disebut zat terlarut.
Larutan = pelarut + zat terlarut
Pelarut : biasanya air, jumlahnya banyak
Zat terlarut : jumlahnya lebih sedikit
3. Jenis Larutan
Larutan elektrolit
Larutan yang dapat
menghantarkan listrik
Contoh : NaCl, HCL, NaOH,
asam cuka, dan NH4OH.
Larutan non-elektrolit
Larutan yang tidak dapat
menghantarkan listrik
Contoh : alcohol, minyak,
glukosa.
4. Ionisasi Larutan Elektrolit
Elektrolit dapat berupa senyawa ion atau kovalen polar.
Jika senyawa ini dilarutkan dalam air, maka ion akan bergerak bebas dan
larutannya dapat menghantarkan arus listrik.
Banyak sedikitnya elektrolit yang terionisasi dinyatakan dengan derajat
ionisasi (alpha).
Alpha= mol zat terionisasi/ mol zat yang terlarutkan
Harga alpha
alpha = 1, elektrolit kuat
0 <Alpha < 1 , elektrolit lemah
Alpha = 0, non-elektrolit
5. Contoh Soal
Sebanyak 0.6 mol suatu asam dilarutkan dalam air. Ternyata hanya 0.2 mol
yang dapat terionisasi. Tentukan harga alpha dan jenis larutannya !
Jawab :
Alpha = mol zat terionisasi/mol zat yang terlarutkan
= 0,2/0,6 = 1/3
Maka jenis larutan adalah elektrolit lemah.
6. Konsentrasi Larutan
1. Persentase (%) : jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 gram
larutan.
2. Fraksi mol (X) : perbandingan jumlah mol suatu zat dalam larutan
terhadap jumlah mol seluruh zat dalam larutan.
3. Kemolaran (M) : jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan.
4. Kemolalan (m) : jumlah mol zat terlarut dalam tiap 1000 gram
pelarut.
5. Kenormalan (N) : jumlah grek zat terlarut dalam tiap liter larutan.
7. Rumus-Rumus
% = (gr terlarut / gr larutan) * 100%
X = mol terlarut / (mol terlarut + mol pelarut)
M = mol / liter = mol * (1000 / ml)
m = mol / kg pelarut = mol * (1000 / gr pelarut)
M = (1000 / pelarut) * (gram / Mr)
N = grek / liter
= mgrek / ml
Grek = mol * jumlah H+ atau OH –
Grek = gr / Mr
8. Perhitungan jumlah zat terlarut
Mol zat terlarut = liter * M
Pengenceran Larutan tidak
mengubah jumlah mol zat terlarut:
V1M1 = V2M2
Contoh soal pengenceran larutan :
o Berapakah ml air yang harus
ditambahkan pada 100mL larutan
NaOH 0,5M sehingga molaritasnya
menjadi 0,2M ?
Penyelesaian :
V1M1 = V2M2
100 * 0,5 = V2 * 0,2
50 = 0,2 * V2
V2 = 50/0,2 = 250mL
Jadi, volume air yang harus
ditambahkan adalah 250mL – 100mL
= 150mL.
9. Pencampuran konsentrasi yang berbeda :
M = (V1M1 + V2M2) / (V1 + V2)
Contoh Soal:
o Jika 200 mL larutan H2SO4 0,1 M
dan 100 mL larutan H2SO4 0,7 M
dicampurkan, berapa konsentrasi
(molaritas) larutan yang baru ?
Penyelesaian :
M = (V1M1 + V2M2) / (V1 + V2)
M = (200 * 0,1 + 100 * 0,7) / (200 + 0,7)
M = (20 + 70) / 300
= 90 / 300
= 0,3
10. Sifat Koligatif Larutan
Definisi : sifat yang ditentukan oleh konsentrasi.
Ada 3 hal yaitu :
1. Penurunan tekanan uap (Δp)
2. Penurunan titik beku ( ΔTb) dan Kenaikan titik didih ( ΔTd)
3. Tekanan osmotik ( π )
Ketiganya ditentukan oleh konsentrasi atau banyaknya partikel zat
terlarut. Makin besar konsentrasi makin besar pula sifat
koligatifnya.
11. Penurunan tekanan uap (Δp)
o Menguap adalah lepasnya ikatan antarpartikel penyusun dalam suatu
larutan.
o Dengan adanya zat terlarut pada larutan, gaya Tarik menarik antar
partikel akan semakin kuat. Sehingga semakin sulit melepaskan ikatan.
o Semakin besar tekanan uap maka semakin mudah menguap.
Δp =xt * P0
Dimana :
Xt = dmana Fraksi mol zat terlarut
P0 = dmana Tekanan uap pelarut murni
12. Kenaikan titik didih (ΔTd) dan penurunan titik
beku (ΔTb)
o Dengan Adanya zat terlarut akan menurunkan titik beku larutan
ΔTb = m * Kb
o Titik didih akan semakin tinggi karena ikatan antar partikel yang
semakin sulit dilepaskan.
ΔTd = m * Kd
13. Tekanan osmotic (π)
Jika di antara larutan encer dan larutan pekat disekat membrane
semipermiabel, pelarut akan mengalir dari larutan encer ke larutan
pekat yang disebut osmosis.
Tekanan yang dapat menghentikan osmosis disebut tekanan osmotic
(phi).
π = M * R * T
Dimana :
π = tekanan osmotic (atm)
R = 0,08205 (L atm/mol K)
T = suhu (Kelvin)
14. Sifat Koligatif larutan elektrolit
Untuk larutan elektrolit, sifat koligatif di atas dikalikan dengan factor
van’t Hoff.
i = 1 + (n-1) alpha
Dimana :
n = jumlah ion
Alpha = derajat ionisasi elektrolit
Jadi untuk penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik
beku, dan tekanan osmotic pada rumus terakhir dikalikan dengan i.
15. Contoh soal Δp
Jika 10 gr HCL dilarutkan dalam air hingga diperoleh 100 gr larutan dan tekanan
uap air pada ruangan adalah 40 mmHg, berapakah tekanan uap larutan tersebut ?
(Ar H = 1, o = 16, Cl = 35,5)
Penyelesaian :
100 gr larutan HCL, terdiri dari 10 gr HCL dan 90 gr air.
Mol HCL = gr/Mr = 10/36.5 = 0,274 mol
Mol air = gr/Mr = 90/Mr = 90/18 = 5 mol
Kebetulan disini HCL adalah larutan elektrolit kuat maka, Δp =xt * P0 * I dan HCL =
H+ + Cl- => n = 2 (jumlah ion).
xt = xHCL = mol HCL / mol total
Δp = xt * P0 * I = 0.052 * 40 * 2 = 4,15 mmHg
Tekanan uap larutan HCL
P = P0 - Δp = 40 – 4,15 = 35,85 mmHg
16. Contoh soal ΔTd dan Δtb
Jika diketabui Kd dan Kb air masing-masing 1,86 dan 0,5. Tentukanlah titik didih dan
titik beku 20 gr etanol yang dilarutkan dalam 500 gr air. (Ar H = 1, C = 12, O = 16)
Penyelesaian :
m = mol * (1000 / gr pelarut)
= (gr etanol / Mr etanol) * (1000 / gr air) = (20 / 46) * (1000 / 500) = 0,87
Larutan etanol (C2H5OH), merupakan larutan non-lektrolit.
Jadi ΔTd = m * Kd dan ΔT =m * Kb
Titik didih larutan :
ΔTd = m * Kd = 0,87 * 0, 435 = 0,435
100 + 0, 435 = 100,435 C.
ΔTb = m * Kb = 0,87 * 1,86 = 1,617
0 - 1,617= -1,617 C
17. Contoh soal tekanan osmotic (π)
Jika tekanan osmotic dari 500 mL larutan glukosa (C6H12O6) pada
suhu 32 C adalah 2 atm, tentukan massa glukosa yang terlarut !
(Mr glukosa = 180)
Penyelesaian :
Larutan glukosa adalah larutan non-elektrolit
π = M * R * T
2 = M * 0,082 * (32 + 273)
M = 2 / (0,082 * 305) = 0,08
M = (gr / Mr) * (1000 / mL larutan)
0,08 = (gr / 180) * (1000 /500)
Gr = (0,08 * 180) / 2 = 7,2 gr.
18. PH
o H2O memiliki sedikit sifat elektrolit, artinya air dapat terionisasi
menghasilkan ion H+ dan ion OH-
o Jika air dilarutkan asam, maka asam akan melepaskan ion H+
o Jika air dilarutkan basa, maka basa akan melepaskan ion OH-
o Jadi besarnya [H+] dalam larutan dapat digunakan untuk menyatakan
larutan basa, asam atau netral.
o Makin rendah harga pH larutan makin bersifat asam dan sebaliknya
makin tinggi bersifat basa.
Larutan netral : pH =7
Larutan asam : pH < 7
Larutan basa : pH > 7
