Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang larutan dan daya hantar listrik larutan, menyatakan konsentrasi larutan dalam berbagai satuan, serta mempelajari tentang sifat koligatif larutan.
Larutan adalah campuran homogen antara dua atau lebih jenis zat. Homogen berarti bahwa campuran tersebut mempunyai komposisi yang sama di bagian mana pun. Sebagai contoh, jika sejumlah gula dilarutkan dalam air dan diaduk dengan baik, maka campuran tersebut pada dasarnya akan seragam (sama) di semua bagian.
Larutan terdiri dari pelarut dan satu atau lebih zat terlarut. Pelarut adalah senyawa yang ada dalam jumlah paling besar dan zat terlarut adalah senyawa yang ada dalam jumlah lebih sedikit. Larutan dapat berupa cairan, gas, bahkan padatan. Sebagai contoh, atmosfer adalah larutan; sebab, udara mengandung hampir 79% gas nitrogen, yang dianggap sebagai pelarut, dan gas oksigen, karbon dioksida, serta gas lainnya adalah zat terlarut. Sedangkan contoh larutan dalam bentuk padatan adalah alloy (paduan logam), seperti kuningan (alloy dari Cu dan Zn) dan solder (alloy dari Sn dan Pb).
Berdasarkan daya hantar listrik, larutan dapat dibedakan menjadi dua kategori, antara lain:
1. Larutan Elektrolit
Larutan yang dapat menghantarkan listrik dengan baik. Larutan elektrolit memiliki daya hantar listrik yang bervariasi. Larutan elektrolit kuat memiliki daya hantar listrik yang jauh lebih baik dibandingkan larutan elektrolit lemah.
Zat terlarut dalam elektrolit kuat akan terionisasi sempurna, sehingga menghasilkan ion-ion bebas dalam jumlah besar. Derajat ionisasi zat terlarut (α) sebesar 1. Yang termasuk kategori larutan elektrolit kuat adalah asam kuat (HCl), basa kuat (NaOH), dan garam yang mudah larut (NaCl).
Sebaliknya, zat terlarut dalam elektrolit lemah hanya terionisasi sebagian, sehingga menghasilkan ion-ion bebas dalam jumlah kecil. Derajat ionisasi zat terlarut (α) berkisar antara 0 hingga 1 (0<α<1). Yang termasuk kategori larutan elektrolit lemah adalah asam lemah (CH3COOH), basa lemah (NH3), dan garam yang sukar larut (AgCl).
2. Larutan Nonelektrolit
Larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik, sebab zat terlarut tidak terionisasi menghasilkan ion-ion bebas. Derajat ionisasi zat terlarut (α) sebesar 0. Yang termasuk kategori larutan nonelektrolit adalah senyawa berbasis karbon (hidrokarbon dan senyawa organik).
Konsentrasi adalah jumlah zat terlarut di dalam sejumlah larutan tertentu. Berbagai macam satuan konsentrasi larutan dapat digunakan untuk menjelaskan secara kuantitatif jumlah relatif dari zat terlarut dan pelarut. Para ahli kimia menggunakan empat macam satuan konsentrasi, antara lain:
1. Persen Massa (w/w%)
Persen massa adalah perbandingan antara massa zat terlarut terhadap massa larutan, yang kemudian dikalikan dengan 100 persen.
persen massa = [massa zat terlarut / (massa zat terlarut + massa pelarut)] x 100%
persen massa = [massa zat terlarut / massa larutan] x 100%
2. Fraksi Mol (X)
Fraksi mol adalah perbandingan antara jumlah mol suatu komponen terhadap jumlah mol total semua komponen. Fraksi mol zat terlarut (Xt) adalah perbandingan antara jumlah mol zat terlarut terhadap jumlah mol total dalam larutan. Sedangkan fraksi mol pelarut (Xp) adalah perbandingan antara jumlah mol pelarut terhadap jumlah mol total dalam larutan.
Xt = mol zat terlarut / (mol zat terlarut + mol pelarut)
Xp = mol pelarut / (mol pelarut + mol terlarut)
Xp + Xt = 1
3. Molaritas (M)
Molaritas adalah jumlah mol zat terlarut per liter larutan.
M = mol zat terlarut / liter larutan
M = (gram zat terlarut / Mr zat terlarut) x (1000 / mL larutan)
4. Molalitas (m)
Molalitas didefinisikan sebagai jumlah mol zat terlarut per kilogram pelarut.
m = mol zat terlarut / kg pelarut
m = (gram zat terlarut / Mr zat terlarut) x (1000 / g pelarut)
Beberapa sifat larutan bergantung pada sifat khusus dari zat terlarutnya. Dengan kata lain, pengaruh yang dapat diamati tentang larutan tersebut bergantung pada sifat alamiah zat terlarutnya. Sebagai contoh, larutan garam berasa asin, sedangkan larutan gula berasa manis. Larutan garam menghantarkan listrik, sedangkan larutan gula tidak menghantarkan arus listrik. Larutan yang mengandung kation nikel berwarna hijau, sedangkan larutan yang mengandung kation tembaga berwarna biru.
Ada juga penggolongan larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut, khususnya hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut. Sifat ini disebut sifat koligatif larutan, yaitu sifat yang bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan tidak bergantung pada sifat partikel zat terlarut. Perubahan yang dapat diamati pada larutan hanya bergantung pada jumlah zat terlarut yang ada. Yang termasuk sifat koligatif larutan antara lain:
- Penurunan tekanan uap (ΔP)
- Kenaikan titik didih (ΔTb)
- Penurunan titik beku (ΔTf)
- Tekanan osmosis (π)
Penurunan Tekanan Uap (ΔP)
Jika suatu cairan dimasukkan dalam wadah tertutup, cairan tersebut akhirnya akan menguap, dan molekul-molekul gas tersebut menyebabkan adanya tekanan di atas cairan. Tekanan yang disebabkan oleh adanya molekul-molekul gas dari cairan yang menguap disebut tekanan uap cairan.
Jika cairan yang sama digunakan sebagai pelarut dalam suatu larutan, maka tekanan uap cairan akan menurun. Hal ini disebabkan karena partikel-partikel zat terlarut di dalam cairan akan menempati ruang di permukaan, sehingga pelarut tidak dapat menguap dengan mudah. Sering kali, terdapat pula gaya tarik-menarik antara zat terlarut dengan pelarut, yang menyebabkan pelarut menjadi lebih sukar menguap. Semakin banyak jumlah zat terlarut, maka pelarut semakin sukar menguap. Dengan kata lain, adanya zat terlarut menyebabkan penurunan tekanan uap cairan.
Jika zat terlarut bersifat nonvolatile (sukar menguap), maka tekanan uap larutan selalu lebih rendah dibandingkan tekanan uap pelarut murni. Hubungan antara tekanan uap larutan dengan tekanan uap pelarut murni bergantung pada konsentrasi zat terlarut di dalam larutan. Hal ini dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan berikut:
ΔP = Xt . P°
P = Xp . P°
ΔP = P° – P
ΔP= penurunan tekanan uap larutan
P = tekanan uap larutan
P° = tekanan uap pelarut murni
Xt = fraksi mol zat terlarut
Xp = fraksi mol pelarut
Kenaikan Titik Didih (ΔTb)
Setiap cairan mempunyai suhu didih tertentu (pada tekanan atmosfer tertentu). Suhu ini disebut titik didih cairan. Jika cairan tersebut digunakan sebagai pelarut dalam suatu larutan, maka akan diamati bahwa titik didih larutannya akan selalu lebih tinggi dibandingkan cairan murninya (pelarut). Hal ini dikenal dengan istilah kenaikan titik didih.
Adanya zat terlarut yang sukar menguap menyebabkan pelarut tidak mudah menguap dengan mudah. Oleh karena itu, diperlukan energi yang lebih besar (konsekuensinya suhu menjadi semakin tinggi) untuk menguapkan pelarut. Besarnya kenaikan titik didih dapat dihitung melalui persamaan berikut:
ΔTb = Kb . m
ΔTb = Tb larutan – Tb pelarut
ΔTb = kenaikan titik didih
Kb = konstanta kenaikan titik didih molal
m = molalitas zat terlarut
Penurunan Titik Beku (ΔTf)
Setiap cairan mempunyai suhu beku tertentu. Jika suatu cairan digunakan sebagai pelarut, dapat diamati bahwa titik beku larutan tersebut ternyata selalu lebih rendah dibandingkan titik beku cairan murninya (pelarut). Hal ini disebut penurunan titik beku.
Adanya zat terlarut menyebabkan entropi (ketidakteraturan) pelarut semakin tinggi. Dengan demikian, untuk mengubah pelarut dari fasa cair menjadi fasa padat diperlukan usaha ekstra. Hal ini mengakibatkan titik beku larutan lebih rendah dibandingkan pelarutnya. Persamaan yang digunakan untuk menghitung besarnya penurunan titik beku adalah sebagai berikut:
ΔTf = Kf . m
ΔTf = Tf pelarut – Tf larutan
ΔTf = penurunan titik beku
Kf = konstanta penurunan titik beku molal
m = molalitas zat terlarut
Tekanan Osmosis (π)
Osmosis adalah peristiwa perpindahan pelarut melalui membran semipermeabel ke dalam larutan dengan konsentrasi zat terlarut yang lebih tinggi. Tekanan yang diberikan pada sisi yang lebih pekat untuk menghentikan proses ini disebut tekanan osmosis.
Pelarut selalu mengalir melalui membran semipermeabel dari sisi yang lebih encer ke sisi yang lebih pekat. Semakin pekat larutan , semakin tinggi tekanan yang dibutuhkan untuk menghentikan osmosis (semakin besar tekanan osmosisnya).
Persamaan yang digunakan untuk menghitung tekanan osmosis larutan adalah sebagai berikut:
π = M . R . T
π= tekanan osmosis larutan
M = molaritas larutan
R = konstanta gas (0,0821 L.atm/mol. K)
T = suhu mutlak (K)
Sama seperti sifat koligatif lainnya, besarnya tekanan osmosis berbanding lurus terhadap konsentrasi larutan. Dua larutan yang memiliki konsentrasi yang sama, akan memiliki tekanan osmosis yang sama, larutan dikatakan isotonis satu sama lainnya. Di sisi lain, bila dua larutan tidak memiliki konsentrasi yang sama, maka larutan yang lebih pekat dikatakan hipertonis; sementara larutan yang lebih encer dikatakan hipotonis.
Sifat koligatif larutan elektrolit berbeda dibandingkan sifat koligatif larutan nonelektrolit. Hal ini terjadi karena zat elektrolit akan terionisasi menghasilkan ion-ion bebas dalam larutan, sehingga satu unit partikel zat elektrolit akan terurai menjadi dua atau lebih partikel ketika dilarutkan. Sebagai contoh, setiap partikel NaCl akan terurai menjadi dua ion, yaitu ion Na+ dan ion Cl–. Dengan demikian, sifat koligatif larutan NaCl 0,1 m adalah dua kali sifat koligatif larutan nonelektrolit 0,1 m. Tentu, diharapkan bahwa sifat koligatif larutan CaCl2 0,1 m adalah tiga kali sifat koligatif larutan larutan glukosa 0,1 m (nonelektrolit).
Dengan demikian, sifat koligatif larutan elektrolit harus dilengkapi dengan faktor ionisasi (faktor Van’t Hoff) dan dimodifikasi menjadi sebagai berikut:
ΔTb = Kb . m . i
ΔTf = Kf . m . i
π = M . R . T . i
i = faktor Van’t Hoff
i = 1 + (n-1)α
n = jumlah ion
α = derajat ionisasi zat elektrolit
Referensi:
Andy. 2009. Pre-College Chemistry.
Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.
Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.
General Chemistry for Senior High School Students 