2.    Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Sifat koligatif yang sudah dibicarakan ialah sifat koligatif larutan untuk larutan nonelektrolit dengan zat terlarut dalam bentuk molekul, artinya tidak mengalami ionisasi. Sedangkan, pada larutan elektrolit, zat terlarutnya mengalami ionisasi.

Jumlah partikel zat terlarut dalam larutan elektrolit tidak sama dengan larutan nonelektrolit. Contoh larutan elektrolit adalah larutan NaCl, sedangkan larutan nonelektrolit adalah larutan urea. Berdasarkan hasil eksperimen, penurunan titik beku larutan NaCl 0,01 molal adalah 0,0359 ^°C, sedangkan penurunan titik beku larutan urea pada konsentrasi yang sama adalah 0,0186 ^°C. Jika keduanya dibandingkan, nilai penurunan titik beku larutan NaCl adalah 1,93 (hampir dua kali penurunan titik beku larutan urea). Perbandingan antara nilai sifat koligatif larutan elektrolit dan nilai sifat koligatif larutan nonelektrolit disebut faktor van’t Hoff yang dilambangkan dengan huruf i. Nilai i bergantung pada jenis zat dan konsentrasinya. Nilai i untuk beberapa larutan elektrolit disajikan dalam Tabel 1.4.

Tabel 1.4 Nilai i Untuk Penurunan Titik Beku Beberapa Larutan Elektrolit

Larutan	0,10 m	0,01 m	0,005 m
Elektrolit Tipe Ion NaCl KCl MgSO4 K2SO4   Elektrolit Tipe Kovalen HCl CH3COOH H2SO4	1,87 1,86 1,42 2,46   1,91 1,01 2,22	1,93 1,94 1,62 2,77   1,97 1,05 2,59	1,94 1,96 1,69 2,86   1,99 1,06 2,72

Sumber: Keenan (1), 1990: 444 – 445

            Zat elektrolit memiliki jumlah partikel lebih banyak daripada larutan nonelektrolit. Pada awal bab ini, telah Anda pelajari bahwa sifat koligatif bergantung pada konsentrasi partikel zat terlarut dan tidak bergantung pada jenisnya. Partikel itu dapat berupa molekul, atom, atau ion.

Dalam larutan elektrolit, zat terlarut terurai sebagian atau seluruhnya menjadi ion-ion. Itulah sebabnya larutan elektrolit memiliki jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan nonelektrolit.

Di kelas X,Anda telah mempelajari bahwa 1 mol zat mengandung 6,02 x 10²³ partikel. Oleh karena itu, tiap mol zat nonelektrolit terdiri atas 6,02 x 10²³ partikel. Sementara itu, zat elektrolit ionik seperti NaCl atau KCl terdiri atas satu mol ion positif ( Na⁺ atau K⁺) dan satu mol ion negatif (Cl^-). Adapun elektrolit seperti K₂SO₄ terdiri atas dua mol ion positif (K⁺) dan satu mol ion negatif (SO₄^2-). Berdasarkan hal itu, dapat diperkirakan bahwa larutan NaCl dan KCl mempunyai titik beku dan kenaikan titik didih dua kali lebih besar daripada larutan nonelektrolit, misalnya urea, karena memiliki i = 2. Adapun penurunan titik beku dan kenaikan titik didih larutan K₂SO₄ tiga kali lebih besar daripada larutan urea karena memiliki i = 3. Nilai i yang ditentukan dengan cara seperti itu biasa disebut nilai secara teoritis. Namun, kenyataannya tidak demikian. Nilai i larutan elektrolit selalu lebih kecil daripada nilai teoritis. Hal itu disebabkan antara ion positif dan ion negatif terjadi gaya tarik-menarik sehingga tidak ada ion yang benar-benar bebas. Jika konsentrasi makin kecil, jarak antarion makin besar. Oleh karena itu, makin encer suatu larutan, nilai i –nya makin mendekati nilai teoritis.

Nilai i untuk elektrolit tipe kovalen bergantung pada jenisnya. Untuk elektrolit lemah, nilai i mendekati satu, sedangkan elektrolit kuat nilai i – nya mendekati nilai teoritisnya. Hubungan antara nilai i dan derajat ionisasi (persen ionisasi) dapat dijelaskan sebagai berikut. Misalnya, konsentrasi larutan a molar dan derajat ionisasi adalah α, sehingga jumlah elektrolit yang terionisasi adalah aα.

Jumlah yang terionisasi    α  = ------------------------------------                   Jumlah mula-mula

 

 

 

 

Jumlah elektrolit yang terionisasi = jumlah mula-mula x α

                                                      = aα

                  Seandainya tiap molekul elektrolit membentuk n ion, jumlah elektrolit yang terionisasi naα. Oleh karena itu, jumlah elektrolit yang tidak terionisasi adalah a – aα. Pernyataan itu dapat dijelaskan dengan persamaan reaksi berikut.

 

                                    A (elektrolit) ↔   n B (ion)

        Mula-mula           : a

        Ionisasi                : aα

        Setimbang           : a – aα

Jumlah partikel dalam kesetimbangan = jumlah partikel elektrolit (A) + jumlah ion (B)

                                                               =   a – aα + naα

                                                               =   a [1 + (n – 1)α]

            Berdasarkan penjelasan di atas, penambahan jumlah partikel dalam larutan elektrolit adalah [1 + (n – 1)α].[1 + (n – 1)α] inilah yang sebenarnya merupakan nilai faktor dari van’t Hoff. Dengan demikian, pertambahan sifat koligatif larutan elektrolit dapat ditentukan dengan persamaan sebagai berikut.

            ∆P  =  x_A x P^° x i

            ∆T_b =  K_b x m x i

            ∆T_f  = K_f x m x i

               π   = MRT x i

            i    = 1 + (n – 1)α