TERMOKIMIA

ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI

    Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi, yaitu pengukuran kalor yang menyertai reaksi kimia. Karena dalam sebagian besar reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi yang berwujud perubahan kalor, baik kalor yang dilepaskan maupun diserap. Kalor merupakan salah satu bentuk dari energi. James Prescott Joule (1818-1889) merumuskan Asas Kekekalan Energi:

“Energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi  yang lain”.

1. Sistem dan Lingkungan

    Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian yang kita pelajari perubahan energinya. Sedangkan yang disebut lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem. Dalam kimia, sistem adalah zat yang bereaksi dan hasil reaksinya, sedangkan lingkungan adalah tempat terjadinya reaksi.

Contoh: 

Reaksi antara logam seng dengan larutan asam klorida (HCl) dalam suatu tabung reaksi disertai dengan munculnya gelembung-gelembung gas.

Pada contoh di atas yang menjadi pusat perhatian adalah logam seng dan larutan HCl. Jadi, logam seng dan larutan HCl disebut sistem, sedangkan tabung reaksi, suhu udara, tekanan udara merupakan lingkungan. 

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu: 

a. Sitem Terbuka, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan zat (materi) antara lingkungan dan sistem. 

b. Sistem Tertutup, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara sistem dan lingkungannya, tetapi tidak terjadi pertukaran materi. 

c. Sistem Terisolasi (tersekat), suatu sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan.

Gambar 1. Contoh Sistem terbuka, tertutup dan terisolasi

Dalam suatu sistem terbuka dan sistem tertutup, terjadi adanya pertukaran energi dalam bentuk kalor (panas) dan massa, sedangkan pada sistem terisolasi tidak terjadi pertukaran energi maupun materi.

2. Energi dan entalpi

    Dalam setiap reaksi kimia selalu terjadi perubahan energi. 

Satuan-satuan energi:

1 kalori = 4,184 Joule 

1 kJ = 1000 Joule 

1 kkal = 1000 kalori 

1kkal = 4,184 k J

    Keseluruhan energi yang  dimiliki oleh suatu sistem dalam keadaan tertentu disebut energi dalam (U). Energi dalam merupakan suatu fungsi keadaan, hanya bergantung pada keadaan sistem (suhu, volume, tekanan, dan jumlah mol), tidak bergantung pada jalan yang dilalui sistem. Energi dalam tidak dapat diukur tetapi perubahannya dapat diukur. Jika perubahan itu dilakukan pada tekanan tetap (sistem terbuka), perubahan energi dalam yang terjadi dinamakan perubahan entalpi. 

Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).

H = E + W

dengan: W = P × V, E = energi (joule), W = kerja sistem (joule), V = volume (liter),

 P = tekanan (atm) 

    Reaksi kimia pada umumnya dilakukan dalam sistem terbuka (tekanan tetap). Oleh karena itu, pada setiap proses yang melibatkan perubahan volum akibat tekanan tetap, ada kerja yang menyertai proses tersebut meskipun kecil tetapi cukup berarti. Menurut Hukum Termodinamika I (Hukum Kekekalan Energi),

H  =  U  +  PV

dengan

H = entalpi, U = energi dalam P = tekanan V = volum

Perubahan entalpi dinyatakan dengan persamaan :

H  = U  +  PV

dengan H = perubahan entalpi U = perubahan energi dalam

Dari persamaan dapat disimpulkan bahwa jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap maka perubahan kalor yang terjadi akan sama dengan perubahan entalpi sebab perubahan tekanannya 0 (nol). Jadi, entalpi sama dengan besarnya energi dalam yang disimpan dalam suatu sistem. Sehingga entalpi (H) merupakan energi dalam bentuk kalor yang tersimpan di dalam suatu sistem.

3. Perubahan entalpi 

   Jika suatu reaksi berlangsung pada tekanan tetap, maka perubahan entalpinya sama dengan kalor yang harus dipindahkan dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya agar suhu sistem kembali ke keadaan semula.

H  =  qp    (qp = kalor reaksi pada tekanan tetap)

  Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain.  Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).

ΔH  =  Hp – Hr

Atau

ΔH  = Hakhir  –  Hawal

dengan: ΔH = perubahan entalpi Hp = entalpi produk Hr = entalpi reaktan atau pereaksi 

Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi dipengaruhi oleh: 

• Jumlah zat 

• Keadaan fisis zat 

• Suhu (T) 

• Tekanan (P)

4. Reaksi eksoterm dan reaksi endoterm

Gambar 2. Proses eksoterm dan endoterm

1. Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi. Entalpi sistem berkurang (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih rendah dari zat semula).  Ciri-ciri reaksi yang menyertai adalah suhu setelah reaksi lebih besar dari sebelum reaksi atau adanya kenaikan suhu (Takhir > T awal).

Hakhir <  Hawal 

Hakhir  –  Hawal  <  0

 ΔH berharga negatif ( – )

Contoh: 

Reaksi antara kalsium oksida (kapur tohor) dengan air Kapur tohor dimasukkan ke dalam air dalam tabung reaksi. Reaksi ini berlangsung ditandai dengan kenaikan suhu campuran (sistem). Karena suhu sistem lebih tinggi dari lingkungan, maka kalor akan keluar dari sistem ke lingkungan sampai suhu keduanya menjadi sama.

CaO(s)  +  H₂O(l) →Ca(OH)₂(aq)

2. Reaksi Endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi. Entalpi sistem bertambah (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih tinggi dari zat semula). Ciri-ciri reaksi yang menyertai adalah terjadinya penurunan suhu, suhu setelah reaksi menjadi menurun (Tawal<T akhir).

Hakhir >  Hawal 

Hakhir  – Hawal  >  0 

ΔH berharga positif (+)

Contoh: 

Reaksi antara kristal barium hidroksida oktahidrat dengan kristal amonium klorida. Ketika kristal barium hidroksida oktahidrat, Ba(OH)₂. 8H₂O dicampur dengan kristal amonium klorida (NH₄Cl), reaksi segera berlangsung yang ditandai dengan penurunan suhu campuran dan pembentukan gas amonia. Oleh karena suhu campuran (sistem) menjadi lebih rendah daripada lingkungan, maka kalor akan mengalir dari lingkungan ke dalam sistem sampai suhu keduanya menjadi sama. 

Ba(OH)₂. 8H₂O(s)  +  2NH₄Cl →BaCl₂.2H₂O(s)  + 2NH₃(g) + 8H₂O(l)

Gambar 3. Reaksi eksoterm dan endoterm.

Beberapa contoh lain reaksi endoterm dan eksoterm:

Reaksi eksoterm: reaksi pembakaran

Reaksi eksoterm: reaksi fotosintesis, asimilasi

Gambar 4. Diagram reaksi eksoterm dan endoterm

5. Persamaan Termokimia 

    Persamaan yang menggambarkan suatu reaksi yang disertai informasi tentang perubahan entalpi (kalor). Oleh karena entalpi merupakan sifat ekstensif (nilainya bergantung pada besar dan ukuran sistem) maka pada persamaan termokimia juga tercantum jumlah mol zat yang dinyatakan dengan koefisien reaksi, dan keadaan fasa zat yang terlibat.

Contoh:

a. Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen pada 25^oC (298 K), 1 atm, dilepaskan kalor sebesar 286 kJ. 

Persamaan termokimia dari pernyataan di atas adalah Kata “dilepaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu, ΔH = –286 kJ untuk setiap mol air yang terbentuk.

H₂(g)   +    O₂(g)  → H₂O(g)           ΔH = –286 kJ

atau,

2H₂(g)   +    2O₂(g)  → 2H₂O(g)     ΔH = –572 kJ

b. Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C₂H₂ pada temperatur 25^oC dan tekanan 1 atm memerlukan kalor 226,7 kJ.

Persamaan termokimianya : Kata “memerlukan” menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm. 

2 C(s)   +    H₂(g) →  C₂H₂(g) ∆H = + 226,7 kJ

6. Macam-Macam Perubahan Entalpi (ΔH )

a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆H^o_f)

Perubahan entalpi pembentukan standar ( ∆H^o_f ) suatu zat adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar.

Contoh:

1) Perubahan entalpi pembentukan AgCl adalah perubahan entalpi dari reaksi:

Ag (s) + ½ Cl₂ (g) → AgCl (s)    ∆H = -127 kJ mol^-1

2) Perubahan entalpi pembentukan KMnO4 adalah perubahan entalpi  dari reaksi:

    K (s) + Mn (s) + 2 O₂ (g) → KMnO4 (s) ∆ H = -813 kJ mol^-1

∆H^o_f bergantung pada wujud zat yang dihasilkan, misalnya:

H₂ (g) + ½ O₂ (g) →  H₂O (l)    ∆H^o_f = -285,8 kJ mol^-1

H₂ (g) + ½ O₂ (g) →  H₂O (g)   ∆H^o_f = -241,8 kJ mol^-1

∆H^o_f  air dalam wujud cair berbeda dengan ∆H^o_f  air dalam wujud padat.

Berdasarkan perjanjian, ∆H^o_f   unsur = 0 pada semua temperatur, misalnya:

∆H^o_f  C = 0, ∆H^o_f Fe = 0, ∆H^o_f   O₂ = 0, ∆H^o_f   H₂ = 0, ∆H^o_f   N₂ = 0

b.  Perubahan Entalpi Penguraian Standar (∆H^o_d)

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan. ∆H^o_d suatu zat adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsur pada keadaan standar.

H₂O (l) →   H₂ (g) + ½ O₂ (g)  ∆H^o_d = +285,8 kJ mol^–1

CO₂ (g) → C (s) + O₂ (g)  ∆H^o_d = +393,5 kJ mol^–1

Marquis de Laplace dari Prancis dalam penelitiannya menemukan bahwa jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Pernyataan ini dikenal sebagai Hukum Laplace.

c. Perubahan Entalpi Pembakaran (∆H^o_c)

Perubahan entalpi pembakaran, ∆H^o_c adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar.

d. Perubahan Entalpi Netralisasi (∆H^o_n)

Perubahan entalpi netralisasi adalah perubahan entalpi yang terjadi pada saat reaksi antara asam dengan basa baik tiap mol asam atau tiap mol basa.

Contoh:

TUGAS

Dikerjakan secara kelompok, masing-masing kelompok terdiri dari 3 orang anggota.

1.	Di dalam gelas kimia direaksikan asam sulfat dengan natrium hiroksida menghasilkan natrium sulfat dan air. tentukan sistem dan lingkungan
2.	Kelompokkan reaksi berikut ke dalam reaksi eksoterm dan endoterm: a.    2 C(s)   +    H2(g) →  C2H2(g) ∆H = + 226,7 kJ b.    Ag (s) + ½ Cl2 (g) → AgCl (s)    ∆H = -127 kJ c.    NO(g) → ⅟2 N2(g) +  ⅟2  O2(g) ∆H = -90,4 kJ d.    N2O4 (g) → 2N02(g) ∆H = +58 kJ e.    N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = -92 kJ f.     HCI(aq) + NaOH(aq) → NaCI(aq) + H20(ℓ) ∆H = -56 kJ g.    2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H = +225 kJ
3.
4.

Tugas dikirimkan melewati link berikut,

https://forms.gle/yFyg3GYC6YVaMVGT8

Read More

PENURUNAN TITIK BEKU

Apakah Anda mempunyai teman atau kerabat yang memiliki penyakit tekanan darah tinggi? Jika ya, tentu dokter akan menyarankan teman atau kerabat Anda itu untuk mengurangi konsumsi garam-garaman. Mengapa pula pedagang es menaburkan garam dapur (NaCl) di dalam tempat penyimpanan es? Kemudian, mengapa di wilayah yang memiliki musim dingin, garam-garam, seperti CaCl₂ dan NaCl ditaburkan ke jalanjalan atau trotoar yang bersalju? Tentunya semua peristiwa itu berkaitan dengan materi yang akan kita pelajari sekarang, yaitu sifat-sifat koligatif larutan.

Pernahkah Anda melihat atau memakan es batu? Es batu merupakan hasil pendinginan air. Suhu pada saat tercapai kesetimbangan perubahan fasa cair menjadi padat disebut titik beku (T_f). Titik beku normal air pada tekanan 1 atm adalah 0^oC.

Gambar 1. Es Batu

Gambar 2. Es Krim

Jika suatu zat terlarut ditambahkan pada suatu pelarut murni hingga membentuk larutan maka titik beku pelarut murni akan mengalami penurunan. Suhunya akan lebih rendah dari 0^oC.

Ketika suatu larutan dibekukan, maka yang akan membeku terlebih dahulu adalah pelarutnya. Dalam larutan, partikel zat terlarut terperangkap di antara partikel zat pelarut dan terjadi gaya antar molekul diantara mereka. Oleh karena itu, ketika proses pembekuan berlangsung, antarmolekul pelarut akan lebih sulit untuk mendekat. Penurunan titik beku larutan lebih rendah dibandingkan dengan penurunan titik beku pelarut murni.

Selisih temperatur titik beku larutan dengan titik beku pelarut murni disebut penurunan titik beku (∆T_f).

Dirumuskan sebagai berikut:

Menurut Hukum Backman dan Raoult bahwa penurunan titik beku berbanding langsung dengan molalitas yang terlarut di dalamnya. Hukum tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut.

diuraikan sbb:

 

Harga K_f tergantung pada sifat-sifat zat cair yang digunakan sebagai pelarut. Untuk setiap pelarut, besarnya tetapan penurunan titik beku molal berbeda-beda. Berikut ini adalah beberapa harga tetapan penurunan titik beku (Kf) dari beberapa pelarut.

Tabel 1. Tetapan Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik Beku (oC)	Kf (oC/m)
Air (H2O)	0	1,86
Aseton	−95,35	2,40
Benzena (C6H6)	5,45	5,12
Fenol (C6H5OH)	43	7,27
Kamfer (C10H12O)	179,8	39,7
Karbon Tetraklorida (CCl4)	−23	29,8
Naftalena	80,5	6,94
Sikloheksana	6,5	20,1

Sumber: Chemistry Matter and Its

Change, 2004

Perbandingan Sifat Koligatif Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit

   Zat nonelektrolit yang melarut akan memberikan sejumlah partikel sesuai dengan konsentrasinya. Misalnya, 1 mol gula, C₁₂H₂₂O₁₁ terlarut hanya akan menghasilkan 1 mol partikel terlarut berupa molekul di dalam larutannya. Berbeda dengan elektrolit seperti NaCl dan KCl. Misalnya 1 mol NaCl terlarut akan memberikan total 2 mol partikel terlarut berupa ion di dalam larutannya. Jumlah partikel terlarut dari larutan nonelektrolit berbeda dengan larutan elektrolit, dan berarti akan memberikan sifat koligatif larutan yang berbeda pula termasuk akan memberikan penurunan titik beku yang berbeda pula.

Misalnya, larutan nonelektrolit C₆H₁₂O₆, jika dimasukkan ke dalam air menghasilkan 1 mol partikel, sehingga larutan C₆H₁₂O₆ 1 M akan membeku pada suhu 1,86 °C di bawah titik beku air murni, sedangkan 1 mol larutan elektrolit NaCl mengandung 2 mol partikel, yaitu 1 mol Na⁺ dan 1 mol Cl^–. Dipengaruhi oleh jumlah ion yang berada dalam air

NaCl (aq) → Na⁺(aq) + Cl^– (aq), n = 2 (jumlah dari 1 ion positif Na⁺ dan 1 ion negatif dari Cl^–)

Larutan NaCl 1 M sebenarnya mengandung 1 mol partikel per 1.000 gram air.

Secara teoretis akan menurunkan titik beku 2 x 1,86 °C = 3,72 °C.

Sedangkan larutan CaCl₂ 1 M mempunyai 3 mol ion per 1.000 g air.

Dengan reaksi ionisasi berikut.

CaCl₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2Cl^– (aq), n = 3(jumlah dari 1 ion positif Ca²⁺ dan 2 ion negatif dari Cl^–)

Secara teoretis akan menurunkan titik beku tiga kali lebih besar dibandingkan larutan C₆H₁₂O₆ 1M.

Contoh:

C₆H₁₂O₆(s)  →  C₆H₁₂O₆(aq)   

1 mol                1 mol

Jumlah partikelnya = 1 x 6,02 x 10²³ molekul.

NaCl(s) →Na⁺(aq) + Cl^–(aq) 

1 mol       1 mol       1 mol

Jumlah partikelnya =  2 x 6,02 x 10²³ partikel (ion Na+ dan Cl–).

CaCl₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2Cl^– (aq)

1 mol            1 mol         2 mol

Jumlah partikelnya =  3 x 6,02 x 10²³ partikel (ion Ca²⁺ dan ion Cl^–). 

   Untuk larutan elektolit, ternyata memiliki harga sifat koligatif larutan yang lebih tinggi daripada larutan yang non-elektrolit dengan konsentrasi yang sama. Dengan konsentrasi yang sama, larutan elektrolit akan mengandung jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan nonelektrolit. Harga sifat koligatif larutan elektrolit dipengaruhi oleh faktor Van’t Hoff (i).

Berlaku hubungan sebagai berikut.

Hubungan sifat koligatif larutan elektrolit dan konsentrasi larutan dirumuskan oleh Van’t Hoff, yaitu dengan mengalikan rumus yang ada dengan bilangan faktor Van’t Hoff yang merupakan faktor penambahan jumlah partikel dalam larutan elektrolit.

Contoh elektrolit biner:
NaCl(aq) →Na+(aq) + Cl–(aq)	n = 2
KOH(aq) →K+(aq) + OH–(aq)	n = 2
Contoh elektrolit terner:
H2SO4(l) + 2 H2O(l) →2 H3O+(aq) + SO42–(aq)	n = 3
Mg(OH)2(aq) →Mg2+(aq) + 2 OH–(aq)	n = 3
Contoh elektrolit kuarterner:
K3PO4(aq) →3 K+(aq) + PO43–(aq)	n = 4
AlBr3(aq) →Al3+(aq) + 3 Br –(aq)	n = 4

Berikut ini adalah Video contoh perhitungan dari penentuan titik beku larutan elektrolit dan nonelektrolit, agar memahami perbandingan titik beku larutan elektrolit dan non elektrolit.

Walaupun sama-sama larutan elektrolit, dengan konsentrasi/molalitas yang sama penurunan titik beku dari larutannya juga akan berbeda jauh.

Perhatikan contoh kasus di bawah ini! Misalkan kita melakukan percobaan untuk menentukan penurunan titik beku (∆T_f) dari larutan MgCl₂ 1 m dan K₃PO₄ 1m.

Kita anggap α = 1

Didalam larutan atau dalam air MgCl₂ akan mengalami reaksi ionisasi, sesuai dengan reaksi berikut.

MgCl₂(aq) → Mg²⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)    

1 mol               1 mol             2 mol

n = jumlah on Mg²⁺ + jumlah ion Cl⁻

n = 1                           + 2                         = 3

Penurunan titik beku (∆T_f) larutan MgCl₂ 1m adalah.

∆T_f = m x Kf x [1 + (n – 1) α]

∆T_f = 1 m x 1,86^oC/m x [1 + (3 – 1) 1]

∆T_f = 1,86^oC x [1 + 2]

∆T_f = 1,86^oC x 3 = 5,58 ^oC

Titik beku larutan (T_f)

T_f = T_f pelarut - ∆T_f =0 ^oC − 5,58 ^oC = − 5,58 ^oC

Didalam larutan atau dalam air K₃PO₄ akan mengalami reaksi ionisasi, sesuai dengan reaksi berikut.

K₃PO₄(aq) →3 K⁺(aq) + PO₄^3–(aq)

1 mol                 3 mol            1 mol

n = jumlah on K⁺ + jumlah ion PO₄^3–

n = 3                           + 1                         = 4

Penurunan titik beku (∆T_f) larutan K₃PO₄ 1m adalah.

∆T_f = m x Kf x [1 + (n – 1) α]

∆T_f = 1 m x 1,86^oC/m x [1 + (4 – 1) 1]

∆T_f = 1,86^oC x [1 + 3

∆T_f = 1,86^oC x 4 = 7,44 ^oC

Titik beku larutan (T_f)

T_f = T_f pelarut - ∆T_f =0 ^oC − 7,44 ^oC = − 7,44 ^oC

Berdasarkan hasil perhitungan tersebut, untuk larutan elektrolit, dengan molalitas (m) yang sama, ternyata titik beku dan penurunan titik bekunya berbeda. Penurunan titik beku (∆T_f) untuk elektrolit kuartener (n = 4) lebih besar dibandingkan penurunan titik beku (∆T_f) untuk elektrolit terner (n = 3) dan titik beku elektrolit terner (n = 3) lebih besar dari elektrolit kuartener (n = 4). 

Namun, terkadang penurunan titik beku (ΔT_f) pada beberapa larutan elektrolit berbeda dari hasil perhitungan dan pengamatan melalui percobaan. Penyimpangan pada nilai perbedaan penurunan titik beku antara larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit berkonsentrasi sama ditunjukkan pada tabel berikut.

Tabel 2. Penurunan Titik Beku Larutan 1,0 m

Zat Terlarut	Rumus Kimia	ΔTf
		Hasil Hitung (ΔTf =  m . Kf)	Hasil Pengamatan
Glukosa	C6H12O6	1,86°C	1,90°C
Urea	(NH2)2CO	1,86°C	1,86°C
Garam Dapur	NaCl	1,86°C	3,37°C
Natrium Nitrat	NaNO3	1,86°C	3,02°C
Magnesium Sulfat	MgSO4	1,86°C	2,02°C

   Data diatas memperlihatkan perbedaan antara hasil perkiraan dan hasil pengamatan. Seharusnya antara kedua hasil tidak memiliki perbedaan (teori dan kenyataan). Namun, karena pada larutan elektrolit berlaku faktor Van’t Hoff, sehingga pada konsentrasi yang sama, larutan elektrolit memiliki titik beku lebih kecil dan penurunan titik beku lebih besar daripada larutan nonelektrolit.

Bagaimana menentukan derajat ionisasi larutan elektrolit, jika diketahui penuruanan titik bekunya?

Perhatikan data hasil pengamatan pada Tabel 2 di atas untuk larutan NaNO₃. Kita menggunakan data ΔT_f = 3,02^oC

Pertama-tama kita menuliskan persamaan reaksi ionisasi NaNO­₃, agar dapat menentukan jumlah ion (n) dalam larutan.

NaNO₃(aq) →Na⁺(aq) + NO₃^- (aq),  n = 2

Kf air = 1,86^oC/m

pertama-tama kita tentukan i dengan menggunakan persamaan: ΔT_f = m x K_f x i

ΔT_f         = m x K_f x i

3,02 ^oC = 1 x 1,86^oC/m  x i

3,02 ^oC = 1,86^oC x i

i               = 1,62

i               = 1 + (n – 1) α

1,62      = 1 + (2 – 1) α

1,62      = 1 +  1α

1,62–1 = α

α             = 0,62

PENERAPAN PENURUNAN TITIK BEKU LARUTAN

Beberapa penerapan penurunan titik beku dapat mempertahankan kehidupan selama musim dingin. Penerapan tekanan osmosis ditemukan di alam, dalam bidang kesehatan, dan dalam ilmu biologi. Berikut ini penjelasan mengenai penerapan sifat koligatif larutan dalam kehidupan sehari-hari.

SUMBER RUJUKAN

Rahayu, Iman. 2009. Praktis Belajar Kimia 1 : Untuk Kelas X Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional

 Saidah, Aas dan Michael Purba. 2017. Kimia untuk SMK/MAK Kelas XII. Jakarta :  Erlangga

Sudarmo, Unggul. 2014. Kimia Untuk SMA/MA KelasXII. Jakarta: Erlangga.

Suharsini, Maria, dkk. 2007. Kimia dan Kecakapan Hidup Pelajaran Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Ganeca Exact

 Sunarya, Yayan. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia 3 : Untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/ Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam.  Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional

Read More