Kalkulator Sifat Koligatif

Hasil

Elektrolit sungguhan menunjukkan pergeseran yang sedikit lebih kecil daripada yang diprediksi i ideal, karena ion saling tarik-menarik: NaCl terukur sekitar i = 1,9 pada 0,050 m, bukan 2. Gunakan nilai "diukur" untuk perkiraan yang lebih dekat.

Cara Menggunakan Kalkulator Sifat Koligatif

1. 1. Pilih mode. "Titik didih atau titik beku" memberikan suhu baru; "Massa molar dari ΔT" bekerja mundur dari titik beku atau titik didih yang diukur; "Tekanan osmotik" menerapkan Π = iMRT.
2. 2. Pilih pelarut. Air, benzena, kloroform, asam asetat, dan nitrobenzena memiliki konstanta bawaan; pilih "pelarut lain" dan ketik Kb atau Kf serta titik pelarut murninya jika pelarut Anda tidak tercantum.
3. 3. Masukkan konsentrasi. Berikan molalitas secara langsung, atau massa zat terlarut dan pelarut ditambah massa molar zat terlarut. Untuk tekanan osmotik gunakan molaritas, karena ia per liter larutan.
4. 4. Atur faktor van 't Hoff. Gunakan 1 untuk zat terlarut molekular seperti gula, 2 untuk NaCl, 3 untuk CaCl₂, atau pilih nilai "diukur" untuk memperhitungkan pasangan ion.

Persamaannya

ΔTb = i × Kb × m

ΔTf = i × Kf × m

Π = i × M × R × T

Sifat koligatif bergantung pada berapa banyak partikel zat terlarut yang larut, bukan pada apa partikel itu. m adalah molalitas (mol zat terlarut per kg pelarut), M adalah molaritas (mol per liter larutan), dan i adalah faktor van 't Hoff — jumlah partikel yang dihasilkan setiap satuan rumus. K adalah sifat pelarut itu sendiri. Zat terlarut menaikkan titik didih dan menurunkan titik beku; tekanan osmotik adalah tekanan yang diperlukan untuk menghentikan aliran pelarut melintasi membran semipermeabel ke dalam larutan. Untuk Π, T harus dalam kelvin, dan R = 8,314 462 618 J/(mol·K), atau 0,082 057 366 L·atm/(mol·K), bersifat tepat.

Konstanta Pelarut

Dari OpenStax Chemistry 2e, Tabel 11.2 (titik didih dan titik beku normal pada 1 atm; konstanta dalam °C·kg/mol):

Faktor van 't Hoff

Gula tetap utuh dalam air, sehingga i = 1. NaCl terurai menjadi Na⁺ dan Cl⁻, sehingga i ideal-nya 2, dan CaCl₂ menghasilkan 3. Elektrolit sungguhan berada di bawah nilai ini karena ion yang muatannya berlawanan saling berpasangan, dan kekurangannya membesar seiring konsentrasi. Tabel 11.3 OpenStax memberikan nilai terukur untuk larutan akuatik 0,050 m:

Contoh Kasus

Air garam membeku lebih rendah (masukan default). Larutan NaCl 1,00 m dalam air, dengan i = 2: ΔTf = 2 × 1,86 × 1,00 = 3,72 °C, sehingga membeku pada −3,72 °C. NaCl 1 m sungguhan memberikan pergeseran terukur sekitar 3,4 °C, karena i-nya lebih dekat ke 1,8 daripada 2.

Kenaikan titik didih. Larutan 0,330 m zat terlarut molekular dalam benzena: ΔTb = 1 × 2,53 × 0,330 = 0,835 °C, sehingga mendidih pada 80,1 + 0,835 = 80,9 °C. Untuk iodin dalam kloroform, 92,1 g I₂ (253,8 g/mol) dalam 800,0 g CHCl₃ adalah 0,454 m, ΔTb = 3,63 × 0,454 = 1,65 °C, dan larutan mendidih pada 62,9 °C.

Massa molar dari penurunan titik beku. 4,00 g zat terlarut molekular yang tidak diketahui dilarutkan dalam 55,0 g benzena membeku pada 2,32 °C, bukan 5,5 °C. ΔTf = 3,18 °C, m = 3,18 ÷ 5,12 = 0,621 mol/kg, n = 0,621 × 0,0550 kg = 0,0342 mol, dan M = 4,00 g ÷ 0,0342 mol = 117 g/mol.

Tekanan osmotik. Larutan glukosa 0,30 M pada 37 °C (310,15 K, i = 1): Π = 1 × 300 mol/m³ × 8,314 462 618 × 310,15 = 7,7 × 10⁵ Pa = 7,6 atm, mendekati tekanan osmotik darah sekitar 7,7 atm. Untuk protein, 10,0 g dalam 0,500 L yang menghasilkan 5,9 torr pada 22 °C adalah 3,2 × 10⁻⁴ M, sehingga massa molarnya sekitar 6,2 × 10⁴ g/mol — tekanan osmotik cocok untuk molekul besar karena tekanannya mudah diukur meskipun molaritasnya sangat kecil.

Kesalahan Umum

• Menggunakan molaritas, bukan molalitas. Rumus titik beku dan titik didih memakai mol per kilogram pelarut. Rumus tekanan osmotik memakai mol per liter larutan.
• Melupakan i. NaCl 1,00 m menurunkan titik beku sekitar dua kali lipat dibanding gula 1,00 m.
• Memakai Celsius dalam Π. Suhu dalam Π = iMRT harus dalam kelvin; kalkulator mengonversinya dan menolak nilai pada atau di bawah nol mutlak.
• Menganggap zat terlarut volatil sebagai kenaikan titik didih. Rumus titik didih mengasumsikan zat terlarut tidak mudah menguap. Jika zat terlarut ikut menguap, titik didih mungkin tidak naik.
• Memakai rumus pada konsentrasi tinggi. Rumus ini adalah hukum pembatas untuk larutan encer. Di atas sekitar 1 m, atau untuk elektrolit kuat, harapkan penyimpangan dari hasil ideal.

Pertanyaan yang Sering Diajukan

Apa itu sifat koligatif?

Sifat larutan yang bergantung pada jumlah partikel terlarut, bukan pada identitasnya: penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik. Masing-masing sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.

Bagaimana cara menghitung penurunan titik beku?

ΔTf = i × Kf × m. Kalikan faktor van 't Hoff dengan konstanta titik beku pelarut dan molalitas, lalu kurangkan hasilnya dari titik beku pelarut murni. Untuk gula 1,00 m dalam air, ΔTf = 1,86 °C, sehingga membeku pada −1,86 °C.

Apa itu faktor van 't Hoff?

Jumlah partikel yang dihasilkan satuan rumus dalam larutan: 1 untuk glukosa, 2 untuk NaCl, 3 untuk CaCl₂. Nilai terukur sedikit lebih rendah daripada nilai ideal ini karena ion berpasangan, terutama dalam larutan pekat.

Mengapa garam mencairkan es di jalan?

Melarutkan garam dalam lapisan tipis air di atas es menurunkan titik bekunya, sehingga es mencair pada suhu di bawah 0 °C. Efeknya terbatas: larutan NaCl jenuh tidak dapat membeku di atas sekitar −21 °C, sehingga garam tidak lagi efektif pada cuaca sangat dingin.

Bagaimana cara mencari massa molar dari penurunan titik beku?

Hitung ΔT dari titik beku murni dan titik beku yang teramati, lalu m = ΔT ÷ (i × Kf). Kalikan m dengan kilogram pelarut untuk mendapatkan mol zat terlarut, dan bagi massa zat terlarut dengan mol tersebut.

Apa perbedaan antara molaritas dan molalitas?

Molaritas adalah mol per liter larutan dan berubah seiring suhu karena volumenya berubah. Molalitas adalah mol per kilogram pelarut dan tidak berubah. Perhitungan titik didih dan titik beku memakai molalitas; tekanan osmotik memakai molaritas.