MAKALAH FISIKA KIMIA PERUBAHAN KEADAAN TRANSFORMASI ZAT CAMPURAN PDF

Preview

Summary

MAKALAH FISIKA KIMIA PERUBAHAN KEADAAN (TRANSFORMASI FISIKA CAMPURAN SEDERHANA) DOSEN PENGAMPU Saiyidah Mahtari, M.Pd. OLEH KELOMPOK 2 Marlina 1610121220011 Muhammad Hafiz Ridho 1610121210015 Muhammad Lutfi 1610121110005 Wardhatul Jannah 1610121120012 PROGRAM STUDI PENDIDIKAN FISIKA JURUSAN PENDIDIK...

Description

MAKALAH FISIKA KIMIA

PERUBAHAN KEADAAN (TRANSFORMASI FISIKA CAMPURAN SEDERHANA)

DOSEN PENGAMPU Saiyidah Mahtari, M.Pd.

OLEH KELOMPOK 2 Marlina

1610121220011

Muhammad Hafiz Ridho

1610121210015

Muhammad Lutfi

1610121110005

Wardhatul Jannah

1610121120012

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN FISIKA JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN IPA FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN UNIVERSITAS LAMBUNG MANGKURAT BANJARMASIN 2018

i

KATA PENGANTAR

Dengan menyebut nama Allah SWT yang Maha Pengasih lagi Maha Penyayang, penulis panjatkan puja dan puji syukur atas kehadirat-Nya, yang telah melimpahkan rahmat, hidayah dan inayah-Nya kepada penulis, sehingga penulis dapat menyelesaikan makalah tentang “Perubahan Keadaan (Transformasi Fisika Campuran Sederhana)”. Makalah ini telah penulis susun dengan maksimal dan mendapat bantuan dari berbagai pihak terutama dari Ibu Saiyidah Mahtari, M.Pd. selaku dosen pengampu mata kuliah Fisika Kimia sehingga dapat memperlancar pembuatan makalah ini. Terlepas dari semua itu, penulis menyadari sepenuhnya bahwa masih ada kekurangan baik dari segi susunan kalimat maupun tata bahasanya, oleh karena itu dengan tangan terbuka penulis menerima segala saran dan kritik dari pembaca agar penulis dapat memperbaiki makalah ini. Akhir kata kami berharap semoga makalah ini dapat memberikan manfaat dan pengetahuan terhadap pembaca.

Banjarmasin, 5 November 2018

Penulis

ii

DAFTAR ISI

Halaman Sampul ................................................................................................ i KATA PENGANTAR ...................................................................................... ii DAFTAR ISI ..................................................................................................... iii BAB I PENDAHULUAN ................................................................................. 1 A. Latar belakang ........................................................................................ 1 B. Rumusan Masalah .................................................................................. 1 C. Tujuan Penulisan .................................................................................... 1 BAB II PEMBAHASAN .................................................................................. 2 A. GAMBARAN TERMODINAMIKA TENTANG CAMPURAN.......... 2 1. Persamaan Keadaan .......................................................................... 2 2. Kuantitas Molar Parsial .................................................................... 2 3. Termodinamika Pencampuran .......................................................... 4 4. Potensial Kimia Cairan ..................................................................... 6 5. Campuran Cairan .............................................................................. 8 6. Sifat Koligatif ................................................................................... 9 B. CAMPURAN CAIRAN ATSIRI (MUDAH MENGUAP) .................... 15 1. Diagram Tekanan Uap ...................................................................... 15 2. Diagram Temperatur-Komposisi ...................................................... 19 3. Cairan Tak Campur .......................................................................... 21 C. LARUTAN NYATA .............................................................................. 21 1. Aktivitas Pelarut ............................................................................... 21 2. Aktivitas Zat terlarut ......................................................................... 22 BAB III PENUTUP .......................................................................................... 25 A. Kesimpulan ............................................................................................. 25 B. Saran ....................................................................................................... 26 DAFTAR PUSTAKA ....................................................................................... 27

iii

BAB I PENDAHULUAN

A. Latar Belakang Mendidih, membeku, dan perubahan dari grafit menjadi intan merupakan contoh-contoh perubahan fase tanpa perubahan komposisi. Cara alternatif untuk menyatakan arah perubahan ini berasal dari kecenderungan sistem terisolasi yang mengandung zat dan linkungannya untuk berubah searah dengan pertambahan entropi. Walaupun suatu zat mungkin lebih teratur dan entropinya berkurang, seperti ketika zat itu membeku, ada kenaikan entropi pada lingkugannya (sebagai hasil dari pelepasan kalor kepadanya) dan secara keseluruhan, entropi sistem global terisolasi bernilai lebih besar. Misalnya, pada temperatur dan tekanan normal, potensial kimia grafit lebih rendah daripada potensial kimia intan, sehingga ada kecenderungan termodinamik untuk intan berubah menjadi grafit. Uraian di atas merupakan perubahan keadaan untuk zat murni. Sekarang bagaimana kalau perubahan keadaan campuran sederhana. Untuk mengetahui lebih lanjut mengenai perubahan keadaan campuran sederhan, maka disusunlah makalah “Perubahan Keadaan: Transformasi Fisika Campuran Sederhana” ini. B. Rumusan Masalah Berdasarkan latar belakang di atas dapat diambil beberapa rumusan masalah yaitu: 1. Bagaimana gambaran termodinamika tentang campuran? 2. Bagaimana gambaran cairan atsiri yang berkenaan dengan diagram tekanan uap, diagram temperatur-komposisi dan cairan tak campur? 3. Bagaimana larutan nyata pada aktivitas pelarut dan aktivitas zat pelarut? C. Tujuan Penulisan Adapun tujuan dari penulisan makalah ini adalah: 1. Mengetahui gambaran termodinamika tentang campuran. 2. Mengetahui gambaran cairan atsiri yang berkenaan dengan diagram tekanan uap, diagram temperatur-komposisi dan cairan tak campur. 3. Mengetahui larutan nyata pada aktivitas pelarut dan aktivitas zat pelarut.

1

BAB I PEMBAHASAN

A. Gambaran Termodinamika Tentang Campuran 1. Persamaan keadaan Persamaan keadaan suatu sistem ialah hubungan antara variabel-variabel keadaan atau koordinat termodinamika sistem itu pada suatu keadaan seimbang. Keadaan setimbang suatu sistem yang terdiri atas sejumlah gas, ditentukan oleh tekanannya (p), volumenya (V), suhunya (T), dan massanya (m). Besaran-besaran seperti inilah yang disebut variabel keadaan atau koordinat termodinamik. Jadi persamaan keadaan sistem ini secara umum adalah: 𝑓(𝑝, 𝑉, 𝑇, 𝑚) = 0

Jika yang diketahui bukan jumlah massanya melainkan jumlah molnya (n), maka persamaan keadaan itu secara umum adalah: 𝑓(𝑝, 𝑉, 𝑇, 𝑛) = 0

Untuk satu mol gas persamaan keadaannya menjadi 𝑓(𝑝, 𝑉, 𝑇) = 0

2. Kuantitas molar parsial

Sifat molar parsial yang paling mudah digambarkan adalah “volume molar parsial” yaitu kontribusi pada volume dari satu komponen dalam sampel terhadap volume total. a. Volume molar parsial Bayangkan suatu volume yang besar dari air murni. Jika lebih lanjut ditambahkan 1 mol H2O, maka volumenya bertambah 18 cm3 dan kita dapat mengatakan bahwa 18 cm3 mol-1 adalah volume molar air murni. Walaupun demikian, jika kita menambahkan 1 mol H2O ke dalam etanol murni yang volumenya besar, maka pertambahan volumenya hanya 14 cm3. Alasan dari perbedaan kenaikan volume ini adalah volume yang ditempati oleh sejumlah tertentu

molekul

air

bergantung

pada

molekul-molekul

yang

mengelilinginya. Begitu banyak etanol yang ada sehingga setiap molekul H2O dikelilingi oleh etanol murni, kumpulan molekul-molekul itu menyebabkan etanol hanya menempati ruang sebesar 14 cm3. Kuantitas 14

2

cm3 mol-1 adalah volume molar parsial air dalam etanol murni, yaitu volume campuran yang dapat dianggap berasal dari satu komponen. Volume molar parsial komponen suatu campuran berubah-ubah bergantung pada komposisi, karena lingkungan setiap jenis molekul berubah jika komposisinya berubah dari A murni ke B murni. Gambar 1. Volume molar parsial air dan etanol pada temperatur 25℃. Perhatikanlah perbedaan skala (air disebelah kiri, etanol disebelah kanan)

Volume molar parsial VJ dari suatu zat J pada beberapa komposisi umum didefinisikan secara formal sebagai berikut: 𝜕𝑉 𝑉𝐽 = ( ) 𝜕𝑛𝐽 𝑝,𝑇,𝑛′

(1)

Dengan 𝑛𝐽 sebagai jumlah (jumlah mol) J dan subskrip n’

menunjukkan bahwa jumlah semua zat lain tetap. Volume molar parsial

adalah kemiringan grafik volume total, ketika jumlah J berubah, sedangkan tekanan, temperatur, dan jumlah komponen lain tetap. Ketika komposisi campuran berubah sebesar penambahan 𝑑𝑛𝐴 zat A dan 𝑑𝑛𝐵 zat B, maka volume total campuran berubah sebesar: 𝑑𝑉 = (

𝜕𝑉 𝜕𝑉 ) ) 𝑑𝑛𝐴 + ( 𝑑𝑛 𝜕𝑛𝐵 𝑝,𝑇,𝑛𝐴 𝐵 𝜕𝑛𝐴 𝑝,𝑇,𝑛𝐵

= 𝑉𝐴 𝑑𝑛𝐴 + 𝑉𝐵 𝑑𝑛𝐵

(2)

Kita dapat menyatakan volume total campuran V, menggunakan:

b. Fungsi Gibbs molar parsial

𝑉 = 𝑉𝐴 𝑛𝐴 + 𝑉𝐵 𝑛𝐵

(3)

Konsep kuantitas molar parsial dapat diperluas menjadi sembarang fungsi keadaan yang luas. Salah satunya yaitu fungsi Gibbs molar parsial, yaitu potensial kimia. 𝜕𝐺 𝜇𝐽 = ( ) 𝜕𝑛𝐽 𝑝,𝑇,𝑛′

(4)

3

Dengan argumentasi yang sama, yang menghasilkan persamaan 3, fungsi Gibbs total campuran adalah: 𝐺 = 𝑛𝐴 𝜇𝐴 + 𝑛𝐵 𝜇𝐵

(5) Dengan 𝜇𝐴 dan 𝜇𝐵 sebagai potensial kimia pada komposisi campuran.

c. Persamaan Gibbs-Duhem

Jika komposisi berubah sangat sedikit, kita dapat mengharapkan G berubah sebesar: 𝑑𝐺 = 𝜇𝐴 𝑑𝑛𝐴 + 𝜇𝐵 𝑑𝑛𝐵 + 𝑛𝐴 𝑑𝜇𝐴 + 𝑛𝐵 𝑑𝜇𝐵

Walaupun demikian, pada tekanan dan temperatur tetap: 𝑛𝐴 𝑑𝜇𝐴 + 𝑛𝑏 𝑑𝜇𝐵 = 0

Persamaan ini merupakan kasus khusus persamaan Gibbs-Duhem: ∑ 𝑛𝐽 𝑑𝜇𝑗 = 0

(6)

𝐽

Hasil ini mempunyai arti potensial kimia campuran tidak dapat berubah secara bebas: dalam campuran biner, jika satu komponen bertambah, komponen yang lain berkurang. Alasan yang sama seperti itu berlaku pada semua kuantitas molar parsial. d. Volume molar parsial negatif Satu peringatan terakhir: volume molar dan entropi molar selalu positif, tetapi kuantitas molar parsial yang bersangkutan tidak perlu demikian. Contohnya, volume molar parsial batas MgSO4 (volume molar parsialnya dalam batas konsentrasi nol) adalah -1,4 cm3 mol-1, yang berarti penambahan 1 mol gas MgSO4 ke dalam air yang volumenya besar menghasilkan pengurangan volume sebesar 1,4 cm3. Penyusutan terjadi karena garam itu memutukan struktur air yang terbuka ketika ion-ionnya terhidrasi, sehingga volumenya sedikit menyusut. 3. Termodinamika pencampuran a. Fungsi Gibbs pencampuran Misalkan jumlah dua gas sempurna dalam dua wadah adalah 𝑛𝐴 dan

𝑛𝐵 ; keduanya pada temperatur T dan tekanan p. Pada tahap ini, potensial

kimia kedua gas mempunyai nilai yang “murni” dan fungsi Gibbs sistem total adalah

4

𝐺𝑖 = 𝑛𝐴 𝜇𝐴 + 𝑛𝐵 𝜇𝐵

= 𝑛𝐴 (𝜇𝐴𝑜 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛

𝑃𝐴 𝑃 𝑜 ) + 𝑛 (𝜇 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 ) 𝐵 𝐵 𝑃𝑜 𝑃𝑜

Sesudah pencampuran, setiap gas memberikan tekanan parsial 𝑃𝐽 ,

dengan 𝑝𝐴 + 𝑝𝐵 = 𝑝. Fungsi Gibbs total berubah menjadi: 𝐺𝑓 = 𝑛𝐴 (𝜇𝐴𝑜 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛

𝑃𝐵 𝑃𝐴 ) + 𝑛𝐵 (𝜇𝐵𝑜 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑜 ) 𝑜 𝑃 𝑃

Selisih 𝐺𝑓 − 𝐺𝑖 adalah fungsi Gibbs pencampuran ∆𝐺𝑚𝑖𝑥 , yaitu ∆𝐺𝑚𝑖𝑥 = 𝑛𝐴 𝑅𝑇 𝑙𝑛

𝑃𝐵 𝑃𝐴 + 𝑛𝐵 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑃 𝑃

Kita dapat menggantikan 𝑛𝐽 dengan 𝑥𝐽 𝑛 dan menggunakan hukum

Dalton untuk menuliskan menghasilkan

𝑃𝐽 ⁄ = 𝑋𝐽 untuk setiap komponen yang 𝑃

∆𝐺𝑚𝑖𝑥 = 𝑛𝑅𝑇(𝑥𝐴 𝑙𝑛𝑥𝐴 + 𝑥𝐵 𝑙𝑛𝑥𝐵 )

(7)

Karena fraksi mol tidak pernah lebih dari 1, maka logaritma persamaan ini bernilai negatif, dan ∆𝐺𝑚𝑖𝑥 < 0. Artinya gas sempurna bercampur secara spontan dengan segala proporsi.

b. Fungsi pencampuran termodinamik yang lain Ungkapan kuantitatif untuk ∆𝐺𝑚𝑖𝑥 memungkinkan kita menghitung

entropi pencampuran ∆𝑆𝑚𝑖𝑥 . Karena (𝜕𝐺⁄𝜕𝑇)

persamaan 7, untuk campuran gas sempurna

𝜕∆𝐺𝑚𝑖𝑥 ) ∆𝑆𝑚𝑖𝑥 = − ( 𝜕𝑇 𝑝,𝑛𝐴 ,𝑛𝐵

𝑝,𝑛

= −𝑆, maka dari

= −𝑛𝑅(𝑥𝐴 𝑙𝑛𝑥𝐴 + 𝑥𝐵 𝑙𝑛𝑥𝐵 )

(8)

Karena ln 𝑥 < 0, maka ∆𝑆𝑚𝑖𝑥 > 0. Inilah yang kita harapkan jika satu

gas tersebar ke dalam gas lain dan sistem itu menjadi lebih kacau balau.

Entropi pencampuran ∆𝑯𝒎𝒊𝒙 dari dua gas sempurna bias diketahui dari

∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇 ∆𝑆 (karena ∆𝑇 = 0 untuk proses isotermal). Dari persamaan 7

dan 8, kita mendapatkan:

∆𝐻𝑚𝑖𝑥 = 0 (𝑝, 𝑇 𝑡𝑒𝑡𝑎𝑝)

Entalpi pencampuran bernilai nol, seperti yang kita harapkan untuk sistem yang antar partikel-partikelnya tidak ada interaksi. Jadi, pendorong

5

untuk pencampuran seluruhnya berasal dari kenaikan entropi sistem (karena ∆𝐻𝑚𝑖𝑥 = 0, maka entropi lingkungan tidak berubah).

Perubahan volume yang menyertai pencampuran, ∆𝑉𝑚𝑖𝑥 , dapat

diketahui dengan menggunakan (𝜕𝐺⁄𝜕𝑃)

𝑇,𝑛

= 𝑉. Karena untuk gas

sempurna ∆𝐺𝑚𝑖𝑥 tidak bergantung pada tekanan, maka: ∆𝑉𝑚𝑖𝑥 = 0 (𝑝, 𝑇 𝑡𝑒𝑡𝑎𝑝)

Ini juga memang diharapkan untuk sistem tanpa interaksi. Karena tidak ada perubahan volume maupun entalpi pencampuran, dan pada tekanan tetap ∆𝐻 = ∆𝑈 + 𝑝 ∆𝑉, maka energi dalam pencampuran ∆𝑈𝑚𝑖𝑥 juga nol: 4. Potensial kimia cairan

∆𝑈𝑚𝑖𝑥 = 0 (𝑝, 𝑇 𝑡𝑒𝑡𝑎𝑝)

a. Larutan ideal Kimia memberi notasi kuantitas yang berhubungan dengan zat murni dengan superskrip *, sehingga potensial kimia campuran murni A adalah 𝜇𝐴∗ (𝑙). Karena tekanan uap cairan murni adalah 𝑃𝐴∗ maka potensial kimia A

𝑝∗ dalam uap adalah 𝜇𝐴𝑜 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 ( 𝐴⁄𝑝𝑜 ). Pada kesetimbangan, kedua potensial

kimia ini sama, sehingga kita dapat menuliskan: 𝜇𝐴∗ (𝑙)

=

𝜇𝐴𝑜

𝑃𝐴∗ + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑜 𝑃

Jika zat lain juga ada dalam cairan, potensial kimia A dalam cairan adalah 𝜇𝐴 (𝑙) dan tekanan uapnya adalah 𝑃𝐴 . Dalam hal ini, 𝜇𝐴 (𝑙) = 𝜇𝐴𝑜 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛

𝑃𝐴 𝑃𝑜

Selanjutnya, kita gabungkan dua persamaan untuk menghilangkan potensial kimia standar gas, dan diperoleh

Ahli perbandingan

kimia

𝜇𝐴 (𝑙) = 𝜇𝐴∗ + 𝑅𝑇 𝑙𝑛

Perancis

Francois

𝑃𝐴 𝑃𝐴∗

Raoult

(9) menemukan

bahwa

𝑃𝐴 ⁄𝑃∗ sebanding dengan fraksi mol A dalam cairan. Hukum 𝐴

Raoult sama hubungan ini biasanya ditulis: 𝑃𝐴 = 𝑥𝐴 𝑃𝐴∗

(10)

6

Gambar 2. (a) Tekanan uap total dan kedua tekanan uap parsial dari campuran biner ideal, sebanding fraksi mol komponen-komponennya. (b) Dua cairan yang serupa, dalam hal ini benzena dan toluena (metil benzena), perilaku hampir ideal.

Bentuk grafiknya dapat anda lihat pada Gambar 2a. Beberapa campuran mentaati hukum Raoult dengan sangat baik,khususnya jika sifat kimia komponen-komponennya serupa (Gambar 2b). Campuran yang mentaati hukum tersebut di seluruh rentang komposisinya dari A murni sampai B murni disebut larutan ideal. Jika menuliskan persamaan yang berhubungan dengan larutan ideal, kita akan memberinya tanda dengan superskrip o, seperti pada persamaan 10. Untuk larutan ideal, sebagai kelanjutan dari persamaan 9 dan 10,

b. Larutan encer ideal

𝜇𝐴 (𝑙) = 𝜇𝐴∗ (𝑙) + 𝑅𝑇 ln 𝑥𝐴

(11)

Dalam larutan ideal, zat terlarut seperti juga pelarutnya, memenuhi hukum Raoult. Walaupun demikian, dalam larutan nyata dengan konsentrasi rendah, walaupun tekanan uap zat terlarut sebanding dengan fraksi molnya, kemungkinan kurvanya tidak sama dengan tekanan uap zat murni (Gambar 3). Kebergantungan linear tetapi berbeda ini ditentukan oleh ahli kimia Inggris, William Henry, dan sekarang disebut Hukum Henry. 𝑝𝐵 = 𝑥𝐵 𝐾𝐵

(12)

𝑥𝐵 adalah fraksi mol zat terlarut dan 𝐾𝐵 adalah konstanta (dengan

dimensi tekanan) yang dipilih supaya grafik tekanan uap B terhadap fraksi

molnya merupakan garis singgung kurva eksperimen pada 𝑥𝐵 = 0 (Gambar 7

3). Campuran yang mentaati hukum Henry bersifat ideal, dalam arti yang berbeda dengan campuran yang mentaati hukum Raoult, dan disebut larutan encer ideal. Gambar 3. Jika suatu komponen (pelarut) mendekati murni, komponen itu berperilaku sesuai dengan hukum Raoult dan mempunyai tekanan uap yang sebanding dengan fraksi mol, dengan kemiringan kurvanya 𝑝∗ .

5. Campuran cairan a. Fungsi pencampuran ideal Fungsi Gibbs pencampuran dua cairan untuk membentuk larutan ideal dihitung dengan cara yang sama seperti untuk dua gas. Jika cairan terpisah, fungsi Gibbs totalnya adalah: 𝐺𝑖 = 𝑛𝐴 𝜇𝐴∗ (𝑙) + 𝑛𝐵 𝜇𝐵∗ (𝑙)

Jika cairan itu dicampur, potensial kimia masing-masing dapat diketahui dari persamaan 11, dan fungsi Gibbs totalnya adalah: 𝐺𝑓 = 𝑛𝐴 {𝜇𝐴∗ (𝑙) + 𝑅𝑇 ln 𝑥𝐴 } + 𝑛𝐵 {𝜇𝐵∗ (𝑙) + 𝑅𝑇 ln 𝑥𝐵 }

Konsekuensinya, fungsi Gibbs pencampuran adalah ∆𝐺𝑚𝑖𝑥 = 𝑛𝑅𝑇(𝑥𝐴 ln 𝑥𝐴 + 𝑥𝐵 ln 𝑥𝐵 )

(13)

Dengan 𝑛 = 𝑛𝐴 + 𝑛𝐵 .

Persamaan 13 ini sama dengan persamaan untuk dua gas sempurna,

dan semua kesimpulan untuk gas tersebut berlaku pula di sini: pendorong terjadinya pencampuran adalah naiknya entropi sistem ketika partikelpartikel bercampur, entalpi dan energi dalam pencampuran bernilai nol, dan tidak ada perubahan volume.

8

b. Fungsi kelebihan Larutan nyata terdiri atas partikel-partikel yang interaksi A – A, A – B, dan B – B semua berbeda. Jika cairan bercampur, selain ada perubahan entalpi ada juga kontribusi tambahan pada perubahan entropi, yang berasal dari berkumpulnya partikel-partikel sejenis yang tidak bercampur secara bebas dengan yang lain. Jika perubahan entalpinya besar dan positif (dan pencampuran bersifat endoterm), atau jika perubahan entropinya kecil dan negatif (karena penyusunan ulang partikel yang menghasilkan campuran teratur) maka fungsi Gibbs pencampuran dapat positif. Dalam hal ini, pemisahan terjadi secara spontan dan cairan mungkin tidak tercampur.

Gambar 4. Fungsi kelebihan eksperimen pada temperature 25℃. (a) 𝐻 𝐸 untuk benzene/sikloheksana. untuk (b) 𝑉𝐸 tetrakhloroetena/siklop entana.

Alternatif lain, cairan-cairan itu mungkin tercampur sebagian, yang berarti bahwa cairan itu hanya tercampur pada rentang komposisi tertentu. Sifat termodinamika larutan nyata dapat dinyatakan berkenaan dengan fungi kelebihan (GE, SE, dan sebagainya), yaitu selisih antara fungsi pencampuran termodinamika yang diamati dengan fungsi untuk larutan ideal. Sebagai contohnya dalam hal ini kelebihan entropi, 𝑆 𝐸 = ∆𝑆𝑚𝑖𝑥 + 𝑛𝑅(𝑥𝐴 ln +𝑥𝐵 ln 𝑥𝐵 )

(14)

Penyimpangan fungsi kelebihan dari nol menunjukkan sampai di mana larutan itu tak ideal. Dalam hubungan ini, sistem model yang berguna adalah larutan biasa, di mana 𝐻 𝐸 ≠ 0 tetapi 𝑆 𝐸 = 0. 6. Sifat koligatif Sifat-sifat koligatif larutan ialah sifat-sifat larutan yang hanya ditentukan oleh jumlah partikel dalam larutan dan tidak tergantung jenis partikelnya. 9

a. Ciri-ciri umum sifat koligatif Kita membuat dua asumsi. Asumsi pertama: zat terlarut tidak mudah menguap, sehingga tidak memberi kontribusi pada uapnya. Asumsi kedua: zat terlarut tidak larut dalam pelarut padat. Sifat koligatif berasal dari pengurangan potensial kimia pelarut cair akibat adanya zat terlarut. Potensial kimia uap dan padatan tak berubah dengan adanya zat terlarut yang tak larut dan tak mudah menguap. Gambar 5 menunjukkan bahwa kesetimbangan cair uap terjadi pada temperatur lebih tinggi (maka titik didih naik) dan kesetimbangan padat cair terjadi pada temperature lebih rendah (maka titik beku turun)

Gambar 5. Potensial kimia pelarut dengan adanya zat terlarut.

Dasar secara fisik dari penurunan potensial kimia bukanlah energi interaksi dari zat terlarut dan partikel-partikel pelarut, karena penurunannya ini juga terjadi pada larutan ideal (yang mempunyai entalpi pencampuran nol). Jika bukan efek entalpi, pasti ini merupakan efek entropi. Efek zat terlarut muncul dalam bentuk turunnya tekanan uap dan na...