Kenaikan Titik Didih Molal Bergantung Pada

Kenaikan Titik Didih Molal Bergantung Pada

Puas musim 1880-an
F.M. Raoult, sendiri ahli ilmu pisah Prancis, menyatakan bahwa melumerkan zat terlarut punya bilyet menurunkan impitan uap dari pelarut.

Pernyataan Bunyi Hukum Raoult

Adapun bunyi
syariat Raoult
yang berkaitan dengan penerjunan tekanan uap yakni andai berikut.

1). Penerjunan tekanan uap jenuh tidak mengelepai pada jenis zat yang dilarutkan, namun tersangkut pada jumlah anasir zat terlarut.

2). Penjatuhan impitan uap jenuh berbanding lurus dengan fraksi mol zat yang dilarutkan.

Pengaturan Hawa Puas Impitan Uap Varietas Air

Tekanan Uap Jenuh Air pada Bineka Guru boleh dilihat sreg gambar grafik berikut;

Kontrol Hawa Puas Tekanan Uap Variasi Air

Konotasi Resan Kologatif.

Aturan koligatif ialah resan – sifat raga hancuran yang hanya mengelepai plong konsentrasi pertikel zat terlarut, tak karena jenisnya.

Macam Kologatif Enceran

Resan koligatif cair terdiri semenjak dua jenis, ialah sifat koligatif enceran elektrolit dan aturan koligatif larutan nonelektrolit.

Pada pemusatan yang proporsional, Hancuran elektrolit mempunyai resan koligatif nan lebih lautan daripada hancuran nonelektrolit. Peristiwa ini disebabkan karena enceran elektrolit mempunyai jumlah pertikel yang lebih banyak.

sifat-koligatif-larutan-elektrolit — kebiasaan-koligatif-hancuran-elektrolit

Aturan Kologatif Penjatuhan Tekanan Uap Jenuh

Tekanan uap satu zat adalah impitan nan ditimbulkan maka terbit itu uap jenuh zat tersebut. Semakin tinggi temperature, maka semakin janjang tekanan uapnya. Apabila zat terlarut tidak menguap, maka impitan uap cair akan menjadi lebih invalid ketimbang tekanan uap pelarutnya.

Rumus Penjatuhan Tekanan Uap

Cedera tekanan uap antara uap pelarut nirmala dengan tekanan uap cair disebut sebagai penerjunan impitan uap enceran. Kondisi ini dapat ditulis internal persamaan matematika bak berikut:

∆P = P

– P

∆P = penghamburan impitan uap enceran

P

= tekanan uap pelarut putih

P = tekanan uap larutan

Berlandaskan Raoult, jikalau zat terlarut tidak menguap, maka penurunan tekanan uap larutan setimbang dengan fraksi mol zat terlarut. Padahal impitan uap larutan sebabat dengan fraksi mol pelarut.

P = X_p

. P

∆P = X_horizon

. P

X_p

= fraksi mol pelaarut

X_cakrawala = fraksi mol terlarut

Adanya zat terlarut akan menempatkan impitan uap pelarut.

Sifat Kologatif Kenaikkan Titik Didih

Tutul didih suatu zat cair yaitu guru pada ketika tekanan uap jenuh zat larutan tersebut setolok dengan impitan luar maupun mega di sekitarnya.

Jika tekanan uap sebagai halnya impitan luar, maka ruap uap nan terbentuk dalam cairan dapat menyorong diri ke permukaan menjurus fase gas.

Nan dimaksud dengan titik didih ialah titik didih lazim, yaitu titik didih pada impitan 760 mmHg. Titik didih jamak air ialah 100
^{udara murni}C.

Rumus Kenaikan Tutul Didih

Kenaikan noktah didih hanya terampai lega jenis pelarut dan molalitas cair, lain tergantung pada macam zat terlarut.

Untuk enceran encer, kontak antara kenaikan titik didih dengan molalitas cairan dinyatakan sebagai berikut

Cairan n kepunyaan tutul didih lebih panjang dan bintik beku lebih terbatas daripada pelarutnya. Beda tutul didih antara hancuran dengan pelarut disebut kenaikkan titik didih.

∆Tb = Kb . m

∆Tb = Tb_enceran– Tb_pelarut

∆Tb = kenaikkan tutul didih hancuran

Kb = tetapan kenaikkan bintik didih molal

m = molalitas

Tb = titik didih

Putusan Pertambahan Bintik Didih Molal Kb

Putusan pertambahan bintik didih molal Kb adalah nilai kenaikan noktah didih takdirnya molalitas larutan sebesar 1 molal. Kredit Kb ini tersangkut sreg jenis pelarut.

Kebiasaan Kologatif Penerjunan Titik Beku

Titik beku enceran ialah suhu lega ketika tekanan uap cair setimpal dengan tekanan uap padatannya. Tekanan asing lain terlalu berpengaruh pada bintik beku. Pada tekanan 760 mmHg, air memadat sreg suhu 0
^{udara murni}C,

Rumus Penghamburan Tutul Beku

Titik beku hancuran lebih adv minim dibandingkan dengan tutul beku pelarutnya. Penghamburan titik beku larutan nonelektrolit boleh dinyatakan dalam kemiripan berikut:

∆Tf = Kf . m

∆Tf = Tf_pelarut– Tf_enceran

∆Tf = penurunan titik beku cair

Kf = tetapan penjatuhan titik beku molal

m = molalitas

Tf = bintik beku

Putusan Penghamburan Bintik Beku Molal Kf

Tetapan penuruan noktah beku molal Kb yaitu poin penurunan titik beku takdirnya molalitas cair sebesar 1 molal.

Resan Kologatif Impitan Osmotik

Osmotic adalah perpindahan air melangkaui membrane semipermeable berasal bagian yang lebih encer ke fragmen yang bertambah pekat.

Tekanan osmotic ialah impitan nan harus diberikan pada satah hancuran untuk mencegah terjadinya osmosis dari pelarut steril.

Rumus Tekanan Osmosis

Tekanan osmotik bergantung puas konsentrasi dan enggak puas jenis elemen zat terlarut. Menurut Van’falak Hoof, impitan osmotik larutan luluh dapat dihitung dengan rumus nan serupa dengan paralelisme gas abstrak.

Besarnya tekanan osmotic bisa dinyatakan dengan menggunakan rumus perumpamaan berikut

P = M . R . Ufuk

M = molaritas cairan (mol/L)

R = 0,082 L atm mol^-1

K^-1

Ufuk = temperature Kelvin

Larutan Elektrolit

Elektrolit yaitu zat nan larutannya privat air ataupun leburannya bisa menghantarkan peredaran elektrik. Beralaskan derajat ionisasinya, elektrolit digolongkan menjadi tiga, yakni

Hancuran Elektrolit Kuat Dan Contohnya

Elektrolit langgeng, elektrolit yang n domestik air tercerai teoretis. Contoh HNO₃, HCl, H₂SO₄, NaOH, dan MgCl₂.

Larutan Elektrolit Ruai Dan Contohnya

Elektrolit lemah, elektrolit yang kerumahtanggaan air tergerai sangat adv minim, sebagaimana asam-asam organik (asam propionat dan senderut benzoat), HCN, NH₄OH, dan HClO.

Elektrolit Antara Lunglai Abadi Dan Contohnya

Elektrolit yang terletak antara a dan b, sebagaimana o-klorobenzoat, udara murni-nitro benzoat, dan bersut siano asetat.

Sifat Koligatif Enceran Elektrolit

Lega pemfokusan yang setinggi, jumlah anasir cairan elektrolit bertambah besar dibandingkan dengan larutan nonelektrolit.

Sreg hancuran elektrolit terwalak perbandingan antara biji rasam koligatif yang terukur semenjak suatu larutan elektrolit dengan biji sifat koligatif nan diharapkan semenjak suatu larutan nonelektrolit plong konsentrasi yang sejajar.

Faktor Van’n Hoff

Perbandingan sifat koligatif larutan elektrolit yang ternilai dengan resan koligatif cair nonelektrolit nan diharapkan puas konsentrasi nan proporsional disebut
Faktor Van’lengkung langit Hoff.
Perimbangan tersebut baku dinotasikan dengan leter “i”.

Rumus Faktor Van’cakrawala Hoff Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah yang bukan terionisasi dengan acuan, maka nilai i-nya dapat ditinjau berbunga derajat ionisasinya.

i = 1+(z – 1) α

Dengan demikian derajat ionisasi dapat dinyatakan dengan menunggangi rumus sebagai berikut.

α = (i – 1)/(z – 1)

α = derajat ionisasi

i = faktor Van’t Hoff

z = jumlah ion hasil ionisasi, koefisien reaksi ionisasi

Rumus Faktor Van’horizon Hoff Elektrolit Lestari

Kalau elektrolit kuat terionisasi acuan, maka derajat ionisasinya ialah α = 1

Sehingga skor i dapat dinyatakan perumpamaan berikut:

i = 1 + (z – 1)

Biji z cerbak didefinisikan bagaikan kuantitas ion ataupun jumlah jumlah koefisien ruas kanan reaksi

z = 2 (cairan biner)

z = 3 (cairan terner)

z = 4 (larutan kuartener)

z = 5 (larutan pentaner)

Nilai α derajat ionisasi larutan

α = 1 (larutan elektrolit awet)

α = 0 (larutan nonelektrolit)

0 < α < 1 (larutan elektrolit teklok)

Contoh Menentukan z dan i Pada Reaksi Ionisasi Elektrolit Awet.

Ionisasi NaCl

1 mol NaCl → 1 mol Na⁺

+ 1 mol Cl^–

z = 1 (ion Na⁺) + 1 (ion Cl^–) = 2

poin i bikin NaCl adalah

i = 1 + (2 – 1) = 2

Ionisasi CaCl₂

1 mol CaCl₂

→ 1 mol Ca²⁺

+ 2 mol Cl^–

z = 1 (ion Ca²⁺) + 2 (ion Cl^–)

nilai i bakal CaCl₂

yaitu

i = 1 + (3 – 1) = 3

Ionisasi AlCl₃

1 mol AlCl₃

→ 1 mol Al³⁺

+ 3 mol Cl^–

z = 1 (ion Al³⁺) + 3 (ion Cl^–)

nilai i buat AlCl₃adalah

i = 1 + (4 – 1) = 4

Sifat koligatif cair elektrolit dapat dinyatakan intern kemiripan – paralelisme berikut. Skor rasam koligatif merupakan skor sifat koligatif dikali dengan Factor Van’t Hoff. Sehingga persamaan bagi enceran elektrolit menjadi seperti mana berikut:

Penurunan Tekanan Uap Jenuh Larutan Elektrolit

Rumus penurunan impitan uap jenuh dengan mempekerjakan faktor Van’t Hoff hanya dolan cak bagi fraksi mol zat terlarutnya semata-mata (zat elektrolit yang mengalami ionisasi), sementara itu pelarut air tidak terionisasi.

Rumus Penjatuhan Impitan Uap Cairan Elektrolit

∆P = X_{lengkung langit}

. P

. i

Rumus Kenaikkan Titik Didih Enceran Elektrolit

Kenaikan tutul didih dan penurunan tutul beku untuk larutan elektrolit dikalikan dengan Faktor Van’t Hoff sama dengan kemiripan berikut

∆Tb = Kb . m . i

Rumus Penghamburan Titik Beku Larutan Elektrolit

∆Tf = Kf . m . i

Rumus Impitan Osmosis Cair Elektrolit

Tekanan osmotik bikin cairan elektrolit diturunkan dengan mengalikan Faktor Van’falak Hoff semacam itu juga berikut

P = M . R . Falak . i

1). Acuan Pertanyaan Sifat Kologatif: Estimasi Impitan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Dalam Air

Hitunglah impitan uap enceran 4 mol sukrosa n domestik 100 mol air puas 300 °C sekiranya impitan uap akuades pada 300 °C merupakan 31,80 mmHg.

Diketahui

mol.t = mol gula = 4 mol

mol.p = mol air = 100 mol

Horizon = 300
C

P

= 31,80 mmHg

Cak menjumlah Fraksi Mol Sakarosa Sebagai Zat Terlarut

Fraksi mol sukrosa dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut

x_cakrawala

= mol.tepi langit/(mol.horizon + mol.p)

x_t

= fraksi mol telarut (mol sukrosa)

x_falak

= 4/(4 + 100)

x_t

= 0,0385

Menghitung Fraksi Mol Air Misal Pelarut

x_p

= fraksi mol air (pelarut)

x_p= 1 – 0,0385

x_p= 0,9615

Rumus Menghitung Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit

Tekanan uap enceran nonelektrolit boleh dihitung dengan menunggangi pertepatan rumus berikut

P = x_p P

P = 0,962 × 31,8 mmHg

P = 30,59 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan ialah 30,59 mmHg.

2). Abstrak Tanya Sifat Kologatif: Rekapitulasi Penurunan Impitan Uap Enceran Nonelektrolit

Sebanyak 648 gram sakarosa C₁₂H₂₂Ozon₁₁

dilarutkan intern 1800 gram air. Bila impitan uap jenuh air adalah 31,82 mmHg, hitunglah

a). tekanan uap larutan (P);

b). penjatuhan impitan uap (ΔP)

Diketahui

massa sakarosa = 648 gram

konglomerat air = 1800 gram

Ar C = 12,

Ar H = 1,

Ar O = 16

Mr sukrosa = 12(12) + 22(1) + 11(16)

Mr sakarosa = 342

Mr air = 2(1) + 16

Mr air = 18

Menghitung Jumlah Mol Sukrosa Dan Jumlah Mol Air

Mol sukrosa dan sir dihitung dengan menunggangi rumus berikut

Jumlah mol gula (mol.horizon) merupakan

mol.t = 684/342

mol.t = 2 mol

Jumlah mol air (mol.p)

mol.p = 1800/18 = 100 mol

Mengitung Fraksi Mol Pelarut (Air) Larutan Nonelektrolit

x_P

= mol.p/(mol.tepi langit + mol.p)

x_P

= 100/(2 + 100)

x_P

= 0,98

Jadi fraksi mol air umpama pelarut merupakan 0,98

Menghitung Tekanan Uap Larutan Nonelektrolit Sukrosa Privat Air

Impitan uap larutan nonelektrolit dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut

P = x_P

P

P = 0,98 x 31,82

P = 31,18 mmHg

Jadi, impitan uap larutan kologatif sukrosa air adalah 30,60 mmHg

Menghitung Penurunan Tekanan Uap Cair Nonelektrolit Gula Kerumahtanggaan Air

Besarnya penurunan cair nonelektrolit boleh dirumuskan dengan paralelisme berikut

ΔP = P

– P

ΔP = 31,82 – 31,18

ΔP = 0,64 mmHg

Kaprikornus, penurunan impitan uap cair adalah 0,64 mmHg

3). Komplet Tanya Anggaran Penurunan Tekanan Uap Cair Thiourea

Hitunglah penurunan tekanan uap yang dibuat semenjak pelarutan 15,2 g thiourea (Mr CH₄N₂S = 76) ke kerumahtanggaan 108 g air (impitan uap air plong 25°C yaitu 23,76 mmHg).

Diketahui

m thiourea = 15,2 gram

m air = 108 gram

P =23,76 mmHg

Mr thiourea = 76

Rumus Menotal Kuantitas Mol Thiourea Dan Besaran Mol Air

Total mol thiourea dan air dapat dihitung dengan rumus berikut

Jumlah mol thiourea adalah

mol tiourea = mol.ufuk

mol.suku langit = 15,2/76 = 0,2 mol

Jumlah mol air merupakan

mol air = mol.p

mol.p = 108/18 = 6 mol

Cak menjumlah Fraksi Mol Air Dan Fraksi Mol Thiourea

Fraksi mol air dapar dihitung dengan kemiripan berikut:

x_P

= mol.p/(mol.p + mol.n)

x_P = 6/(6 + 0,2)

x_P

= 0,9677

Jadi, fraksi mol air andai pelarut adalah 0,9677

Fraksi mol thiourea yaitu

x_{lengkung langit}

= 1 – x_P

x_n= 1 – 0,9677

x_{lengkung langit}

= 0,0323

Rumus Menghitung Tekanan Uap Larutan Thiourea Air

Impitan uap cair nonelektrolit thiourea dan air bisa dinyatakan dengan menunggangi rumus berikut

P = x_P

P

P = 0,9677 x 23,76

P = 22,99 mmHg

Kaprikornus tekanan uap cairan tiourea air yaitu 22,99 mmHg

Rumus Menghitung Penerjunan Tekanan Uap Larutan Maka bersumber itu Thiourea

Penurunan impitan uap larutan nonelektrolit bisa dinyatakan dengan menunggangi rumus berikut

ΔP = (23,76 – 22,99) mmHg

ΔP = 0,7665 mmHg

Jadi, impitan uap air turun dengan adanya thiourea. Besarnya penurunan tekanan uap adalah 0,7665 mmHg

4). Hipotetis Pertanyaan Menghitung Penghamburan Tekanan Uap Jenuh Air Makanya Glokosa

Tentukan penurunan impitan uap jenuh larutan 10% konglomerasi glukosa (C₆H₁₂O₆) n domestik 360

gram air, kalau diketahui impitan nyamur pada suhu 25 °C adalah 24 mmHg

Diketahui

P

= 24 mmHg

komposit air = 360 gram

Menentukan Massa Relatif Mr Dan Jumlah Mol Glukosa

Mr Glokosa = 6(12) + 12(1) + 6(16)

Mr Glokosa = 180

Total Mol Glukosa

n Glukosa = (10% x 360)/180

cakrawala Glukosa = 0,2 mol

Menentukan Jumlah Mol Air

horizon Air = (90% x 360)/18

n Air = 18 mol

Menentukan Fraksi Mol Glukosa Internal Larutan

x_t

= 0,2/(18 + 0,2)

x_{tepi langit}

= 0,0109

Menentukan Penjatuhan Tekanan Uap Cair Glokosa

ΔP = x_falak

P

ΔP = 0,0109 x 24 mmHg

ΔP = 0,2637 mmHg

Jadi penghamburan tekanan uap larutan glukosa adalah 0,2637 mmHg

Konseptual Pertanyaan Sifat Kologatif Ancangan Kenaikkan Titik Didih Hancuran Nonelektrolit

Hitunglah titik didih larutan nonelektrolit nan mengandung 36 g glukosa C₆H₁₂Udara murni₆. dalam 500 g air. Kb air merupakan 0,52 °C/m

Diketahui

(Ar C = 12 g/mol,

Ar H = 1g/mol, dan

Ar O = 16 g/mol).

Kb air = 0,52 °C/m

Tb.air = 100
C

massa glukosa = 36 gram

massa air = 500 gram

Menghitung Mr Glukosa dan Mr Air

Mr glukosa = 6(12) + 12(1) + 6(16)

Mr glukosa = 180

Mr Air adalah

Mr air = 2(1) + 16

Mr air = 18

Cak menjumlah Molalitas Laruta Nonelektrolit Glukosa Privat Air

Molalitas glokosa intern 500 gram air bisa dirumuskan dengan menunggangi paralelisme berikut

Molalitas glukosa = (m/Mr) x (1000/m.p)

m.p = komposit pelarut (air)

Molal glukosa = (36/180)/(1000/500)

Molal glukosa = 0,4 m

Prediksi Kenaikkan Titik Didih Enceran Nonelektrolit Glukosa Air

Kenaikkan temperature didih air pasca- penyisipan glokosa bisa dirumuskan dengan kemiripan berikut

ΔT_b

= Kb x m

ΔT_b

= 0,52 x 0,4

ΔT_b

= 0,208
^0C

Menotal Bintik Didih Cairan Nonelektrolit Glukosa Air

Tutul didih larutan glukosa air nan mengandung glukosa dan air boleh dihitung dengan memperalat kemiripan berikut

ΔTb = Tb_hancuran

– Tb_pelarut

maupun

Tb.lar = 100 + ΔTb

Tb.lar = 100 + 0,208

Tb.lar = 100,208
C

Makara, bintik didih cair merupakan
100,208 °C.

Contoh Soal Pehitungan Kenaikkan Master Didih Larutan Terbuat Urea Dan Air

Tentukan bintik didih cairan nonelektrolit yang dibuat dari 45 gram urea CO(NH₂)₂

dalam 250 gram air.

Diktahui

m urea = 45 gram

Kb air = 0,52 °C/m

Ar C = 12

Ar H = 1

Ar Ozon = 16

Ar Cakrawala = 14

Tb.air = 100
C

konglomerat urea = 45 gram

konglomerasi air = 250 gram

Massa Relatif Atom Mr Urea Dan Air

Mr Urea = 12 + 16 +2(14+2(1))

Mr Urea = 60

Mr air = 18

Cak menjumlah Molalitas Urea

Molalitas Urea dihitung dengan cara begitu juga beriktut

Molalitas urea = (45/60)(1000/250)

Molalitas urea = 3 m

Menotal Kenaikkan Master Tutul Didih Cairan Nonelektrolit Urea Dan Air

Kenaikkan titik didih larutan nonelektrolit nan terbuat dari urea dan air boleh dirumuskan dengan persamaan berikut

ΔT_b

= Kb x m

ΔT_b

= 0,52 x 3

ΔT_b

= 1,56
C

Kaprikornus, Kenaikkan titik didih air setelah penambahan urea adalah 1,56
C

Menotal Tutul Didih Hancuran Nonelektrolit Urea Dalam Air

Tutul didih cairan nonelektrolit nan terbuat dari air ditambah urea bisa dinyatakan dengan paralelisme berikut

ΔTb = Tb_larutan

– Tb_pelarut

atau

Tb.lar = 100 + ΔTb

Tb.lar = 100 + 1,56

Tb.lar = 101,56
C

Bintang karkata, bintik didih air setelah ditambah urea yakni 101,56
C

Acuan Cak bertanya Penjatuhan Titik Beku Larutan Nonelektrolit Urea Dan Air

Berapakah titik beku larutan nan terbuat dari 24 g urea CO(NH₂)₂

dan 200 g air. Kf air yaitu 1,86 °C/m

Diketahui

komposit molar urea = Mr

Mr urea = 60 g/mol,

Kf air = 1,86 °C/m

m urea = 24 g

m air = 200 g = 0,2 kg

Menghitung Molalitas Urea

Molalitas urea bisa dihitung dengan menggunakan rumus berikut

Molalitas urea = mol urea/konglomerat air (kg)

Kuantitas mol urea adalah

mol urea = 24/60

mol urea = 0,4 mol

Jumlah Molalitas urea ialah

Molalistas urea = 0,4/0,2

Molalitas urea = 2 m

Rumus Menghitung Penghamburan Titik Beku Cair Nonelektrolit Urea Internal Air

Titik beku larutan
Nonelektrolit

yang terbuat dari urea dan air dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut

ΔTf =Kf x m

ΔTf = 1,86 °C/m × 2 m

ΔTf = 3,72 °C

Bintang sartan, penerjunan noktah beku larutan 3,72 °C

Menghitung Titik Beku Enceran Urea dan Air

Titik beku pelarut (air) ialah 0
C jadi, noktah beku enceran adalah

ΔTf = Tf.pel – Tf.lar

Tf.lar = 0 – ΔTf

Tf = 0 – 3,72

Tf = – 3,72
C

makara, titik beku enceran yang terbuat dari air ditambah urea adalah – 3,72
C

Contoh Soal Rasam Kologatif: Menghitung Massa Zarah Relatif Zat Nonelektrolit

Sebanyak 45 gram zat nonelektrolit dilarutkan dalam 250 gram air mendidih puas temperatur 101,56
C (Kb air = 0,52 °C/m). Berapakah massa anasir nisbi (Mr) zat tersebut?

Diketahui

m Zat = 45 gram

Tb = 101,56
C

Kb air = 0,52 °C/m

m air = 250 gram

Menghitung Pertukaran Tutul Didih Cair Nonelektrolit

Pertukaran atau kenaikkan titik didih cair dapat dirumuskan dengan pertepatan berikut

ΔTb = Tb larutan – Tb pelarut

ΔTb = 101,56 – 100

ΔTb = 1,56 °C

Menotal Molalitas Cairan Zat Pada Kenaikkan Bintik Didih

Molalitas suatu zat privat larutan bisa dihitung dengan mandu berikut

ΔTb = Kb . m

m = ΔTb/Kb

m = 1,56/0,52

m = 3 m

Menghitung Konglomerat Nisbi Zarah Mr

Komposit relative unsur dapat dihitung dengan rumus berikut

Molalitas = (konglomerat Zat/Mr) x (1000/m.p) ataupun

m.p = komposit pelarut (air)

Mr = (konglomerasi/molalitas) (1000/m.p)

Mr = (45/3) x (1000/250)

Mr = 60

Makara, massa relative zat (anasir) yang ditambahkan bikin membentuk larutan yakni 60 gram/mol.

Ideal Tanya Kebiasaan Kologatif Larutan Nonelektrolit: Menotal Tekanan Osmosis Cair Urea

Tentukan tekanan osmosis cair urea nan dibuat dengan melarutkan 12 gram urea dalam 200 mL air pada master 27
^oC?

m urea = 12 gram

Mr urea = 60

piutang air = 200 mL = 0,2 Liter

T = 27 + 273 = 300 K

Menghitung Jumlah Mol Urea N domestik Larutan Nonelektrolit

Mol urea dihitung dengan mandu berikut

tepi langit = mol urea = m/Mr

n = 12//60 = 0,2 mol

Kongkalikong menjumlah Tekanan Osmosis Hancuran Nonelektrolit Berbunga Urea Dan Air

Tekanan osmosis laturan nan terbuat dari urea dan air boleh dihitung dengan menggunakan rumus berikut

P = (n/V) RT

n = mol urea

V = tagihan air

R = 0,08205 L atm/mol.K

P = (0,2/0,2) (0,08205 x 300)

P = 24,615 atm

Jadi, tekanan osmosis cair urea ialah 24,615 atm.

Contoh Kongkalikong bertanya Adat Kologatif Impitan Osmosis: Menentukan Konglomerat Relatif Zat

Suatu cair dibuat dengan mencampurkan 6 gram suatu zat ke dalam 100 mL enceran nan punya tekanan osmosis 24,615 atm plong master 27
^oC. Tentukan massa molekul relatif zat tersebut.

Diketahui:

m Zat = 6 gram

Vol Cairan = 100 mL = 0,1 Liter

P = 24,615 atm

Ufuk = 27 + 273 = 300 K

Menentukan Molaritas Cair Nonelektrolit Yang N kepunyaan Tekanan Osmosis

Molaritas zat kerumahtanggaan satu hancuran bertekanan osmosis dapat dinyatakan dengan rumus berikut

P = (lengkung langit/V) RT atau

P = M RT

M = molaritas

M = P/RT

M = 24,615/(0,082 x 300)

M = 1 M

Kongkalikong menjumlah Komposit Relatif Zat

Molaritas = M = (m)/(Mr xV) atau

Mr = m/(M x V)

Mr = 6/(1 x 0,1)

Mr = 60

Makara, Massa relative Mr zat ialah 60 gram/mol

Konseptual Pertanyaan Sifat Kologatif: Menentukan Kenaikan Noktah Didih Hancuran Elektrolit Alumunium Sulfat.

Hitung kenaikan noktah didih larutan aluminium sulfat 0,4 molal, jika derajat ionisasinya 0,9 dengan Kb = 0,52 °C/molal.

Diketahui:

α = 0,9

Kb = 0,52 °C/molal

Molal Al₂(SO₄)₃

= 0,4 m

Menentukan

Kuantitas Ion Ionisasi Larutan Elektrolit Alumunium Sulfat,

Al₂(SO₄)₃

→ 2 mol Al³⁺

+ 3 mol SO₄

^2-

z = 2 (ion Al³⁺) + 3 (ion SO₄

^2-)

z = 5

Menentukan Faktor Van’t Hoff I Alumunium Sulfat

i = 1+(z – 1) α

i = 1 + (5 – 1) 0,9

i = 4,6

Rumus Menentukan Kenaikan Titik Didih Larutan Elektrolit

Alumunium Sulfat

ΔTb = Kb x m x i

ΔTb = 0,52 °C x 0,4 x 4,6

ΔTb = 0,9568
^oC

Jadi, kenaikan titik didih (ΔTb) larutan alumunium sulfat adalah 0,9568
^oC.

Transendental Tanya Sifat Kologatif Cair Elektrolit Menentukan Noktah Didih Cair NaCl

Berapakah noktah didih larutan elektrolit yang dibuat dengan melelehkan 11,7 gram NaCl privat 500 gram air (Kb air = 0,52
C/m, Ar Na = 23, Cl = 35,5)

Diketahui:

Kb air = 0,52
C/m

konglomerasi NaCl = 11,7 gram

Mr NaCl = 23 + 35,5 = 58,5

massa air = 500 g = 0,5 kg

Menghitung Jumlah Mol dan Molalitas NaCl

Jumlah mol NaCl

Mol NaCl = 11,7/58,5

Mol NaCl = 0,2 mol

Kuantitas Molalitas NaCl

Molalitas NaCl = 0,2/0,5 = 0,4 m

Menentukan Derajat Ionisasi NaCl

NaCl adalah elektrolit abadi sehingga derajat ionisasinya α = 1

Menentukan Kuantitas Ion Larutan NaCl

Jumlah ion NaCl

NaCl = Na⁺

+ Cl^–

z = banyaknya ion (NaCl)

z= 1 (ion Na⁺) + 1 (ion Cl^–)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’kaki langit Hoff i Cair Elektrolit NaCl

Nilai Faktor Van’ufuk Hoff i yakni

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1 )1

i = 1 + 1 = 2

Cak menjumlah Kenaikkan Bintik Didih Enceran Elektrolit NaCl

Peningkatan bintik didih larutan elektrolit dapat dinyatakan dengan rumus berikut

ΔTb = m × Kb × i

ΔTb = 0,4 x 0,52 x 2

ΔTb = 0,416
C

Kenaikkan titik didih larutan NaCl ialah 0,416
C

Cak menjumlah Tutul Didih Larutan Elektrolit NaCl

Titil didih larutan elektrolit bisa dirumuskan dengan paralelisme berikut

Tb.lar = Tb.selabar + ΔTb

Tb = 100 + 0,416

Tb = 100,416
C

Bintang sartan, Master atau titik didih enceran elektrolit yakni 100,416
C

Konseptual Tanya Sifat Kologatif: Menentukan Tekanan Uap Cairan Elektrolit NaOH

Hitunglah tekanan uap cairan 0,4 mol NaOH dalam 180 gram air jika tekanan uap air puas temperatur tertentu merupakan 100 mmHg.

Diketahui:

mol NaOH = 0,4 mol

mol air = 180/18 = 10 mol

P

= 100 mmHg

Menentukan Derajat Ionisasi NaOH

Karena NaOH yaitu elektrolit langgeng, maka α = 1

Menentukan Fraksi Mol NaOH

x_t

= mol NaOH/(mol NaOH + mol Air)

x_t

= 0,4/(0,4 + 10)

x_t= 0,0385

Menentukan Jumlah Ion NaOH

NaOH → Na⁺

+ OH^–

z = 1 (ion Na⁺) + 1 (ion OH^–)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’t Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1) 1

i = 2

Menentukan Penjatuhan Impitan Uap Larutan Elektrolit NaOH

ΔP = x_t

P

i

ΔP = (0,0385) x (100) x (2)

ΔP = 7,7 mmHg

Menentukan Impitan Uap Cairan Elektrolit NaOH

P = P

– ΔP

P = 100 – 7,7

P = 92,3 mmHg

makara impitan uap larutan elektrolit NaOH adalah = 92,3 mmHg

Teladan Tanya Sifat Kologatif Cair Elektrolit Menentukan Penerjunan Titik Beku Larutan

Suatu cairan elektrolit biner 0,1 mol kerumahtanggaan 200 gram air mempunyai α = 3/4. Sekiranya Kf = 1,86 °C/m, tentukan penurunan titik beku hancuran tersebut.

Diketahui

mol larutan biner = 0,1 mol

agregat air = 200 g = 0,2 kg

α = 3/4

Kf = 1,86 °C/m,

Menentukan Molalitas Larutan Biner Elektrolit

Molal = 0,1/0,2 = 0,5 M

Menentukan Besaran Ion Larutan Elektrolit Biner

Enceran elekrtolit biner n kepunyaan 2 ion sehingga

z = 2

Menentukan Faktor Van’falak Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1)3/4

i = 1,75

Menghitung Penjatuhan Titik Beku Enceran Elektrolit Biner

Penurunan titik beku enceran elektrolit boleh dirumuskan dengan paralelisme berikut

ΔTf = Kf x m x i

ΔTf = 1,86 x 0,5 x 1,75

ΔTf = 1,63
C

Jadi penurunan tutul beku larutan elektrolit biner yaitu 1,63
C

Contoh Soal Ancangan Impitan Osmosis Cair Elektrolit NaCL

Sebanyak 11,7 gram NaCl (Mr = 58,5 g/mol) dilarutkan t domestik air sampai piutang 2000 mL. Hitunglah impitan osmotik larutan nan terbentuk jika diukur pada suhu 27 °C dan R = 0,082 L atm/mol K.

Diketahui,

konglomerasi NaCl = 11,7 g

Mr NaCl = 58,5

Volume air = 2000 mL

T = 27 + 373 = 300 K

Menentukan Derajat Ionisasi Sodium Klorida

NaCl adalah elektrolit lestari sehingga derajat ionisasi natrium klorida α = 1

Menentukan Molaritas Larutan Elektrolit NaCl

Molar NaCl = (11,7/58,5) x (1000/2000)

Molar NaCl = 0,1 M

Menentukan Kuantitas Ion Hancuran Elektrolit Biner

NaCl → Na⁺

+ Cl^–

z = 1 (ion Na⁺) + 1 (ion Cl^–)

z = 2 ion

Menentukan Faktor Van’cakrawala Hoff i

i = 1 + (z – 1) α

i = 1 + (2 – 1) 1

i = 2

Menentukan Impitan Osmosis Larutan Elektrolit NaCl

P = M R T i

P = 0,1 x 0,082 x 300 x 2

P = 4,92 atm

Jadi, tekanan osmosis laruatan elektrolit merupakan 4,92 atm

Cermin Soal Perhitungan Derajat Ionisasi Larutan Elektolit Biner

Sebanyak 76 g elektrolit biner (Mr = 95 g/mol) dilarutkan dalam air sampai dengan volume 2 L lega master 27 °C dan memiliki tekanan osmotik 10 atm. Hitunglah derajat ionisasi elektrolit biner tersebut.

Diketahui:

konglomerat zat biner = 76 g

Mr Zat biner = 95

P = 10 atm

T = 27 + 273 = 300 K

tagihan air = 2 liter

Menentukan Mol dan Molaritas Hancuran ELektrolit Biner

mol zat = 76/95 = 0,8 mol

Molar = 0,8 mol/2L= 0,4 M

Menentukan Jumlah Ion, Kodrat Koefisien Hancuran Elektrolit Biner

Angka z alias jumlah ion elektrolit biner yakni 2

z = 2

Menentukan Faktor Van’r Hoff i Enceran Elektrolit Biner

P= M R Falak i atau

i = P/(M R Ufuk)

i = 10/(0,4 x 0,082 x 300)

i = 1,016

Menentukan Derajat Ionisasi Cairan Elektrolit Biner

i = 1 + (z – 1) α atau

α = (i – 1)/(z – 1)

α = (1,016 – 1)/(2 – 1)

α = 0,016

Kaprikornus, derajat ionisasi hancuran tersebut adalah
0,016.

Kamil Soal Adat Kologatif: Estimasi Derajat Ionisasi Hancuran Elektrolit MgCl₂

Sebanyak 2 gram MgCl₂

dilarutkan dalam 500 gram air ternyata membeku sreg guru -0,23 °C (Kf air = 1,86 Ar Mg = 24, Cl = 35,5). Tentukan derajat ionisasi MgCl₂

Diketahui:

konglomerasi MgCl₂

= 2 gram

Mr MgCl₂

= 95

Kf air = 1,86

komposit air = 500 gram = 0,5 kg

Tf = -0,23 °C

Menentukan Mol Dan Molalitas MgCl₂

mol MgCl₂

= 2/95 =0,021 mol

Molal MgCl₂

= 0,021/0,5 = 0,042 m

Menentukan Total Ion, Koefisien Reaksi Enceran Elektrolit MgCl₂

MgCl₂

→ Mg⁺

+ 2 Cl^–

z = 1 (ion Mg⁺) + 2 (ion Cl^–)

z = 3

Menentukan Penghamburan Bintik Beku Larutan Elektrolit MgCl

ΔTf = Tf/.pel – Tf.lar

ΔTf = 0 – (-0,23)

ΔTf = 0,23
C

Menentukan Faktor Vant’t Hoff i Enceran Elektrolit MgCl₂

ΔTf = Kf . m . i

i = ΔTf/(Kf . m)

i = 0,23/(1,86 x 0,042)

i = 2,944

Menentukan Derajat Ionisasi Larutan Elektrolit MgCl₂

i = 1 + (z – 1) α

2,944 = 1 + (3 – 1) α

2,944 = 1 +2 α

2 α = 2,944 – 1

α = 0,972

Makara, derajat ionisasi larutan elektrolit MgCl₂

adalah 0,972

“

Seandainya materi ini memberikan arti, dan anda cak hendak memberi dukungan

Donasi

puas ardra.biz, mari kunjungi SociaBuzz Tribe eigendom ardra.biz di tautan berikut

”

…

https://sociabuzz.com/ardra.biz/tribe

Faktor Mempengaruhi Laju Reaksi Guna-guna singkir: Pemusatan Hawa Katalis Luas Contoh Soal Pembahasan
10+ Lengkap Cak bertanya Testing Pembahasan Ilmu pisah Zat Anasir Campuran Senyawa Homogen Enceran Beraneka macam,
Teori Cak bertubrukan Reaksi Kimia
Kombinasi Kovalen Polar Non Polar: Pengertian Aturan Contoh Soal Rumus Keelektronegatifan Momen Dipol.
Ester: Signifikansi Rasam Tubuh Kimia Pengelolaan Logo IUPAC Rumus Struktur Isomer Reaksi Pembuatan Kegunaan
11+ Acuan Tanya Pembahasan: Pembersih Pemutih Odoran Pestisida Surfaktan Helisida Transfultrin,
Tetapan Hasil Kelihatannya Kelarutan Ksp: Pengertian pH Pengendapan Kontrol Ion Sesama Abstrak Pertanyaan Ancangan 12
Manajemen Nama Senyawa Kimia
Elektrolisis Elektrokimia: Lembaga pemasyarakatan Volta Galvani Reaksi Katoda Anoda Ideal Soal Rumus Prediksi 14
Sistem Ajek Unsur: Signifikansi Menentukan Periode Golongan Tebel Molekul Modern, Hukum Triade Dobereiner, Oktaf Newlands, Mendeleev, Pola Soal Estimasi 10

Daftar bacaan:

Sunarya, Yayan, 2014, “Ilmu pisah Sendang akar 1, Berdasarkan Kaidah Prinsip Kimia Terkini”, Tempaan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
Chang, Raymond, 2004, “Ilmu hindar Asal, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Suatu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Lambang bunyi, Jakarta.
Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Sumber akar 2, Beralaskan Prinsip Prinsip Ilmu hindar Terkini”, Gemblengan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
Ardra.Biz, 2019, “Tekanan Osmotik latar hancuran dan rumus pertepatan Cara Menghitung Tekanan Osmotik Permukaan cairan.
Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
Brady, James, E., 1999, “Kimia Sekolah tinggi Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Huruf, Jakarta.
Ringkasan Rangkuman:

Cair merupakan campuran homogen antara zat terlarut (solute) dengan zat pelarut (solven).
Rangkaian secara kuantitatif antara zat terlarut dengan larutan alias antara zat terlarut dengan zat pelarut dinyatakan dengan istilah pemusatan. Pemfokusan terserah bilang tipe, diantaranya molaritas, molalitas, fraksi mol, dan uang (%).
Molaritas merupakan perimbangan antara besaran mol zat terlarut dengan volume cakrawala domestik liter hancuran.
Molalitas ialah nisbah antara jumlah mol zat terlarut dengan massa internal kilogram zat pelarut.
Fraksi mol menyatakan perimbangan antara pelecok satu komponen larutan (zat terlarut maupun pelarut) dengan besaran mol total suku cadang n domestik enceran.
Persentase (%) menyatakan hubungan antara bagian zat terlarut atau pelarut ( privat satuan agregat maupun piutang) dengan kuantitas jumlah larutan dikalikan dengan 100 %.
Pelecok satu sifat hancuran yaitu sifat koligatif, yakni aturan fisika yang hanya tersangkut lega besaran partikel zat terlarut dan bukan pada macam zat terlarut. Ada catur variasi rasam koligatif yang dipelajari ialah, penghamburan tekanan uap, kenaikan noktah didih, penurunan titik beku, dan munculnya tekanan osmosis
Rasam Kologatif Larutan: Signifikansi Penurunan Tekanan Uap Kenaikkan Tutul Didih Penerjunan Titik Beku Tekanan Osmotis Elektrolit Nonelektrolit Cermin Pertanyaan Rumus Perhitungan 15