Faktor van 't Hoff

Faktor van 't Hoff i (dinamai dari kimiawan Belanda Jacobus Henricus van 't Hoff)^[1][2][3] adalah ukuran efek zat terlarut terhadap sifat koligatif seperti tekanan osmotik, penurunan relatif dalam tekanan uap, kenaikan titik didih dan penurunan titik beku.^[4] Faktor van 't Hoff merupakan rasio antara konsentrasi aktual partikel yang dihasilkan ketika zat terlarut dan konsentrasi zat yang dihitung dari massanya. Untuk sebagian besar zat non-elektrolit yang dilarutkan dalam air, faktor van 't Hoffnya biasanya bernilai 1. Untuk sebagian besar senyawa ionik yang dilarutkan dalam air, faktor van 't Hoffnya sebanding dengan jumlah ion diskrit dalam satuan rumus zat. Nilai ini berlaku hanya untuk larutan ideal, karena kadang-kadang pasangan ion terjadi dalam larutan. Pada saat tertentu, sebagian kecil ion dipasangkan dan dihitung sebagai satu partikel. Pasangan ion terjadi sampai batas tertentu dalam semua larutan elektrolit. Senyawa ini menyebabkan faktor van 't Hoff yang terukur menjadi kurang dari yang diprediksi dalam larutan ideal. Penyimpangan untuk faktor van 't Hoff cenderung lebih besar di mana ion memiliki muatan ganda.^[5]

Rumus

Jika elektrolit atau senyawa lain berdisosiasi menjadi ${\displaystyle \ q}$ ion, sedangkan derajat disosiasi elektrolit tersebut adalah ${\displaystyle \alpha }$, maka faktor van 't Hoffnya adalah:^[6]

${\displaystyle \ i=1+\alpha \cdot (q-1)\!}$

Banyak zat terlarut ketika larut larut menjadi dua atau lebih spesi, seperti dalam kasus senyawa ionik. Sehingga konsentrasi spesi dalam disosiasi tidak cocok dengan zat terlarut, karenanya dibutuhkan faktor yang dengan mengalikannya dengan konsentrasi zat terlarut akan menghasilkan konsentrasi total spesi dalam larutan. Data ini sangat penting untuk sifat koligatif seperti fenomena osmosis, karena tekanan osmotik tergantung pada konsentrasi spesi dalam larutan dan bukan pada konsentrasi zat terlarut.

Signifikansi fisik dari i

Dimerisasi asam karboksilat oleh pembentukan ikatan hidrogen (ditampilkan sebagai garis putus-putus)

• Ketika partikel terlarut bergabung dalam larutan, i kurang dari 1. Misalnya, asam karboksilat seperti asam asetat (asam etanoat) atau asam benzoat terbentuk dimer dalam benzena, sehingga jumlah partikel terlarut adalah setengah dari jumlah molekul asam.
• Ketika partikel terlarut terdisosiasi dalam larutan, i lebih besar dari 1 (misalnya natrium klorida dalam air, kalium klorida dalam air, magnesium klorida dalam air).
• Ketika partikel terlarut tidak berdisosiasi atau berasosiasi dalam larutan, i sama dengan 1 (misalnya glukosa dalam air).

Nilai i adalah jumlah aktual partikel dalam larutan setelah disosiasi dibagi dengan jumlah unit rumus yang awalnya dilarutkan dalam larutan dan berarti jumlah partikel per unit formula dari zat terlarut ketika larutan encer.

Hubungan dengan koefisien osmotik

Kuantitas ini dapat dikaitkan dengan koefisien osmotik g melalui hubungan:

${\displaystyle i=ng}$

Lihat pula

• Sifat koligatif
• Aktivitas termodinamika
• Larutan
• Hukum Raoult
• Hukum pengenceran
• Persamaan van 't Hoff
• Disosiasi (kimia)
• Osmosis
• Koefisien osmotik

Referensi

1.  Chisholm, Hugh, ed. (1911). "van't Hoff, Jacobus Hendricus". Encyclopædia Britannica (edisi ke-11). Cambridge University Press. 
2. Nobel Lecture Diarsipkan 2018-08-09 di Wayback Machine. Osmotic Pressure and Chemical Equilibrium. Nobelprize.org website
3. Karl Grandin, ed. "Jacobus Henricus van 't Hoff Biography". Les Prix Nobel. The Nobel Foundation. Diarsipkan dari versi asli tanggal 2010-01-09. Diakses tanggal 15 Agustus 2008. Pemeliharaan CS1: Teks tambahan: authors list (link)
4. MacQueen, J. T. (1967). "Some observations concerning the van't Hoff equation". J. Chem. Educ. (dalam bahasa Inggris). 44 (12): 755. doi:10.1021/ed044p755. 
5. Barrow, G. M. (1966). Physical Chemistry (dalam bahasa Inggris). New York: McGraw Hill Book Co. hlm. 230-232. 
6. Castellan, G.W. (1964). Physical Chemistry (dalam bahasa Inggris). Reading, Mass.: Addison-Wesley Publishing Co. hlm. 215–17.