KIMIA LARUTAN

2.1 Komponen Larutan

Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih. Dalam larutan fase cair, pelarutnya (solvent) adalah cairan, dan zat yang terlarut di dalamnya disebut zat terlarut (solute), bisa berwujud padat, cair, atau gas. Dengan demikian, larutan = pelarut (solvent) + zat terlarut (solute). Khusus untuk larutan cair, maka pelarutnya adalah volume terbesar.

Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:

a) Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.

b) Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.

Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:

a) Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).

b) Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.

c) Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).

Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu:

a) Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.

b) Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.

Dalam suatu larutan, pelarut dapat berupa air dan tan air.

Contoh soal komponen larutan

Tentukan pelarut dan zat terlarut dalam larutan alkohol 25% dan 75%?

Jawab:

a. Dalam larutan alkohol 25% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25 % x 100 gram = 25 gram (alkohol)

Zat pelarut = 75% x 100 gram = 75 gram ( air)

b. Dalam larutan alkohol 75% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25% x 100 gram = 25 gram (air)

Zat pelarut = 75% x 100gram = 75 gram (alkohol)

Jadi, untuk larutan cair maka pelarutnya adalah volume terbesar.

2.2 Konsentrasi Larutan

Konsentrasi larutan dapat dibedakan secara kualitatif dan kuantitatif. Secara kualitatif, larutan dapat dibedakan menjadi larutan pekat dan larutan encer. Dalam larutan encer, massa larutan sama dengan massa pelarutnya karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya. Secara kuantitatif, larutan dibedakan berdasarkan satuan konsentrasinya. Ada beberapa proses melarut (prinsip kelarutan), yaitu:

a) Cairan- cairan

Kelarutan zat cair dalam zat cair sering dinyatakan “Like dissolver like” maknanya zat- zat cair yang memiliki struktur serupa akan saling melarutkan satu sama lain dalam segala perbandingan. Contohnya: heksana dan pentana, air dan alkohol => H- OH dengan C₂H₅- OH.

Perbedaan kepolaran antara zat terlarut dan zat pelarut pengaruhnya tidak besar terhadap kelarutan. Contohnya: CH₃Cl (polar) dengan CCl₄ (non- polar).Larutan ini terjadi karena terjadinya gaya antar aksi, melalui gaya dispersi (peristiwa menyebarnya zat terlarut di dalam zat pelarut) yang kuat. Di sini terjadi peristiwa soluasi, yaitu peristiwa partikel- partikel pelarut menyelimuti (mengurung) partikel terlarut. Untuk kelarutan cairan- cairan dipengaruhi juga oleh ikatan Hydrogen.

b)Padat- cair

Padatan umumnya memiliki kelarutan terbatas di cairan hal ini disebabkan gaya tarik antar molekul zat padat dengan zat padat > zat padat dengan zat cair. Zat padat non- polar (sedikit polar) besar kelarutannya dalam zat cair yang kepolarannya rendah. Contohnya: DDT memiliki struktur mirip CCl₄ sehingga DDT mudah larut di dalam non- polar (contoh minyak kelapa), tidak mudah larut dalam air (polar).

c) Gas- cairan

Ada 2 prinsip yang mempengaruhi kelarutan gas dalam cairan, yaitu:

Ø Makin tinggi titik cair suatu gas, makin mendekati zat cair gaya tarik antar molekulnya. Gas dengan titik cair lebih tinggi, kelarutannya lebih besar.

Ø Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas.

Titik didih gas mulia dari atas ke bawah dalam suatu sistem periodik, makin tinggi, dan kelarutannya makin besar.

Pengaruh temperatur (T) dan tekanan (P) terhadap kelarutan, yaitu peningkatan temperatur menguntungkan proses endotermis, sebaliknya penurunan temperatur menguntungkan proses eksotermis. Proses kelarutan zat padat dalam zat cair umumnya berlangsung endoterm akibatnya kenaikan temperatur menaikkan kelarutan. Proses kelarutan gas dalam cair berlangsung eksoterm akibatnya kenaikan temparatur menurunkan kelarutan.

Proses melarut dianggap proses kesetimbangan,

Solute + Solvent Larutan DH = - (eksoterm)

DH = + (endoterm)

Faktor tekanan sangat besar pengaruhnya pada kelarutan gas dalam cair. Hubungan ini dijelaskan dengan Hukum Henry, yaitu Cg = k . Pg (tekanan berbanding lurus dengan konsentrasi).

Panas pelarutan yaitu banyaknya energi/ panas yang diserap atau dilepaskan jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam pelarut. Ada beberapa 3 tahap pada proses melarutkan suatu zat, yaitu:

Tahap 1, yaitu: Baik zat terlarut maupun zat pelarut masih tetap molekul- molekulnya berikatan masing- masing.

Tahap 2,yaitu:Molekul- molekul yang terdapat pada zat terlarut memisahkan diri sehingga hanya terdiri dari 1 molekul tanpa adanya ikatan lagi dengan molekul- molekul yang terdapat di dalamnya, begitu pula molekul- molekul yang terdapat pada zat pelarut.

Tahap 3, yaitu: Antara molekul pada zat terlarut akan mengalami ikatan dengan molekul pada zat pelarut.

Pada umumnya: Tahap 1 memerlukan panas.

Tahap 2 memerlukan panas.

Tahap 3 menghasilkan panas.

Eksoterm: 1+2 < 3 dengan DH = - (eksoterm)

Endoterm: 1+2 > 3 dengan DH = + (endoterm)

Konsentrasi akan lebih eksak jika dinyatakan secara kuantitatif, menggunakan satuan- satuan konsentrasi:

1. Fraksi mol (X)

2. Persentase : a. Persentase berat per berat (% b/b)

b. Persentase berat per volume (% b/v)

c. Persentase volume per volume (% v/v)

3. Bagian per sejuta

4. Kemolaran atau molaritas (M)

5. Kemolalan atau molalitas (m)

Fraksi mol (X)

Fraksi mol suatu zat adalah perbandingan jumlah mol suatu zat terhadap jumlah total mol seluruh zat yang menyusun suatu larutan.

X = X _pelarut + X_terlarut = 1

Persentase (%)

1. Persentase berat per berat (% b/b)

Persen b/b adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 gram larutan.

%b/b =x100%

Contoh: Larutan cuka sebanyak 40 gram mengandung asam asetat sebanyak 2 gram. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan % b/b?

Solusi: % b/b = 2/40 x 100%= 5%

2. Persentase berat per volume (% b/v)

Persentase b/v adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.

%b/v=x100%

Satuan %b/v umumnya dipakai untuk zat terlarut padat dalam pelarut cair.

Contoh: Untuk membuat larutan infus glukosa, 45 gram glukosa murni dilarutkan dalam akuades hingga volume larutan menjadi 500 ml. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan %b/v?

Solusi:%b/v= 45/100 x 100%= 90 %

3. Persentase volume per volume (% v/v)

Persentase v/v adalah jumlah ml zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.

%v/v=x100%

Satuan %v/v umumnya dipakai untuk zat terlarut cair dalam pelarut cair.

Contoh: Etanol sebanyak 150 ml dicampur dengan 350 ml akuades. Hitunglah konsentrasi etanol dalam satuan %v/v?

Solusi:Volume larutan = 150 + 350 = 500 ml.

%v/v= 150/500 x 100%= 30 %

Bagian per sejuta (ppm/ part per million)

Satuan ppm menyatakan satu gram zat terlarut dalam satu juta gram pelarut.

ppm =x100%

Dalam rumus di atas satu gram zat terlarut dibagi massa larutan karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya sehingga massa larutan = massa pelarutnya.

Kemolaran atau molaritas (M)

Kemolaran atau konsentrasi molar adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap ml larutan.

M==

M=x

Keterangan: gr = massa zat terlarut (gram)

Mr= Mr zat terlarut

v = volume larutan (mL)

Kemolalan atau molalitas (m)

Kemolalan adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap 1000 gram pelarut.

m= atau m = x mol zat terlarut = x

Keterangan: p= gram pelarut

2.3 Larutan Asam-basa

2.3.1 Konsep Asam- Basa

2.3.1.1 Asam- Basa Arrhenius

Asam adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion H⁺ . Contoh asam: HCl, H₂SO₄, H₃PO₄. Sifat- sifat larutan asam adalah sebagai berikut:

§ Dalam air menghasilkan ion H⁺ .

§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi merah.

§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.

§ Menyebabkan perkaratan logam (korosif).

Jumlah ion H⁺ yang dapat dibebaskan oleh satu molekul asam disebut valensi atau martabat asam tersebut. Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas:

1) Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO₃, CH₃COOH, dll.

2) Asam bervalensi dua, misalnya: H₂SO₄, H₂CrO₄, H₂CO₃, dll.

3) Asam bervalensi tiga, misalnya: H₃PO₄, H₃AsO­₄, dll.

Basa adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion OH^- . Contoh basa: NaOH, Ca(OH)₂ , Al₂(OH)₃ , NH₃, dll. Sifat- sifat larutan basa adalah sebagai berikut:

§ Dalam air dapat menghasilkan ion OH^- .

§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi biru.

§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.

§ Jika mengenai kulit, maka kulit akan melepuh (kaustik).

Jumlah ion OH^- yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas:

1) Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH₄OH, dll.

2) Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)_2, Mg(OH)_2,Fe(OH)_2, dll.

3) Basa bervalensi tiga, misalnya: Fe(OH)_3, Cr(OH)_3, dll.

Jadi di sini ion H⁺ tidak berikatan dengan air, atau bebas di air tanpa adanya ikatan.

2.3.1.2. Asam- Basa Bronsted- Lowry

Asam adalah suatu zat yang dapat menyumbang proton (H⁺), sehingga disebut donor proton. Basa adalah zat yang dapat menerima proton, sehingga disebut akseptor proton. Jadi di sini ion H⁺ berikatan dengan air.

Contoh H₂O + HCl H₃O⁺ + Cl^-

Dalam reaksi di atas,

HCl termasuk asam karena memberi proton.

H₂O termasuk basa kare4na menerima proton.

Zat yang telah menerima proton disebut asam konjugasi, sedangkan yang telah memberi proton disebut basa konjugasi. Dalam contoh reaksi di atas, H₃O⁺ adalah asam konjugasi, sedangkan Cl^- adalah basa konjugasi.

2.3.1.3 Asam- Basa Lewis

Asam adalah senyawa penerima (akseptor ) pasangan elektron, sedangkan basa adalah senyawa pemberi (donor) pasangan elektron. Reaksi asam- basa Lewis tergolong reaksi pembentukan ikatan koordinasi. Contoh reaksi BF₃ (asam Lewis) dengan NH₃ (basa Lewis).

2.3.2 Kekuatan Asam- Basa

Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah, begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat ditulis :

H_xA(aq) à xH⁺(aq) + A^x-(aq). Yang termasuk asam kuat, meliputi: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, dll. Reaksi asam kuat bersifat satu arah karena asam kuat mudah terionisasi dalam air.

Reaksi ionisasi asam lemah, secara umum dapat ditulis :

H_zB(aq) à zH⁺(aq) + B ^z- (aq). Yang termasuk asam lemah, meliputi: CH₃COOH, HF, HCN, H₂CO₃, dll. Reaksi asam lemah bersifat reversibel karena asam lemah tidak terionisasi sempurna di dalam air.

Basa kuat meliputi senyawa- senyawa hidroksida alkali dan beberapa hidroksida alkali tanah. Selain hidroksida- hidroksida tersebut semuanya tergolong basa lemah.

Asam kuat dan basa kuat dalam air mudah terionisasi , dengan derajat ionisasi (a) » 1, sehingga jumlah ion- ionnya relatif banyak. Akibatnya, larutan asam kuat dan basa kuat mudah menghantarkan arus listrik, sehingga disebut larutan elektrolit kuat. Sebaliknya, larutan basa lemah dan asam lemah sukar terionisasi (a £ 1), sehingga tergolong larutan elektrolit lemah.

Senyawa- senyawa yang dapat bertindak sebagai asam (melepaskan H⁺) dan juga dapat bertindak sebagai basa (melepaskan OH^-) disebut senyawa amfoter. Senyawa- senyawa amfoter, meliputi: Be(OH)₂, Al(OH)_3, Zn(OH)₂,dll.

2.3.3 Indikator

Indikator asam basa adalah suatu zat yang dapat berubah warna apabila pH lingkungannya berubah atau larutan yang berisi indikator berubah pH. Atau dengan kata lain, suatu senyawa yang berbeda warnanya dalam larutan asam dengan larutan basa.Dalam indikator terdapat dua warna dalam keadaan basa (warna basa) dan sebaliknya

Nama Indikator	Pki (konstanta kesetimbangan)	Jenis	Trayek pH	Warna Asam- Basa
Fenoftalin	-	Asam	8,0- 9,6	Tidak berwarna- Merah
Brom Timol Biru	7,3	Asam	6,0- 7,6	Kuning- Biru
Metil Jingga	3,4	Basa	3,1- 4,4	Merah- Jingga
Lakmus	-	-	4,5- 8,3	Merah- Biru

Biasanya indikator yang dipilih yaitu:a) harganya relatif murah.

b) sesuai trayek pH.

2.3.4 Titrasi Asam- Basa

Untuk menentukan konsentrasi suatu larutan dapat dilakukan titrasi yaitu dengan menambahkan tetes demi tetes larutan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan konsentrasinya.Pada saat banyaknya zat penitrasi sebanding/ setara dengan zat yang ditetapkan konsentrasinya disebut titik ekuivalen/ titik akhir titrasi yang ditunjukkan oleh perubahan warna indikator. Suatu analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereaksi disebut analisis volumetri. Analisis volumetri dilaksanakan melalui metode titrasi. Salah satu larutan ditempatkan dalam buret yang merupakan larutan penitrasi. Larutan yang satu lagi ditempatkan dalam labu titrasi atau Erlenmeyer, yang merupakan larutan yang dititrasi.

Titrasi yang melibatkan reaksi asam dengan basa disebut titrasi asam- basa atau asidimetri dan alkalimetri.

1) Asidimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan basa dengan menggunakan larutan standar asam.

2) Alkalimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan asam dengan menggunakan larutan standar basa.

2.4 Derajat Keasaman (pH)

2.4.1 pH Asam- Basa

Air murni tergolong elektrolit yang sangat lemah. Reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut: H₂O(l) = H⁺(aq) + OH^-(aq). Mengingat reaksinya tergolong reaksi kesetimbangan, maka berlaku hukum kesetimbangan:

K =

Karena hampir tetap, maka dianggap sebagai tetapan, sehingga dapat dipindah ke ruas kiri. Dengan demikian K. = .. Selanjutnya, K. disebut tetapan ionisasi air dan ditulis K_w. K_w=.. Pada suhu 25°C, harga K_w adalah 1,0 x 10^-14. Karena yang dihasilkan sama dengan , maka dan masing- masing dalam air murni adalah = 10^-7 M.

Asam lemah dan basa lemah dalam air tidak terionisasi sempurna, sehingga dari asam lemah dan dari basa lemah, dihitung dari harga tetapan kesetimbangannya. Untuk asam lemah bervalensi satu berlaku:

= =

Analog dengan asam lemah bervalensi satu, untuk basa lemah bervalensi satu berlaku = = dengan a =

2.4.2 Larutan Penyangga (Larutan Buffer/ Larutan dapar)

Larutan Penyangga adalah campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran basa lemah dengan asam konjugasinya. Contoh CH₃COOH dengan CH₃COO^- dan NH₄OH dengan NH₄⁺. Atau dengan kata lain, campuran asam lemah dan garamnya, atau basa lemah dan garamnya.

Sifat Larutan Penyangga

pH larutan penyangga tidak akan berubah, jika:

1. ditambahkan sedikit asam/basa

2. ditambahkan sedikit air (diencerkan)

Penentuan pH larutan Penyangga

Reaksi kesetimbangan asam lemah, berlaku:

Ka= = Ka .

Mengingat kesetimbangan di atas berlangsung dalam wadah yang sama, maka secara umum pH larutan buffer yang terdiri atas asam lemah dan garamnya dapat dirumuskan sebagai berikut.

pH = - log Ka .

Analog dengan larutan yang terdiri atas asam lemah dan garamnya; pOH larutan penyangga yang terdiri atas basa lemah dan garamnya dapat dirumuskan sebagai berikut.

pOH = - logKb .

Kegunaan Larutan Penyangga

1. Dalam tubuh manusia terdapat sistem penyangga yang berperan dalam mempertahankan pH, seperti:
1. Buffer darah, pH darah berkisar 7,35- 7,45. pH darah < 7,35 disebut keadaan asidosis. Jika pH darah lebih kecil dari 7,0 atau lebih besar dari 7,8 ; maka akan menimbulkan kematian. Untuk menjaga agar pH darah tidak banyak berubah, maka dalam darah terdapat sistem penyangga H₂CO₃ / HCO₃^-‑.
2. Bffer cairan tubuh. Dalam cairan sel tubuh terdapat sistem penyangga H₂PO₄^- / HPO₄^2-. Campuran penyangga tersebut berperan juga dalam ekskresi ion H⁺ pada ginjal
2. Dalam industri farmasi, larutan penyangga berperan dalam pembuatan obat- obatan, agar zat aktif obat tersebut mempunyai pH tertentu Larutan penyangga yang umum digunakan dalam industri farmasi adalah larutan asam basa konjugasi senyawa fosfat.

2.4.3 Hidrolisis garam

Hidrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa (garam) oleh air. Sifat larutan setelah terjadi hidrolisis tergantung pada kekuatan asam dan basa pembentuk garam tersebut.

Garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah dalam air mengalami hidrolisis parsial (hidrolisis terhadap anion), dan larutannya bersifat basa.

Kh = selanjutnya sama- sama dikalikan agar didapatkan hasil sesuai dengan tetapan- tetapan yang sudah diketahui, yaitu Ka dan Kw.

Kh = x

=

Kembali kepada kesetimbangan hdrolisis di atas, konsentrasi OH^- yang dihasilkan sama dengan konsentrasi CH₃COOH, sehingga:

Kh =

⁼⁼

pOH = - log

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah dalam air mengalami hidrolisis parsial (hidrolisis terhadap kation), dan larutannya bersifat asam.

= dengan pH = - log

Garam yang berasal dari basa lemah dan asam lemah dalam air mengalami hidrolisis total (hidrolisis terhadap kation dan anion), sifat larutannya tergantung pada harga Ka dan Kb. Jika Ka> Kb, maka larutannya bersifat asam; sebaliknya jika Kb >Ka, maka larutannya bersifat basa.

pH = - log

pOH = - log

2.5 Sifat Koligatif Larutan

Koligatif artinya bersama- sama yang berasal dari kata koligeal yang berarti sifat bersama. Jadi sifat koligatif larutan adalah sifat fisik larutan yang hanya dipengaruhi oleh jumlah partikel yang tidak dipengaruhi oleh sifat zat.Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit hanya dikalikan faktor van¢t Hoff (i) terhadap rumusan sifat koligatif larutan non elektrolitnya, kecuali pada penurunan tekanan uap ada perbedaan perhitungan X_terlarut untuk elektrolit.

Sifat Koligatif	Larutan non- elektrolit	Larutan elektrolit
1. Penurunan tekanan uap (DP)	DP = P0 . Xt P= P0 - DP	DP = P0 . x i
2. Kenaikan titik didih (Dt­b)	Dt­b= Kb . m	Dt­b= Kb . m. i
3. Penurunan titik beku (Dtf)	Dtf = Kf . m	Dtf = Kf . m. i
4. Tekanan osmotik (p)	p= M. R.T	p= M. R.T. i

Keterangan: i= = Faktor Van¢t Hoff

R= tetapan gas= 0,082 liter atm/ mol°K

N= jumlah koefisien kation dan anion

a= derajat ionisasi

K_b= konstanta kenaikan titik didih molal pelarut.

K_f= konstanta penurunan titik beku molal pelarut.

n_t= mol terlarut

n_p= mol pelarut

T= derajat Kelvin

M= molar= mol/liter

P= tekanan uap larutan.

Untuk senyawa garam yang sangat encer, dengan konsentrasi zat terlarut jauh lebih kecil dari batas kelarutannya, harga derajat ionisasi sama dengan satu (a=1), sehingga harga i = n.

1. Penurunan tekanan uap (DP), Kenaikan titik didih (Dt_­b) dan Penurunan titik beku (Dt_f)

Menguap adalah peristiwa partikel- partikel zat cair meninggalkan permukaan. Mendidih adalah temperatur titik didih dimana tekanan uap jenuh di dalam larutan sama dengan tekanan udara luar. Ketika tekanan di dalam sama dengan tekanan di luar disebut temperatur didih.

			Air + zat terlarut yang tidak mudah menguap (2)
	Air (Pelarut murni) (1)

Tekanan udara,1 atm= 76 cmHg berada di permukaan laut laut. Jika kita naik 100 m di atas permukaan air laut maka tekanan udara berkurang sebesar 1 cmHg.

Tekanan uap pada pelarut murni (1) lebih besar karena pada larutan nomor 2 terdapat hambatan yang menghalangi terjadinya penguapan sehingga pada larutan nomor 2 dalam proses penguapan diperlukan suhu lebih tinggi sehingga titik didih menjadi tinggi, di sini pula mengalami penurunan titik beku.

1. Tekanan osmotik (p)

Tekanan osmosis adalah tekanan yang diperlukan untuk melawan terjadinya peristiwa osmosis. Osmosis adalah peristiwa berpindahnya partikel- partikel dari larutan encer (hipotonik) ke larutan pekat (hipertonik) melalui membran semi permiabel(bersifat selektif, hanya pelarut yang dapat masuk). Larutan encer, berarti tekanan osmotiknya rendah.

Contoh tekanan osmosis, salak yang berada pada larutan gula. Jika p larutan > p salak maka salak akan mengkerut. Jika p larutan < p salak maka sel salak pecah dan salah akan mengembung.

Pada infus, tekanan osmosis berbanding lurus dengan konsentrasi infus karena mempertimbangkan tekanan osmosis. Konsep ini penting dalam penggantian cairan tubuh/ bahan makanan yang tidak bisa dimasukkan melalui pembuluh darah. Cairan infus harus bersifat isotonis dengan cairan darah. Jika tidak maka terjadi kerusakan pada sel darah. Jika p infus lebih tinggi, cairan dalam darah keluar sehingga menyebabkan sel darah mengkerut (krenasi). Jika p infus < p darah, sel darah akan pecah (hemolisis