I
Latihan soal 1.1
1.
|
a.
elektrolit kuat
b.
elektrolit lemah
c.
elektrolit lemah
d.
elektrolit lemah
e.
elektrolit kuat
|
f.
elektrolit kuat
g.
elektrolit lemah
h.
elektrolit kuat
i.
elektrolit lemah
j.
elektrolit kuat
|
2.
|
a.
asam
b.
basa
c.
asam
d.
asam
e.
asam
|
f.
asam
g.
asam
h.
basa
i.
asam
j.
basa
|
Latihan soal 1.2
1.
PO = 23,76 mmHg
P = 23,16 mmHg
∆P = (23,76 – 23,16) mmHg
=
0,60 mmHg
2.
∆Tb =
Kb x m
=
0,52 x
=
0,104˚C
Tb larutan glukosa =
100,104˚ C
∆Tf = Kf x m
=
1,86 x
=
0,372˚ C
Tf
larutan glukosa = -0,372˚ C
3.
m =
=
= 10/6
= 1,67 m
4.
π = M x R x T x n
4,77=
M x 0,082 x 298 x 2
M = 0,097 M
5.
p = M x R x T
1 atm =
x 0,082
x 298
g = 7,35 gram
Latihan soal 1.3
1.
HSO4-(aq) + CO32-(aq) ® SO42-(aq)
+ HCO3-(aq)
asam asam
basa bssa
2.
BF3 + NH3 ® NH3BF3
+
+
asam basa
Pada reaksi antara BF3 dan NH3,
yang merupakan asam Lewis adalah BF3 karena mampu menerima sepasang
elektron, sedangkan NH3 merupakan basa Lewis.
3.
HCO3-(aq) + H2O(l) D CO32-(aq) + H3O+(aq)
asam basa basa asam
konjugasi
konjuagsi
HCO3-(aq) + H2O(l) D H2CO3(aq) + OH-(aq)
basa asam asam basa
konjugasi
konjuagsi
4.
NH3 0,1 M.
α = 1%
[NH3]
yang terionisasi = 1% × 0,1 M = 0,01 M
[NH3]
setelah ionisasi = 0,1 – 0,01 = 0,09 M
[OH-]
=
=
=
9.10-4
pOH = 4 –
log 9
pH = 10 + log 9
5.
HCl +
NaOH NaCl + H2O
10
mmol 5 mmol - -
5
mmol 5
mmol 5
mmol 5
mmol
5 mmol - 5 mmol 5 mmol
HCl sisa =
5 mmol
[HCl] =
= 5.10-3
M
[H+]
= 5.10-3 M
pH = 3 –
log 5
Latihan
soal 1.4
1. Hidrolisis garam adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan
asam atau basa.
a. Garam yang terbentuk dari reaksi asam
kuat dengan basa kuat (misalnya
NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian
nilai pH = 7 (bersifat netral).
b. Garam yang terbentuk dari reaksi asam
kuat dengan basa lemah (misalnya
NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya yang
terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian
nilai pH < 7 (bersifat asam).
c. Garam yang terbentuk dari reaksi asam
lemah dengan basa kuat (misalnya
CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya yang terhidrolisis (mengalami
hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat
basa).
d.
Garam yang terbentuk
dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4,
Al2S3 dan lain-lain) mengalami hidrolisis total
(sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka
dan
Kb.
2.
a. netral d. asam
b.
basa e. basa
c.
basa
3.
NaCN(aq) ® Na+(aq) + CN-(aq)
0,01 M 0,01
M
[OH-] =
[OH-] =
[OH-] =
10-3
pOH = 3
pH = 11
4. a. CH3COONa ® CH3COO-
+ Na+
CH3COO-
+ H2O ® CH3COOH + OH-
b.
[OH-] =
= 10-5
pOH = 5
pH
= 9
5. [H+] =
[H+] =
[H+] =
pH = –
log (2 x 10-9)½
=
(– log 2 x 10-9)
= 9
Latihan
soal 1.5
1.
AgCl → Ag+ + Cl
10-5 10-5 10-5
Ksp AgCl = [Ag+]
[Cl-]
=
10 -5 .10 -5
=
10 -10
2.
CaSO4 Ca2+ + SO42-
s s
Ksp = [Ca2+]
[SO42-]
2,8.10-4
= s . s
s = 1,67.10-2
mol/liter
dalam 2,5
liter s = 1,67.10-2 . 2,5 = 4,175.10-2 mol/liter
3.
Ag2CrO4 2Ag+ +
CrO42-
6,5.10-5
M
1,3.10-4 M 6,5.10-5
M
Ksp = [Ag+]2 [CrO42-]
= (1,3.10-4)2.
6,5. 10-5
= 1,098. 10-12
4.
Ksp Ca(OH)2 = 4 x 10-12
Ca(OH)2(s) D Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
s mol/liter s mol/liter 2s mol/liter
Ksp Ca(OH)2
= [Ca2+] [OH-]2
4 x 10-12 =
(s)(2s)2
4 x 10-12 =
4s3
10-12 = s3
s = 10-4
mol/liter
5.
a. s AgCl = 1,435 mg/liter
= 1,435 x 10-3
g/liter
=
x 10-3 mol/liter = 10-5 mol/liter
b.
AgCl(s) D Ag+(aq) + Cl-(aq)
10-5 mol/liter 10-5
mol/liter 10-5 mol/liter
[Ag+] = 10-5 mol/liter
[Cl-] = 10-5 mol/liter
c. Ksp
AgCl = [Ag+] [Cl-]
= 10-5 x 10-5 = 10-10
Latihan
soal 1.6
1.
Larutan CH3COOH 1 m artinya
terdapat 1 mol CH3COOH dalam 1000 gram pelarut air
2.
X NaOH =
3.
m =
= 0,25 m
4.
2 gram NaOH =
mol =
ra mol = 50 ra mol
M =
= 0,2
M (0,2 molar)
Yang terbentuk adalah
larutan NaOH 0,2 M
5.
M =
= 0,33 M
LEMBAR
KEGIATAN SISWA 1
Tugas Individu
1. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut
(zat) terlarut atau salut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada
zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven.
2. massa gula = 30% x 1000 gram (Mr = 342)
∆Tb
= Kb . m
= 0,512 .
= 0,449o C
= 0,449o C
Jadi, larutan gula tersebut mendidih pada suhu 100, 449o C.
3. HCOOH
merupakan senyawa asam. Reaksi ionisasi: HCOOH ® HCOO-
+ H+.
4.
HBr(aq) + H2O(l) ® H3O+(aq) + Br–(aq)
asam basa
basa asam
5. [H+]
=
=
= 10-7
pH = 7
Tugas kelompok
Kebijakan guru
UJI
KOMPETENSI 1
I.
PILIHAN GANDA
|
1. D
|
7. C
|
13. D
|
19. D
|
25. B
|
|
2. B
|
8. E
|
14. A
|
20. A
|
26. D
|
|
3. C
|
9. C
|
15. D
|
21. E
|
27. D
|
|
4. C
|
10. A
|
16. D
|
22. D
|
28. A
|
|
5. B
|
11. E
|
17. B
|
23. C
|
29. E
|
|
6. A
|
12. B
|
18. E
|
24. D
|
30. B
|
II.
ISIAN
1.
tinggi
2.
larutan nonelektrolit
3.
Johanes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry
4.
Na2CO3(aq) + 2HCl(aq) ® 2NaCl(aq)
+ CO2(aq) + H2O(l)
2Na+(aq)
+ CO32-(aq) + 2H+(aq) +
2Cl-(aq) ®
2Na+(aq) + 2Cl-(aq) + CO2(aq)
+ H2O(l)
Persamaan
reaksi ion bersihnya:
CO32-(aq)
+ 2H+(aq) ®
CO3(g) + H2O(l)
5.
basa kuat dan asam lemah
6.
larutan dengan pelarutnya
7.
(NH4)2SO4 ® 2NH4+ + SO42-
0,1 M 0,2 M 0,1 M
NH4+ + H2O ® NH4OH + H+
0,2
M
[H+]
=
=
= 0,707 ×
10-5
= 7,07 . 10-6
pH = 5,15
8.
[H+] =
=
= 1,3 x 10-3 M
pH = - log 1,3 x 10-3
= 3 – log 1,3
9.
M =
= 2,5 . 10-3 M
10.
XNaOH =
=
III. URAIAN
1.
a. Kenaikan
titik didih (∆Td)
b.
Penurunan titik beku (∆Tb)
c.
Tekanan osmotik (p)
d.
Penurunan tekanan uap (∆p)
2.
Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan
terbagi menjadi 3 yaitu sebagai berikut.
a.
Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang
di dalamnya terdapat zat yang terionisasi secara sempurna dalam pelarut air
sehingga dapat menghantarkan arus listrik dengan baik. Contohnya: larutan H2SO4,
HCl, HNO3, NaOH, Ba(OH)2 dan lain-lain.
b.
Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang
di dalamnya terdapat zat yang terionisasi sebagian dalam pelarut air sehingga
dapat menghantarkan arus listrik yang sifatnya lemah. Contohnya: larutan cuka
(CH3COOH) , NH4OH, H3PO4 dan
lain-lain.
e. Larutan nonelektrolit
adalah larutan yang yang di dalamnya terdapat zat yang tidak dapat terionisasi
sama sekali sehingga tidak dapat menghantarkan arus listrik. Contohnya: larutan
urea (CO(NH2)2), larutan
gula, dan lain-lain.
3.
∆Tb = Kb. m
= 0,52 .
= 0,104
Tb = 100,104˚ C
∆Tf = Kf. m
= 1,86 .
= 0,372
Tf = -0,372˚ C
4.
Elektrolit biner, harga n = 2
DTf =
1,55 = m x Kf x i
1,55 = 0,5 x 1,86 x i
i = 1 + (n – 1) a
1,66
= 1 + (2 – 1) a
a = 1,66 – 1 = 0,66
5.
[H+] =
[H+] =
[H+] =
= 10-3 M
6. Mcampuran
=
= 0,24 M
m=
=5,4
7.
Tekanan osmosis = M x R x T
=
x 0,082 x 300 = 2,46 atm
8.
Ksp Ag2SO4 = 3,2 x 10-5
= 32 x 10-6
Ag2SO4 D 2Ag+ + SO42-
s 2s s
Ksp = [Ag+]2[SO42-]
= (2s)2 x s =
4s3
s =
=
= 2 x 10-2
9.
HSO4–(aq) + CO32-(aq) ® SO4 2-(aq) + HCO3–(aq)
Asam basa
Basa asam
10.
CaCl2 + Na2CO3 ® CaCO3 + 2NaCl
10 mmol 10 mmol - -
10
mmol 10
mmol 10
mmol 20
mmol
- - 10 mmol 20 mmol
a.
Mol CaCO3 = 10 mmol
[CaCO3] = 10 mmol / 200 mL =
5 x10-2 M
b.
massa endapan CaCO3 yang terjadi:
9
mmol
x 100 gram/mol = 1000 mgram = 1 gram
BAB
II
Latihan
soal 2.1
1.
|
a. Larutan
elektrolit lemah
b. Larutan
elektrolit lemah
c. Larutan
elektrolit kuat
|
d.
Larutan elektrolit kuat
e.
Larutan nonelektrolit
|
2.
|
a.
NaCN Na++CN-
b.
HNO2 H++
NO2-
c.
KF K+ +
F-
|
d.
CaCl2 Ca2+ +
2Cl-
e.
CO(NH2)2
|
Latihan
soal 2.2
1.
a. Katode: Zn (mempunyai E0 lebih tinggi,
sehingga kutub positif)
Anode: Mg (mempunyai E0 lebih rendah)
b. E˚ = E˚katode – E˚anode
= E˚Zn – E˚Mg
= -0,76 – (-2,37) = +1,61
c. Reaksi
yang terjadi
di
anode: Mg(s) ®
Mg2+(aq) + 2e E˚
= +2,37
|
+
|
Reaksi
sel: Mg(s) + Zn2+(aq) ®
Mg2+(aq) + Zn(s) E˚sel = 1,61
Notasi
sel: Mg(s) | Mg2+ (1 M) || Zn2+(aq)
| Zn(s) E˚sel = 1,61
2.
Elektrolisis leburan KI dengan elektrode grafit
2KI(l) ® 2K+(l) + 2I-(l)
Anode
(+) : 2I-(l) ® I2(g)
+ I2(g) + I2(g) + 2e
|
+
|
2KI(l) ® 2K(l) + I2(g)
Hasil
elektrolisis leburan KI dengan elektrode grafit terdiri atas gas I2
di anode dan logam kalium cair di katode.
3.
a. Mengalami
oksidasi = Cu
b. Mengalami
reduksi = HNO3
c. Hasil
oksidasi =
Cu(NO3)2
d. Hasil
reduksi =
NO
e. Bertindak
sebagai oksidator = HNO3
f. Bertindak sebagai
reduktor = Cu
4.
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq) + H+(aq) ® Mn2+(aq) + CO2(g) + H2O(l)
MnO4-(aq) + H2C2O4
(aq) ® Mn2+(aq) + 2CO2(g)
+7 +3 +2 +4
MnO4-(aq) + H2C2O4
(aq) ® Mn2+(aq) + 2CO2(g)
turun 5 ×2
+7 +6 naik
2 × 5 +2 +8
2MnO4-(aq)
+ 5H2C2O4(aq) +
6H+(aq) ® 2Mn2+(aq)
+ 10CO2(g) +
8H2O(l)
5.
Korosi adalah reaksi
redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang
menghasilkan senyawa-senyawa yang tak dikehendaki.
Cara-cara
pencegahan korosi di antaranya sebagai berikut.
a.
Mengecat. Jembatan,
pagar, dan railing biasanya dicat. Cat menghindarkan kontak besi dengan udara
dan air
b.
Melumuri
dengan oli atau gemuk. Cara ini diterapkan untuk berbagai perkakas
dan mesin. Oli dan gemuk mencegah kontak besi dengan air.
c.
Dibalut
dengan plastik. Berbagai macam barang, misalnya rak piring dan
keranjang sepeda dibalut dengan plastik. Plastik mencegah kontak besi dengan
udara dan air.
d.
Tin plating
(pelapisan dengan timah). Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi
yang dilapisi dengan timah. Pelapisan dilakukan secara elektrolisis, yang
disebut electroplating.
e.
Galvanisasi
(pelapisan dengan zink). Pipa besi, tiang telpon, badan mobil, dan
berbagai barang dilapisi dengan zink. Berbeda dengan timah, zink dapat
melindungi besi dari korosi sekalipun lapisannya tidak utuh. Hal itu terjadi
karena atau mekanisme yang disebut perlindungan katode.
f.
Cromium plating (pelapisan dengan kromium)
g.
Sacrificial protection (pengorbanan anode). Magnesium
adalah logam yang jauh lebih aktif (lebih mudah berkarat) daripada besi. Jika
magnesium dikontakkan dengan besi, maka magnesium itu akan berkarat tetapi besi
tidak. Cara ini dilakukan untuk melindungi pipa baja yang ditanam dalam tanah
atau badan kapal laut.
LEMBAR KEGIATAN SISWA 2
Tugas Individu
1. NH
3(aq) + H2O(aq)↔ NH4+(aq)
+ OH–(aq)
2. a. Potensial elektroda standar adalah daya
gerak listrik yang timbul karena pelepasan elektron dari reaksi reduksi
yang dilakukan pada keadaan standar (suhu 25° C, 1 atm)
b. Tanda negatif berarti
elektrode
yang lebih sukar mengalami reduksi.
3. Larutan
H2SO4; I = 10 A
t
= 965 detik
Gas
O2 dibebaskan di anode menurut reaksi:
2H2O(l)
® 4H+(aq)
+ O2(g) + 4e
Jumlah
mol elektron =
mol
=
mol = 0,1 mol
Jumlah
mol O2 = ¼. 0,1 = 0,025 mol
Volume
O2 = 0,025 mol . 22,4 L/mol = 0,56 L
4. Ag+
+ PO43- ® Ag3PO4
5. Dikarenakan
elektrolit terurai menjadi ion-ion dalam pelarut air.
Tugas Kelompok: Kebijakan guru
UJI KOMPETENSI 2
I. PILIHAN GANDA
|
1. E
|
7. D
|
13. B
|
19. C
|
25. E
|
|
2. B
|
8. D
|
14. C
|
20. B
|
26. A
|
|
3. B
|
9. B
|
15. B
|
21. E
|
27. D
|
|
4. D
|
10. A
|
16. D
|
22. B
|
28. D
|
|
5. D
|
11. E
|
17. E
|
23. A
|
29. A
|
|
6. E
|
12. B
|
18. C
|
24. A
|
30. D
|
II. ISIAN
1. larutan
elektrolit kuat
2. Pb
(anode) dan PbO2 (katode)
3. elektrokimia
4. penyepuhan
5. 40,92
gram
6. Fe2O3
x H2O
7. H3PO4
® 3H+ + PO43-
8. potensiometer
9. mengalami
kenaikan bilangan oksidasi
10. lampu
mati, gelembung tidak ada
III. URAIAN
1. a. NH4NO3 biloks
N pada NH4+ = -3; N pada NO3- = +5;
H = +1; O = -2
b.
FeCO3 biloks Fe = +2; C = + 4; O = -2
c.
CH3COOH biloks C1 = +4; H = +1; O = -2; C2 =
-4
d.
KCNS biloks K = +1; C = +4; N = -3; S = -2
e.
H2Cr2O7 biloks H = +1; Cr = +6; O = -2
2. a. H2SO4 ® SO2:
reduksi
-8 -4
+6 +4
turun
b. MnCI2
® MnO2:
oksidasi
-2 -4
+2 +4
naik
c. K1C2O4
® CO2:
reduksi
-2 -8 -4
+6 +4
turun
3. Dalam
padatan, ion-ion tidak dapat bergerak bebas. Sedangkan dalam
larutan, akan terbentuk ion-ion yang bergerak bebas. Adanya
ion-ion yang bergerak bebas dalam larutan itulah yang menyebabkan larutan
elektrolit dapat meghantarkan arus listrik. Semakin banyak jumlah ion yang
terkandung dalam larutan elektrolit, maka akan semakin tinggi pula daya hantar
listriknya
4. Cromium plating
(pelapisan dengan kromium). Besi atau baja juga dapat dilapisi dengan kromium
untuk memberi lapisan pelindung yang mengkilap, misalnya untuk bumper mobil. Cromium plating juga dilakukan dengan
elektrolisis. Sama seperti zink, kromium dapat memberi perlindungan sekalipun
lapisan kromium itu ada yang rusak.
5. a. Elektrolisis NaCl cair (leburan) dengan
elektrode grafit
2NaCl(l)
® 2Na+(l)
+ 2Cl-(l)
Anode
(+) : 2Cl-(l) ® Cl2(g)
+ 2e
|
+
|
2Na+(l) + 2Cl-(l)
® Cl2(g)
+ Na(l)
b. Elektrolisis
larutan NaCl pekat dengan elektrode karbon (grafit)
2NaCl(aq)
® 2Na+(aq)
+ 2Cl-(aq)
Anode
(+) : 2Cl-(aq) ® Cl2(g)
+ 2e
|
+
|
2Cl-(aq) +2H2O(l)
® Cl2(g)
+ H2(g) + 2OH-(aq)
6.
a. H2S(g)
+ Cr2O7 2-(aq) + H+(aq) ®
S(s) + Cr3+(aq)
+ H2O(l)
H2S(g) + Cr2O7
2-(aq) ® S(s)
+ Cr3+(aq)
-2 0
+6 +3
H2S(g)
+ Cr2O7 2-(aq) ® S(s)
+ 2Cr3+(aq)
naik 2 × 3
-2 turun
6 0
+12 +6
3H2S(g) + Cr2O72-(aq)
+ 8H+(aq) ® 3S(s)
+ 2Cr3+(aq) + 4H2O (l)
b.
KClO3(s)
+ H2SO4(l) ® KHSO4(s)
+ O2(g) + ClO2(g) + H2O(g)
turun 1 × 2
+5 naik 2 +4
-2 0
2KClO(s) + H2SO4(l) ® KHSO4(s)
+ O2(g) + 2ClO2(g) + H2O(g)
7. Larutan
CuSO4
Katode:
Cu2+ + 2e ® Cu
Anode:
2H2O(l) ® O2(g)
+ 4H+ + 4e
Massa
Cu = 0,4 .
= 12,7 gram
2H2O(l)
® O2(g)
+ 4H+ + 4e
Jumlah
mol elektron = 0,4 F = 0,4 mol
Jumlah
mol O2 = ¼ . 0,4 mol = 0,1 mol
Jadi
volume O2 = 0,1 mol x 22,4 L/mol = 2,24 L
8.
massa Cu =
=
= 3,2 gram
9.
Reaksi
1. Mg terletak di sebelah kiri deret volta, maka reaksi
tidak dapat berlangsung. Mg harus berbentuk unsur (bukan ion).
2. Pb terletak di sebelah iri deret volta, maka reaksi tidak
dapat berlangsung. Pb harus berbentuk
unsur (bukan ion).
3. Mg terletak di sebelah kiri deret volta, maka reaksi
tidak dapat berlangsung. Mg harus berbentuk unsur (bukan ion).
4. Mg terletak di sebelah kiri deret volta, maka reaksi
berlangsung. Mg berbentuk unsur (bukan ion).
10. Tanda-tanda
perkaratan antara lain:
a. bertambah
massanya
b. warnanya
berubah menjadi kekuningan
PELATIHAN UJIAN TENGAH SEMESTER
I.
PILIHAN
GANDA
|
1. C
|
7. A
|
13. C
|
19. B
|
25. E
|
|
2. A
|
8. B
|
14. D
|
20. E
|
26. E
|
|
3. E
|
9. D
|
15. E
|
21. E
|
27. B
|
|
4. E
|
10. A
|
16. B
|
22. B
|
28. A
|
|
5. E
|
11. B
|
17. C
|
23. A
|
29. C
|
|
6. E
|
12. A
|
18. A
|
24. A
|
30. D
|
II. ISIAN
1.
nonelektrolit
2.
asam kuat
3.
senyawa yang terlarut dalam air menghasilkan ion
hidroksida (OH-)
4.
asam kuat dan basa lemah
5.
[H+] = 0,1 M
6.
electroplating
7.
8 s = 1.10-5 M
8.
pH = 1,37
9.
pH = 10 – log 3
10.
5 = 10-4 mol/liter
III.
URAIAN
1. a. Larutan elektrolit yaitu larutan yang dapat
menghantarkan arus listrik
b. Larutan
nonelektrolit yaitu larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik
2. m =
= 0,02 m
∆Tb = Kb . m
= 0,52 . 0,02
= 0,0104° C
Jadi Tb =
100,0104° C
∆Tf = Kf . m
= 1,86 . 0,02
= 0,0372° C
Jadi Tf =
-0,0372° C
3. Ksp
Mg(OH)2 = 3,2 x 10-11
Mg(OH)2(s) D
Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
s =
= 2 x 10-4 mol/liter
Jadi, Mg(OH)2
yang dapat larut dalam 250 ml air sebanyak:
= 2 x 10-4 .
= 5 x 10-5
mol
= 5 x 10-5
mol x Mr Mg(OH)2
= 5 x 10-5
mol x 589 gram/mol
= 2,9 x 10-3 gram
4. Jumlah mol NH3 = M x V
=
(0,4 x 200) mmol = 80 mmol
Jumlah mol HCl = M x V
=
(0,2 x 200) mmol = 40 mmol
NH3 + HCl ® NH4Cl
mula-mula : 80
mmol 40 mmol -
|
+
|
akhir : 40
mmol 0 40 mmol
Pada akhir reaksi, di
dalam sistem terdapat 40 mmol NH3 dan NH4Cl yang terurai
menghasilkan NH4+ sebanyak 40 mmol.
[OH-] = 1 x
10-5 .
[OH-] = 1 x
10-5
pOH = - log 1 x 10-5
= 5
pH = 14 – 5 = 9
5. Ksp
CaCO3 = 1,6.10-9
1,6.10-9 = s2
s = 4.10-5 M
mol CaCO3 =
4.10-5 M. 0,25 L
= 1.10-5 mol
Massa CaCO3 =
1.10-5 mol x 100 gram/mol
= 1.10-3 gram
= 1 mgram
6. KOH + CH3COOH ® CH3COOK + H2O
25 mmol 25 mmol -
25 mmol 25 mmol 25
mmol
- - 25
mmol
[CH3COOK] =
25 mmol / 100 mL = 0,25 M
CH3COOK ® CH3COO-
+ K+
CH3COO-
+ H2O ® CH3COOH
+ OH-
[OH-] =
= 5 . 10-5,5
pOH = 4,8
pH = 9,2
7. Larutan NaOH dan LiBr merupakan larutan
eletrolit kuat, karena merupakan senyawa ion (senyawa yang terbentuk antara
unsur logam dan nonlogam).
8. Karena grafit maupun karbon bersifat inert,
tidak bereaksi dengan bahan/larutannya.
9. Diketahui
EO
Al3+ I Al = -1,66 volt; DIBALIK EO
Al I Al3+ = +1,66 volt
EO
Cu2+ I Cu = +0,34 volt
Al(s) I Al3+(aq) II Cu2+(aq) I
Cu(s) E° =
+ 2,00 volt
10. Cu(s) + 2H+(aq) ® Cu2+(aq)
+ H2(g) E° =
-0,34 volt;
reaksi berlangsung tidak
spontan
BAB III
Latihan
soal 3.1
1.
Sistem adalah
bagian spesifik (khusus) yang sedang dipelajari oleh kimiawan. Reaksi kimia
yang sedang diujicobakan (reagen-reagen yang sedang dicampurkan) dalam tabung
reaksi merupakan sistem. Lingkungan adalah area
di luar sistem, area yang
mengelilingi sistem. Dalam hal
ini, tabung reaksi tempat berlangsungnya reaksi kimia merupakan lingkungan.
Contoh: seorang siswa
mereaksikan larutan HCl dan NaOH masing-masing 20 mL dalam gelas kimia kemudian diukur suhunya.
Sistem = larutan HCl dan
NaOH
Lingkungan = gelas kimia
2. Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem
dibedakan, menjadi tiga macam, yaitu sebagai berikut.
a. Sistem terbuka, yaitu suatu sistem yang memungkinkan
terjadinya pertukaran kalor dan zat (materi) antara lingkungan dan sistem.
b. Sistem tertutup, yaitu suatu sistem yang
memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara sistem dan lingkungannya,
tetapi tidak terjadi pertukaran materi.
c. Sistem terisolasi (tersekat), yaitu suatu sistem
yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem
dan lingkungan.
3.
Panas atau entalpi (H)
adalah energi
potensial yang terkandung dalam suatu zat. Selisih antara entalpi reaktan dan
entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi (∆H).
4.
Pada reaksi eksoterm, reaktan memiliki
tingkat energi yang lebih tinggi dibandingkan produk, sehingga energi
dibebaskan pada perubahan reaktan menjadi produk. Sedangkan pada
reaksi endoterm, reaktan memiliki tingkat energi yang lebih rendah
dibandingkan produk.
5. Reaksi eksoterm merupakan
reaksi yang memancarkan (melepaskan) kalor saat reaktan berubah menjadi produk. Pada reaksi endoterm, terjadi penyerapan kalor pada perubahan dari reaktan
menjadi produk.
Latihan
soal 3.2
1. Cara menentukan ∆H
reaksi
a.
Pengukuran ∆H reaksi melalui percobaan
Pengukuran
∆H reaksi melalui percobaan dapat dilakukan dengan alat kalorimeter
b.
Perhitungan ∆H menggunakan data
Selain
dengan cara percobaan, ∆H reaksi juga dapat dihitung tanpa melakukan percobaan,
karena tidak semua reaksi kimia dapat dilangsungkan.
2.
a. Kalorimeter klasik
Alat ini
disebut juga kalorimeter cangkir kopi karena menggunakan cangkir kopi styrofoam sebagai tempat campuran
reaksinya. Mula-mula suhu pereaksi diukur, lalu pereaksi dicampurkan ke dalam
cangkir kopi. Sesudah reaksi selesai, suhu dari campuran reaksi ini diukur.
Berdasarkan perubahan suhu sebelum dan sesudah reaksi, nilai ∆H reaksi dapat
dihitung. Reaksi-reaksi yang dapat diukur dengan kalorimeter
klasik adalah reaksi-reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, misalnya
reaksi pelarutan, reaksi penetralan, dan reaksi pengendapan.
b. Kalorimeter Bom
Kalorimeter bom
biasanya dipakai untuk mempelajari reaksi eksoterm yang tidak akan berjalan
bila tidak dipanaskan. Misalnya reaksi pembakaran antara CH4
dengan O2 atau reaksi yang melibatkan gas. Alatnya terdiri dari
wadah yang terbuat dari baja yang kuat tempat reaksi berlangsung. Wadah
tersebut dimasukkan ke dalam bak yang tersekat dengan dilengkapi pengaduk dan termometer. Suhu awal diukur,
kemudian reaksi dijalankan dengan cara menyalakan pemanas kawat kecil yang
berada di dalam wadah. Panas yang dikeluarkan oleh reaksi diserap oleh wadah
dan bak sehingga menyebabkan suhu alat naik. Berdasarkan perubahan suhu dan
kapasitas panas yang telah diukur, jumlah panas yang telah diberikan oleh
reaksi dapat dihitung. Dibandingkan kalorimeter klasik, pengukuran dengan
kalorimeter bom jauh lebih teliti.
3. Prinsip dasar kalorimeter adalah kalor atau
perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi kimia. Perhitungan entalpi reaksi berkaitan
dengan kapasitas panas dan kalor jenis. Kapasitas kalor (C) adalah jumlah panas
yang diperlukan untuk mengubah suhu suatu benda sebesar 1˚ C.
Kapasitas panas bersifat ekstensif yang berarti bahwa jumlahnya bergantung pada
ukuran zat. Kalor jenis (c) adalah jumlah panas yang diperlukan untuk
meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1˚ C. Panas
spesifik bersifat intensif (jumlahnya tidak bergantung pada ukuran zat).
Hubungan antara kapasitas panas dan kalor jenis dapat dinyatakan dalam rumus
berikut:
C = m × c
Jadi, panas
reaksi suatu system dapat diukur dengan menggunakan rumus: Q = m x c x ΔT
m = massa (g atau kg)
c = kalor jenis (J.g-1˚ C-1 atau Jkg-1.K-1)
m c = C = kapasitas kalor (JK-1 atau J˚C-1)
T = suhu (˚C atau K)
4.
Hukum
Hess
“menyatakan bahwa entalpi reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya
bergantung pada kondisi awal (reaktan) dan kondisi akhir (produk)reaksi
Ini merupakan
konsekuensi dari sifat fungsi keadaan yang
dimilki oleh entalpi. Hal ini berarti, nilai ΔH akan sama, baik reaksi
berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap”.
5. Diketahui
reaksi:
H2O (l) H2 +
O2 (g)
∆H = +68,3 kkal
H2 (g) +
O2(g) H2O (g)
∆H = - 57,8
kkal
H2O (l) H2O (s) ∆H = - 1,4 kkal
perubahan entalpi dari es menjadi uap: H2O
(s) H2O
(g) ∆H = ?
H2O (s)
H2O (l) ∆H = + 1,4 kkal
H2O (l) H2 +
O2 (g) ∆H
= +68,3 kkal
H2 (g) +
O2(g) H2O (g) ∆H = - 57,8 kkal
H2O (s) H2O (g) ∆H
= 11,9 kkal
Latihan soal 3.3
1. Bahan bakar
diartikan sebagai bahan yang apabila dibakar dapat meneruskan proses pembakaran
tersebut dengan sendirinya, disertai dengan pengeluaran kalor.
2. Bahan bakar
alamiah ialah: antrasit, batubara bitumen, lignit, kayu api, sisa tumbuhan,
gas
alam dan gas petroleum.
3.
Pembakaran adalah reaksi kimia yang cepat
antara oksigen dan bahan yang dapat terbakar, disertai timbulnya cahaya dan
menghasilkan kalor.
C3H8
+ 5O2 ® 3CO2
+ 4H2O
4.
Kalor pembakaran adalah kalor yang dilepaskan
jika 1 mol zat dibakar sempurna dengan gas oksigen (O2).
5.
Contoh penggunan kalor dari proses pembakaran
secara langsung adalah:
a.
untuk memasak di dapur-dapur rumah tangga.
b.
untuk instalasi pemanas.
Sedang contoh penggunaan kalor secara tidak
langsung adalah:
a.
kalor diubah menjadi energi mekanik, misalnya
pada motor bakar.
b. kalor
diubah menjadi energi listrik, misalnya pada pembangkit listrik tenaga diesel,
tenaga gas dan tenaga uap.
LEMBAR KEGIATAN SISWA 3
Tugas Individu
1. Lingkungan = Seorang siswa
dan tabung
reaksi
Termasuk reaksi endoterm
2. C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
∆H = -2.820
kJ
C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O
∆H = -1380 kJ
dibalik reaksinya
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
∆H = -2.820
kJ
2CO2 + 3H2O
C2H5OH + 3O2
∆H
= +1380 kJ
dikalikan 2
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
∆H = -2.820
kJ
4CO2 + 6H2O 2C2H5OH + 6O2 ∆H = +2760 kJ
C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2 ∆H = -60 kJ
3. Reaksi pembakaran etanol:
C2H5OH
+ O2 (g) → 2 CO2 + 3 H2O
∆
H reaksi = [ 2∆ Hƒ o CO2 +
3 ∆ H ƒ o H2O]
– [1∆ H ƒ o C2H5OH
+ 1∆ H ƒ o O2]
= [2 (-394) + 3 (-286)]
kJ – [1-266)+1 (0) kJ
= [-1646 +266] kJ
= -1380 kJ
4. Dibandingkan
kalorimeter klasik, pengukuran dengan kalorimeter bom jauh lebih teliti.
5. yang ditanyakan ∆H untuk reaksi C +
2H2 CH4
CH4
+ 2O2 CO2 + 2H2O
∆H
= -890
kJ DIBALIK
C + O2 CO2
∆H
= -394
kJ TETAP
H2 +
½ O2 H2O
∆H
= -286
kJ DIKALIKAN 2
CO2
+ 2 H2O CH4 + 2 O2 ∆H = +890 kJ
C + O2 CO2 ∆H = -394 kJ
2H2
+ O2 2H2O ∆H
= -572 kJ
C + 2H2 CH4 ∆H = 76 kJ
Tugas
Kelompok: Kebijakan guru
UJI
KOMPETENSI 3
I.
PILIHAN
GANDA
|
1. C
|
7. B
|
13. D
|
19. D
|
25. B
|
|
2. A
|
8. C
|
14. B
|
20. C
|
26. D
|
|
3. D
|
9. A
|
15. C
|
21. A
|
27. D
|
|
4. C
|
10. D
|
16. A
|
22. A
|
28. D
|
|
5. D
|
11. C
|
17. A
|
23. A
|
29. D
|
|
6. A
|
12. B
|
18. B
|
24. D
|
30. D
|
II. ISIAN
1. endoterm
2. kJ/gram
3. melepaskan
4. sistem
terisolasi
5. Q= m . c . T
6. untuk instalasi
pemanas
7. reaksi suatu
zat dengan oksigen
8. bahwa “entalpi reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya
bergantung pada kondisi awal (reaktan) dan kondisi akhir (produk) reaksi”
9. H2O(ℓ)
→ H2(g) + ½ O2 (5) ∆H = +286 kJ
10. -66 kJ
III. URAIAN
1. a. Sistem: bagian
yang menjadi pusat perhatian.
b. Lingkungan: daerah yang membatasi sistem.
c.
Reaksi eksoterm: reaksi kimia yang membebaskan kalor.
d. Reaksi endoterm: reaksi kimia yang menyerap kalor.
2.
Reaksi eksoterm merupakan reaksi yang memancarkan (melepaskan)
kalor saat reaktan berubah menjadi produk. Pada reaksi endoterm, terjadi penyerapan kalor pada perubahan dari reaktan
menjadi produk
3.
a. Kalorimeter
klasik
Alat ini
disebut juga kalorimeter cangkir kopi karena menggunakan cangkir kopi styrofoam sebagai tempat campuran
reaksinya. Berdasarkan perubahan suhu sebelum dan sesudah reaksi, nilai ∆H
reaksi dapat dihitung. Reaksi-reaksi yang dapat diukur dengan kalorimeter klasik adalah reaksi-reaksi yang berlangsung pada
tekanan tetap, misalnya reaksi pelarutan, reaksi penetralan, dan reaksi
pengendapan.
b.
Kalorimeter
Bom
Kalorimeter bom
biasanya dipakai untuk mempelajari reaksi eksoterm yang tidak akan berjalan
bila tidak dipanaskan. Misalnya reaksi pembakaran antara CH4
dengan O2 atau reaksi yang melibatkan gas. Alatnya terdiri dari
wadah yang terbuat dari baja yang kuat tempat reaksi berlangsung. Wadah
tersebut dimasukkan ke dalam bak yang tersekat dengan dilengkapi pengaduk dan termometer. Suhu awal diukur,
kemudian reaksi dijalankan dengan cara menyalakan pemanas kawat kecil yang
berada di dalam wadah. Panas yang dikeluarkan oleh reaksi diserap oleh wadah
dan bak sehingga menyebabkan suhu alat naik. Berdasarkan perubahan suhu dan
kapasitas panas yang telah diukur, jumlah panas yang telah diberikan oleh
reaksi dapat dihitung. Dibandingkan kalorimeter klasik, pengukuran dengan
kalorimeter bom jauh lebih teliti.
4. Mol ≈ ∆H,
perubahan energi berbanding lurus dengan molekul pada zat-zat kimia yang
bereaksi atau zat kimia yang dihasilkan
5.
∆H1 = ∆ H2 + ∆ H3
∆H2 = ∆ H1 - ∆ H3
= (94,1) – (67,7)
kkal
= 26,4 kkal
6.
N2(g) + 3H2(g) ® 2NH3(g) ∆H = -34 kJ
56 gram gas
nitrogen bereaksi (Ar N =14) = 56 gram/28 gram/mol = 2 mol N2
∆H = -34 ×
2 kJ = - 68 kJ
Jadi kalor
yang dibebaskan = + 68 kJ
7.
Reaksi :
2 HBr(g) → H2(g) + Br2(g); ∆H= +72 kJ
Dari persamaan : 2 mol gas HBr→diperlukan 72 kJ
Mol =
=
= 0,5 mol
Jadi =
. 0,5
= 18 kJ
8. 2S(s) + 2O2(g) → 2 SO2(g) ∆H = A kkal
2 SO2(g) + O2(g)
→ 2SO3(g) ∆H = B kkal +
2S(g) + 3O2(g) → 2SO3(g) ∆H= (2A + B) kkal
9.
C2H4(g) + 3O2(g) ® 2CO2(g) +
2H2O ∆H = ?
C + O2 ® CO2 ∆H = -395,2 kJ
dikalikan
2
H2 + ½ O2 ® H2O ∆H = -242,76 kJ
dikalikan
2
2C
+ 2H2 ® C2H4 ∆H = -52,75 kJ
dibalik
10. ∆Hf, benzena cair C6H6(l)
= +49.,00 kJ/mol; dibalik sehingga ∆H = -49 kJ/mol
∆Hf CO2(g) =
-393,5 kJ/mol; dikalikan 6 sehingga ∆H
= -2361 kJ/mol
∆Hf H2O(g)
= -241,8 kJ/mol; dikalikan 3 sehingga ∆H
= -725,4 kJ/mol
kalor
pembakaran dari reaksi:
C6H6(l)
+ 15/2O2(g) ® 6CO2(g) +
3H2O(g) ∆H
= -3135,4 kJ/mol
Jadi kalor pembakaran C6H6
adalah +3135,4 kJ
UJIAN AKHIR SEMESTER
I.
PILIHAN
GANDA
|
1. C
|
7. B
|
13. D
|
19. D
|
25. B
|
|
2. A
|
8. C
|
14. B
|
20. C
|
26. D
|
|
3. D
|
9. A
|
15. C
|
21. A
|
27. D
|
|
4. C
|
10. D
|
16. A
|
22. A
|
28. D
|
|
5. D
|
11. C
|
17. A
|
23. A
|
29. D
|
|
6. A
|
12. B
|
18. B
|
24. D
|
30. D
|
II. ISIAN
1. menghantarkan
arus listrik
2. larutan
3. Asaro
4. solvent
5. ∆H = -q
6. Fe2O3 x H2O
7. entalpi
8. pH = 3 – log
1,4
9. 400 mL
10. 3PbO2
+ 2MnO + 4H+ ® 3Pb2+
+ 2MnO4- + 2H2O
III. URAIAN
1. NH4OH
↔NH4+ + OH-
[OH- ] =
=
=
2. pOH = 3 berarti [OH-]
= 1.10-3
[OH-] =
1.10-3 =
1.10-6 = Kb .
0,1
Kb = 1.10-5
V1
. M1 = V2 . M2
5 mL . 0,1 M = 50 mL . M2
M2
= 1.10-2 M
NH3 1.10-2
M; [OH-] =
= 1.10-3,5
pOH = 3,5 ;
sehingga pH = 10,5
3. pH = 11 + log 2
maka pOH = 3 – log 2
[OH-] = 2.10-3
2 .10-3 =
4 .10-6 = Kb
. 0,4
Kb = 1.10-5
NH4Br ® NH4+
+ Br-
NH4+
+ H2O ® NH4OH
+ H+
[H+] =
=1.10-5 M
pH = 5
4. ∆P =P° - P
Xglukosa =
= 0,025
∆P
= P° . Xglukosa
P° - P = P° . Xglukosa
P° - 55 = P° . 0,025
P° - 0,025 P° = 55
P° = 56,41 mmHg
5. Reaksi HCOOH + NaOH →
HCOONa + H2O
Mula-mula 33 30
Yang bereaksi 30 30 30
sisa 3 - 30
Sisanya asam lemah, maka larutan yang terjadi adalah
buffer asam.
[H+] = 10-4 .
= 10-4 . 10-1
= 10-5
pH = - log [H+]
= - log 10-5
= 5
6. [OH] =
=
=
=
7. a. X NaCl =
= 0,02
b.
m =
8. Jumlah mol NH3 = M x V
= (0,4 x 200) mmol = 80 mmol
Jumlah
mol HCl = M x V
= (0,2 x 200) mmol = 40 mmol
NH3 + HCl ® NH4Cl
mula-mula : 80
mmol 40 mmol -
reaksi : -40
mmol -40 mmol +40 mmol
akhir : 40
mmol 0 4 mmol
Pada
akhir reaksi, di dalam sistem terdapat 40 mmol NH3 dan NH4Cl
yang terurai menghasilkan NH4+ sebanyak 40 mmol.
[OH-]
= 1 x 10-5 .
[OH-]
= 1 x 10-5
pOH
= - log 1 x 10-5
pH = 14 – 5 = 9
9. Sn2+ + 2e ® Sn EO = - 0,14 volt
Al3+
+ 3e ® Al EO = - 1,66 volt
dibalik
katode : Sn2+
+ 2e ® Sn EO = - 0,14 volt
anode : Al ® Al3+
+ 3e EO = + 1,66 volt
Al + Sn2+
® Al3+
+ Sn EO = +
1,52 volt
10. ∆Td = Kb . m
M =
∆Td = Kd . M
∆Td = Kd . M
∆Td =
= 0,52 .
Tidak ada komentar:
Posting Komentar