Jawab:

Perlu diingat bahwa untuk menyelesaikan soal diatas maka kita perlu memakai hubungan antara Kw (konstanta tetapan air) dengan OH- dan H+, dimana ketiganya dihubungkan dengan persamaan:

Kw = [H+][OH-]

Pada suhu 25 C maka nilai Kw adalah 10exp-14 jadi:

Konsentrasi H+

= Kw/[OH-]

= 10exp-14/10-8

= 10-6 M

Jadi nilai pHnya:

= -log [H+]

= -log(10exp-6)

= 6

Jadi pH larutan adalah 6.

2. Jika 10 gram asam asetat dilarutkan dalam 300 mL air maka hitunglah pH larutan asam asetat tersebut (Ka = 10exp-5)

Jawab:

Karena yang diketahui adalah massa asam asetat maka kita perlu mengubah menjadi satuan konsentrasi yaitu molaritas. Pertama kita mencari mol asam asetat terlebih dahulu.

Mol asam asetat

= massa / Mr

= 10 /60

= 0,167 mol

Molaritas asam asetat

= mol / volume

= 0,167 mol / 0,3 L

= 0,557 M

Karena asam asetat termasuk asam lemah maka cara mencari ion H+ adalah sesuai dengan rumus berikut ini:

Jadi konsentrasi H+

= (10exp-5  x  0,557)exp1/2

= 0,00746  M

Dan pH asam asetat

= -log[H+]

= -log (0,00746  )

= 2,13

Jadi pH larutan asam asetat tersebut adalah 2,13.

3. Berapakah pH 200 mL larutan asam formiat 0,01 M yang memiliki derajat ionisasi 5%?

Jawab:

Asam formiat adalah asam lemah dimana dalam larutannya dia akan terurai sebagian. Pertama kita harus mencari berapa jumlah asam formiat yang terurai dengan menggunakan rumus berikut ini:

Derajat ionisasi = jumlah asam formiat yang terurai/jumlah asam formiat mula2 x 100%

Jadi jumlah asam formiat yang terurai

= (5% / 100) x 0,01

= 5.10exp-4 M

Jadi sesuai dengan reaksi berikut ini

HCOOH     ->    H+       +  HCOO-

5.10-4 M         5.10-4 M      5.10-4 M

Jadi konsentrasi H+ nya adalah 5.10-4 M dengan demikian pH larutan asam formiat tersebut adalah:

= -log [H+]

= -log 5.10exp-4

= 3,30

Jadi pH larutan asam formiat tersebut adalah 3,30.

4. Berapakah pH 500 mL larutan HF 0,1 M yang memiliki harga Ka = 5,6.10exp-4?

Jawab:

Asam flourida adalah asam lemah dimana memiliki harga Ka 5,6.10exp-4 dan untuk mengetahui konsentrasi ion H+ nya maka kita gunakan rumus berikut ini:

Jadi konsentrasi H+

= (Ka.M)exp1/2

= (5,6.10exp-4 x 0,1)exp1/2

= 7,48.10exp-3

pH nya

= -log[H+]

= -log 7,48.10exp-3

= 2,126

5. Berapakah pH larutan asam sulfat yang memiliki konsentrasi 70% berat dan diketahui massa jenisnya 1,615 g/mL?

Jawab:

Misalkan kita memiliki 100 mL larutan asam sulfat 70% maka massa larutan asam sulfat tersebut adalah:

= massa jenis x volume

= 1,615 g/mL x 100 mL

= 161,5 g

Massa asam sulfat

= prosentase x massa larutan

= 70% x 161,5 g

= 113,05 g

Massa air

= massa larutan – massa asam sulfat

= 161,5 – 113,05

= 48,45 g

Karena massa jenis air adalah 1 g/mL maka volume airnya akan sama dengan 48,45 mL.

Mole H2SO4

= massa/Mr

= 113,05/98

= 1,15 mol

Molaritas H2SO4

= mol / volume

= 1,15 / 0,04845

= 23,73 M

Konsentrasi H+

= valensi asam x M

= 2 x 23,73

= 47,46 M

pH

= -log 47,46

= -1,68

Jadi pH larutan asam sulfat 70% itu adalah -1,68.

1. Larutan kalsium hidroksida Ca(OH)2 0,006 M
2. Larutan ammonia  NH4OH 0,1 M (Kb = 10^-5)
3. Laruta aluminium hidroksida Al(OH)3 0,01 M dengan derajat ionisasi 20%

Jawab:

1. Larutan kalsium hidroksida adalah larutan basa kuat jadi analog dengan mencari ion hydrogen dalam asam kuat maka mencari ion hidroksida untuk basa kuat kita tinggal mengkalikan jumlah OH dalam senyawa dengan molaritas senyawa tersebut.

Molaritas ion OH- = jumlah OH- x M basa

= 2 x 0,006

= 0,012 M

Ca(OH)2 dalam larutannya akan terionisasi sempurna dengan reaksi sebagai berikut:

Ca(OH)2    ->  Ca2+   +  2OH-

0,006               0,006          2×0,006

Jadi konsentrasi ion OH- dalam larutan Ca(OH)2 adalah 0,012 M.

2. Larutan ammonium hidroksida adalah larutan basa lemah, karena diketahui harga tetapan basanya Kb maka untuk mencari ion OH- kita gunakan rumus yang analog dengan mencari H+ pada asam lemah yaitu:

Jadi konsentrasi ion hidroksidanya adalah

= (10^-5x 0,1)^1/2

= 0,001 M

3. Larutan aluminium hidroksida Al(OH)3 0,01 M dengan derajat ionisasi 20% maka jumlah OH- dapat dicari dengan menggunakan rumus:

Derajat ionisasi dedefinisikan: = jumlah Al(OH)3 yang terurai/jumlah Al(OH)3 mula-mula x 100%

Jadi sesuai dengan rumus diatas maka:

20% = jumlah Al(OH)3 yang terurai/0,01 x 100%

0,2  = jumlah Al(OH)3 yang terurai/0,01

jumlah Al(OH)3 yang terurai = 0,002 M

sesuai dengan reaksi ionisasi Al(OH)3 maka:

Al(OH)3  ->  Al3+   +  3 OH-

0,002 M       0,002 M      3×0,002 M

Jadi konsentrasi OH- dalam larutan Al(OH)3 adalah 0,006 M.

1. Larutan asam sulfat H2SO4 0,005 M
2. Larutan asam oksalat H2C2O4 0,004 M (Ka 10^-5)
3. Larutan asam sianida  HCN 0,1 M (alfa 10%)

Jawab:

1. Larutan asam sulfat adalah larutan asam kuat, jadi H2SO4 dalam larutan akan terionisasi sempurna menjadi ion H+ dan ion SO42-. Jadi kita mencari konsentrasi ion hydrogen H+ dalam larutan asam kuat dengan menggunakan rumus berikut:

Konsentrasi ion H+

= jumlah H+ x M asam

= 2 . 0,005

= 0,01 M

H2SO4 memiliki jumlah H+ sebanyak 2 jadi konsentrasi ion hidrogennya adalah perkalian antara jumlah H+ dengan molaritas asam sulfat. Secara stoikiometri reaksi adalah sebagai berikut:

H2SO4 ->  2H+     +    SO42-

0,005         2×0,005        0.005

2. Asam oksalat H2C2O4 adalah asam lemah dengan nilai tetapan asam 10-5. untuk mencari konsentrasi ion hydrogen dari asam lemah maka kita bisa menggunakan rumus sebagai berikut:

Jadi konsentrasi ion H+ nya adalah

= (10^-51/2

= 2.10^-4 M

3. Larutan asam sianida HCN 0,1 dengan alfa 10%, maka untuk mencari konsentrasi ion H+ nya kita harus menghubungkan dengan rumus derajat ionisasinya. Derajat ionisasi dinyatakan sebagai jumlah zat yang terdisosiasi dibagi dengan konsentrasi mula-mula, sehingga:

Derajat ionisasi = jumlah yang terdisosiasi / jumlah mula-mula x 100%

10 % = jumlah HCN yang terdisosiasi/0,1 x 100%

Jadi HCN yang terdisosiasi = 0,01 M

Karena HCN terdisosiasi dengan reaksi berikut maka:

HCN   ->     H+       +  CN-

0,01 M       0,01 M      0,01 M

Jadi konsentrasi ion hydrogen H+ dalam larutan HCN adalah 0,01 M.

Belum lagi faham konsep mol, kamu juga tidak sebegitu paham tentang stoikiometri yang melibatkan reaksi, dan yang satu ini mungkin membuat kamu semakin frustasi untuk menghadapi soal stoikiometri yaitu melakukan perhitungan yang melibatkan reaksi pembatas dan mencari rumus molekul hidrat.

Jangan khawatir! mulai saat ini telah terbit eBook “Soal dan Pembahasan Stoikiometri” sebuah ebook yang bisa membuat kamu ahli dalam bidang stoikiometri seahli guru kimia kamu.

Gak peduli walaupun saat ini kamu tak menguasai satupun teori stoikiometri, sebab dalam buku ini akan dijelaskan satu persatu teknik menyelesaikan soal stoikiometri dengan cara yang mudah dan tentu saja denga penjelasan yang rinci dan lengkap tentu saja bahasanya mudah dicerna dan dibuat sangat mudah dipahami.

Dalam buku ini kamu akan mendapatkan:

• 150 contoh soal dan pembahasannya
• Pembahasan dimulai dari tatanama senyawa kimia, persamaan reaksi, konsep mol, hukum gas, stoikiometri senyawa, stoikiometri reaksi, reaksi pembatas, menentukan rumus hidrat, dan contoh-contoh soal stoikiometri tingkat lanjut.

Berapa harga eBook yang akan membuat kamu ahli stoikiometri ini?

Rp. 24,900,-

Harga yang cukup terjangkau untuk eBook berkualitas, bayangkan hanya seharga kamu membeli makanan direstoran cepat saji. So tunggu apa lagi pesan sekarang juga!.

Cara pemesanan.

• Konfirmasi pemesanan dengan SMS ke 083854964060 tulis “beli ebook(spasi)nama(spasi)kota”.
• Lakukan transfer ke BCA 088-489-5851, atau Mandiri 142-000-496-753-4, atau Permata 291-245-1898.
• Setelah anda transfer maka lakukan konfirmasi ulang dengan mengirim SMS dengan format “konfirm(spasi)nama(spasi)bank transfer(spasi)email.
• Begitu kami mengecek bahwa anda betul-betul melakukan pembayaran maka ebook akan segera dikirim ke email anda.

Jika terdapat suatu reaksi sebagai berikut:

Reaktan -> Produk

Maka jika reaksi diatas berlangsung secara eksoterm maka diagram energi aktifasinya adalah sebagai berikut:

Dan jika reaksinya endoterm maka diagramnya adalah sebagai berikut:

Persamaan Arrhenius mendefisinkan secara kuantitatif hubungan antara energi aktivasi dengan konstanta laju reaksi,

Dimana A adalah factor frekuensi dari reaksi, R adalah konstanta universal gas, T adalah temperature dalam Kelvin dan k adalah konstanta laju reaksi. Dari persamaan diatas dapat diketahui bahwa Ea dipengaruhi oleh temperature.

Adanya katalis dalam suatu reaksi akan memperkecil besarnya energi aktifasi yang dimiliki oleh reaksi, dan dapat digambarkan dengan grafik berikut ini:

Grafik biru adalah reaksi tanpa katalis dan grafik merah adalah reaksi dengan katalis dapat dilihat Ea1 (tanpa katalis) lebih besar daripada E2 (dengan katalis). Jadi adanya katalis akan memperkecil Ea reaksi sehingga reaksi dapat berlangsung dengan lebih cepat.

Beberapa factor yang mempengauhi kecepatan reaksi adalah:

Sifat alami suatu reaksi. Beberapa reaksi memang secara alami lambat atau lebih cepat dibandingkan yang lain. Jumlah spesies yang ikut bereaksi serta keadaan fisik reaktan, ataupun kekompleksan jalanya (mekanisme reaksi) dan factor lain sangat menentukan kecepatan laju reaksi.

Konsentrasi reaktan. Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia denngan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.

Tekanan. Reaksi yang melibatkan gas, kecepatan reaksinya berbanding lurus dengan kenaikan tekanan dimana factor tekanan ini ekuivalen dengan konsentrasi gas.

Orde reaksi. Orde reaksi menentukan seberapa besar konsentrasi reaktan berpengaruh pada kecepatan reaksi.

Temperatur. Temperature berhubungan dengan energi kinetic yang dimiliki molekul-molekul reaktan dalam kecenderungannya bertumbukan. Kenaikan suhu umumnya menyediakan energi yang cukup bagi molekul reaktan untuk meningkatkan tumbukan antar molekul. Akan tetapi tidak semua reaksi dipengaruhi oleh temperature, terdapat reaksi yang independent terhadap temperature yaitu reaksi akan berjalan melambat saat temperature di naikkan seperti reaksi yang melibatkan radikal bebas.

Pelarut. Banyak reaksi yang terjadi dalam larutan dan melibatkan pelarut. Sifat pelarut baik terhadap reaktan, hasil intermediate, dan produknya mempengaruhi laju reaksi. Seperti sifat solvasi pelarut terhadap ion dalam pelarut dan kekuatan interaksi ion dan pelarut dalam pembentukan counter ion.

Radiasi elektromagnetik dan Intensitas Cahaya. Radiasi elektromagnetik dan cahaya merupakan salah satu bentuk energi. Molekul-molekul reaktan dapat menyerap kedua bentuk energi ini sehingga mereka terpenuhi atau meningkatkan energinya sehingga meningkatkan terjadinya tumbukan antar molekul

Katalis. Adanya katalis dalam suatu sitem reaksi akan meningkatkan kecepatan reaksi disebabkan katalis menurunkan energi aktifasi. Dengan penurunan energi aktifasi ini maka energi minimum yang dibutuhkan untuk terjadinya tumbukkan semakin berkurang sehingga mempercepat terjadinya reaksi.

Pengadukan. Proses pengadukan mempengaruhi kecepatan reaksi yang melibatkan sistem heterogen. Seperti reaksi yang melibatkan dua fasa yaitu fasa padatan dan fasa cair seperti melarutkan serbuk besi dalam larutan HCl, dengan pengadukan maka reaksi akan cepat berjalan.

aA  + bB   ->  cC  + dD

dimana a, b, c, dan d adalah koefisien reaksi dan A, B adalah reaktan dan C, D adalah produk reaksi. Laju reaksi dapat didefinikan sebagai pengurangan reaktan tiap satuan waktu dan derumuskan sebagai:

atau didefinisikan sebagai penambahan jumlah produk tiap satuan waktu dan dirumuskan sebagai:

tanda minus (-) digunakan pada reaktan disebabkan jumlah reaktan setelah t detik akan lebih kecil dibandingan dengan jumlah reaktan pada to (waktu awal) sehingga untuk mendapatkan hasil v yag bernilai positif maka harus ditambahkan tanda minus. Nilai v yang dicarai dari keempat cara diatas yaitu dengan memakai [A], [B], [C], dan [D] akan memiliki nilai yang sama.

Persamaan Laju Reaksi

Persamaan laju reaksi mendiskripsikan persamaan matematika yang dipegunakan dalam kinetika kimia yang menghubungkan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan. Untuk reaksi yang sama seperti diatas,

aA  + bB   ->  cC  + dD

maka persamaan laju reaksinya secara umum dapat didefinisikan sebagai berikut:

v = k[A]^a[B]^b

dimana k adalah konstanta laju reaksi, a disebut orde reaksi terhadap A dan b disebut orde reaksi terhadap B. Penjumlahan a+b meghasilkan orde reaksi total. Persamaan laju reaksi tidak dapat ditentukan secara teoritis akan tetapi bisa ditentukan melalui percobaan kimia/eksperimental. Ada kalanya reaksi hanya dipengaruhi oleh satu reaktan atupun semua reaktan, dan nilai order reaksi bisa sama dengan koefisien reaksi maupun tidak.

Berdasarkan orde reaksi totalnya maka reaksi dibedakan atas reaksi orde 1, orde 2, orde 3 dan sebagainya. Ada kalanya reaksi berorder “nol” yang artinya reaksi tidak dipengaruhi oleh reaktan yang terlibat dalam reaksi, dan biasanya terjadi pada reaksi dekomposisi/ penguraian.

Bila terdapat reaktan yang berbentuk padatan maka reaktan ini tidak dimasukkan dalam persamaan reaksi disebabkan reaksi yang terjadi pada padatan hanya terjadi pada permukaan padatan sehingga konsentrasinya dianggap constant.

Penggabungan laju reaksi dengan persamaan laju reaksi diatas dapat dinyatakan sebagai:

“entalpi suatu reaksi tidak dipengaruhi oleh jalannya reaksi akan tetapi hanya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir. Jadi untuk menentukan entalpi suatu reaksi kita bisa memperolehnya dengan mengambil semua jalan yang tersedia”

Artinya untuk menentukan entalpi suatu reaksi tunggal maka kita bisa mengkombinasi beberapa reaksi sebagai “jalan” untuk menentukan entalpi reaksi tunggal tersebut. Hasil akhir yang akan kita peroleh akan menunjukkan nilai yang sama.

Sebagai contoh:

Entalpi pembentukan NO2 dapat kita cari dari reaksi berikut:

N2(g)  + O2(g)   ->   2NO2(g)  deltaH = 68 KJ

Dengan mengetahui entalpi standart pembentukan NO2 maka kita bisa menghitung besarnya berapa nilai entalpi untuk reaksi diatas.

Atau kita bisa menghitungnya dengan menggunakan kombinasi beberapa reaksi (minimal 2 reaksi dan bahkan bisa lebih) berikut:

Dengan mengethaui besarnya entalpi dari reaksi I dan II diatas maka kita bisa mencari entalpi pembentukan NO2. Tentu saja kita harus mengatur satu reaksi dengan reaksi yang lain agar nantinya jika kesemua reaksi dijumlahkan akan diperoleh reaksi yang diingkan.

Lalu apa kegunaan daripada hukum Hess? Salah satu manfaat hukum Hess adalah kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi yang sangat sulit sekali diukur dilaboratorium.

Hal-hal yang perlu diperhatikan dalam penerapan hukum hess adalah:

• Kita dapat mengkombinasikan beberapa reaksi yang telah diketahui entalpinya untuk memperoleh entalpi reaksi yang kita cari.
• Kebalikan dari suatu reaksi mengakibatkan perubahan tanda entalpi, artinya jika suatu reaksi berjalan secara eksoterm maka kebalikan reaksi tersebut adalah endoterm dengan tanda entalpi yang saling berlawanan.
• Jika suatu reaksi dikalikan dengan suatu bilangan maka entalpi reaksi tersebut juga harus dikalikan dengan bilangan yang sama.

Tips:

Untuk mengerjakan soal yang berhubungan dengan hukum Hess maka kita lebih mudah mengerjakannya dengan mengurutkannya dari belakang (bawah). Artinya Anda melihat terlebih dahulu reaksi yang ditanyakan, kemudian mulai menyusun satu persatu reaksi yang diketahui berdasarkan reaktan dan produk dari reaksi yang dicari.

Menentukan Rumus Formula Hidrat LiClO4

Menentukan Rumus Hidrat In(NO3)3

Mencari Rumus Hidrat ZnSO4

Menentukan Prosentase Unsur dalam Hidrat

a. Magan(II) sulfat monohidrat MnSO4.H2O

b. Tembaga(II) perklorat heksahidrat Cu(ClO4)2.6H2O

Diketahui Ar Mn= 55 S=32  O=16 H=1 Cu=63,5 Cl=35,5

Jawab:

Dengan membandingan massa atom relative unsur dengan Mr senyawa hidrat maka kita bisa mengetahui prosentase unsur dalam hidrat.

a. Mr MnSO4.H2O

= Ar Mn + Ar S + 4xArO + 2xArH + Ar O

= 55 + 32 + 4×16 + 2×1 + 16

= 169 gmol-

Prosentase Mn

= Ar Mn / Mr MnSO4.H2O x 100%

= 55 / 169 x 100% = 32,54%

Prosentase S

= Ar S / Mr MnSO4.H2O x 100%

= 32 / 169 x 100%

= 18,93%

Prosentase O

= 4xAr O + Ar O / Mr MnSO4.H2O x 100%

= 4×16 + 16 / 169 x 100%

= 47,33%

Prosentase H

= 2xAr H / Mr MnSO4.H2O x 100%

= 2×1 / 169 x 100%

= 1,18 %

b. Mr Cu(ClO4)2.6H2O

= Ar Cu + 2xAr Cl + 8xAr O  + 12xAr H + 6xAr O

= 63,5 + 2×35,5 x 8×16 + 12 x 1 + 6×16

= 370,5

Prosentase Cu

= Ar Cu / Mr Cu(ClO4)2.6H2O x 100%

= 63,5 / 370,5 x 100%

= 17,14%

Prosentase Cl

= 2xAr Cl / Mr Cu(ClO4)2.6H2O x 100%

= 2×35,5 / 370,5 x 100%

= 19,16%

Prosentase O

= 8xAr O + 6xAr O / Mr Cu(ClO4)2.6H2O x 100%

= 8×16 + 6×16 / 370,5 x 100%

= 60,46%

Prosentase H

= 12xAr 1 / Mr Cu(ClO4)2.6H2O x 100%

= 12×1 / 370,5 x 100%

= 3,24%