Contoh Soal TKA Kimia SMA

konfigurasi elektron valensi periode 3 sebagai berikut:

• Na: [Ne] 3 $s^1$
• Mg: [Ne] 3 $s^2$
• Al: [Ne] 3 $s^2$ 3 $p^1$
• Si: [Ne] 3 $s^2$ 3 $p^2$

Energi ionisasi pertama ($I_1$) dalam satu periode meningkat dari kiri ke kanan karena muatan inti efektif ($Z_{\text{ef}}$) bertambah, sehingga elektron valensi terikat lebih kuat.

Dari Mg ke Al, $I_1$ justru menurun. Alasannya, elektron yang dilepas pada Al berasal dari subkulit 3p (energi lebih tinggi dan lebih terlindung) sehingga lebih mudah dilepas dibanding elektron 3s pada Mg. Jadi $I_1$(Al) < $I_1$(Mg).

Na memiliki $I_1$ paling rendah, lalu Al (karena anomali 3p), kemudian Mg, dan yang tertinggi di antara empat unsur ini adalah Si (lebih ke kanan, $Z_{\text{ef}}$ lebih besar).

Sehingga, urutan dari $I_1$ terendah ke tertinggi adalah Na < Al < Mg < Si.

Pertama, perbandingan titik didih $NH_3$ dan $PH_3$ dijelaskan oleh keberadaan ikatan hidrogen pada $NH_3$. Ikatan N–H sangat polar karena keelektronegatifan N yang tinggi, sehingga $NH_3$ membentuk ikatan hidrogen antarmolekul yang kuat dan menaikkan titik didihnya. Sementara P kurang elektronegatif, ikatan P–H jauh kurang polar, sehingga $PH_3$ praktis tidak membentuk ikatan hidrogen. Meskipun massa molar $PH_3$ lebih besar, efek ini kalah oleh kuatnya ikatan hidrogen pada $NH_3$.

Kedua, bentuk dan kepolaran $BF_3$ diprediksi oleh VSEPR: B menyumbang tiga pasangan elektron ikatan tanpa pasangan bebas, sehingga berjenis $AX_3$ dengan geometri trigonal planar.

Ketiga vektor momen dipol B–F saling meniadakan dalam susunan simetris tersebut, menyebabkan momen dipol total nol; akibatnya gaya antarmolekul utamanya adalah dispersi London. Ketiga, $NaCl$ adalah padatan ionik; ketika dilelehkan, kation $Na^+$ dan anion $Cl^-$ menjadi bebas bergerak sehingga dapat menghantarkan listrik melalui perpindahan ion, berbeda dengan padatan yang ionnya terikat pada posisi kisi.

Keempat, Mg memperlihatkan kilap, daya hantar listrik, dan mudah ditempa karena ikatan logam: elektron valensi terdelokalisasi membentuk “lautan elektron” yang memantulkan cahaya, mengalirkan muatan, dan memungkinkan bidang-bidang logam bergeser tanpa memecah ikatan. Keempat penjelasan ini konsisten dengan opsi yang menyatakan ikatan hidrogen pada $NH_3$, geometri trigonal planar $BF_3$ yang nonpolar, konduktivitas lelehan $NaCl$ oleh ion bergerak, serta sifat khas ikatan logam pada Mg.

Pernyataan tentang amonia benar karena di dalam molekul NH3, atom N berikatan kovalen dengan tiga atom H sehingga ikatannya bersifat kovalen polar.

Antar molekul NH3 terdapat interaksi ikatan hidrogen yang kuat akibat adanya atom H yang terikat pada N yang elektronegatif serta pasangan elektron bebas pada N yang menjadi akseptor, sehingga ikatan hidrogen menjadi gaya antarmolekul terkuat.

Menurut VSEPR, susunan pasangan elektron di sekitar N adalah empat domain (tiga ikatan dan satu pasangan bebas), sehingga geometri elektron tetrahedral dengan bentuk molekul trigonal piramida ($AX_3E$) dan sudut ikatan sekitar $107^\circ$. Opsi air salah karena bentuk molekul H2O bukan trigonal planar melainkan bengkok ($AX_2E_2$). Opsi CO2 salah karena walau molekulnya linear dan secara keseluruhan nonpolar, gaya antarmolekul terkuatnya adalah gaya dispersi London, bukan ikatan hidrogen.

Opsi NaCl keliru karena padatan ionik tidak dijelaskan dengan VSEPR untuk "bentuk molekul" dan gaya antarpartikelnya adalah tarik-menarik ion–ion dalam kisi, bukan ikatan hidrogen. Opsi magnesium juga tidak tepat karena pada logam gaya pengikatnya adalah ikatan logam, bukan gaya dipol–dipol, dan konsep VSEPR tidak digunakan untuk mendeskripsikan geometri atom pusat pada padatan logam.

Tekanan uap berbanding terbalik dengan kekuatan interaksi antarmolekul; semakin lemah gaya antarmolekul, semakin mudah molekul lolos ke fase uap sehingga tekanan uap meningkat. Secara kualitatif dapat dipahami sebagai kecenderungan kebalikan: $p_{\mathrm{uap}} \uparrow$ ketika kekuatan gaya antarmolekul $\downarrow$.

Etanol memiliki gugus $\mathrm{O\!-\!H}$ yang mampu membentuk ikatan hidrogen antarmolekul $\mathrm{O\!-\!H\cdots O}$ secara ekstensif. Ikatan hidrogen adalah interaksi terkuat di antara ketiganya sehingga kohesi cairan tinggi, volatilitas rendah, dan tekanan uap paling kecil. Dietil eter memiliki atom O tetapi tidak memiliki $\mathrm{O\!-\!H}$, sehingga tidak dapat menjadi donor ikatan hidrogen; interaksi dominannya adalah dipol–dipol dan dispersi London. Kedua gaya ini lebih lemah daripada jaringan ikatan hidrogen pada etanol, sehingga dietil eter jauh lebih mudah menguap.

n-Heksana bersifat nonpolar dan hanya memiliki gaya dispersi, namun massa molarnya lebih besar dan permukaannya lebih luas daripada dietil eter, sehingga dispersi London pada n-heksana lebih kuat daripada pada dietil eter. Akibatnya, dietil eter memiliki gaya antarmolekul paling lemah dan tekanan uap tertinggi, diikuti n-heksana, sedangkan etanol dengan ikatan hidrogen memiliki tekanan uap terendah.

Oleh karena itu urutan yang benar adalah dietil eter > n-heksana > etanol.

%Au=$\frac{0,15}{5}$ ×100=3 %

Kegunaan reagen $Na_2$ $S_2$ $O_5$ adalah untuk mereduksi A $u^{\text{3+}}$ menjadi Au.

Penentuan urutan titik didih paling efektif dilakukan dengan menganalisis jenis dan kekuatan gaya antarmolekul yang mungkin terjadi dari struktur fungsionalnya.

Etana ($\mathrm{CH_3CH_3}$) nonpolar sehingga hanya memiliki gaya dispersi London yang lemah, membuat titik didihnya paling rendah.

Etanal ($\mathrm{CH_3CHO}$) memiliki gugus karbonil ($\mathrm{C=O}$) yang memberikan kepolaran dan interaksi dipol–dipol, tetapi molekul ini tidak dapat menjadi donor ikatan hidrogen, sehingga titik didihnya naik dibanding etana namun masih relatif rendah.

Etil asetat ($\mathrm{CH_3COOCH_2CH_3}$) secara keseluruhan lebih polar daripada aldehida sederhana dan memiliki interaksi dipol–dipol yang lebih kuat, tetapi tetap tidak menjadi donor H; oleh karena itu titik didihnya berada di atas etanal namun di bawah alkohol kecil.

Etanol ($\mathrm{CH_3CH_2OH}$) mempunyai gugus $-\mathrm{OH}$ yang dapat bertindak sebagai donor dan akseptor ikatan hidrogen antarmolekul, sehingga menaikkan titik didihnya melebihi ester rantai pendek.

Asam asetat ($\mathrm{CH_3COOH}$) tidak hanya mampu berikatan hidrogen, tetapi juga cenderung membentuk dimer stabil di fase cair/uap melalui dua jembatan H ($\mathrm{RCOOH\cdots HOOC R}$), menjadikannya yang bertitik didih paling tinggi.

Dengan demikian, urutan yang konsisten dengan analisis struktur adalah etana < etanal < etil asetat < etanol < asam asetat. Kaitan dengan pemanfaatan sehari-hari bersandar pada volatilitas dan kepolaran: asam asetat yang kurang volatil dan sangat polar umum digunakan sebagai cuka; etanol yang cukup volatil dan polar digunakan sebagai antiseptik dan pelarut; etil asetat yang volatil sedang dimanfaatkan sebagai pelarut cat/pewangi; etana sebagai komponen bahan bakar; sedangkan etanal lebih banyak sebagai bahan antara sintesis, misalnya dalam industri pewangi, bukan sebagai antiseptik atau pelarut utama.

Misal massa CaC $l_2$ = x

Massa glukosa = y

Larutan X mula-mula hanya mengandung asam lemah. Perkiraan pH awalnya diperoleh dari

$[\mathrm{H^+}]\approx\sqrt{K_a\,C}$ sehingga $[\mathrm{H^+}]\approx\sqrt{1{,}8\times10^{-5}\times0{,}10}=1{,}34\times10^{-3}\,\mathrm{M}$ dan pH $\approx 2{,}87$.

Ketika 1,0 mL NaOH 1,0 M (0,001 mol) ditambahkan ke 100 mL X yang mengandung 0,010 mol $\mathrm{CH_3COOH}$, basa kuat tersebut menetralkan asam lemah membentuk 0,001 mol $\mathrm{CH_3COO^-}$. Tersisa 0,009 mol $\mathrm{CH_3COOH}$ dan terbentuk sistem penyangga baru.

Dengan persamaan Henderson–Hasselbalch,

$\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a+\log\tfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$

diperoleh pH $\approx 4,74+\log\tfrac{0,001}{0,009}=3{,}79$, sehingga kenaikan pH pada X sekitar 0,92 unit.

Larutan Y sejak awal merupakan penyangga karena mengandung pasangan asam–basa konjugat $\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}$ dengan perbandingan 1:1, sehingga pH awalnya $\approx \mathrm{p}K_a=4,74$.

Penambahan 0,001 mol NaOH mengkonsumsi sejumlah asam dan menambah jumlah basa konjugat, mengubah mol $\mathrm{CH_3COOH}$ dari 0,010 menjadi 0,009 dan $\mathrm{CH_3COO^-}$ dari 0,010 menjadi 0,011. Menggunakan persamaan Henderson–Hasselbalch, pH menjadi $4,74+\log\tfrac{0,011}{0,009}=4,83$, sehingga kenaikan pH hanya sekitar 0{,}09 unit.

Analisis ini menunjukkan bahwa penyangga mengendalikan perubahan pH ketika ditambah sedikit asam atau basa, selaras dengan konsep Brønsted–Lowry bahwa OH− bereaksi dengan asam lemah membentuk basa konjugat tanpa menyebabkan lonjakan pH yang besar pada sistem penyangga. Oleh karena itu pernyataan kedua adalah yang paling tepat.

Penurunan titik beku ditentukan oleh $\Delta T_f = i\,K_f\,m$, sehingga perbandingan antarlarutan cukup dianalisis melalui hasil kali $i\,m$ karena $K_f$ sama untuk semua.

Untuk non-elektrolit seperti glukosa dan urea, $i=1$, sehingga glukosa 0,60 m memberi $i m = 0{,}60$ dan urea 0,90 m memberi $i m = 0{,}90$. Untuk elektrolit kuat dengan disosiasi sempurna, NaCl memiliki $i\approx 2$ sehingga pada 0,55 m memberikan $i m = 2\times 0{,}55 = 1{,}10$.

Garam CaCl $_2$ memiliki $i\approx 3$ pada 0,30 m sehingga $i m = 0{,}90$, sedangkan AlCl $_3$ memiliki $i\approx 4$ pada 0,20 m sehingga $i m = 0{,}80$.

Nilai $i m$ terbesar adalah 1,10 untuk NaCl 0,55 m, sehingga larutan tersebut memberikan penurunan titik beku paling besar dan paling efektif sebagai aditif antibeku pada radiator dalam konteks kehidupan sehari-hari yang memanfaatkan sifat koligatif larutan.

• Larutan I (asam lemah, CH3COOH): untuk asam lemah, [H+] ≈ √(K_a C), sehingga pH ≈ 1/2(pK_a − log C). Sebelum pengenceran: pH ≈ 1/2(4,76 − (−1)) = 1/2(5,76) = 2,88. Setelah pengenceran 10× (C menjadi 0,010 M): pH ≈ 1/2(4,76 − (−2)) = 1/2(6,76) = 3,38. Kenaikan ≈ 0,50 unit.

• Larutan II (basa lemah, NH3): pOH ≈ 1/2(pK_b − log C), pH = 14 − pOH. Sebelum: pOH ≈ 1/2(4,74 − (−1)) = 2,87 → pH ≈ 11,13. Setelah 10×: pOH ≈ 1/2(4,74 − (−2)) = 3,37 → pH ≈ 10,63. Penurunan pH ≈ 0,50 unit.

• Larutan III (NaCl): garam netral dari asam kuat–basa kuat; pH ≈ 7 dan praktis tidak berubah oleh pengenceran (mengabaikan efek aktivitas/ionik).

• Larutan IV (NaHCO3): ion HCO3− bersifat amfiprotik. pH larutan amfiprotik tunggal mendekati pH ≈ 1/2(pK_{a1} + pK_{a2}) = 1/2(6,37 + 10,25) = 8,31, yang hampir tidak bergantung pada konsentrasi total.

Jadi sebelum dan sesudah pengenceran pH tetap ≈ 8,31.

Sehingga pernyataan bahwa pH asam lemah naik ~0,5; pH basa lemah turun ~0,5; NaCl tetap ~7; dan NaHCO3 hampir tidak berubah adalah yang paling tepat.

Analisis dimulai dari penentuan pH awal penyangga menggunakan persamaan Henderson–Hasselbalch

$\mathrm{pH}=pK_a+\log\tfrac{n_{\mathrm{basa}}}{n_{\mathrm{asam}}}$

Jumlah mol awal adalah

$n(\text{A}^-) = 0{,}100\,\text{L}\times0{,}10\,\text{M}=0{,}010$ mol

$n(\text{HA}) = 0{,}100\,\text{L}\times0{,}20\,\text{M}=0{,}020$ mol

sehingga

$\mathrm{pH}=4{,}74+\log\tfrac{0{,}010}{0{,}020}=4{,}74-0{,}301\approx4{,}44$.

Ketika $1{,}0$ mL HCl 1,0 M ($0{,}001$ mol) ditambahkan, ion H+ menetralkan basa-konjugat menurut

$\text{A}^-+\text{H}^+\to\text{HA}$.

Akibatnya $n(\text{A}^-)\to0{,}009$ mol dan $n(\text{HA})\to0{,}021$ mol

sehingga

$\mathrm{pH}=4{,}74+\log\tfrac{0{,}009}{0{,}021}=4{,}74+\log(0{,}4286)\approx4{,}74-0{,}368\approx4{,}37$.

Penurunan ini kecil karena penyangga menyerap sebagian besar asam yang ditambahkan dengan mengubah perbandingan basa/asam tanpa menaikkan $[\text{H}^+]$ secara drastis. Ketika larutan kemudian diencerkan hingga 400 mL, pH hampir tidak berubah karena persamaan Henderson–Hasselbalch bergantung pada rasio mol, bukan pada konsentrasi absolut; yang berkurang adalah kapasitas penyangga, yaitu kemampuan menetralkan asam/basa tambahan karena jumlah komponen penyangga per liter menjadi lebih kecil.

Pada larutan kontrol CH3COOH 0,15 M yang bukan penyangga, penambahan $0{,}001$ mol HCl secara efektif menaikkan

$[\text{H}^+]$ mendekati $\tfrac{0{,}001}{0{,}201}\,\text{M}\approx5{,}0\times10^{-3}\,\text{M}$

sehingga pH turun ke sekitar $2{,}30$, jauh lebih besar penurunannya daripada penyangga. Perilaku ini menjelaskan penerapan larutan penyangga dalam produk sehari-hari seperti kumur mulut: formulasi berbuffer menjaga pH lebih stabil saat ada asam dari makanan atau minuman, meskipun dalam praktik komersial sistem penyangga dipilih agar pH target berada pada rentang aman bagi email gigi, bukan sekadar sistem asetat seperti pada contoh perhitungan ini.

Garam amonium asetat ($\text{NH}_4\text{CH}_3\text{COO}$) berasal dari basa lemah amonia dan asam lemah asam asetat, sehingga kation $\text{NH}_4^+$ bersifat asam lemah dan anion $\text{CH}_3\text{COO}^-$ bersifat basa lemah.

Kecenderungan asam-basa keduanya dinilai melalui $K_a(\text{NH}_4^+)$ dan $K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-)$.

Relasi yang berlaku adalah

$K_a(\text{NH}_4^+)=\dfrac{K_w}{K_b(\text{NH}_3)}$ dan $K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-)=\dfrac{K_w}{K_a(\text{CH}_3\text{COOH})}$

dengan

$K_w=1{,}0\times10^{-14}$ pada $25^\circ\text{C}$.

Substitusi data memberi

$K_a(\text{NH}_4^+)=\dfrac{1{,}0\times10^{-14}} {1{,}8\times10^{-5}}\approx5{,}6\times10^{-10}$ dan $K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-)=\dfrac{1{,}0\times10^{-14}}{1{,}8\times10^{-5}}\approx5{,}6\times10^{-10}$. Karena $K_a(\text{NH}_4^+)$ sama dengan $K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-)$, derajat hidrolisis kation penghasil $\text{H}_3\text{O}^+$ dan anion penghasil $\text{OH}^-$ setara sehingga efeknya saling meniadakan.

Akibatnya, larutan bersifat mendekati netral dengan pH kira-kira 7 pada konsentrasi yang diberikan. Alternatif yang menyatakan dominasi salah satu sisi hidrolisis atau ketidakmungkinan memperkirakan pH tanpa perhitungan rumit tidak sesuai, karena keseimbangan kausal ditentukan langsung oleh kesetaraan konstanta yang menghasilkan kontribusi $\text{H}_3\text{O}^+$ dan $\text{OH}^-$ yang seimbang.

Pada titik ekuivalen titrasi asam-basa kuat–lemah, jumlah mol basa sama dengan mol asam monoprotik, sehingga n NaOH = n CH3COOH. Mol basa yang ditambahkan adalah

$n = M\times V = 0{,}200\,\text{M}\times 0{,}02480\,\text{L} = 4{,}96\times 10^{-3}\,\text{mol}$

sehingga dalam 10,00 mL sampel terdapat $4{,}96\,\text{mmol}$ asam asetat.

Konsentrasi asam asetat dalam sampel adalah

$C = n/V = 0{,}00496\,\text{mol}/0{,}01000\,\text{L} = 0{,}496\,\text{M}$.

Mengonversi ke persen b/v menggunakan massa molar asam asetat ($M_r\approx 60{,}05\,\text{g mol}^{-1}$) diperoleh massa per liter $m = 0{,}496\,\text{mol L}^{-1}\times 60{,}05\,\text{g mol}^{-1} \approx 29{,}8\,\text{g L}^{-1}$, yang setara dengan $2{,}98\,\text{g}$ per 100 mL atau sekitar 3,0% b/v. Nilai ini lebih rendah daripada 4,0% b/v pada label, sehingga produk mengandung asam asetat lebih sedikit dari klaim.

Analisis didasarkan pada kesetimbangan kelarutan dan efek ion senama. Untuk garam bertipe PbX2 seperti PbI2 atau PbCl2, berlaku $K_{sp}=[\text{Pb}^{2+}][\text{X}^-]^2$ sehingga pada penambahan anion besar, $[\text{Pb}^{2+}]\approx K_{sp}/[\text{X}^-]^2$.

Untuk garam dengan stoikiometri 1:1 seperti PbSO4, $K_{sp}=[\text{Pb}^{2+}][\text{SO}_4^{2-}]$ sehingga $[\text{Pb}^{2+}]\approx K_{sp}/[\text{SO}_4^{2-}]$.

Untuk hidroksida Pb(OH)2, $K_{sp}=[\text{Pb}^{2+}][\text{OH}^-]^2$.

Jika pH diatur ke 12, maka $[\text{OH}^-]=10^{-2}\ \text{M}$ dan diperoleh $[\text{Pb}^{2+}]\approx \dfrac{1{,}2\times10^{-15}}{(10^{-2})^2}=1{,}2\times10^{-11}\ \text{M}$, jauh di bawah target $10^{-7}\ \text{M}$ sehingga memadai. Untuk PbI2 dengan $[\text{I}^-]=0{,}10\ \text{M}$, $[\text{Pb}^{2+}]\approx \dfrac{7{,}0\times10^{-9}}{(0{,}10)^2}=7{,}0\times10^{-7}\ \text{M}$, masih lebih tinggi dari batas.

Untuk PbSO4 dengan $[\text{SO}_4^{2-}]=0{,}10\ \text{M}$, $[\text{Pb}^{2+}]\approx \dfrac{1{,}6\times10^{-8}}{0{,}10}=1{,}6\times10^{-7}\ \text{M}$, juga tidak memenuhi. Untuk PbCl2 dengan $[\text{Cl}^-]=0{,}10\ \text{M}$, $[\text{Pb}^{2+}]\approx \dfrac{1{,}7\times10^{-5}}{(0{,}10)^2}=1{,}7\times10^{-3}\ \text{M}$, jelas gagal.

Opsi pengenceran 100 kali membuat konsentrasi awal Pb $^{2+}$ menjadi $10^{-6}\ \text{M}$; penambahan $[\text{I}^-]=0{,}010\ \text{M}$ memberi nilai kesetimbangan $\dfrac{7{,}0\times10^{-9}}{(0{,}010)^2}=7{,}0\times10^{-5}\ \text{M}$, yang tidak mendorong pengendapan sehingga konsentrasi tetap sekitar $10^{-6}\ \text{M}$, masih di atas target. Oleh karena itu, pengendapan sebagai Pb(OH)2 pada pH 12 adalah perlakuan yang paling efektif dan memenuhi syarat, dengan catatan asumsi tidak ada kompleksasi amfoter pada pH tinggi dan efek kekuatan ion diabaikan; dalam praktik pengolahan limbah, kontrol pH memang lazim digunakan untuk menurunkan kadar logam berat melalui pembentukan endapan hidroksida yang sukar larut.

Penentuan komponen redoks dimulai dari analisis bilangan oksidasi. Timbal logam pada elektroda negatif, Pb(s), memiliki bilangan oksidasi 0. Pada produk, Pb berada dalam PbSO4 sebagai Pb2+ dengan bilangan oksidasi +2. Kenaikan bilangan oksidasi dari 0 ke +2 menunjukkan bahwa Pb mengalami oksidasi. Spesies yang mengalami oksidasi adalah pereduksi (reduktor), sehingga Pb bertindak sebagai reduktor. Di sisi lain, dalam PbO2, bilangan oksidasi Pb adalah +4. Pada produk, Pb dalam PbSO4 menjadi +2. Penurunan dari +4 ke +2 menunjukkan bahwa PbO2 mengalami reduksi. Spesies yang mengalami reduksi adalah pengoksidasi (oksidator), sehingga PbO2 bertindak sebagai oksidator. Dengan demikian pernyataan bahwa Pb teroksidasi dan berperan sebagai reduktor, sedangkan PbO2 sebagai oksidator adalah benar.

Untuk menilai kesesuaian elektron dan arah alirannya, dituliskan separuh reaksi dalam medium asam sulfat. Oksidasi di anoda: Pb(s) → Pb2+ + 2e−, yang kemudian berasosiasi dengan SO4^2− membentuk PbSO4. Reduksi di katoda: PbO2 + 4H+ + SO4^2− + 2e− → PbSO4 + 2H2O. Ketika digabungkan, dua elektron yang dilepas pada anoda tepat dikonsumsi pada katoda, sehingga jumlah elektron yang terlibat per reaksi total adalah dua, bukan empat. Dalam sel galvanik saat pengosongan, elektron mengalir melalui sirkuit eksternal dari anoda (elektroda negatif, Pb) menuju katoda (elektroda positif, PbO2). Oleh karena itu, pernyataan yang menyebut elektron mengalir dari katoda ke anoda dan dari PbO2 ke Pb adalah keliru.

Sementara itu, ion sulfat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi; sulfur tetap pada +6 dan oksigen pada −2. Sulfat berperan sebagai ion pendamping yang membentuk PbSO4, bukan sebagai oksidator.

Sehingga pernyataan kedua yang benar, sedangkan pernyataan lain bertentangan dengan konsep perubahan bilangan oksidasi, peran agen redoks, atau arah aliran elektron dalam sel galvanik.

Karena kationnya Cu, maka ion Cu2+ yang akan tereduksi menjadi Cu.

Katoda : C $u^2+$+2 $e^-$→Cu

Karena menggunakan elektroda tak inert, maka di anoda akan teroksidasi logam anoda.

Anoda : Cu→C $u^2+$ 2 $e^-$

Mula-mula dihitung kalor yang dibutuhkan air: massa air (m = 200 g) karena massa jenis air (1 g m $L^{-1}$), dan kenaikan suhu ($\Delta T$ = 50 - 25 = 2 $5^0$ C).

Karena efisiensi hanya 60%, maka: 𝑄 dari etanol = $\frac{𝑄air}{0,6}$ = $\frac{20900}{0,6}$ = 34833 J

Hitung massa etanol yang harus dibakar

Kalor pembakaran etanol:

Δ𝐻 = − 1367 kJ/mol = −1367000 J/mol

Kalor per gram: $\frac{1367000}{46}$ =29717J/g

Massa etanol yang dibutuhkan: 𝑚 =$\frac{34833}{29717}$≈ 1,17 g

Ubah ke volume etanol

Diketahui massa jenis etanol 𝜌= 0,789g/mL

𝑉 =$\frac{𝑚}{𝜌}$ = $\frac{1,17}{0,789}$ ≈ 1,48 mL ​

Jawaban Akhir:

Volume metanol yang dibutuhkan≈1,5 mL ​

Evaluasi opsi

• Opsi 1 salah: data menunjukkan penggandaan [X] menaikkan laju 4×, bukan 2×; jadi bukan orde satu melainkan orde dua.
• Opsi 2 salah: data menunjukkan (k) berubah dengan suhu (naik 2×), bertentangan dengan pernyataan bahwa (k) tetap.
• Opsi 3 salah: reaksi homogen (larutan) tidak melibatkan permukaan padat reaktan; luas permukaan tidak relevan di sini.
• Opsi 4 salah: katalis umumnya menurunkan (E_a) (sering juga memengaruhi (A)). Mengatakan tidak mengubah (E_a) adalah keliru.
• Opsi 5 benar: konsisten dengan orde dua terhadap X pada 298 K dan peningkatan (k) saat suhu naik sesuai Arrhenius.

Kelarutan gas umumnya menurun saat suhu naik, sehingga ketika botol yang semula dingin dibiarkan di suhu ruang dalam keadaan tertutup, kesetimbangan $\mathrm{CO_2(g)}\rightleftharpoons\mathrm{CO_2(aq)}$ bergeser ke kiri.

Akibatnya lebih banyak $\mathrm{CO_2}$ berpindah ke fase gas di ruang kepala botol dan tekanan parsial $\mathrm{CO_2}$ meningkat. Ketika tutup dibuka, tekanan total dan khususnya tekanan parsial $\mathrm{CO_2}$ di atas cairan turun drastis.

Berdasarkan Hukum Henry, $[\mathrm{CO_2(aq)}]\propto P_{\mathrm{CO_2}}$, penurunan $P_{\mathrm{CO_2}}$ mendorong pelepasan $\mathrm{CO_2}$ terlarut sehingga konsentrasi $\mathrm{CO_2(aq)}$ menurun. Berkurangnya $\mathrm{CO_2(aq)}$ dan $\mathrm{H_2CO_3}$ menggeser kesetimbangan $\mathrm{CO_2(aq)}+\mathrm{H_2O}\rightleftharpoons\mathrm{H_2CO_3}\rightleftharpoons\mathrm{H^+}+\mathrm{HCO_3^-}$ ke kiri, menurunkan $[\mathrm{H^+}]$ dan menyebabkan pH sementara naik. Setelah es ditambahkan dan botol ditutup kembali, suhu campuran turun sehingga kelarutan $\mathrm{CO_2}$ meningkat dan, di dalam sistem tertutup, sebagian $\mathrm{CO_2}$ dari ruang kepala kembali larut. Pergeseran ke kanan pada kesetimbangan pelarutan meningkatkan pembentukan $\mathrm{H_2CO_3}$ dan $\mathrm{H^+}$, sehingga pH cenderung turun dibanding keadaan sesaat setelah dibuka. Uraian ini konsisten dengan prinsip Le Chatelier: sistem merespons kenaikan suhu dan penurunan/kenaikan tekanan parsial $\mathrm{CO_2}$ dengan pergeseran kesetimbangan yang menentang perubahan yang dikenakan.

Pembukaan botol menurunkan tekanan parsial CO2 di atas cairan, sehingga menurut prinsip Le Châtelier dan Hukum Henry, kesetimbangan $\mathrm{CO_2(g)\rightleftharpoons CO_2(aq)}$ bergeser ke arah gas; pemanasan juga menurunkan kelarutan CO2, memperkuat pelepasan CO2 sebagai gelembung. Akibat keluarnya CO2, jumlah $\mathrm{H_2CO_3}$ berkurang sehingga konsentrasi $\mathrm{H^+}$ menurun dan pH minuman meningkat (kurang asam).