TKA Termokimia, Dikaitkan Stoikiometri Reaksi Asam + Basa

Berikut soal yang terkait stoikiometri reaksi asam+basa dengan termokimia, pola soal sama yang bertujuan untuk melatih beberapa situasi dengan solusi dan tahapan sama. Topik ini menunjukkan bagaimana jumlah mol reaktan yang bereaksi dapat memengaruhi pelepasan panas, yang tercermin dalam kenaikan suhu dalam berbagai percobaan dengan variasi zat, volume, dan konsentrasi. Agar berhasil dalam mempelajari ini, lakukan penyelesaian mandiri lebih dahuu sebelum klik tombol pembahasan.

Soal 1: Reaksi antara Asam Klorida dan Natrium Hidroksida

Jika 100 mL asam klorida (HCl) 0,5 M direaksikan dengan 100 mL natrium hidroksida (NaOH) 0,5 M, terjadi kenaikan suhu sebesar 7,2°C. Jika 50 mL HCl 0,5 M direaksikan dengan 150 mL NaOH 0,5 M, terjadi kenaikan suhu 3,6°C. Jika 200 mL HCl 0,5 M direaksikan dengan 50 mL NaOH 0,5 M, kenaikan suhu juga 3,6°C.

1. Mengapa kenaikan suhu pada percobaan kedua dan ketiga memiliki nilai yang identik?
2. Jelaskan alasan mengapa kenaikan suhu pada kedua percobaan tersebut hanya setengah dari percobaan pertama, meskipun volume reaktan berbeda.

Pembahasan

Pembahasan Soal 1

Reaksi netralisasi antara HCl (asam monoprotik) dan NaOH adalah eksotermik: HCl + NaOH → NaCl + H₂O. Kenaikan suhu (ΔT) proporsional dengan jumlah mol reaktan yang bereaksi sepenuhnya, karena panas yang dilepaskan bergantung pada jumlah reaksi yang terjadi.

Percobaan 1:

• 100 mL HCl 0,5 M = 0,1 L × 0,5 mol/L = 0,05 mol
• 100 mL  NaOH 0,5 M = 0,1 L × 0,5 mol/L = 0,05 mol
• Reaksi stoikiometri 1:1, sehingga 0,05 mol bereaksi sepenuhnya, ΔT = 7,2°C.

Percobaan 2:

• 50 mL HCl 0,5 M = 0,05 L × 0,5 mol/L = 0,025 mol
• 150 mL NaOH 0,5 M = 0,15 L × 0,5 mol/L = 0,075 mol
• Reaksi terbatas oleh HCl (0,025 mol), ΔT = 3,6°C (setengah dari 7,2°C karena mol setengah).

Percobaan 3:

• 200 mL HCl 0,5 M = 0,2 L × 0,5 mol/L = 0,1 mol
• 50 mL NaOH 0,5 M = 0,05 L × 0,5 mol/L = 0,025 mol
• Reaksi terbatas oleh NaOH (0,025 mol), ΔT = 3,6°C.

1. Kenaikan suhu sama karena jumlah mol yang bereaksi identik (0,025 mol) pada kedua percobaan, meskipun reaktan pembatas berbeda (HCl pada percobaan 2, NaOH pada percobaan 3).
2. Nilai setengah karena jumlah mol yang bereaksi hanya setengah dari percobaan 1 (0,025 mol vs. 0,05 mol), sehingga panas yang dilepaskan juga setengah, mengasumsikan kapasitas panas larutan serupa.

Soal 2: Reaksi antara Asam Nitrat dan Kalium Hidroksida

Dalam kalorimeter, 75 mL asam nitrat (HNO₃) 2 M dicampur dengan 75 mL kalium hidroksida (KOH) 2 M, menghasilkan kenaikan suhu 12,4°C. Saat 40 mL HNO₃ 2 M dicampur dengan 100 mL KOH 2 M, kenaikan suhu menjadi 6,6°C. Jika 150 mL HNO₃ 2 M dicampur dengan 40 mL KOH 2 M, kenaikan suhu juga 6,6°C.

1. Apa penyebab kenaikan suhu yang sama pada percobaan kedua dan ketiga, padahal komposisi volume berbeda?
2. Mengapa nilai kenaikan suhu tersebut sekitar setengah dari percobaan pertama? Hitunglah jumlah mol reaktan pembatas untuk mendukung jawabanmu.

Pembahasan

Pembahasan Soal 2:

Reaksi: HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O (eksotermik, stoikiometri 1:1). ΔT bergantung pada mol reaksi yang terjadi.

Percobaan 1:

• 75 mL HNO₃ 2 M = 0,075 L × 2 mol/L = 0,15 mol
• 75 mL KOH 2 M = 0,075 L × 2 mol/L = 0,15 mol
• Reaksi sepenuhnya (0,15 mol), ΔT = 12,4°C.

Percobaan 2:

• 40 mL HNO₃ 2 M = 0,04 L × 2 mol/L = 0,08 mol
• 100 mL KOH 2 M = 0,1 L × 2 mol/L = 0,2 mol
• Pembatas: HNO₃ (0,08 mol), ΔT = 6,6°C.

Percobaan 3:

• 150 mL HNO₃ 2 M = 0,15 L × 2 mol/L = 0,3 mol
• 40 mL KOH 2 M = 0,04 L × 2 mol/L = 0,08 mol
• Pembatas: KOH (0,08 mol), ΔT = 6,6°C.

1. Sama karena mol reaksi identik (0,08 mol) pada kedua percobaan, terlepas dari reaktan berlebih.
2. Setengah karena mol reaksi ≈ setengah dari percobaan 1 (0,08 mol vs. 0,15 mol; 0,08/0,15 ≈ 0,533, mendekati setengah, mungkin sedikit variasi karena rounding data). Ini menunjukkan proporsionalitas panas dengan mol reaksi.

Soal 3: Reaksi antara Asam Sulfat dan Barium Hidroksida

Percobaan menunjukkan bahwa pencampuran 200 mL asam sulfat (H₂SO₄) 0,25 M dengan 400 mL barium hidroksida (Ba(OH)₂) 0,25 M menyebabkan kenaikan suhu 5,8°C. Jika 100 mL H₂SO₄ 0,25 M dicampur dengan 500 mL Ba(OH)₂ 0,25 M, kenaikan suhu 2,9°C. Saat 400 mL H₂SO₄ 0,25 M dicampur dengan 100 mL Ba(OH)₂ 0,25 M, kenaikan suhu juga 2,9°C.

1. Jelaskan mengapa kenaikan suhu percobaan kedua dan ketiga sama, meskipun ada perbedaan signifikan dalam volume?
2. Apa hubungan antara kenaikan suhu tersebut dengan percobaan pertama, dan bagaimana stoikiometri memengaruhinya?

Pembahasan

Pembahasan Soal 3:

Reaksi: H₂SO₄ + Ba(OH)₂ → BaSO₄ + 2H₂O (asam diprotik, basa diprotik, stoikiometri 1:1 mol).

Percobaan 1:

• 200 mL H₂SO₄ 0,25 M = 0,2 L × 0,25 mol/L = 0,05 mol
• 400 mL Ba(OH)₂ 0,25 M = 0,4 L × 0,25 mol/L = 0,1 mol
• Pembatas: H₂SO₄ (0,05 mol), karena 1 mol H₂SO₄ memerlukan 1 mol Ba(OH)₂?
  Sebenarnya stoikiometri 1:1, tapi Ba(OH)₂ menyediakan 2 OH⁻, sama dengan H₂SO₄ yang menyediakan 2 H⁺. Reaksi sepenuhnya dengan 0,05 mol H₂SO₄ dan 0,05 mol Ba(OH)₂ efektif, tapi hitung mol OH⁻: Ba(OH)₂ 0,1 mol × 2 = 0,2 mol OH⁻; H₂SO₄ 0,05 mol × 2 = 0,1 mol H⁺. Pembatas H⁺ (0,1 mol ekivalen), ΔT = 5,8°C.

Untuk kesederhanaan, gunakan ekivalen: 1 mol H₂SO₄ = 2 ekivalen, 1 mol Ba(OH)₂ = 2 ekivalen. Ekivalen H₂SO₄: 0,05 × 2 = 0,1; Ekivalen Ba(OH)₂: 0,1 × 2 = 0,2. Pembatas asam (0,1 ekivalen bereaksi).

Percobaan 2:

• Ekivalen H₂SO₄: 0,1 L × 0,25 × 2 = 0,05
• Ekivalen Ba(OH)₂: 0,5 L × 0,25 × 2 = 0,25
• Bereaksi 0,05 ekivalen, ΔT = 2,9°C.

Percobaan 3:

• Ekivalen H₂SO₄: 0,4 L × 0,25 × 2 = 0,2
• Ekivalen Ba(OH)₂: 0,1 L × 0,25 × 2 = 0,05
• Bereaksi 0,05 ekivalen, ΔT = 2,9°C.

1. Sama karena ekivalen yang bereaksi identik (0,05), sehingga panas sama.
2. Setengah dari percobaan 1 (0,05 vs. 0,1 ekivalen), stoikiometri menentukan reaktan pembatas dan proporsionalitas panas.

Soal 4: Reaksi antara Asam Asetat dan Amonia (Variasi dengan Asam Lemah dan Basa Lemah)

Dalam studi kalor reaksi, 150 mL asam asetat (CH₃COOH) 1 M direaksikan dengan 150 mL amonia (NH₃) 1 M, menghasilkan kenaikan suhu 4,5°C (meskipun reaksi lemah, asumsikan pengukuran dilakukan). Jika 75 mL CH₃COOH 1 M direaksikan dengan 200 mL NH₃ 1 M, kenaikan suhu 2,25°C. Jika 300 mL CH₃COOH 1 M direaksikan dengan 75 mL NH₃ 1 M, kenaikan suhu juga 2,25°C.

1. Bagaimana konteks reaksi lemah memengaruhi interpretasi data, dan mengapa kenaikan suhu percobaan kedua serta ketiga sama?
2. Diskusikan mengapa kenaikan suhu tersebut merupakan setengah dari percobaan pertama, termasuk pertimbangan kesetimbangan reaksi.

Pembahasan

Pembahasan Soal 4:

Reaksi: CH₃COOH + NH₃ ⇌ CH₃COONH₄ (eksotermik, tapi lemah, tidak sepenuhnya). Namun, untuk model ini, asumsikan ΔT proporsional dengan mol yang bereaksi efektif (stoikiometri 1:1).

Percobaan 1:

• 150 mL CH₃COOH 1 M = 0,15 L × 1 mol/L = 0,15 mol
• 150 mL NH₃ 1 M = 0,15 L × 1 mol/L = 0,15 mol
• Bereaksi ~0,15 mol (asumsi), ΔT = 4,5°C.

Percobaan 2:

• 75 mL CH₃COOH 1 M = 0,075 L × 1 mol/L = 0,075 mol
• 200 mL NH₃ 1 M = 0,2 L × 1 mol/L = 0,2 mol
• Pembatas: CH₃COOH (0,075 mol), ΔT = 2,25°C.

Percobaan 3:

• 300 mL CH₃COOH 1 M = 0,3 L × 1 mol/L = 0,3 mol
• 75 mL NH₃ 1 M = 0,075 L × 1 mol/L = 0,075 mol
• Pembatas: NH₃ (0,075 mol), ΔT = 2,25°C.

1. Reaksi lemah berarti tidak 100% bereaksi, tapi pola tetap karena kesetimbangan bergeser ke produk saat dicampur; kenaikan sama karena mol pembatas identik (0,075 mol), menghasilkan panas serupa.
2. Setengah karena mol bereaksi setengah (0,075 vs. 0,15 mol); kesetimbangan memastikan proporsionalitas, meskipun entalpi per mol mungkin lebih rendah daripada reaksi kuat, tapi data konsisten dalam model ini.

Soal 5: Reaksi antara Asam Sulfat dan Natrium Hidroksida

Jika 50 mL asam sulfat 1 M direaksikan dengan 100 mL natrium hidroksida 1 M, terjadi kenaikan suhu sebesar 8,4°C. Jika 25 mL asam sulfat 1 M direaksikan dengan 125 mL natrium hidroksida 1 M, terjadi kenaikan suhu 4,2°C. Jika 100 mL asam sulfat 1 M direaksikan dengan 50 mL natrium hidroksida 1 M, kenaikan suhu juga 4,2°C.

1. Mengapa kenaikan suhu pada percobaan kedua dan ketiga sama besarnya?
2. Mengapa kenaikan suhu pada percobaan kedua dan ketiga hanya separo dari percobaan pertama?

Pembahasan

Pembahasan Soal 4:

Reaksi: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ adalah asam diprotik, sehingga 1 mol H₂SO₄ bereaksi dengan 2 mol NaOH.

Percobaan 1:

• 50 mL H₂SO₄ 1 M = 0,05 L × 1 mol/L = 0,05 mol H₂SO₄
• 100 mL NaOH 1 M = 0,1 L × 1 mol/L = 0,1 mol NaOH
• Mol H₂SO₄ (0,05 mol) memerlukan 0,1 mol NaOH, yang sesuai dengan jumlah NaOH yang ada. Reaksi lengkap, menghasilkan kenaikan suhu 8,4°C.

Percobaan 2:

• 25 mL H₂SO₄ 1 M = 0,025 L × 1 mol/L = 0,025 mol H₂SO₄
• 125 mL NaOH 1 M = 0,125 L × 1 mol/L = 0,125 mol NaOH
• 0,025 mol H₂SO₄ memerlukan 0,05 mol NaOH. Karena ada 0,125 mol NaOH, reaksi lengkap, dan kelebihan NaOH tidak bereaksi lebih lanjut. Kenaikan suhu 4,2°C.

Percobaan 3:

• 100 mL H₂SO₄ 1 M = 0,1 L × 1 mol/L = 0,1 mol H₂SO₄
• 50 mL NaOH 1 M = 0,05 L × 1 mol/L = 0,05 mol NaOH
• 0,1 mol H₂SO₄ memerlukan 0,2 mol NaOH, tetapi hanya ada 0,05 mol NaOH. Reaksi terbatas oleh NaOH, sehingga hanya 0,025 mol H₂SO₄ yang bereaksi (membutuhkan 0,05 mol NaOH). Kenaikan suhu 4,2°C.