Kimia Teori: ΔH dan mol

Massa molekul relatif CO₂ adalah 12+16×2=44, sehingga 0.50 mol bermassa 44×0.50=22 g. Pilihan 44 g adalah jebakan bagi yang mengiranya 1 mol. Terapkan secara mekanis rumus “massa ＝ massa molar × jumlah zat”.

Pada keadaan standar 1 mol gas menempati kira-kira 22.4 L, jadi 11.2÷22.4=0.50 mol. Kesalahan klasiknya adalah membagi terbalik, 22.4÷11.2=2.0. Hafalkan arah pembagiannya: “volume ÷ 22.4”.

Konsentrasi molar × volume (L) ＝ jumlah zat, jadi 0.20×0.500=0.10 mol. Kesalahan khasnya adalah lupa mengubah 500 mL menjadi 0.5 L sehingga menjawab 0.20 mol. Kiatnya: lakukan konversi mL→L paling awal.

Massa 1 L ＝ 1000 cm³ larutan adalah 1800 g; 98% di antaranya berupa H₂SO₄, yaitu 1764 g, dan setelah dibagi massa molekul relatif 98 diperoleh 18 mol/L. Lupa mengalikan dengan massa jenis menghasilkan jawaban salah seperti 1.8. Kerjakan dalam tiga langkah: “ambil 1 L → massa larutan → massa zat terlarut → mol”.

Dari PV=nRT diperoleh n=PV/RT=(8.3×10⁴×3.0)/(8.3×10³×300)=0.10 mol. Jika 27 langsung dimasukkan, orde besarannya menjadi kacau. Aturan mutlaknya: ubah ke suhu mutlak T=27+273=300 K.

Satu molekul air mengandung 2 atom H, sehingga 6.0×10²³×2=1.2×10²⁴ atom. Nilai 6.0×10²³ adalah jebakan karena itu jumlah molekulnya. Jangan lupa: “jumlah molekul × jumlah atom dalam satu molekul”.

Hitung rata-rata berbobot memakai fraksi mol: 28×0.80＋32×0.20＝22.4＋6.4＝28.8. Rata-rata sederhana 30.0 adalah jebakan terbesarnya. Mengingat bahwa massa molekul rata-rata udara sekitar 29 sangat berguna untuk mengecek hasil hitungan.

Pada kisi kubus pusat badan, atom di pusat bersentuhan dengan 8 atom di sudut kubus, sehingga bilangan koordinasinya 8. Nilai 12 adalah bilangan koordinasi kisi kubus pusat muka dan struktur heksagonal tumpukan rapat, yang mudah tertukar. Hafalkan berpasangan: “pusat badan ＝ 8, pusat muka dan heksagonal ＝ 12”.

8 sudut×1/8＋6 pusat muka×1/2＝1＋3＝4 atom. Jika atom di sudut atau di muka dihitung utuh, hasilnya menjadi 8 atau 6. Selalu gunakan bagian yang menjadi milik sel satuan (sudut 1/8, muka 1/2, rusuk 1/4).

Pada grafit, satu dari empat elektron valensi tiap atom karbon dapat bergerak bebas di dalam struktur bidangnya sehingga grafit menghantarkan listrik. Intan tersusun dari unsur yang sama, tetapi seluruh elektronnya dipakai untuk berikatan sehingga bersifat isolator. Ingat: “hanya grafit yang menjadi pengecualian di antara kristal kovalen”.

Atom H yang terikat pada O yang keelektronegatifannya besar membentuk ikatan hidrogen dengan atom O molekul tetangganya, sehingga dibutuhkan energi besar untuk memisahkannya. Kekuatan ikatan kovalen adalah persoalan yang berbeda dari titik didih (yang menyangkut pemisahan antarmolekul), jadi jangan terjebak. Ingat: “H yang terikat pada F, O, atau N berarti ikatan hidrogen”.

Ikatan yang terbentuk karena pasangan elektron bebas milik N diberikan sepihak kepada H⁺ disebut ikatan kovalen koordinasi. Sering pula ditanyakan bahwa setelah terbentuk, ikatan itu sama sekali tidak dapat dibedakan dari ikatan kovalen N–H lainnya. Pegang prinsip ini: “ikatan kovalen yang pasangan elektronnya berasal dari satu pihak saja ＝ ikatan kovalen koordinasi”.

Pada kubus pusat muka, atom-atom bersentuhan sepanjang diagonal bidang, dan panjang diagonal itu, √2a, sama dengan empat jari-jari atom. √3a adalah hubungan untuk kubus pusat badan (bersentuhan sepanjang diagonal ruang) dan merupakan jebakan yang paling sering muncul. Hafalkan lewat gambar: “pusat muka memakai diagonal bidang, pusat badan memakai diagonal ruang”.

Pada reaksi eksoterm sistem melepaskan energi dan entalpi sistem berkurang, sehingga ΔH bernilai negatif. Pada persamaan termokimia kurikulum lama, pelepasan kalor ditulis ＋Q sehingga tandanya berlawanan — inilah sumber kebingungan terbesarnya. Ingat: “karena keluar, maka minus”.

Karena tiap 1 mol melepaskan 891 kJ, maka 0.50 mol melepaskan 891×0.50≒446 kJ. Perhatikan bahwa walaupun ΔH negatif, “jumlah kalor yang dilepaskan” dijawab dengan nilai positif. Olah dengan rumus “kalor ＝ |ΔH| × mol”.

Reaksi yang dicari ＝ (persamaan 1)−(persamaan 2), sehingga ΔH＝−394−(−283)＝−111 kJ. Menjumlahkan keduanya lalu memperoleh −677 adalah kesalahan yang khas. Sadari operasi hukum Hess: “kurangkan persamaannya supaya CO₂ saling menghapus”.

Katalis menyediakan jalur lain dengan energi aktivasi yang lebih rendah sehingga memperbesar fraksi molekul yang mampu melewati puncaknya. Jebakan standarnya adalah ΔH (selisih antara keadaan awal dan keadaan akhir), yang tidak diubah oleh katalis. Bayangkan begini: “katalis merendahkan puncak bukit, tetapi tidak mengubah kedalaman lembahnya”.

Ketika suhu naik, distribusi energi kinetik molekul melebar ke sisi energi tinggi sehingga fraksi molekul yang sanggup melewati puncak melonjak. Energi aktivasinya sendiri tidak diubah oleh suhu (yang mengubahnya adalah katalis). Bedakan: “suhu → fraksinya bertambah, katalis → puncaknya diturunkan”.

Pelarutan amonium nitrat menyerap kalor dari lingkungan — sebuah perubahan endoterm yang dimanfaatkan pada kompres dingin instan. Pembakaran, penetralan, dan oksidasi logam semuanya reaksi eksoterm yang khas. Hafalkan sepaket: “kompres dingin ＝ pelarutan NH₄NO₃ ＝ ΔH＞0”.

Ketika tekanan dinaikkan, kesetimbangan bergeser ke arah berkurangnya jumlah total molekul gas (4 molekul di ruas kiri → 2 molekul di ruas kanan) demi menurunkan kembali tekanan itu. Perhatikan bahwa perubahan tekanan tidak mengubah tetapan kesetimbangan. Putuskan dengan “asas Le Chatelier ＝ arah yang meniadakan perubahan”.

Ketika dipanaskan, kesetimbangan bergeser ke arah endoterm (reaksi balik, ke kiri) dengan menyerap kalor untuk meniadakan kenaikan suhu. Bukan “ke kanan karena suhu tinggi membuat reaksi berjalan lebih cepat”. Kiatnya adalah memisahkan laju reaksi dari pergeseran kesetimbangan: keduanya persoalan yang berbeda.

Katalis mempercepat reaksi maju dan reaksi balik dengan faktor yang sama, sehingga letak kesetimbangan maupun tetapan kesetimbangan tidak berubah. Mengira bahwa “katalis menambah hasil NH₃” adalah kesalahan yang khas. Ingat, satu-satunya keuntungan katalis hanyalah kesetimbangan tercapai lebih cepat.

Tetapan kesetimbangan berbentuk “produk ／ pereaksi”, dengan tiap konsentrasi dipangkatkan koefisiennya. Mengalikan dengan koefisien atau lupa memangkatkan adalah kesalahan yang standar. Susun rumusnya sambil mengucapkan “koefisien naik ke bahu”, yaitu menjadi pangkat.

Karena terbentuk 1.6 mol HI, maka H₂ dan I₂ yang bereaksi masing-masing 0.80 mol sehingga sisanya masing-masing 0.20 mol. K＝(1.6)²／(0.20×0.20)＝2.56／0.04＝64 (pada reaksi ini jumlah molekul kedua ruas sama sehingga volumenya saling menghapus). Membuat tabel jumlah yang bereaksi, x, adalah jalan utama perhitungan kesetimbangan; menganggap HI＝2x sebagai x saja akan menghasilkan jawaban seperti 16.

[H⁺]＝konsentrasi×derajat ionisasi＝0.10×0.010＝1.0×10⁻³ mol/L, sehingga pH＝3. Jebakan terbesarnya adalah mengabaikan derajat ionisasi lalu memperlakukannya seperti asam kuat sehingga menjawab pH＝1. Bedakan pemakaiannya: “asam lemah pakai cα, asam kuat pakai konsentrasinya langsung”.

Jika pH＝12 maka [H⁺]＝10⁻¹² mol/L, dan dari hasil kali ion air diperoleh [OH⁻]＝10⁻¹⁴÷10⁻¹²＝10⁻² mol/L. Menjawab 10⁻¹², yaitu nilai [H⁺] itu sendiri, adalah jebakannya. Dengan memakai “pH＋pOH＝14” langsung diperoleh pOH＝2.

Dengan mengambil H sebagai ＋1 dan O sebagai −2, dari (＋1)×2＋S＋(−2)×4＝0 diperoleh S＝＋6. Nilai ini mudah tertukar dengan ＋4 pada SO₂ atau −2 pada H₂S. Cara dasarnya adalah menghitung mundur dari “jumlah bilangan oksidasi dalam suatu senyawa ＝ 0”.

Dengan mengambil O sebagai −2, dari Mn＋(−2)×4＝−1 diperoleh Mn＝＋7. Pada ion, banyak siswa lupa menyamakan jumlahnya dengan muatan ion sehingga melenceng ke arah ＋8. Hafalkan sekaligus alasannya: KMnO₄ menjadi oksidator yang sangat kuat justru karena Mn berada pada bilangan oksidasi tertingginya, ＋7.

Hanya logam yang kecenderungan ionisasinya lebih besar daripada H₂ yang bereaksi dengan asam encer dan melepaskan gas hidrogen. Zn terletak di sebelah kiri H sedangkan Cu di sebelah kanan, sehingga Cu tidak larut. Pastikan kamu hafal letak H di dalam deret Volta (K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Ni＞Sn＞Pb＞(H₂)＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au).

Zn yang kecenderungan ionisasinya lebih besar larut menjadi Zn²⁺ (oksidasi) sambil melepaskan elektron, sehingga menjadi kutub negatif. Hubungan “elektrode tempat elektron mengalir keluar ＝ kutub negatif ＝ reaksi oksidasi” mudah sekali tertukar. Ingat: “logam dengan kecenderungan ionisasi lebih besar menjadi kutub negatif”.

Selama pengosongan, timbal(II) sulfat PbSO₄ terbentuk lalu menempel pada permukaan kedua elektrode sehingga keduanya bertambah massa. Jebakannya adalah mengira “karena larut maka massanya berkurang”: kenyataannya Pb²⁺ tidak keluar ke dalam larutan, melainkan langsung menjadi PbSO₄ di tempatnya. Hafalkan sepaket: “pengosongan ＝ PbSO₄ pada kedua elektrode sehingga keduanya bertambah, dan asam sulfat encernya makin encer”.

Kecenderungan ionisasi Na⁺ terlalu besar sehingga ia tidak tereduksi; sebagai gantinya airlah yang tereduksi dan H₂ yang dihasilkan. Mengira bahwa “karena katode, maka Na yang mengendap” adalah kesalahan yang khas. Ingat: “dalam larutan berair dengan kation yang kecenderungan ionisasinya besar, yang keluar adalah gas hidrogen”.

SO₄²⁻ sukar dioksidasi, sehingga sebagai gantinya airlah yang teroksidasi dan O₂ yang dihasilkan. Pengendapan tembaga adalah perubahan di sisi katode, jadi jangan tertukar. Aturan penentuannya: “di anode: Cl₂ bila ada Cl⁻, dan bila tidak ada maka O₂ (ketika elektrodenya Pt atau C)”.

Muatan listriknya 0.50×1930＝965 C, sehingga elektronnya 965÷96500＝0.010 mol. Dari Cu²⁺＋2e⁻→Cu, tembaganya setengah dari elektron, yaitu 0.0050 mol, dan massanya 0.0050×64＝0.32 g. Lupa pada koefisien “2e⁻ untuk 1 Cu” lalu menjawab 0.64 g adalah kesalahan yang paling sering terjadi.

MnO₄⁻ berjumlah 0.020×0.010＝2.0×10⁻⁴ mol. Dengan menyamakan elektron yang diterima dan yang dilepas diperoleh MnO₄⁻ : H₂O₂＝2 : 5, sehingga 2.0×10⁻⁴×5/2＝5.0×10⁻⁴ mol. Menganggap perbandingan molnya 1:1 adalah jebakannya; aturan mutlaknya adalah menentukan koefisien dari “elektron yang diterima ＝ elektron yang dilepas”.

NH₃ lebih ringan daripada udara dan sangat mudah larut dalam air, sehingga ditampung dengan cara pemindahan udara ke atas. Penampungan di atas air hanya untuk “gas yang sukar larut dalam air”, jadi tidak dapat dipakai untuk NH₃. Putuskan dengan tiga golongan ini: “ringan → ke atas, berat → ke bawah, sukar larut → di atas air”.

Na memberikan warna kuning yang cerah, itulah sebabnya ia lama dipakai untuk lampu terowongan jalan raya. Merah adalah warna Li atau Sr, hijau kebiruan warna Cu, dan ungu kemerahan warna K, sehingga mudah tertukar. Hafalkan seluruh daftarnya sekaligus (Li merah, Na kuning, K ungu kemerahan, Cu hijau kebiruan, Ca merah jingga, Sr merah, Ba hijau kekuningan).

Cl₂ berwarna hijau kekuningan dan berbau menyengat, serta dipakai untuk mendesinfeksi air ledeng. NH₃ dan H₂S tidak berwarna (berbau menyengat dan berbau telur busuk), sedangkan NO₂ berwarna cokelat kemerahan, sehingga semuanya dapat dibedakan dari warnanya. Sangat menguntungkan bila kamu ingat bahwa “gas yang berwarna hanya sekitar Cl₂ (hijau kekuningan), NO₂ (cokelat kemerahan), dan O₃ (biru muda)”.

Cu²⁺ adalah ion perwakilan yang membentuk endapan hitam CuS bahkan dalam suasana asam. Zn²⁺ hanya mengendap sebagai ZnS (putih) dalam suasana netral sampai basa, dan perbedaan kondisi inilah yang sering menjadi jebakan. Rapikan begini: “yang mengendap bahkan dalam suasana asam ＝ logam dengan kecenderungan ionisasi kecil (Cu, Ag, Pb, dan sebagainya)”.

Daya oksidasi (kemampuan merebut elektron) makin kuat ke arah atas dalam tabel periodik, sehingga F₂ yang paling kuat. Karena itu, mengalirkan Cl₂ ke dalam larutan KBr akan membebaskan Br₂ (sebaliknya tidak terjadi). Hafalkan bersama percobaannya: “halogen yang lebih atas mengusir ion halida yang lebih bawah”.

Garam dari basa lemah bereaksi dengan basa kuat, sehingga NH₃ yang merupakan basa lemah terusir dan keluar sebagai gas (cara pembuatan standar di laboratorium). Memilih klorin atau HCl hanya karena namanya mengandung kata “klorida” adalah jebakannya. “Yang lemah diusir oleh yang kuat” adalah prinsip di balik pembuatan gas semacam ini.

Ag⁺ membentuk endapan putih AgCl bersama Cl⁻, dan karena peka cahaya endapan itu terurai oleh cahaya lalu menghitam (inilah prinsip fotografi). Cu²⁺ dan Fe³⁺ tidak mengendap oleh asam klorida. Hafalkan sepaket: “ion yang mengendap dengan Cl⁻ adalah Ag⁺ dan Pb²⁺”.

Fe, Ni, dan Al menjadi pasif dalam asam nitrat pekat dan reaksinya berhenti. Mengira bahwa “asam nitrat itu oksidator kuat, jadi besi pun seharusnya larut” adalah jebakannya; justru tembaga dan perak yang larut dalam asam nitrat pekat. Ingat ketiga logam pasif itu sebagai satu kata: Fe–Ni–Al, yang bunyinya seperti “FINAL”.

Untuk NH₃ yang merupakan gas basa, gunakan kapur soda yang bersifat basa. Asam sulfat pekat dan tetrafosforus dekaoksida bersifat asam sehingga akan bereaksi dengan NH₃, sedangkan kalsium klorida yang netral pun tidak dapat dipakai karena secara khusus membentuk senyawa adisi dengan NH₃. Ingat: “zat pengering dan gasnya harus pasangan yang tidak bertengkar sebagai asam dan basa, dan CaCl₂ × NH₃ adalah pengecualiannya”.