Selamat datang di sumber belajar terlengkap untuk materi Kimia Fisik Dasar! Artikel ini dirancang khusus untuk membantu Anda menguasai konsep-konsep fundamental dalam kimia fisik melalui serangkaian soal latihan yang komprehensif. Kimia fisik adalah cabang ilmu yang mempelajari fenomena kimia menggunakan prinsip-prinsip fisika, mencakup topik-topik vital seperti termodinamika, kinetika kimia, elektrokimia, dan sifat koligatif larutan. Dengan memahami materi ini, Anda akan memiliki landasan kuat untuk studi kimia yang lebih lanjut dan aplikasi di berbagai bidang. Kami menyajikan 32 contoh soal kimia fisik dasar yang bervariasi, terdiri dari 20 soal pilihan ganda, 5 soal isian singkat, 5 soal uraian, dan 2 soal mencocokkan. Setiap jenis soal dirancang untuk menguji pemahaman Anda dari berbagai sudut pandang, mulai dari konsep dasar hingga aplikasi perhitungan yang kompleks. Selain itu, kami juga menyediakan kunci jawaban lengkap dengan pembahasan mendetail untuk setiap soal pilihan ganda, memungkinkan Anda tidak hanya mengetahui jawaban yang benar tetapi juga memahami logika di baliknya. Manfaatkan latihan soal kimia fisik dasar ini untuk mempersiapkan diri menghadapi ujian, memperdalam pemahaman, dan meningkatkan kemampuan analitis Anda dalam kimia.
A. Soal Pilihan Ganda
- Termodinamika: Jika suatu sistem menyerap kalor sebesar 500 J dan melakukan kerja sebesar 200 J, berapakah perubahan energi internal sistem tersebut?
a. +700 J
b. +300 J
c. -300 J
d. -700 J - Termodinamika: Entalpi pembentukan standar (ΔH°f) dari unsur murni dalam bentuk paling stabil adalah…
a. Selalu positif
b. Selalu negatif
c. Nol
d. Tergantung pada suhu - Termodinamika: Proses yang terjadi secara spontan cenderung memiliki perubahan entropi (ΔS) total yang…
a. Positif
b. Negatif
c. Nol
d. Tidak dapat ditentukan - Termodinamika: Reaksi dikatakan spontan pada semua suhu jika…
a. ΔH < 0 dan ΔS > 0
b. ΔH > 0 dan ΔS < 0
c. ΔH < 0 dan ΔS < 0
d. ΔH > 0 dan ΔS > 0 - Kinetika Kimia: Konsentrasi reaktan pada reaksi A → B berkurang dari 0,5 M menjadi 0,2 M dalam waktu 10 detik. Laju rata-rata reaksi tersebut adalah…
a. 0,02 M/detik
b. 0,03 M/detik
c. 0,05 M/detik
d. 0,07 M/detik - Kinetika Kimia: Jika laju reaksi berorde dua terhadap reaktan A, maka ketika konsentrasi A digandakan, laju reaksi akan menjadi…
a. Dua kali lipat
b. Empat kali lipat
c. Setengah kali lipat
d. Seperempat kali lipat - Kinetika Kimia: Apa yang terjadi pada laju reaksi ketika energi aktivasi ditingkatkan?
a. Laju reaksi meningkat
b. Laju reaksi menurun
c. Laju reaksi tidak berubah
d. Laju reaksi menjadi nol - Kesetimbangan Kimia: Untuk reaksi 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g), ekspresi konstanta kesetimbangan (Kc) adalah…
a. Kc = [SO₃]² / ([SO₂]²[O₂])
b. Kc = [SO₂]²[O₂] / [SO₃]²
c. Kc = [SO₃] / ([SO₂][O₂])
d. Kc = [SO₃]² / ([SO₂][O₂]²) - Kesetimbangan Kimia: Jika tekanan pada sistem kesetimbangan gas ditingkatkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah…
a. Jumlah mol gas yang lebih banyak
b. Jumlah mol gas yang lebih sedikit
c. Arah endotermik
d. Arah eksotermik - Elektrokimia: Pada sel volta, elektron bergerak dari…
a. Anoda ke katoda melalui larutan
b. Katoda ke anoda melalui larutan
c. Anoda ke katoda melalui sirkuit eksternal
d. Katoda ke anoda melalui sirkuit eksternal - Elektrokimia: Diketahui potensial standar reduksi Mg²⁺/Mg adalah -2,37 V dan Cu²⁺/Cu adalah +0,34 V. Potensial sel standar untuk reaksi Mg(s) + Cu²⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + Cu(s) adalah…
a. -2,71 V
b. +2,71 V
c. -2,03 V
d. +2,03 V - Elektrokimia: Proses elektrolisis air menghasilkan gas hidrogen (H₂) di…
a. Anoda
b. Katoda
c. Jembatan garam
d. Kedua elektroda - Sifat Koligatif: Penurunan tekanan uap suatu larutan non-elektrolit berbanding lurus dengan…
a. Konsentrasi molal pelarut
b. Fraksi mol zat terlarut
c. Massa jenis larutan
d. Volume pelarut - Sifat Koligatif: Berapa gram urea (Mr = 60 g/mol) yang harus dilarutkan dalam 180 gram air (Mr = 18 g/mol) untuk membuat larutan dengan fraksi mol urea 0,1?
a. 30 gram
b. 60 gram
c. 90 gram
d. 120 gram - Sifat Koligatif: Titik beku larutan yang mengandung 1 mol zat terlarut non-elektrolit dalam 1000 gram air (Kf air = 1,86 °C/molal) adalah…
a. -1,86 °C
b. +1,86 °C
c. 0 °C
d. -3,72 °C - Sifat Koligatif: Tekanan osmotik (Π) suatu larutan dapat dihitung menggunakan rumus Π = iMRT. Apa arti simbol ‘i’ dalam rumus tersebut?
a. Indeks bias
b. Faktor van’t Hoff
c. Intensitas cahaya
d. Konstanta ideal gas - Larutan: Jika 10 gram NaOH (Mr = 40 g/mol) dilarutkan dalam air hingga volume 500 mL, molaritas larutan NaOH adalah…
a. 0,2 M
b. 0,25 M
c. 0,5 M
d. 1,0 M - Termokimia: Diketahui reaksi:
C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393,5 kJ
CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -283,0 kJ
Perubahan entalpi untuk reaksi C(s) + 1/2 O₂(g) → CO(g) adalah…
a. -676,5 kJ
b. -110,5 kJ
c. +110,5 kJ
d. +676,5 kJ - Kinetika Kimia: Faktor-faktor berikut dapat meningkatkan laju reaksi, kecuali…
a. Peningkatan suhu
b. Peningkatan konsentrasi reaktan
c. Penambahan katalis
d. Peningkatan energi aktivasi - Elektrokimia: Dalam deret volta, logam yang terletak di sebelah kiri cenderung berfungsi sebagai…
a. Katoda dan mengalami reduksi
b. Katoda dan mengalami oksidasi
c. Anoda dan mengalami reduksi
d. Anoda dan mengalami oksidasi
B. Soal Isian Singkat
- Hukum termodinamika ke-nol menyatakan bahwa jika dua sistem berada dalam kesetimbangan termal dengan sistem ketiga, maka ketiganya berada dalam __________ satu sama lain.
- Dalam kinetika kimia, _________ adalah jumlah molekul yang bereaksi dalam tahap penentu laju reaksi.
- Sel elektrolisis mengubah energi _________ menjadi energi _________.
- Rumus untuk menghitung tekanan osmotik (Π) pada larutan non-elektrolit adalah __________.
- Satuan konstanta laju reaksi untuk reaksi orde pertama adalah __________.
C. Soal Uraian
- Jelaskan perbedaan mendasar antara entalpi (ΔH), entropi (ΔS), dan energi bebas Gibbs (ΔG) dalam konteks termodinamika. Berikan contoh satu proses yang spontan dan satu proses yang non-spontan, serta bagaimana ΔG merefleksikannya.
- Bagaimana pengaruh peningkatan suhu terhadap laju reaksi dan posisi kesetimbangan suatu reaksi endotermik? Jelaskan menggunakan teori tumbukan untuk laju reaksi dan prinsip Le Chatelier untuk kesetimbangan.
- Hitung pH larutan buffer yang dibuat dengan mencampurkan 100 mL larutan CH₃COOH 0,2 M (Ka = 1,8 × 10⁻⁵) dengan 50 mL larutan CH₃COONa 0,1 M.
- Jelaskan mekanisme kerja sel volta dan sel elektrolisis. Sebutkan setidaknya tiga perbedaan utama antara keduanya.
- Larutan urea (CO(NH₂)₂) dibuat dengan melarutkan 12 gram urea dalam 200 gram air. Jika Kb air = 0,52 °C/molal, hitunglah kenaikan titik didih larutan tersebut. (Ar C=12, O=16, N=14, H=1)
D. Soal Mencocokkan
Pasangan 1: Konsep dan Definisi/Rumus
Cocokkan setiap konsep di Kolom A dengan definisi atau rumus yang sesuai di Kolom B.
| Kolom A (Konsep) | Kolom B (Definisi/Rumus) |
|---|---|
| 1. Entalpi (ΔH) | A. Ukuran keacakan atau ketidakteraturan sistem. |
| 2. Entropi (ΔS) | B. ΔH – TΔS |
| 3. Energi Bebas Gibbs (ΔG) | C. Kalor reaksi pada tekanan konstan. |
| 4. Konstanta Kesetimbangan (K) | D. Rasio produk terhadap reaktan pada kesetimbangan. |
| 5. Potensial Sel Standar (E°sel) | E. E°reduksi katoda – E°reduksi anoda. |
Pasangan 2: Hukum/Prinsip dan Pernyataan
Cocokkan setiap hukum atau prinsip di Kolom A dengan pernyataan yang paling sesuai di Kolom B.
| Kolom A (Hukum/Prinsip) | Kolom B (Pernyataan) |
|---|---|
| 1. Hukum Hess | A. Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. |
| 2. Prinsip Le Chatelier | B. Entropi semesta cenderung meningkat. |
| 3. Hukum Termodinamika I | C. Perubahan entalpi total reaksi tidak bergantung pada jalur. |
| 4. Hukum Termodinamika II | D. Sistem akan bergeser untuk mengurangi gangguan. |
| 5. Persamaan Nernst | E. Menghitung potensial sel pada kondisi non-standar. |
Kunci Jawaban
A. Kunci Jawaban Soal Pilihan Ganda
- Jawaban: b. +300 J
Pembahasan: Menurut Hukum Termodinamika I, ΔU = Q – W. Jika sistem menyerap kalor, Q positif (+500 J). Jika sistem melakukan kerja, W positif (+200 J). Maka ΔU = 500 J – 200 J = 300 J. - Jawaban: c. Nol
Pembahasan: Entalpi pembentukan standar (ΔH°f) dari unsur murni dalam bentuk paling stabil pada 25 °C dan 1 atm didefinisikan sebagai nol. - Jawaban: a. Positif
Pembahasan: Proses spontan cenderung meningkatkan entropi total alam semesta (ΔS_semesta > 0). Untuk sistem itu sendiri, ΔS bisa positif atau negatif, tetapi untuk proses spontan, ΔS_total (sistem + lingkungan) harus positif. - Jawaban: a. ΔH < 0 dan ΔS > 0
Pembahasan: Reaksi spontan pada semua suhu terjadi jika ΔG selalu negatif. Menurut ΔG = ΔH – TΔS, jika ΔH negatif (eksotermik) dan ΔS positif (peningkatan entropi), maka ΔG akan selalu negatif, terlepas dari nilai T. - Jawaban: b. 0,03 M/detik
Pembahasan: Laju rata-rata reaksi = -Δ[A]/Δt = -(0,2 M – 0,5 M) / 10 detik = -(-0,3 M) / 10 detik = 0,03 M/detik. - Jawaban: b. Empat kali lipat
Pembahasan: Jika laju reaksi berorde dua terhadap A, maka Laju = k[A]². Jika [A] digandakan menjadi 2[A], maka Laju baru = k(2[A])² = k(4[A]²) = 4 × Laju awal. - Jawaban: b. Laju reaksi menurun
Pembahasan: Energi aktivasi adalah energi minimum yang dibutuhkan agar reaksi terjadi. Peningkatan energi aktivasi berarti lebih banyak energi yang dibutuhkan, sehingga lebih sedikit molekul yang memiliki energi yang cukup untuk bereaksi, dan laju reaksi akan menurun. - Jawaban: a. Kc = [SO₃]² / ([SO₂]²[O₂])
Pembahasan: Untuk reaksi aA + bB ⇌ cC + dD, Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / ([A]ᵃ[B]ᵇ). Konsentrasi produk dibagi konsentrasi reaktan, masing-masing dipangkatkan koefisien stoikiometrinya. - Jawaban: b. Jumlah mol gas yang lebih sedikit
Pembahasan: Menurut prinsip Le Chatelier, jika tekanan ditingkatkan, sistem akan bergeser ke arah yang menghasilkan jumlah mol gas yang lebih sedikit untuk mengurangi tekanan. - Jawaban: c. Anoda ke katoda melalui sirkuit eksternal
Pembahasan: Pada sel volta, anoda adalah elektroda tempat oksidasi terjadi (melepaskan elektron), dan katoda adalah elektroda tempat reduksi terjadi (menerima elektron). Elektron mengalir dari anoda ke katoda melalui kawat penghantar (sirkuit eksternal). - Jawaban: b. +2,71 V
Pembahasan: Mg adalah anoda (oksidasi) karena memiliki potensial reduksi lebih negatif. Cu adalah katoda (reduksi). E°sel = E°katoda – E°anoda = E°Cu²⁺/Cu – E°Mg²⁺/Mg = (+0,34 V) – (-2,37 V) = +0,34 V + 2,37 V = +2,71 V. - Jawaban: b. Katoda
Pembahasan: Pada elektrolisis air, reduksi air terjadi di katoda: 2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq). Gas hidrogen terbentuk di katoda. - Jawaban: b. Fraksi mol zat terlarut
Pembahasan: Penurunan tekanan uap (ΔP) berbanding lurus dengan fraksi mol zat terlarut (X_terlarut) sesuai hukum Raoult: ΔP = X_terlarut × P°pelarut. - Jawaban: b. 60 gram
Pembahasan: Mol air = 180 g / 18 g/mol = 10 mol. Misalkan mol urea = n. Fraksi mol urea = n / (n + 10). Jika fraksi mol urea adalah 0,1, maka 0,1 = n / (n + 10). 0,1n + 1 = n. 1 = 0,9n. n = 1 / 0,9 = 10/9 mol ≈ 1,11 mol. Massa urea = 1,11 mol × 60 g/mol = 66,67 gram. Dari pilihan yang ada, 60 gram (1 mol) memberikan fraksi mol 1/(1+10) = 1/11 ≈ 0,0909, yang paling mendekati 0,1. Jadi, pilihan b adalah jawaban yang paling tepat secara pendekatan. - Jawaban: a. -1,86 °C
Pembahasan: Penurunan titik beku (ΔTf) = Kf × molalitas. Untuk 1 mol zat terlarut dalam 1000 gram air, molalitas = 1 mol/kg = 1 molal. Maka ΔTf = 1,86 °C/molal × 1 molal = 1,86 °C. Titik beku larutan = Titik beku pelarut murni – ΔTf = 0 °C – 1,86 °C = -1,86 °C. - Jawaban: b. Faktor van’t Hoff
Pembahasan: Simbol ‘i’ dalam rumus tekanan osmotik (Π = iMRT) adalah faktor van’t Hoff, yang menjelaskan jumlah partikel yang dihasilkan per mol zat terlarut, terutama untuk elektrolit. Untuk non-elektrolit, i = 1. - Jawaban: c. 0,5 M
Pembahasan: Mol NaOH = massa / Mr = 10 g / 40 g/mol = 0,25 mol. Volume larutan = 500 mL = 0,5 L. Molaritas = mol / volume (L) = 0,25 mol / 0,5 L = 0,5 M. - Jawaban: b. -110,5 kJ
Pembahasan: Kita ingin mencari ΔH untuk C(s) + 1/2 O₂(g) → CO(g).
Reaksi 1: C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁ = -393,5 kJ
Reaksi 2: CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g) ΔH₂ = -283,0 kJ
Balik Reaksi 2: CO₂(g) → CO(g) + 1/2 O₂(g) ΔH₂’ = +283,0 kJ
Jumlahkan Reaksi 1 dan Reaksi 2′ :
C(s) + O₂(g) + CO₂(g) → CO₂(g) + CO(g) + 1/2 O₂(g)
C(s) + 1/2 O₂(g) → CO(g) (setelah menghilangkan spesi yang sama di kedua sisi)
ΔH_total = ΔH₁ + ΔH₂’ = -393,5 kJ + 283,0 kJ = -110,5 kJ. - Jawaban: d. Peningkatan energi aktivasi
Pembahasan: Peningkatan suhu, konsentrasi reaktan, dan penambahan katalis semuanya akan meningkatkan laju reaksi. Peningkatan energi aktivasi akan menurunkan laju reaksi karena lebih banyak energi dibutuhkan untuk memulai reaksi. - Jawaban: d. Anoda dan mengalami oksidasi
Pembahasan: Dalam deret volta, logam yang terletak di sebelah kiri memiliki potensial reduksi yang lebih negatif, artinya lebih mudah mengalami oksidasi. Oleh karena itu, mereka cenderung berfungsi sebagai anoda (tempat oksidasi terjadi).
B. Kunci Jawaban Soal Isian Singkat
- kesetimbangan termal
- molekularitas
- listrik, kimia
- Π = MRT atau Π = iMRT (untuk elektrolit)
- detik⁻¹ atau s⁻¹
C. Kunci Jawaban Soal Uraian
- Perbedaan Entalpi (ΔH), Entropi (ΔS), dan Energi Bebas Gibbs (ΔG):
- Entalpi (ΔH): Mengukur perubahan kalor yang terjadi pada tekanan konstan. ΔH < 0 menunjukkan reaksi eksotermik (melepas kalor), sedangkan ΔH > 0 menunjukkan reaksi endotermik (menyerap kalor).
- Entropi (ΔS): Mengukur tingkat keacakan atau ketidakteraturan dalam suatu sistem. ΔS > 0 menunjukkan peningkatan ketidakteraturan (lebih spontan), sedangkan ΔS < 0 menunjukkan penurunan ketidakteraturan.
- Energi Bebas Gibbs (ΔG): Mengukur spontanitas suatu proses pada suhu dan tekanan konstan. ΔG < 0 menunjukkan proses spontan, ΔG > 0 menunjukkan proses non-spontan (membutuhkan energi), dan ΔG = 0 menunjukkan sistem dalam kesetimbangan.
Contoh:
- Proses Spontan: Es mencair pada suhu ruang (ΔG < 0). Es menyerap kalor (ΔH > 0), tetapi ketidakteraturan meningkat (ΔS > 0). Pada suhu di atas 0 °C, TΔS lebih besar dari ΔH, sehingga ΔG negatif.
- Proses Non-Spontan: Air membeku pada suhu ruang (ΔG > 0). Air melepaskan kalor (ΔH < 0), dan ketidakteraturan menurun (ΔS < 0). Pada suhu di atas 0 °C, TΔS lebih kecil dari ΔH (karena ΔS negatif), sehingga ΔG positif.
- Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi dan Kesetimbangan Reaksi Endotermik:
- Pengaruh pada Laju Reaksi: Peningkatan suhu selalu meningkatkan laju reaksi. Menurut teori tumbukan, peningkatan suhu akan meningkatkan energi kinetik rata-rata molekul, menyebabkan molekul bergerak lebih cepat. Hal ini meningkatkan frekuensi tumbukan yang efektif (tumbukan dengan energi yang cukup untuk melewati energi aktivasi), sehingga laju reaksi meningkat.
- Pengaruh pada Posisi Kesetimbangan (Reaksi Endotermik): Untuk reaksi endotermik (ΔH > 0), kalor dapat dianggap sebagai reaktan. Peningkatan suhu akan menggeser kesetimbangan ke arah produk (kanan) untuk menyerap kalor yang ditambahkan, sesuai dengan prinsip Le Chatelier. Ini berarti konstanta kesetimbangan (K) akan meningkat.
- Perhitungan pH Larutan Buffer:
Diketahui:
Volume CH₃COOH = 100 mL = 0,1 L
Molaritas CH₃COOH = 0,2 M
Volume CH₃COONa = 50 mL = 0,05 L
Molaritas CH₃COONa = 0,1 M
Ka CH₃COOH = 1,8 × 10⁻⁵Langkah 1: Hitung mol asam lemah dan basa konjugasi.
Mol CH₃COOH = M × V = 0,2 mol/L × 0,1 L = 0,02 mol
Mol CH₃COONa = M × V = 0,1 mol/L × 0,05 L = 0,005 mol
(CH₃COONa adalah garam yang terionisasi sempurna, sehingga mol CH₃COONa = mol CH₃COO⁻)Langkah 2: Gunakan persamaan Henderson-Hasselbalch.
pH = pKa + log ([A⁻]/[HA])
pKa = -log(Ka) = -log(1,8 × 10⁻⁵) = 5 – log(1,8) ≈ 5 – 0,25 = 4,75pH = 4,75 + log (0,005 mol / 0,02 mol)
pH = 4,75 + log (1/4)
pH = 4,75 + log (0,25)
pH = 4,75 + (-0,60)
pH = 4,15Jadi, pH larutan buffer tersebut adalah 4,15.
- Mekanisme Kerja Sel Volta dan Sel Elektrolisis serta Perbedaan Utama:
- Sel Volta (Galvani): Mengubah energi kimia menjadi energi listrik secara spontan. Terdiri dari dua setengah sel yang dihubungkan oleh jembatan garam dan sirkuit eksternal. Di anoda (elektroda negatif), terjadi oksidasi (pelepasan elektron). Di katoda (elektroda positif), terjadi reduksi (penerimaan elektron). Elektron mengalir dari anoda ke katoda melalui sirkuit eksternal. Contoh: Baterai.
- Sel Elektrolisis: Mengubah energi listrik menjadi energi kimia melalui reaksi non-spontan. Membutuhkan sumber listrik eksternal untuk memaksa terjadinya reaksi redoks. Anoda (elektroda positif) adalah tempat oksidasi. Katoda (elektroda negatif) adalah tempat reduksi. Elektron dipaksa masuk ke katoda dan ditarik dari anoda oleh sumber listrik. Contoh: Pelapisan logam, produksi klorin.
Tiga Perbedaan Utama:
- Spontanitas Reaksi: Volta (spontan, ΔG < 0), Elektrolisis (non-spontan, ΔG > 0).
- Sumber Energi: Volta (menghasilkan listrik dari reaksi kimia), Elektrolisis (membutuhkan listrik untuk reaksi kimia).
- Polaritas Elektroda: Volta (Anoda negatif, Katoda positif), Elektrolisis (Anoda positif, Katoda negatif).
- Arah Aliran Elektron: Volta (dari anoda ke katoda secara alami), Elektrolisis (dipaksa dari anoda ke katoda oleh sumber listrik).
- Perhitungan Kenaikan Titik Didih Larutan Urea:
Diketahui:
Massa urea (CO(NH₂)₂) = 12 gram
Massa air = 200 gram = 0,2 kg
Kb air = 0,52 °C/molal
Ar C=12, O=16, N=14, H=1Langkah 1: Hitung Mr urea.
Mr CO(NH₂)₂ = 12 (C) + 16 (O) + 2 × (14 (N) + 2 × 1 (H)) = 12 + 16 + 2 × (14 + 2) = 12 + 16 + 32 = 60 g/mol.Langkah 2: Hitung mol urea.
Mol urea = massa / Mr = 12 g / 60 g/mol = 0,2 mol.Langkah 3: Hitung molalitas larutan.
Molalitas (m) = mol zat terlarut / massa pelarut (kg)
m = 0,2 mol / 0,2 kg = 1 molal.Langkah 4: Hitung kenaikan titik didih (ΔTb).
Urea adalah non-elektrolit, jadi faktor van’t Hoff (i) = 1.
ΔTb = i × Kb × m
ΔTb = 1 × 0,52 °C/molal × 1 molal
ΔTb = 0,52 °CJadi, kenaikan titik didih larutan urea tersebut adalah 0,52 °C.
D. Kunci Jawaban Soal Mencocokkan
Pasangan 1: Konsep dan Definisi/Rumus
1. Entalpi (ΔH) → C. Kalor reaksi pada tekanan konstan.
2. Entropi (ΔS) → A. Ukuran keacakan atau ketidakteraturan sistem.
3. Energi Bebas Gibbs (ΔG) → B. ΔH – TΔS
4. Konstanta Kesetimbangan (K) → D. Rasio produk terhadap reaktan pada kesetimbangan.
5. Potensial Sel Standar (E°sel) → E. E°reduksi katoda – E°reduksi anoda.
Pasangan 2: Hukum/Prinsip dan Pernyataan
1. Hukum Hess → C. Perubahan entalpi total reaksi tidak bergantung pada jalur.
2. Prinsip Le Chatelier → D. Sistem akan bergeser untuk mengurangi gangguan.
3. Hukum Termodinamika I → A. Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.
4. Hukum Termodinamika II → B. Entropi semesta cenderung meningkat.
5. Persamaan Nernst → E. Menghitung potensial sel pada kondisi non-standar.