BAB I Stokiometri

BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Setiap tahun para ahli kimia di seluruh dunia mensintesis ribuan jenis

senyawa baru. Dahulu zat kimia diberi nama sesuai dengan nama penemunya,

nama tempat, nama zat asal, sifat zat, dan lain-lain. Dengan semakin

bertambahnya jumlah zat yang ditemukan baik alami ataupun buatan, maka perlu

adanya tata nama yang dapat memudahkan penyebutan nama suatu zat. IUPAC

(International Union Pure and Applied Chemistry) merupakan badan

internasional yang membuat tata nama zat kimia yang ada di dunia ini. Akan

tetapi, untuk kepentingan tertentu nama zat yang sudah lazim (nama trivial) sering

digunakan karena telah diketahui khalayak. Contohnya nama asam cuka lebih

dikenal dibanding asam asetat atau asam etanoat. Tatanama senyawa kimia ini

berkaitan dengan adanya stoikiometri.

Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani, yaitu dari kata stoicheion yang

berarti unsur dan metron yang berarti mengukur. Stoikiometri membahas tentang

hubungan massa antarunsur dalam suatu senyawa (stoikiometri senyawa) dan

antarzat dalam suatu reaksi (stoikiometri reaksi).

Pengukuran massa dalam reaksi kimia dimulai oleh Antoine Laurent

Lavoisier (1743 – 1794) yang menemukan bahwa pada reaksi kimia tidak terjadi

perubahan massa (hukum kekekalan massa). Selanjutnya Joseph Louis Proust

(1754 – 1826) menemukan bahwa unsur-unsur membentuk senyawa dalam

perbandingan tertentu (hukum perbandingan tetap). Selanjutnya dalam rangka

menyusun teori atomnya, John Dalton menemukan hukum dasar kimia yang

ketiga, yang disebut hukum kelipatan perbandingan. Ketiga hukum tersebut

merupakan dasar dari teori kimia yang pertama, yaitu teori atom yang

dikemukakan oleh John Dalton sekitar tahun 1803. Menurut Dalton, setiap materi

terdiri atas atom, unsur terdiri atas atom sejenis, sedangkan senyawa terdiri dari

atom-atom yang berbeda dalam perbandingan tertentu. Namun demikian, Dalton

MAKALAH KIMIA DASAR STOIKIONOMETRI OLEH KELOMPOK 3 1

belum dapat menentukan perbandingan atom-atom dalam senyawa (rumus kimia

zat). Penetapan rumus kimia zat dapat dilakukan berkat penemuan Gay Lussac

dan Avogadro. Setelah rumus kimia senyawa dapat ditentukan, maka

perbandingan massa antaratom (Ar) maupun antarmolekul (Mr) dapat ditentukan.

Pengetahuan tentang massa atom relatif dan rumus kimia senyawa merupakan

dasar dari perhitungan kimia.

Semua yang berkaitan dengan tatanama senyawa dan persamaan reaksi,

hukum-hukum dasar kimia, dan perhitungan kimia akan kita pelajari pada

makalah berikut.

B. Tujuan dan Kegunaan

a. Tujuan

Berdasarkan latar belakang di atas maka dapat di tarik tujuan penulisan

yaitu :

1. Untuk mengetahui lebih mendalam tentang stoikiometri yang kita

temukan dalam kehidupan sehari hari.

2. Untuk mengetahui hukum-hukum dasar kimia.

3. Untuk mengetahui tata nama senyawah.

4. Untuk mengetahui persamaan reaksi dalam kimia.

b. Kegunaan Penulisan

Berdasarkan latar belakang di atas maka dapat di tarik kegunaan penulisan

yaitu :

1. Menambah wawasan tentang stoikiometri.

2. Sebagai salah satu syarat untuk mendapatkan nilai mata kuliah kimia

dasar.


BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

1. Tatanama Senyawa

Di dalam semesta ini terdapat berjuta-juta senyawa, sehinga Komisi Tata

Nama IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry), suatu badan

di bawah UNESCO menyusun suatu aturan. Tata nama senyawa yang digunakan

secara seragam di seluruh dunia.

Nama ilmiah suatu unsur mempunyai asal-usul yang bermacam-macam.

Ada yang didasarkan pada warna unsur seperti klorin (chloros = hijau), atau pada

salah satu sifat dari unsur yang bersangkutan seperti fosfor (phosphorus

=bercahaya) atau nama seorang ilmuwan yang sangat berjasa seperti einsteinium

(untuk albert einstein). Untuk mencegah timbulnya perdebatan mengenai nama

dan lambang unsur-unsur baru, Persatuan Kimia Murni dan Kimia Terapan

(International Union Of Pure and Applied Chemistry = IUPAC) menetapkan

aturan penamaan dan pemberian lambang untuk unsur-unsur temuan baru sebagai

berikut.

1) Nama berakhir dengan ium, baik untuk unsur logam maupun nonlogam.

2) Nama itu didasarkan pada nomor atom unsur, yaitu rangkaian akar kata

yang menyatakan nomor atomnya.

0 = nil 4 = quad 7 = sept

1 = un 5 = pent 8 = okt

2 = bi 6 = hex 9 = enn

3 = tri

3) Lambang unsur (tanda atom) terdiri atas tiga huruf yakni rangkaian

huruf awal dari akar yang menyatakan nomor atom unsur tersebut.

Contoh:

a. Unsur nomor atom 107

1 0 7

un nil sept + ium

Nama : Unnilseptium Lambang : Uns


b. Unsur nomor atom 105

1 0 5

un nil pent + ium

Nama : Unnilpentium Lambang : Unp

Namun, aturan penamaan IUPAC jarang digunakan. Setiap senyawa perlu

mempunyai nama spesifik. Seperti halnya penamaan unsur, pada mulanya

penamaan senyawa didasarkan pada berbagai hal, seperti nama tempat, nama

orang, atau sifat tertentu dari senyawa yang bersangkutan.

Sebagai contoh:

a. Garam glauber, yaitu natrium sulfat (Na2SO4) yang ditemukan oleh J. R.

Glauber.

b. Salmiak atau amonium klorida (NH4Cl), yaitu suatu garam yang awal

mulanya diperoleh dari kotoran sapi di dekat kuil untuk dewa Jupiter Amon di

Mesir.

c. Soda pencuci, yaitu natrium karbonat (Na2CO3) yang digunakan untuk

melunakkan air (membersihkan air dari ion Ca2+ dan ion Mg2+).

d. Garam NaHCO3 (natrium bikarbonat) digunakan untuk pengembang dalam

pembuatan kue.

Untuk memudahkan penamaan, senyawa dikelompokkan menjadi 2 yaitu

senyawa organik dan senyawa anorganik. Senyawa anorganik dibagi dua yaitu

senyawa biner dan senyawa poliatomik. Senyawa biner adalah senyawa yang

mengandung dua jenis unsur, sedangkan senyawa poliatomik terdiri atas lebih dari

2 jenis unsur.

a. Senyawa Biner Dari Logam dan Nonlogam (Senyawa Ion)

Senyawa biner dari logam dan non-logam umumnya merupakan senyawa

ion. Logam membentuk ion positif (kation) dan non-logam membentuk ion

negatif (anion). Di bawah ini nama beberapa kation logam dan anion non-logam

(monoatom) yang perlu dikuasai agar tidak mengalami kesukaran dalam penulisan

rumus kimia dan nama senyawa.


Kation dari logam Anion dari logam

Kation Nama Anion Nama

Li+

Na+

K+

Mg2+

Ca2+

Ba2+

Al3+

Sn2+

Sn4+

Pb2+

Pb4+

Cu+

Cu2+

Ag+

Au+

Au3+

Zn2+

Cr3+

Fe2+

Fe3+

Ni2+

Pt2+

Pt4+

Litium

Natrium

Kalium

Magnesium

Kalsium

Barium

Aluminium

Timah (II)

Timah (IV)

Timbal (II)

Timbal (IV)

Tembaga (I)

Tembaga (II)

Perak (I)

Emas (I)

Emas (II)

Zink (seng)

Kromium

Besi (II)

Besi (III)

Nikel

Platina (II)

Platina (IV)

H–

N3–

O2–

P3–

S2–

Se2–

F–

Cl-

Br–

I-

Si4–

As3–

Te2–

Hidrida

Nitrida

Oksida

Fosfida

Sulfida

Selenida

Fluorida

Klorida

Bromida

Iodida

Silisida

Arsenida

Telurida


Berikut ini nama senyawa biner logam dan non-logam:

1) Penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion dari logam

Contoh:

Rumus Kimia Kation logam Anion logam Nama Senyawa

NaCl

MgF2

Na+

Mg2+

Cl–

F–

Natrium klorida

Magnesium fluorida

2) Senyawa yang terbentuk haruslah bermuatan netral.

3) Untuk logam yang dapat membentuk beberapa kation dengan muatan berbeda,

maka muatan kationnya dinyatakan dengan angka Romawi.

b. Senyawa Biner dari NonLogam dan NonLogam (Senyawa Kovalen)

Senyawa biner dari dua non-logam umumnya adalah senyawa molekul.

Tata nama senyawanya yaitu sebagai berikut:

1) Penamaan senyawa mengikuti urutan berikut

Bi – Si – As – C – P – N – H – S – I – Br – Cl – O – F

Contoh:

HCl (Nama H lalu nama Cl)

NH3 (Nama N lalu nama H)

2) Penamaan dimulai dari nama non-logam pertama diikuti nama non-logam

kedua yang diberi akhiran –ida

Contoh:

HCl dinamakan hidrogen klorida

3) Jika dua jenis non-logam dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa, maka

digunakan awalan Yunani sesuai angka indeks dalam rumus kimianya

1 = mono 6 = heksa

2 = di 7 = hepta

3 = tri 8 = okta

4 = tetra 9 = nona

5 = penta 10 = deka


Contoh:

a. CO karbon monoksida

b. CO2 karbon dioksida

c. PCl3 fosforus triklorida

d. P4O10 tetrafosforus dekaoksida

c. Senyawa yang mengandung poliatom

Ion-ion yang telah dibahas di atas merupakan ion-ion monoatom. Masing-

masing ion terdiri atas atom tunggal. Ada pula ion-ion poliatom, yaitu dua atau

lebih atom-atom terikat bersama-sama dalam satu ion yang dapat berupa kation

poliatom dan anion poliatom. Di bawah ini beberapa ion poliatom dan namanya.

Rumus Nama Ion Anion dari logam

NH4+

OH–

CN–

NO2–

NO3-

ClO–

ClO2–

ClO3–

ClO4–

BrO3–

IO3–

MnO4–

MnO42–

CO32–

SO32–

SO42–

S2O32–

CrO42–

Cr2O72–

PO3–

amonium

hidroksida

sianida

nitrit

nitrat

klorit

hipoklorit

klorat

perklorat

bromat

iodat

permanganat

manganat

karbonat

sulfit

sulfat

tiosulfat

kromat

dikromat

fosfit

NH4Cl

NaOH

NaCN

NaNO2

NaNO3

KClO

KClO2

KClO3

KClO4

KBrO3

KIO3

KMnO4

K2MnO4

Na2CO3

Na2SO3

Na2SO4

Na2S2O3

K2CrO4

K2Cr2O7

Na3PO3


PO43– fosfat Na3PO4

Tata nama senyawa ion yang mengandung poliatom yaitu sebagai berikut:

1) Untuk senyawa yang terdiri atas kation logam dan anion poliatom, maka

penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion poliatom.

Contoh:

a. NaOH dari Na+ dan OH_ nama senyawanya Natrium hidroksida;

b. KMnO4 dari K+ dan MnO4- nama senyawanya Kalium permanganat;

c. PbSO4 dari Pb2+ dan SO42- nama senyawanya Timbal (II) sulfat.

2) Untuk senyawa yang terdiri atas kation poliatom dan anion monoatom atau

poliatom, penamaan dimulai dari nama kation poliatom diikuti nama anion

monoatom atau poliatom.

Contoh:

a. NH4Cl : ammonium klorida

b. NH4CN : ammonium sianida

c. (NH4)2SO4 : ammonium sulfat

2. Persamaan Reaksi

Persamaan reaksi menggambarkan reaksi kimia, yang terdiri atas rumus

kimia zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi disertai koefisien dan fasa masing-

masing.

A. Menulis Persamaan Reaksi

Reaksi kimia mengubah zat-zat asal (pereaksi) menjadi zat baru (produk).

Sebagaimana telah dikemukakan oleh John Dalton, jenis dan jumlah atom yang

terlibat dalam reaksi tidak berubah, tetapi ikatan kimia di antaranya berubah.

Ikatan kimia dalam pereaksi diputuskan dan terbentuk ikatan baru dalam

produknya. Atom-atom ditata ulang membentuk produk reaksi. Perubahan yang

terjadi dapat dipaparkan dengan menggunakan rumus kimia zat-zat yang terlibat

dalam reaksi. Cara pemaparan ini kita sebut dengan persamaan reaksi.

Hal-hal yang digambarkan dalam persamaan reaksi adalah rumus kimia

zat-zat pereaksi (reaktan) di sebelah kiri anak panah dan zat-zat hasil reaksi

(produk) di sebelah kanan anak panah. Anak panah dibaca yang artinya


“membentuk” atau “bereaksi menjadi”. Wujud atau keadaan zat-zat pereaksi dan

hasil reaksi ada empat macam, yaitu gas (g), cairan (liquid atau l), zat padat (solid

atau s) dan larutan (aqueous atau aq). Bilangan yang mendahului rumus kimia

zat-zat dalam persamaan reaksi disebut koefisien reaksi. Koefisien reaksi

diberikan untuk menyetarakan atom-atom sebelum dan sesudah reaksi. Selain

untuk menyetarakan persamaan reaksi, koefisien reaksi menyatakan perbandingan

paling sederhana dari partikel zat yang terlibat dalam reaksi. Misalnya, reaksi

antara gas hidrogen dengan gas oksigen membentuk air sebagai berikut.

Pereaksi / Reaktan Produksi

2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O (l) � � �

Koefisien H2 = 2 Koefisien O2 = 1 Koefisien H2O = 2

Berdasarkan persamaan reaksi di atas, berarti 2 molekul hidrogen bereaksi

dengan 1 molekul oksigen membentuk 2 molekul H2O. Oleh karena itu sebaiknya

dihindari koefisien pecahan karena dapat memberi pengertian seolaholah partikel

materi (atom atau molekul) dapat dipecah. Penulisan persamaan reaksi dapat

dilakukan dalam dua langkah sebagai berikut.

1) Menuliskan rumus kimia zat-zat pereaksi dan produk, lengkap dengan

keterangan tentang wujudnya.

2) Penyetaraan, yaitu memberi koefisien yang sesuai, sehingga jumlah atom ruas

kiri sama dengan jumlah atom ruas kanan.

Contoh :

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi antara logam aluminium yang

bereaksi dengan larutan asam sulfat membentuk larutan aluminium sulfat dan gas

hidrogen!

Jawab :

Langkah 1 : Menuliskan persamaan reaksi.

Al(s) + H2SO4(aq) à Al2(SO4)3(aq) + H2(g) (belum setara) � �

Jumlah atom di kiri Jumlah atom di kanan

Al = 1 Al = 2


H = 2 H = 2

S = 1 S = 3

O = 4 O = 12

Langkah 2 : Meletakkan koefisien 2 di depan Al, sehingga jumlah atom Al di

ruas

kiri menjadi 1 × 2 = 2 buah Al (setara dengan jumlah Al di ruas

kanan).

Langkah 3 : Meletakkan koefisien 3 di depan H2SO4 , sehingga di ruas kiri

jumlah atom H menjadi 6, atom S menjadi 3, dan jumlah atom O

menjadi 12.

Langkah 4 : Jumlah atom S dan O ruas kiri sudah sama dengan ruas kanan,

sedangkan atom H ruas kanan belum setara dengan ruas kiri.

Langkah 5 : Meletakkan koefisien 3 di depan H2, sehingga jumlah atom H ruas

kanan menjadi 6, setara dengan ruas kiri.

Persamaan reaksi menjadi setara:

2 Al(s) + 3 H2SO4(aq) à Al2(SO4)3(aq) + 3 H2(g)

B. Penyetaraan Persamaan Reaksi

Banyak reaksi dapat disetarakan dengan jalan mencoba/menebak, akan

tetapi sebagai permulaan dapat mengikuti langkah berikut.

1) Pilihlah satu rumus kimia yang paling rumit, tetapkan koefisiennya sama

dengan

2) Zat-zat yang lain tetapkan koefisien sementara dengan huruf.

3) Setarakan dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang tadi diberi

koefisien 1.

4) Setarakan unsur lainnya. Biasanya akan membantu jika atom O disetarakan

paling akhir.

Contoh :

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi antara gas metana (CH4) dengan

gas oksigen membentuk gas karbon dioksida dan uap air.

Jawab :

Langkah 1 : Menuliskan rumus kimia dan persamaan reaksi.


CH4(g) + O2(g) à CO2(g) + H2O (l)

Langkah 2 : Penyetaraan.

a. Tetapkan koefisien CH4 = 1, sedangkan koefisien lain dimisalkan dengan

huruf.

1 CH4(g) + a O2(g) à b CO2(g) + c H2O (l)

b. Setarakan jumlah atom C dan H.

Jumlah Atom di

Ruas Kiri

Jumlah Atom di

Ruas Kanan =

C = 1 C = b b = 1

H = 4 H= 2c 2c = 4, maka c = 2

c. Kita substitusikan persamaan b dan c sehingga menjadi

1 CH4(g) + a O2(g) à 1 CO2(g) + 2 H2O (l)

d. Kita setarakan jumlah atom O

Jumlah Atom di

Ruas Kiri

Jumlah Atom di

Ruas Kanan =

O = 2a O = 2 + 2 = 4 2a = 4 , maka a = 2

e. Persamaan reaksi setara berikutnya adalah

1 CH4(g) + 2 O2(g) à 1 CO2(g) + 2 H2O (l)

Untuk selanjutnya koefisien 1 tidak pernah ditulis sehingga menjadi :

CH4(g) + 2 O2(g) à CO2(g) + 2 H2O (l)

3. Hukum-Hukum Dasar Kimia

A. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

Apabila kita membakar kayu, maka hasil pembakaran hanya tersisa abu

yang massanya lebih ringan dari kayu. Hal ini bukan berarti ada massa yang

hilang. Akan tetapi, pada proses ini kayu bereaksi dengan gas oksigen

menghasilkan abu, gas karbon dioksida, dan uap air. Jika massa gas karbon

dioksida dan uap air yang menguap diperhitungkan, maka hasilnya akan sama.

Kayu + gas oksigen à abu + gas karbondioksida + uap air

Massa (kayu + gas oksigen) = massa (abu + gas karbondioksida + uap air)


Antoine Lavoisier (1743–1794) seorang pelopor yang percaya pentingnya

membuat pengamatan kuantitatif dalam eksperimen, mencoba memanaskan 530

gram logam merkuri dalam wadah terhubung udara dalam silinder ukur pada

sistem tertutup. Ternyata volume udara dalam silinder berkurang 1/5 bagian.

Logam merkuri berubah menjadi merkuri oksida sebanyak 572,4 gram. Besarnya

kenaikkan massa merkuri sebesar 42,4 gram adalah sama dengan 1/5 bagian udara

yang hilang yaitu oksigen.

Logam merkuri + gas oksigen à merkuri oksida

530 gram 42,4 gram 572,4 gram

Berdasarkan percobaan di atas Lavoisier merumuskan Hukum Kekekalan

Massa yang berbunyi:” Dalam reaksi kimia, massa zat-zat sebelum dan sesudah

reaksi adalah sama.”

B. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Tahun 1799 Joseph Proust melakukan percobaan dengan mereaksikan

hidrogen dan oksigen. Ternyata hidrogen dan oksigen selalu bereaksi membentuk

air dengan perbandingan massa yang tetap yaitu 1 : 8.

Massa H (gram) Massa O (gram) Massa H2O

(gram)

Sisa H atau O

(gram)

1

2

1

2

8

8

9

16

9

9

9

18

0

1 gram hidrogen

1 gram oksigen

0

Berdasarkan hasil percobaan yang diperolehnya, dia menyimpulkan

bahwa:” Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap.”

C. Hukum Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton)

Dua unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa. Misalnya

unsur karbon dengan oksigen dapat membentuk karbon monoksida dan karbon

dioksida. John Dalton (1766–1844) mengamati adanya suatu keteraturan

perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa. Berdasarkan percobaan

yang dilakukan Dalton diperoleh data sebagai berikut:

Jenis Senyawa Massa hasil Massa hasil Massa senyawa


Nitrogen

(gram)

Oksigen

(gram)

terbentuk

(gram)

Nitrogen monoksida

Nitrogen dioksida

0,875

1,75

1,00

1,00

1,875

2,75

Perbandingan nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida dan nitrogen monoksida:

1,75 / 0,875 = 2 / 1

Berdasarkan hasil percobaan tersebut, Dalton menyimpulkan bahwa:

“Jika dua jenis unsur bergabung membentuk lebih dari satu macam senyawa

maka perbandingan massa unsur dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan

bilangan bulat sederhana.”

D. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay-Lussac)

Di awal tahun 1781 Joseph Priestley (1733–1804) menemukan hidrogen

dapat bereaksi dengan oksigen membentuk air, kemudian Henry Cavendish

(1731–1810) menemukan volume hidrogen dan oksigen yang bereaksi

membentuk uap air mempunyai perbandingan 2 : 1. Dilanjutkan William

Nicholson dan Anthony Carlise berhasil menguraikan air menjadi gas hidrogen

dan oksigen melalui proses elektrolisis. Ternyata perbandingan volume hidrogen

dan oksigen yang terbentuk 2 : 1. Pada tahun 1808 Joseph Louis Gay-Lussac

(1778–1850) berhasil mengukur volume uap air yang terbentuk, sehingga

diperoleh perbandingan volume hidrogen : oksigen : uap air = 2 : 1 : 2.

Gas Hidrogen + Gas Oksigen à Uap Air

2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O (g)

Perbandingan tersebut berupa bilangan bulat sederhana. Berdasarkan hasil

percobaan ini, Gay-Lussac menyimpulkan bahwa:

“Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas-gas yang bereaksi dan volume

gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana.”

4. Perhitungan Kimia


Pada awal abad ke-19, banyak penelitian dilakukan terhadap sifat gas.

Salah seorang peneliti sifat gas yaitu ahli kimia berkebangsaan Prancis yang

bernama Joseph Louis Gay Lussac (1778 – 1850). Pada tahun 1808, ia melakukan

serangkaian percobaan untuk mengukur volume gas-gas yang bereaksi.

Disimpulkannya bahwa pada temperatur dan tekanan sama, perbandingan volume

gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi merupakan perbandingan

bilangan bulat dan sederhana. Temuan Gay Lussac ini dikenal sebagai hukum

perbandingan volume. Tetapi kemudian timbul pertanyaan. Mengapa pada

tekanan dan temperatur yang sama perbandingan volume gas yang bereaksi dan

hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana?

A. Penentuan Volume Gas Pereaksi dan Hasil Reaksi

Pertanyaan yang timbul setelah Gay Lussac mengemukakan hukum

perbandingan volume dapat dipecahkan oleh seorang ahli fisika Italia yang

bernama Amadeo Avogadro pada tahun 1811.

Menurut Avogadro:

”Gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama,

akan memiliki jumlah molekul yang sama pula”.

Oleh karena perbandingan volume gas hidrogen, gas oksigen, dan uap air

pada reaksi pembentukan uap air = 2 : 1 : 2 maka perbandingan jumlah molekul

hidrogen, oksigen, dan uap air juga 2 : 1 : 2. Jumlah atom tiap unsur tidak

berkurang atau bertambah dalam reaksi kimia. Oleh karena itu, molekul gas

hidrogen dan molekul gas oksigen harus merupakan molekul dwiatom, sedangkan

molekul uap air harus merupakan molekul triatom.

Perbandingan volume gas dalam suatu reaksi sesuai dengan koefisien

reaksi gas-gas tersebut. Hal ini berarti bahwa, jika volume salah satu gas

diketahui, volume gas yang lain dapat ditentukan dengan cara membandingkan

koefisien reaksinya.

Contoh :

Pada reaksi pembentukan air

2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O (g)


Jika volume gas H2 yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm sebanyak 10 L

volume gas O2 dan H2O pada tekanan dan suhu yang sama dapat ditentukan

dengan cara sebagai berikut.

Volume H2 : Volume O2 = Koefisien H2 : Koefisien O2

Volume O2 = x Volume H2

Volume O2 = x 10 L = 5 L

Volume H2O = x 10 L = 10 L

B. Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Realtif

Setelah ditemukan peralatan yang sangat peka di awal abad XX, para ahli

kimia melakukan percobaan tentang massa satu atom. Sebagai contoh, dilakukan

percobaan untuk mengukur.

1. massa satu atom H = 1,66 x 10–24 g

2. massa satu atom O = 2,70 x 10–23 g

3. massa satu atom C = 1,99 x 10–23 g

Dari data di atas dapat dilihat bahwa massa satu atom sangat kecil. Para

ahli sepakat menggunakan besaran Satuan Massa Atom (sma) atau Atomic Massa

Unit (amu) atau biasa disebut juga satuan Dalton. Pada materi struktur atom, Anda

telah mempelajari juga bahwa atom sangatlah kecil, oleh karena itu tidak mungkin

menimbang atom dengan menggunakan neraca.

a. Massa Atom Relatif (Ar)

Para ahli menggunakan isotop karbon C–12 sebagai standar dengan

massa atom relatif sebesar 12. Massa atom relatif menyatakan

perbandingan massa rata-rata satu atom suatu unsur terhadap 1/12 massa

atom C–12. Atau dapat dituliskan:

1 satuan massa atom (amu) = 1/12 massa 1 atom C–12

Contoh:

Massa atom rata-rata oksigen 1,33 kali lebih besar dari pada massa atom C

–12.

Maka: Ar O = 1,33 x Ar C–12

= 1,33 x 12


= 15,96

Para ahli membandingkan massa atom yang berbeda-beda,

menggunakan skala massa atom relatif dengan lambang ”Ar”.

Para ahli memutuskan untuk menggunakan C–12 atau isotop 12C

karena mempunyai kestabilan inti yang inert dibanding atom lainnya.

Isotop atom C–12 mempunyai massa atom 12 sma. Satu sma sama dengan

1,6605655 x 10–24 g. Dengan digunakannya isotop 12C sebagai standar

maka dapat ditentukan massa atom unsur yang lain. Massa atom relatif

suatu unsur (Ar) adalah bilangan yang menyatakan perbandingan massa

satu atom unsur tersebut dengan 1/12 massa satu atom C–12.

Ar X =

Contoh Soal :

Jika diketahui massa 1 atom oksigen 2,70 x 10–23 g, berapakah Ar atom O

jika massa atom C 1,99 x 10–23 g?

Jawab :

Ar O =

Ar O =

Ar O = 16,283

Besarnya harga Ar juga ditentukan oleh harga rata-rata isotop

tersebut. Sebagai contoh, di alam terdapat 35Cl dan 37Cl dengan

perbandingan 75% dan 25% maka Ar Cl dapat dihitung dengan cara:

Ar Cl = (75% x 35) + (25% x 37) = 35,5

Ar merupakan angka perbandingan sehingga tidak memiliki satuan. Ar

dapat dilihat pada Tabel Periodik Unsur (TPU) dan selalu dicantumkan

dalam satuan soal apabila diperlukan.

b. Massa Molekul Relatif (Mr)

Molekul merupakan gabungan dari beberapa unsur dengan

perbandingan tertentu. Unsur-unsur yang sama bergabung membentuk

molekul unsur, sedangkan unsur-unsur yang berbeda membentuk molekul

senyawa. Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa

molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul


unsur atau senyawa terhadap 1/12 dikali massa atom C–12. Secara

matematis dapat dinyatakan:

Mr (unsur) =

Mr (senyawa) =

Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom

pembentuk molekul tersebut.

Mr = r atom penyusun

Contoh Soal :

Diketahui massa atom relatif (Ar) beberapa unsur sebagai berikut.

Ca = 40

O = 16

H = 1

Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Ca(OH)2!

Jawab:

Satu molekul Ca(OH)2 mengandung 1 atom Ca, 2 atom O, dan 2 atom H.

Mr Ca(OH)2 = Ar Ca + (2 Ar O) + (2 Ar H)

= 40 + (2 x 16) + (2 x 1) = 40 + 32 + 2 = 74

C. Konsep Mol dan Tetapan Avogadro

Apabila Anda mereaksikan satu atom karbon (C) dengan satu molekul

oksigen (O2) maka akan terbentuk satu molekul CO2. Tetapi sebenarnya yang

Anda reaksikan bukan satu atom karbon dengan satu molekul oksigen, melainkan

sejumlah besar atom karbon dan sejumlah besar molekul oksigen. Oleh karena

jumlah atom atau jumlah molekul yang bereaksi begitu besarnya maka untuk

menyatakannya, para ahli kimia menggunakan ”mol” sebagai satuan jumlah

partikel (molekul, atom, atau ion).

Satu mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung partikel zat

itu sebanyak atom yang terdapat dalam 12,000 g atom karbon –12. Jadi, dalam

satu mol suatu zat terdapat 6,022 x 1023 partikel. Nilai 6,022 x 1023 partikel per

mol disebut sebagai tetapan Avogadro, dengan lambang L atau N.


Dalam kehidupan sehari-hari, mol dapat dianalogikan sebagai ”lusin”. Jika

lusin menyatakan jumlah 12 buah, mol menyatakan jumlah 6,022 x 1023 partikel

zat.

Kata partikel pada NaCl, H2O, dan N2 dapat dinyatakan dengan ion dan

molekul, sedangkan pada unsur seperti Zn, C, dan Al dapat dinyatakan dengan

atom.

Nama

Senyawa

Rumus Jumla

h

Jenis

Partikel

Jumlah Partikel

Seng

Aluminium

Natrium

Klorida

Air

Zn

Al

NaCl

H2O

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

Atom

Atom

Ion

Molekul

1 x (6,022 x 1023) atom

1 x (6,022 x 1023) atom

1 x (6,022 x 1023) molekul

1 x (6,022 x 1023) molekul

Rumus kimia suatu senyawa menunjukkan perbandingan jumlah atom

yang ada dalam senyawa tersebut.

Jumlah H2SO4 Jumlah Atom H Jumlah Atom S Jumlah Atom O

1

1 mol

1 x (6,022x1023)

2

2 mol

2 x (6,022 x 1023)

1

1 mol

1 x (6,022 x 1023)

4

4 mol

4 x (6,022 x 1023)

1 mol zat mengandung 6,022 x 1023 partikel

Contoh Soal :

1. Pada satu molekul air (H2O) terdapat 6,022 x 1023 molekul H2O.

Ada berapa atom dalam 1 mol air tersebut?

Jawab:

Satu molekul air (H2O) tersusun oleh 2 atom H dan 1 atom O.

Jadi 1 molekul air tersusun oleh 3 atom.

1 mol H2O mengandung 6,022 x 1023 molekul atau

3 x 6,022 x 1023 atom = 1,806 x 1024 atom

2. Tentukan jumlah atom yang terdapat dalam 0,5 mol belerang!

Jawab:


0,5 mol belerang = 0,5 mol x N

= 0,5 mol x 6,02 x 1023 atom belerang

= 3,01 x 1023 atom belerang

3. Dalam 5 mol asam sulfat (H2SO4), tentukan jumlah atom H, S, dan O!

Jawab:

Jumlah molekul = 5 mol x N

= 5 mol x 6,02 x 1023

= 3,01 x 1024 molekul

Jumlah atom H = 2 x 6,02 x 1023 atom = 12,04 x 1023 atom

Jumlah atom S = 1 x 6,02 x 1023 atom = 6,02 x 1023 atom

Jumlah atom O = 4 x 6,02 x 1023 atom = 24,08 x 1023 atom

Dari contoh di atas, dapat disimpulkan mengenai hubungan jumlah mol (n)

dengan jumlah partikel, yang secara matematik dapat dinyatakan sebagai berikut.

Jumlah partikel = n x N

Di mana:

n = jumlah mol

N= bilangan Avogadro

a. Massa Molar (Mr)

Massa satu mol zat dinamakan massa molar (lambang Mr). Besarnya

massa molar zat adalah massa atom relatif atau massa molekul relatif zat yang

dinyatakan dalam satuan gram per mol.

Massa molar = Mr atau Ar zat (g/mol)

Perhatikan contoh pada tabel berikut !

Nama Zat Rumus Ar dan Mr Massa Molar

Besi

Air

Garam Dapur

Karbon

Fe

H2O

NaCl

C

Ar = 56

Mr = 18

Mr = 53,5

Ar = 12

56 g/mol

18 g/mol

53,5 g/mol

12 g/mol


Massa suatu zat merupakan perkalian massa molarnya (g/mol) dengan mol

zat tersebut (n). Jadi hubungan mol suatu zat dengan massanya dapat dinyatakan

sebagai berikut.

Secara matematis, dapat dinyatakan sebagai berikut.

Massa molar = massa : mol

Massa = mol x Mr/Ar (massa molar)

Contoh Soal :

Diketahui 6 g urea (CO(NH2)2) jika Ar : H = 1, C = 12, N = 14, O = 16, tentukan:

a. mol urea

b. jumlah partikel

Jawab:

Mr urea = 12 + 16 + (16 . 2) = 60

a. mol urea = = = 0,1 mol

b. jumlah partikel = n x N

= 0,1 x 6,02 x 1023 molekul

= 0,602 x 1023 molekul

= 6,02 x 1024 molekul

b. Volume Molar (Vm)

Volume satu mol zat dalam wujud gas dinamakan volume molar, yang

dilambangkan dengan Vm.

Berapakah volume molar gas? Bagaimana menghitung volume sejumlah

tertentu gas pada suhu dan tekanan tertentu? Avogadro dalam percobaannya

mendapat kesimpulan bahwa 1 L gas oksigen pada suhu 0° C dan tekanan 1 atm

mempunyai massa 1,4286 g, atau dapat dinyatakan bahwa pada tekanan 1 atm:

1 L gas O2 = mol

1 L gas O2 = mol

1 mol gas O2 = liter

Maka, berdasarkan hukum Avogadro dapat disimpulkan:


1 mol gas O2 = 22,4 L

Sesuai dengan hukum Avogadro yang menyatakan bahwa pada suhu dan

tekanan yang sama, volume gas yang sama mengandung jumlah molekul yang

sama atau banyaknya mol dari tiap-tiap gas volumenya sama. Berdasarkan hukum

tersebut berlaku volume 1 mol setiap gas dalam keadaan standar (suhu 0° C dan

tekanan 1 atm) sebagai berikut.

Volume gas dalam keadaan standar = 22,4 L

c. Volume gas pada keadaan tidak standar

Perhitungan volume gas tidak dalam keadaan standar (non-STP)

digunakan dua pendekatan sebagai berikut.

1) Persamaan Gas Ideal

Dengan mengandaikan gas yang akan diukur bersifat ideal, persamaan

yang menghubungkan jumlah mol (n) gas, tekanan, suhu, dan volume yaitu:

Hukum gas ideal : P . V = n . R . T

P = tekanan (satuan atmosfir, atm)

V = volume (satuan liter, L)

n = jumlah mol gas (satuan mol)

R = tetapan gas (0,08205 L atm/mol K)

T = suhu mutlak (°C + 273,15 K)

P.V = n.R.T à V=

Jika, n = 1 mol

R = 0,08205 L atm/mol K

P = 1 atm

T = 273 K

V = = 22,4 L

Contoh Soal :

Tentukan volume dari 4,4 g gas CO2 yang diukur pada tekanan 2 atm dan suhu

27° C! (Ar : C = 12, O = 16)

Jawab :

Mol CO2 = = = 0,1 mol


Volume CO2 = = = 1,21 L

2) Dengan konversi gas pada suhu dan tekanan yang sama

Menurut hukum Avogadro, perbandingan gas-gas yang jumlah molnya

sama memiliki volume sama. Secara matematis dapat dinyatakan sebagai berikut.

Di mana:

n1 = mol gas 1 V1 = volume gas 1

n2 = mol gas 2 V2 = volume gas 2

d. Molaritas (M)

Banyaknya zat yang terdapat dalam suatu larutan dapat diketahui dengan

menggunakan konsentrasi larutan yang dinyatakan dalam molaritas (M).

Molaritas menyatakan banyaknya mol zat dalam 1 L larutan. Secara matematis

dinyatakan sebagai berikut.

M = x

Di mana:

M = molaritas (satuan M)

massa = dalam satuan g

Mr = massa molar (satuan g/mol)

V = volume (satuan mL)

D. Rumus Molekul dan Kadar Unsur Dalam Senyawa

Perbandingan massa dan kadar unsur dalam suatu senyawa dapat

ditentukan dari rumus molekulnya.

Kadar unsur = x 100%

a. Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masing-

masing unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat

ditunjukkan dengan angka indeks.

Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan rumus molekul. ”Rumus

empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-

unsur yang menyusun senyawa”. ”Rumus molekul, rumus yamg menyatakan

jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa”.


Perhatikan contoh rumus molekul dan rumus empiris beberapa senyawa dalam

tabel berikut.

Nama Zat Rumus Molekul Rumus Empiris

Air

Glukosa

Benzena

Etilena

Asetilena

H2O

C6H12O6

C6H6

C2H4

C2H2

H2O

CH2O

CH

CH2

CH

Rumus Molekul = (Rumus Empiris)n

Mr Rumus Molekul = n x (Mr Rumus Empiris)

n = bilangan bulat

Penentuan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa dapat

ditempuh dengan langkah berikut.

1. Cari massa (persentase) tiap unsur penyusun senyawa,

2. Ubah ke satuan mol,

3. Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris,

4. Cari rumus molekul dengan cara:

(Mr rumus empiris)n = Mr rumus molekul, n dapat dihitung,

5. Kalikan n yang diperoleh dari hitungan dengan rumus empiris.

6.

b. Menentukan Rumus Kimia Hidrat (Air Kristal)

Hidrat adalah senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H2O).

Rumus kimia senyawa kristal padat sudah diketahui. Jadi pada dasarnya

penentuan rumus hidrat merupakan penentuan jumlah molekul air kristal (H2O)

atau nilai x. Secara umum, rumus hidrat dapat ditulis sebagai berikut.

Rumus kimia senyawa kristal padat : x . H2O

Sebagai contoh garam kalsium sulfat, memiliki rumus kimia CaSO4 .

2H2O, artinya dalam setiap satu mol CaSO4 terdapat 2 mol H2O.


c. Hitungan Kimia

Penentuan jumlah pereaksi dan hasil reaksi yang terlibat dalam reaksi

harus diperhitungkan dalam satuan mol. Artinya, satuan-satuan yang diketahui

harus diubah ke dalam bentuk mol. Metode ini disebut metode pendekatan mol.

Adapun langkah-langkah metode pendekatan mol tersebut dapat Anda

simak dalam bagan berikut.

1. Tuliskan persamaan reaksi dari soal yang ditanyakan dan setarakan.

2. Ubahlah semua satuan yang diketahui dari tiap-tiap zat ke dalam mol.

3. Gunakanlah koefisien reaksi untuk menyeimbangkan banyaknya mol zat

reaktan dan produk.

4. Ubahlah satuan mol dari zat yang ditanyakan ke dalam satuan yang ditanya

(L atau g atau partikel, dll)

d. Pereaksi Pembatas

Di dalam suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat-zat pereaksi yang

dicampurkan tidak selalu sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini

berarti bahwa ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dahulu. Pereaksi

demikian disebut pereaksi pembatas. Bagaimana hal ini dapat terjadi? Anda

perhatikan gambar di bawah ini!

X + 2Y à XY2

= molekul zat X

+ à + = molekul zat Y

= molekul zat XY2

Reaksi di atas memperlihatkan bahwa menurut koefisien reaksi, satu mol

zat X membutuhkan dua mol zat Y. Gambar di atas menunjukkan bahwa tiga

molekul zat X direaksikan dengan empat molekul zat Y. Setelah reaksi

berlangsung, banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya dua molekul dan satu

molekul tersisa. Sementara itu, empat molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat Y

ini disebut pereaksi pembatas.


Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak

bersisa di akhir reaksi. Dalam hitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan

dengan cara membagi semua mol reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang

mempunyai nilai hasil bagi terkecil merupakan pereaksi pembatas.


BAB III

PEMBAHASAN

A. Manfaat dan Aplikasi Stokiometri dalam Kehidupan

1. Penentuan Molaritas dengan Cara Pelarutan

Jika kita ingin membuat 250 mL larutan K2CrO4 0,25 M dari bentuk kristal,

caranya adalah dengan menghitung massa zat yang akan dilarutkan.

mol K2CrO4 = 250 mL x 0,25 M

= 0,0625 mol

K2CrO4 = 0,0625 mol x 194 g / mol

= 12,125 g

Jadi, yang harus dilakukan adalah melarutkan 12,125 g kristal K2CrO4 ke dalam

250 mL air.

2. Penentuan Molaritas dengan Cara Pengenceran

Jika larutan di atas akan diubah konsentrasinya menjadi 0,01 M K2CrO4,

caranya adalah dengan cara pengenceran. Dalam pengenceran kita akan

mengubah volume dan kemolaran larutan, namun tidak mengubah jumlah mol zat

terlarut.

nl =n2 → n = M.V

M1.V1 =M2.V2

Keterangan:

M1 = konsentrasi sebelum pengenceran

V1 = volume sebelum pengenceran

M2 = konsentrasi setelah pengenceran

V2 = volume setelah pengenceran

Untuk contoh di atas, kita dapat mengambil 10 mL larutan K2CrO4 0,25M.

Setelah itu, dilakukan pengenceran dengan perhitungan:

M1V1 = M2V2


0,25M x 10mL = 0,01MxV2

= 250 mL

Jadi, yang harus dilakukan adalah mengencerkan 10 mL K2CrO4 0,25 M

sampai volumenya menjadi 250 mL.

Jika dua jenis larutan dicampurkan dan jumlah mol zat terlarut mengalami

perubahan (n1 tidak sama dengan n2), maka mol zat setelah dicampurkan

tergantung kepada jumlah.

Di laboratorium, larutan-larutan pekat tidak diketahui molaritasnya, tetapi

yang diketahui (dapat dibaca pada etiket botol) adalah kadar (dalam satuan persen

berat) dan densitas (g / mL). Bagaimanakah membuat larutan dengan molaritas

tertentu dari larutan pekat? Prinsipnya sama dengan cara pengenceran. Sebagai

contoh, pembuatan 100 mL larutan asam perklorat 0,1 M dari asam perklorat

dengan etiket: kadar 70% dan densitas 1,664 g/mL. Caranya adalah dengan

mencari molaritas larutan pekat terlebih dahulu. Untuk memperoleh nilai M, maka

kita harus mengubah kadar (%) menjadi mol dan mengkonversi massa (gram)

menjadi volume (mL).

3. Perhitungan Kimia

a. Mol dan Persamaan Reaksi

Kita telah memahami bahwa satu mol suatu senyawa mengandung 6,02 x

1023 partikel senyawa tersebut. Jika diterapkan untuk atom atau molekul, maka:

1 mol = 6,02 x 1023 atom / molekul

Untuk mengingatkan hubungan antara konsep mol dengan jumlah partikel, massa

atom/ molekul, volume standar, dan molaritas, perhatikan diagram “Jembatan

Mol” berikut!

Bagan di atas memperlihatkan bahwa mol dapat men¬jembatani berbagai

parameter sehingga memudahkan kita untuk memahami sebuah reaksi kimia.

Pada bagan tersebut, ditunjukkan bahwa semua jalur yang menuju ke mol

menggunakan tanda “ pembagian “, sedangkan jalur yang keluar dari mol


menggunakan tanda “perkalian”, kecuali untuk molaritas (M).

Sebagai contoh, perhatikan reaksi berikut!

H2(g) + O2(g) — H2O(g)

Reaksi di atas memperlihatkan bahwa jumlah atom oksigen pada reaktan ada

dua buah, sedangkan jumlah oksigen di produk ada satu buah. Hal ini berbeda

dengan atom H yang sudah sama. Oleh karena itu, reaksi harus disetarakan.

Penyetaraan reaksi dapat dilakukan dengan membuat koefisien O2 = ½ sehingga

persamaan reaksinya menjadi sebagai berikut.

H2(g) + ½ O2(g) — H2O(g)

Pada reaksi di atas jumlah atom O dengan H pada reaktan sudah setara

dengan jumlah atom O dan H pada produk. Angka pecahan dalam persamaan

dapat dihilangkan dengan mengalikan dua terhadap semua koefisien reaksi.

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Persamaan reaksi di atas menunjukkan bahwa koefisien reaksi masing-

masing untuk H2, 02, dan H2O adalah 2, 1, dan 2. Dalam perhitungan kimia,

koefisien reaksi melambangkan perbandingan mol zat reaktan dan produk dalam

suatu reaksi. Artinya, perbandingan mol dalam reaksi di atas, yaitu antara H2, 02,

dan H2O adalah 2 : 1 : 2.

Perhatikanlah ilustrasi di bawah ini!

2H2(g) + O2(g) —————- 2H2O(g)

Perbandingan mol 2 : 1 : 2

Kesimpulan dari pembahasan di atas adalah jika kita mereaksikan 2 mol H2

dengan 1 mol O2 akan menghasilkan 2 mol H2O. Jika kita mereaksikan 1 mol H2,

maka akan membutuhkan 2 mol O2 untuk menghasilkan 1 mol H2O.

Persamaan reaksi tersebut juga dapat diartikan bahwa 2 mol molekul hidrogen

bereaksi dengan 1 mol molekul oksigen menghasilkan 2 mol molekul air


4. Perhitungan Massa Zat Reaksi

Jika kamu ingin mengerjakan suatu reaksi di laboratorium, kamu pasti akan

mengukur bahan pereaksi dalam satuan gram atau liter sebelum rnereaksikannya.

Oleh karena itu, pekerjaan di laboratorium akan selalu berkaitan dengan

perhitunganmassa.

Penentuan jumlah produk dan reaktan yang terlibat dalam reaksi harus

diperhitungkan dalam satuan mol. Artinya, satuan-¬satuan yang diketahui harus

diubah ke dalam bentuk mol. Metode yang sering dipergunakan dalam

perhitungan kimia ini disebut metoda pendekatan mol.

Langkah-langkah metode pendekatan mol dapat dilihat pada langkah-langkah

berikut.

1. Tuliskan persamaan reaksi dari soal yang ditanyakan, lalu disetarakan.

2. Ubahlah semua satuan yang diketahui dari tiap-tiap zat ke dalam mol

3. Gunakanlah koefisien reaksi untuk menyeimbangkan banyaknya mol zat

reaktan dan produk.

4. Ubahlah satuan mol dari zat yang ditanyakan ke dalam satuan yang ditanyakan.

6. Reaksi Netralisasi

a.Proses Titrasi

Salah satu aplikasi stoikiometri larutan adalah perhitungan mencari

molaritas atau kadar suatu zat dalam larutan sampel melalui suatu proses yang

disebut analisis volumetri. Analisis volumetri adalah analisis kimia kuantitatif

yang dilakukan dengan jalan mengukur volume suatu larutan standar yang tepat

bereaksi (bereaksi sempurna) dengan larutan yang dianalisis. Misalnya akan dicari

molaritas larutan Z, maka ke dalam larutan Z ditambahkan larutan standar

sehingga terjadi reaksi sempurna antara larutan Z dengan larutan standar.Larutan

standar adalah larutan yang konsentrasi atau molaritasnya telah diketahui secara

pasti.Larutan standar ada 2 macam, yaitu larutan standar primer dan larutan

standar sekunder. Larutan standar primer adalah larutan standar yang setelah


dibuat, dapat langsung dipakai untuk ditambahkan ke dalam larutan yang akan

dicari konsentrasinya. Larutan standar sekunder adalah larutan standar yang

setelah dibuat tidak dapat langsung digunakan, tetapi harus dicek lagi

konsentrasinya atau molaritasnya dengan menambahkan larutan standar primer.

Proses pengecekan larutan standar sekunder dengan larutan standar primer disebut

denganstandarisasi.

Proses penambahan larutan standar ke dalam larutan Z (yang akan ditentukan

konsentrasinya) disebut dengan titrasi. Proses penambahan ini dilakukan sedikit

demi sedikit (tetes demi tetes) memakai suatu alat yang disebut buret. Setiap satu

tetes larutan standar yang keluar dari buret volumenya ± 20 mL. Zat yang akan

Saat terjadinya reaksi sempurna antara larutan standar dengan larutan yang

dianalisis disebut titik akhir titrasi. Pada saat titik ini dicapai, titrasi dihentikan.

Dalam analisis volumetri, reaksi yang terjadi antara larutan standar dengan larutan

yang dianalisis harus memenuhi beberapa syarat, antara lain:

1. Reaksi kimia yang terjadi harus sederhana dan persamaan reaksinya mudah

ditulis.

2. Reaksi harus dapat berjalan cepat. Tetesan terakhir dari larutan standar harus

sudah dapat menunjukkan reaksi sempurna. Jika tidak, maka akan terjadi

kesalahan titrasi.

3. Pada saat reaksi sempurna (titik akhir titrasi) tercapai, harus ada pembahan fisik

atau sifat kimia yang dapat diamati atau indikasi perubahan dapat diketahui

dengan menambahkan larutan indikator ke dalam larutan yang akan dititrasi atau

dapat pula disebabkan oleh warna larutan standarnya sendiri.

Sebagai contoh, reaksi penetralan larutan NaOH dengan larutan HC1. Baik

larutan NaOH maupun larutan HC1 adalah berwarna bening. Hasil

reaksinya(NaCI dan H20), juga berwarna bening, sehingga titik akhir titrasi tidak

dapat diamati. Untuk itu, ke dalam larutan yang dititrasi (larutan NaOH),

ditambahkan larutan indikator, misalnya indikator fenolftalein, disingkat (pp)

yaitu suatu indikator yang dalam larutan basa memberikan warna merah dan

dalam larutan yang bersifat asam tidak berwarna. Penambahan indikator ini


menggunakan pipet tetes. Banyaknya larutan indikator yang ditambahkan cukup

satu atau 2 tetes. Titrasi larutan NaOH dengan HC1 memakai indikator pp, dan

titik akhir titrasi tercapai pada saat tetesan terakhir penambahan larutan HCl

memberikan perubahan warna.

b. Titrasi Asam Basa

Salah satu penerapan konsep reaksi netralisasi adalah dalam titrasi asam

basa. Dalam titrasi asam basa, nilai tetapan kesetimbangan ionisasi digunakan

sebagai tolok ukur untuk penentuan pH larutan saat tercapainya titik ekuivalen.

Titik ekuivalen atau titik akhir teoritis adalah saat banyaknya asam atau basa yang

ditambahkan tepat setara secara stokiometri dengan banyaknya basa atau asam

yang terdapat dalam •larutan yang dianalisis.

Rumus yang dapat digunakan untuk menentukan konsentrasi larutan sampel

adalah sebagai berikut:

Mol sampel = mol standar

Msampel Vsampel = Mstandar Vstandar

c. Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini

adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam

zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat

terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan

penguapanberkurang.

Menurut RAOULT:

p = po . XB

Dimana:


p = tekanan uap jenuh larutan

po = tekanan uap jenuh pelarut murni

XB = fraksi mol pelarut.

d. Kimia Analitik

Kimia analitik merupakan ilmu kimia yang mendasari analisis dan pemisahan

sampel. Analisis dapat bertujuan untuk menentukan jenis komponen apa saja yang

terdapat dalam suatu sampel (kualitatif), dan juga menentukan berapa banyak

komponen yang ada dalam suatu sampel (kuantitatif). Tidak semua unsur atau

senyawa yang ada dalam sampel dapat dianalisis secara langsung, sebagian besar

memerlukan proses pemisahan terlebih dulu dari unsur yang mengganggu.

Sekilas aplikasi dalam beberapa bidang

1. Dalam ilmu lingkungan, pemantauan kadar pencemar memerlukan metoda

analisis yang tepat, cepat dan peka untuk menentukan berbagai konstituen

yang sering berjumlah renik.

2. Dalam bidang kedokteran diperlukan berbagai analisis untuk menentukan

berbagai unsur atau senyawa dalam sampel seperti darah, urin, rambut,

tulang dan sebagainya.

3. Di bidang pertanian, komposisi pupuk yang tepat sehingga tumbuhan

menghasilkan panen seperti yang diharapkan juga memerlukan metoda

analisis yang tepat untuk mengetahuinya.

4. Di bidang industri metoda analisis diperlukan untuk memonitoring bahan

baku, proses produksi, produk maupun limbah yang dihasilkan. Itu adalah

sebagian saja yang dapat dikemukakan mengenai peranan kimia analitik

dalam kehidupan manusia.


7.Tahapan-Tahapan Analisis Kuantitas

1. Sampling

Sampling dimaksudkan untuk memilih contoh yang dapat menggambarkan

materi keseluruhan yang sebenarnya. Meski pun seorang analis sering langsung

memperoleh analat yang sudah dalam ukuran laboratorium, hendaknya juga

disadari bahwa informasi tentang bagaimana sampling dilakukan merupakan hal

yang penting karena akan berkaitan dengan interpretasi data yang akan dilakukan.

3 Sampling yang dilakukan tergantung pada contoh yang akan diambil, misalnya

sampling untuk menentukan polutan lingkunga yang terdapat dii air, udara dan

tanah, sampling bahan industri, bahan makanan, barang tambang, sampling

contoh yang bergerak dan sebagainya. Ada banyak teknik sampling yang dapat

digunakan tergantung keadaan contoh yang akan diambil.

Misalnya sampling batu bara dari suatu pertambangan. Langkah pertama

adalah memillih sebagian besar batu bara, disebut contoh gross, yang meskipun

tidak homogen tetapi merupakan susunan rata-rata dari seluruh massa. Contoh

gross ini harus diubah menjadi contoh laboratorium yang lebih kecil baik bentuk

mau pun jumlahnya. Contoh digiling atau dihancurkan dan secara sistematis

dicampur dan dikurangi jumlahnya. Salah satu cara memperkecil jumlahnya

adalah dengan mengumpulkan contoh menjadi bentuk kerucut, kemudian

meratakan kerucutnya, dan membaginya menjadi empat bagian yang sama, dua

bagian dibuang, dua bagian lagi dibentuk kerucut kembali, diratakan bagian

kerucutnya, dibagi menjadi empat bagian yang sama, dan seterusnya sampai

kemudian diperoleh contoh ukuran laboratorium. Di laboratorium contoh

dihaluskan kembali dan contoh akhir laboratorium sekitar 1 g, diharapkan dapat

mewakili keseluruhan contoh yang diambil.

2. Pengukuran

Berbagai sifat fisika dan kimia dapat digunakan untuk melakukan pengukuran.

Teknik pengukuran yang digunakan dapat dilakukan dengan cara klasik yang


berdasarkan reaksi kimia atau dengan cara instrumen yang berdasarkan sifat

fisikokimia.

3. Perhitungan dan Interprestasi data

Langkah terakhir dalam tahapan analisis dikatakan selesai bila hasil analisis

telahdinyatakan sedemikian rupa sehingga dapat dipahami oleh si peminta

analisis. Umumnya kadar analat dinyatakan dengan perhitungan persen. Seperti

pada volumetri dan gravimetri perhitungan persen diperoleh dari hubungan

stoikiometrisederhana berdasarkan reaksi kimianya, sedangkan dalam cara

spektroskopi diperoleh darihubungan absorban dan konsentrasi analat dalam

larutan. Cara-cara statistik biasanya digunakanuntuk menginterpretasi data yang

diperoleh.


BAB IV

PENUTUP

A. Simpulan

Dari bab pembahasan di atas, maka penulis dapat menyimpulkan bahwa

dalam penamaan senyawa anorganik dan organik ada aturan-aturan tertentu yang

harus dipenuhi. Dalam persamaan reaksi, ada langkah-langkah tertentu untuk

menyelesaikannya, yaitu mulai dengan menuliskan persamaan reaksinya diikuti

dengan penyetaraan koefisien tiap senyawa. Adapun hukum-hukum dasar kimia

yang meliputi stoikiometri yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier),

hukum perbandingan tetap (Proust), hukum kelipatan perbandingan (Dalton), dan

hukum perbandingan Volume (Gay-Lussac). Sedangkan dalam perhitungan kimia,

dikenal adanya penentuan volume gas dan hasil reaksi, massa atom relatif dan

massa molekul relatif, konsep mol dan tetapan Avogadro, rumus molekul serta

kadar unsur dalam senyawa.

B. Saran

Adapun saran yang dapat penulis berikan dalam penulisan karya ilmiah ini

yaitu :

1. Sebaiknya pihak universitas membatasi mahasiswa dalam pengambilan materi

penulisan karya ilmiah melalui internet agar mahasiswa lebih termotivasi

dalam menemukan bahan atau materi lewat beberapa buku di perpustakaan

dan agar mahasiswa lebih termotivasi untuk membaca buku.

2. Sebaiknya mahasiswa lebih mendalami pemahaman materi stoikiometri

karena materi ini merupakan materi dari salah satu mata kuliah umum yang

perlu diluluskan untuk pengambilan SKS berikutnya.

3. Seharusnya diberikan waktu yang lebih lama untuk menyelesaikan makalah

stoikiometri ini karena mempertimbangkan masih banyak perhitungan-

perhitungan yang seharusnya dicantumkan dalam makalah ini, dan adanya

tantangan lain berupa tugas-tugas MKU lain.


DAFTAR PUSTAKA

Harnanto, Ari dan Ruminten. 2009. Kimia untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat

Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Permana, Irvan. 2009. Memahami Kimia 1 untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat


Setyawati, Arifatun Arifah. 2009. Mengkaji Fenomena Alam untuk Kelas X

SMA/MA. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan

Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas X. Jakarta: Pusat


Brady, E.J. 1999. Kimia Universitas. Jakarta : Binarupa Aksara.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti. Jakarta : Erlangga.

Ompu, Marlan. 2002. Kimia SPMB. Bandung : Yrama Widya.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung : ITB.

http : //www.google.co,id/kinetika kimia (diakses tanggal 10 Oktober 2010).

Brady, E.J. 1999. Kimia Universitas. Jakarta : Binarupa Aksara.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti. Jakarta : Erlangga.

Ompu, Marlan. 2002. Kimia SPMB. Bandung : Yrama Widya


Documents

BAB I Stokiometri