BAB V

STOKIOMETRI

A. BEBERAPA HUKUM DASAR KIMIA

Ilmu kimia adalah ilmu yang berlandaskan eksperimen. Kegiatan ini

merupakan kegiatan ilmu yang dimulai dengan pengamatan. Dari pengamatan

diperoleh data yang selanjutnya dapat diperoleh keteraturan. Keteraturan yang

diperoleh secara eksperimen disebut hukum.

1. Hukum Kekekalan Massa

Antonie Lavoiser (1977) dalam penelitian dan percobaan dia menyatakan

bahwa : “ dalam suatu reaksi massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah

sama”.

Contoh :

Natrium + Khlor Natrium Khlorida

Na + Cl NaCl

4 gr 6,2 gr 10,2 gr

2. Hukum perbandingan tetap (Hukum Komposisi Tetap)

Hukum ini dikemukakan oleh Proust (1799) yang menyatakan “Suatu senyawa

murni selalu terjadi atas unsur-unsur yang sama, yang tergabung dalam

perbandingan tertentu, atau suatu reaksi kimia massa zat yang bereaksi dengan

sejumlah tertentu zat lain selalu tetap.”

Misal : Pada setiap sampel air murni dari manapun sumbernya, kita selalu

mendapatkan bahwa perbandingan elemen hidrogen dan oksigen adalah

1,00 gr H : 8,00 gr O adanya isotop (nomer atom sama, nomer massa berbeda)

dan senyawa non stokiometri merupakan penyimpangan hukum perbandingan

tetap.

Isotop air yang terdiri dari hidrogen dan oksigen dengan perbandingan

8 : 2 (air berat). Senyawa non stokiometri TiO berkisar Ti 0,7 O sampai Ti O 0,7.

Contoh : Analisis dua cuplikan garam dapur murni asal madura dan cirebon

menghasilakan data sebagai berikut :

Massa

garam

Massa Na yang

diperoleh dari

Massa khlor yang

diperoleh dari

Cuplikan 1 0,2925 gr 0,1150 gr 0,1775 gr

Cuplikan 2 1,7550 gr 0,690 gr 1,065 gr

Tunjukkan bahwa data diatas sesuai dengan hukum perbandingan tetap.

Jawab :

Persen Na dalam Cuplikan 1 : 0,1150 X 100% = 39,3 % 0,2925

Persen Na dalam Cuplikan 2 : 0,690 X 100% = 39,3 % 1,755

Persen Khlor dalam Cuplikan 1 : 0,1775 X 100% = 60,7 % 0,2925

Persen Khlor dalam Cuplikan 2 : 1,065 X 100% = 60,7 % 1,755

Dari hasil perhitungan di atas terlihat bahwa setiap unsur dalam kedua cuplikan

garam mempunyai persen massa yang sama dengan demikian data di atas sesuai

dengan hukum perbandingan tetap.

3. Hukum Kelipatan Perbandingan

“ Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, perbandingan massa

dari unsur yang satu, yang bersenyawa dengan sejumlah tertentu unsur lain,

merupakan bilangan yang mudah dan bulat.”

Contoh :

Nitrogen dan Oksigen dapat membentuk lima macam senyawa dengan komposisi

nitrogen dan oksigen sebagai berikut :

Senyawa % Nitrogen % Oksigen

I 63,7 36,3

II 46,7 53,3

III 36,9 63,1

IV 30,5 69,5

V 25,9 74,1

Tunjukkan bahwa data di atas sesuai dengan hukum kelipatan perbandingan.

Jawab : Senyawa Massa Nitrogen : Massa Oksigen

I 63,7 : 36,3 = 1 : 0,57

II 46,7 : 53,3 = 1 : 1,14

III 36,9 : 63,1 = 1 : 1,74

IV 30,5 : 69,5 = 1 : 2,28

V 25,9 : 74,1 = 1 : 2,86

Perbandingan massa oksigen yang bersenyawa dengan satu barisan nitrogen :

0,57 : 1,14 : 1,74 : 2,28 : 2,86 =

1 : 2 : 3 : 4 : 5

4. Hukum Penyatuan Volume (Hukum Gay Lussac, 1808)

“Pada temperatur dan tekanan yang sama, volume-volume gas yang ikut serta

dalam suatu reaksi kimia berbanding sebagai bilangan yang mudah dan bulat.”

Pada P dan T sama :

1 lt gas Hidrogen + 1 lt gas khlor 2 lt gas hidrogen khlorida

volume gas Hidrogen : volume gas khlor : volume gas Hidrogen khlorida

1 : 1 : 2

Contoh :

Hitung volume oksigen yang diperlukan untuk membakar sempurna 40 mL

propana (C3H8). Hitung juga volume CO2 yang terbentuk .

Jawab :

C3H8 (g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4 H2O(g)

Menurut persamaan reaksi di atas 1 volume C3H8 dapat bereaksi dengan 5

volume oksigen dan menghasilkan 3 volume CO2.

Jadi volume oksigen yang diperlukan = 5 / 1 X 40 mL = 200 mL

Volume CO2 yang terbentuk = 3 / 1 X 40 mL = 120 mL

Oksigen yang diperlukan 200 mL dan CO2 yang terbentuk 120 mL.

5. Hipotesis Avogadro (1811)

“ Pada kondisi temperatur dan tekanan yang sama, volume yang sama berbagai

macam gas mempunyai jumlah molekul yang sama”.

Hidrogen + Nitrogen Amonia

3H2 + N2 2NH3

3 vol 1 vol 2 Vol3 molekul 1 molekul 2 molekul

Molekul partikel kecil suatu unsur atau senyawa yang dapat menunjukkan

identitasnya. Pernyataan Avogadro yang mula-mula diakui sebagai hipotesis

namun selanjutnya dapat mengembangkan berbagai gagasan untuk

perkembangan massa atom relatif dan massa molekul relatif sehingga dikenal

dengan hukum Avogadro.

Dari hipotesis Avogadro dapat disimpulkan :

a. Gas pada umumnya adalah diatomik, misal O2 , H2, Cl2.

b. Massa molekul relatif (berat molekul) suatu gas kira-kira 2 kali rapat uapnya

terhadap hidrogen.

Oleh karena volume yang sama dari gas-gas (diukur pada suhu dan tekanan

yang sama) maka jika L adalah tetapan Avogadro, maka L molekul gas

karbondioksida, L molekul hidrogen, l molekul Oksigen dan sebagainya

menempati volume yang sama. Volume yang ditempati L molekul gas disebut

volume moler gas. Volume molar gas adalah 22,4 lt (22,4 dm3) pada STP .

Contoh :

Hitung volume hidrogen (STP) yang terbentuk jika 32,5 gr seng bereaksi

dengan asam khlorida. Ar Zn = 65

Jawab : Zn(s) + 2HCl(g) H2(g) + ZnCl2(ag)

mol Zn = 32,5 / 65 = 0,5

0,5 mol Zn 0,5 mol H2

1 mol gas = 22,4 lt

Jadi hidrogen yang dihasilkan = 0,5 X 22,4 lt = 11,2 lt.

Mr = 2 RH

B. TEORI ATOM DALTON, MASSA ATOM RELATIF DAN MASSA

MOLEKUL RELATIF

1. Teori atom dalton

Pada tahun 1803 seorang guru dan ilmuwan Inggris yang bernama John Dalton

mengemukkan teorinya yang dikenal dengan teori atom Dalton. Dalam teori atom

Dalton dapat dikemukkan postulat – postulat sebagai berikut :

a. zat / materi terdiri dari partikel – partikel kecil yang tak dapat dibagi yang

disebut atom.

b. Atom suatu unsur / elemen adalah sama tetapi berbeda dari atom

unsur/elemen yang lain.

c. Senyawa kimia dibentuk oleh atom – atom unsur/ elemennya dalam suatu

perbandingan yang tetap.

Postulat Dalton yang pertama (a) dapat menjelaskan tentang hukum kekekalan

massa,sedang postulat kedua (b) dan (c) dapat menjelaskan hukum perbandingan

tetap.

Kelemahan teori atom Dalton

a. diketemukaannya partikel – partikel lain dalam atom misalnya netron, proton

elektron,dimana ini bertentangan dengan postulat pertama.

Kelemahan postulat pertama yang lain misalnya adanya perubahan atom

suatu unsur menjadi atom unsur yang lain . contoh pada reaksi penembakan 14

7N + 10n 12

6C + 3 1H

b. adanya isotop bertentangan dengan postulat yang kedua .

c. adanya senyawa – senyawa kimia yang mempunyai rumus molekul yang

rumit misalnya : C3H6 NOCl2 dan C18 H35 O2 Na

2. Massa Atom Relatif : Ar

Ar dulu dikenal sebagai berat atom atau Ba.

Pada tahun 1961 IUPAC (International Union Pure And Applied Chemistry ) telah

mengambil isotop karbon – 12 ; 12C sebagai unsur pembanding dan didefinisikan

satuan massa atom sebagai 1/12 massa isotop karbon – 12. Nama ini pernah

diusulkan diberi nama Dalton / D.

jadi massa 1 atom 12C = 12 s.m.a

1 s.m.a = 1 Dalton = 1/12. 12/L = 1/L

= 1/6,02 1023 = 1,6602.10 –24 gr

3. Massa Molekul Relatif /Berat Molekul /Massa Rumus Relatif

Molekul adalah gabungan atom – atom massa molekul relatif suatu senyawa

adalah jumlah massa atom relatif dari semua atom dalam molekul senyawa itu .

Ada senyawa yang terdiri dari ini dan bukan molekul . misal : Natrium khlorida

terdiri dari ion Na dan ion Cl , maka tak tepat mengatakan molekul Natrium Khlorida

untuk senyawa ion seperti NaCl digunakan massa rumus relatif ( untuk ion /kovalen)

Valensi dikenalkan oleh Wichelhans 1868 sebagai bilangan untuk satuan

afinitas suatu unsur yaitu daya gabung. Unsur itu dengan unsur lain .

Tahun 1960 ,valensi bukan kata benda tetapi kata sifat yang berhubungan dengan

ikatan kimia seperti elektron valensi. Sebagai pengganti valensi digunakan bilangan

oksidasi.

Massa ekivalen / Berat ekivalen

Massa ekivalen suatu unsur ialah massa unsur itu yang dapat membebaskan atau

bereaksi dengan 8,00 gr Oksigen yang setara dengan ini,

Misal 1,008 gr hidrogen atau 35,5 gr khlor. Hubungan massa ekivalen dengan massa

atom relatif.

Massa ekivalen = massa atom relatif

Valensi

Contoh :

1,35 gr logam kalsium bereaksi dengan oksigen membentuk 1,88 gr oksida murni .

hitung massa atom kalsium .

jawab : 1,35 gr logam Ca membentuk 1,88 gr oksida , jadi jumlah oksigen yang

bereaksi dengan 1,35 gr Ca = 1,88 – 1,35 = 0,53 gr

massa ekivalen Ca = 8 / 0,53 x 1,35 = 20,38

massa atom relatif Ca = valensi x massa ekivalen

= 2 x 20,38

= 40 ,76

Penentuan massa atom relatif :

a. Metode Dulony dan Petit (1819 )

Dulong dan Petit berhasil mengukur kalor jenis berbagai macam logam . jika

harga ini dikalikan dengan massa suatu relatif , maka diperoleh harga yang

konstan yaitu 6 kalori / oC atau dengan menggunakan satuan SI.

Massa molar x kalor jenis 25 joule /oC atau

Kapasitas kalor ~ 25 J/oC

Contoh :

Besi mempunyai kalor jenis 0,488 J/gr Oc

Massa molar Fe = 25 J/oC = 56 gr

0.488 J/gr oC

massa atom relatif Fe = 56

b. Metode Carnizzaro

Metode Carnizzaro didasarkan pada anggapan bahwa satu molekul senyawa

mengandung sejumlah atom tertentu yang merupakan bilangan bulat. Oleh

karena itu massa atom relatif suatu unsur adalah merupakan massa terkecil atom

dalam massa molekul relatif suatu senyawa. Carnizzaro mengukur rapat uap

terhadap hidrogen untuk suatu senyawa dari diperoleh Mr = 2 RH.

Contoh :

1 gr oksida nitrogen diuraikan terjadi 0,533 gr oksigen. Jadi dalam 30 gr oksida

nitrogen itu terdapat = 30 x 0,533 gr = 16 gr oksigen

c. Cara Spektroskopi massa

Dalam penentuan ini diperlukan dua data yaitu berlimpakan isotop dan massa

isotop dan massa isotop dan massa isotop relatif terhadap karbon – 12 . caranya:

1). Unsur / senyawa diuapkan, kemudian didisemprotkan kedalam kamar ionisasi

2). Gas – gas ini ditembaki dengan elektron berenergi tinggi. Terbentuk partikel

bermuatan positif.

3). Partikel – partikel positif ini dialirkan melalui medan magnet sehingga

dibelokkon sesuai dengan massanya. Partikel yang berat tidak banyak

dibelokkan dibandingkan partikel ringan.

4). Dengan mengubah – ubah kekuatan medan magnet, partikel – partikel dengan

massa yang berbeda bergerak melalui celah dan jatuh pada pelat kolektor dan

dinetralkan oleh elektron. Hal ini akan menimbulkan arus pada sirkuit

kemudian diperkuat dan dicatat sebagai puncak – puncak pada kertas grafik.

Semakin banyak elektron yang diperlukan untuk menetralkan partikel

positif,semakin banyak arus yang ditimbulkan sehingga tercatat puncak yang

lebih tinggi.

C. KONSEP MOL DAN RUMUS SENYAWA

1. Konsep Mol

1 lusin = 12 ; 1 kodi = 20 ;1gros = 144

dalam ilmu kimia untuk menyatakan jumlah tertentu sesuatu digunakan mol.

Sesuatu dapat berupa atom,ion,elektron atau benda apa saja.

Satu mol suatu unsur atau senyawa mengandung suatu jumlah yang sangat luar

biasa banyaknya atom /molekul.

Massa satu mol unsur / senyawa disebut massa molar unsur /senyawa. Jika kita

mempunyai m gr suatu zat dengan massa molar M gr mol – 1 ,maka jumlah mol

zat n ialah : n (mol) = m (gr)

M (gr mol – 1 )

Contoh :

a. Hitung massa 1 mol Natrium Ar Na = 23

Jawab : massa 1 mol Na = 23 gr

b. Hitung jumlah mol dalam 54 gr perak Ar Ag = 108

Jawab : 54 gr Ag = 54/108 mol = 0,5 mol

c. Diketahui tetapan Avogadro 6.1023 mol – 1 hitng jumlah atom dalam 0,4 gr

oksigen . jawab : 0,4 gr O2 = 0,4/32 = 1/8 mol O2

= 1/80 x 6.1023 = 1,5 . 1022 atom

d. Hitung beberapa gr karbon yang mengandung 2.1021 atom . Ar C = 12

Jawab : 1 mol atom C = 6.10 23 atom 12 gr

2.1021 atom = 2.1021/6.1023 = 1/3 .10 – 2 mol atom C

= 1/3.10 – 2 .12 gr = 0,04 gr

e. hitung beberapa 2 mol Hidrogen peroksida ,H2O2.

Jawab Mr H2O2 = 34 ; massa molar = 34 gr mol – 1

2 mol = 2 x 34 = 68 gr H2O2

2. Rumus Senyawa

Rumus senyawa ada tiga macam : rumus struktur, rumus empiris dan rumus

molekul . rumus struktur : suatu senyawa menunjukan bagaimana atom – atom

bergabung membentuk molekul . rumus empiris : suatu senyawa menunjukkan

perbandingan sederhana dari atom – atom unsur dalam senyawa itu .

Rumus molekul : menunjukkan jumlah sebenarnya atom unsur yang terdapat

dalam molekul senyawa itu.

H H

H – C – C – H CH3 C2H6

H H

Rumus molekul rumus empiris rumus molekul

Data yang diperlukan untuk menentukan rumus molekul ialah : rumus empiris

dan massa molekul relatif.

Cara menentukkan rumus empiris dan rumus molekul :

a. Hitung massa setiap unsur dalam senyawa yang massanya diketahui jika

massa senyawa 100 gr maka akan diperoleh persen massa setiap unsur .

b. Ubah massa setiap unsur menjadi mol yaitu membagi massa dengan massa

atom relatif. Akan diperoleh perbandingan mol atom unsur – unsur.

c. Ubah perbandingan yang diperoleh pada b. menjadi bilangan bulat terkecil.

d. Jika pada c bukan merupakan bilangan bulat,ubah menjadi bilangan bulat.

e. Tulis angka bulat ini sebagai subskrip setiap unsur dalam rumus empiris.

f. Hitung berapa kali massa rumus empirisnya yang diperlukan untuk

memperolehh unsur molekul relatif. Gunakan faktor ini mengalikan jumlah

atom dalam rumus empiris untuk memperoleh jumlah atom setiap unsur

dalam rumus molekul senyawa itu.

Contoh :

Suatu senyawa organik mempunyai komposisi sbb : 42,02% , 6,72 % H dan

53,26% O tentukan rumus molekulnya,jika massa atom relatif yang diperoleh

dari eksperimen = 179. Hitung massa molekul relatif yang tepat.

Jawab : untuk menentukan rumus molekul diperlukan data rumus empiris dan

massa molekul relatif , setelah mengetahui rumus molekul relatif dapat dihitung

dengan tepat .

Unsur Karbon Hidrogen Oksigen

Lambang C H O

Ar 12,01 1,008 16,00

Massa per tiap 100 gr 42,02 gr 6,72 gr 53,26 gr

Jumlah mol 42,02/12,01 6,72/1,008 53,26/16,00

Perbandingan mol 3,33 6,67 3,33

Perbandingan atom 1 2 1

Rumus empiris CH2O

Suatu senyawa dengan rumus CH2O mempunyai massa = 12 + 2 + 16 = 30 sma.

Massa menurut eksperimen 179 atau 6 x lebih besar oleh karena itu rumus

molekulnya (CH2O)6 atau C6H12O6. Dari daftar massa atom relatif dapat dihitung

massa molekul relatif yang tepat yaitu :

6 atom C = 6 X 12,01 = 72,06

12 atom H = 12 x 1,008 = 12,09

6 atom O = 6 x 16 = 96,00

Mr C6H12O6 = 180,15

D. REAKSI KIMIA – BILANGAN OKSIDASI

1. Reaksi kimia/ perubahan kimia biasanya dinyatakan dengan persamaan reaksi

yaitu suatu cara / alat singkat untuk menyatakan komposisi dan perbandingan

banyaknya zat pereaksi dan hasil reaksi. Dalam persamaan reaksi,jumlah atom

atau jumlah muatan zat pereaksi harus sama dengan jumlah atom dan jumlah

muatan hasil reaksi persamaan reaksi hanya dapat ditulis jika telah diketahui

rumus zat – zat pereaksi dan hasil reaksi. Dalam menuliskan rumus senyawa

perlu mencantumkan tanda untuk wujud zat pereksi dan hasil reaksi (aq) untuk

larutan; (s) untuk padat; (l) untuk cair dan (g) untuk gas. Dalam persamaan

terlihat bahwa perbandingan molekul / mol zat – zat yang terlibat dalam suatu

reaksi ditentukan oleh koefisien dalam persamaan reaksi.

Reaksi kimia dapat digolongkan dalam reaksi :

a. Sintesis, pembentukan senyawa dari unsurnya.

Fe + Cl2 FeCl2

b. Metatesis, pertukaran antar senyawa

NaCl + AgNO3 AgCl(s) + NaNO3

c. Penetralan, reksi asam basa

HCl + NaOH NaCl + H2O

d. Reaksi redoks

K2SO3 + ½ O2 K2SO4

Contoh : 2C2H6(g) + 7O2(g) 4CO2 + 6H2O

1). Zat yang bereksi dan hasil reaksi

etena (C2H6) bereaksi dengan oksigen (O2) menghasilkan karbon dioksida (CO2)

dan uap air (H2O).

2). Jumlah molekul zat yang bereaksi dan hasil reaksi.

2 molekul C2H6 memerlukan 7 molekul O2 untuk bereksi menghasilkan 4

molekul CO2 dan 6 molekul H2O.

3). 2 mol C2H6 memerlukan 7 mol O2 untuk bereaksi menghasilkan 4 mol CO2 dan

6 mol H2O.

4). Volume gas

2 volume C2H6 memerlukan 7 vol O2 untuk bereksi menghasilkan 4 vol CO2 dan 6

vol H2O,jika semua volume diukur sebagai gas pada suhudan tekana yang sama.

5). Massa relatif

2 x 30 gr C2H6 = 60 gr C2H6 memerlukan

7 x 32 gr O2 = 224 gr O2 untuk bereaksi menghasilkan

4 x 44 gr CO2 = 176 gr CO2 dan

6 x 18 gr H2O = 108 gr H2O

Ca(OH)2(aq) + H3PO4(aq) Ca(PO4)2(s) + H2O(l)

3 Ca(OH)2(aq) + H3PO4(aq) Ca(PO4)2(s) + H2O(l)

3 Ca(OH)2(aq) + 2 H3PO4(aq) Ca(PO4)2(s) + 6 H2O(l)

2. Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi dapat dihitung dengan aturan – aturan dibawah ini :

a. bilangan oksidasi unsur bebas selalu nol, bagaimanapun struktur unsur

tersebut. Misal : H dalam H2 ,P dalam P4, S dalam S8.

b. Jumlah aljabar bilangan oksidasi unsur – unsur dalam senyawa netral = 0

c. Bilangan oksidasi ion sederhana (yang hanya mengandung satu atom ) =

muatan ion itu.

d. Untuk senyawa 2 atom yang tidak sejenis,atom yang berelektronegatifnya

lebih besar diberi bilangan oksidasi negatif.

e. Jumlah aljabar bilangan oksidasi unsur – unsur dalam suatu ion yang lebih

dari dua atom,sama dengan muatannya.

f. Dalam senyawa – senyawa yang mengandung hidrogen bilangan oksidasi +1,

kecuali dalm hidrida bilangan oksidasi hidrogen – 1 .

g. Dalam senyawa mengandung hidrogen, bilangan oksidasi – 2, kecuali dalan

superoksida – ½ . pada senyawa OF2 bilangan oksidasi +2.

Contoh :

1). Cu(s) bilangan oksidasi 0

H2(g) bilangan oksidasi 0

Br(l) bilangan oksidasi 0

2). NaCl bilangan oksidasi Na = + 1 ; bilangan oksidasi Cl = - 1

jumlah bilangan oksidasi = 0

KMnO4 bilangan oksidasi K = + 1 ; bilangan oksidasi Mn = +7

4 x bilangan oksidasi O = - 8

3). AlCl3 Cl bilangan oksidasi – 1 ; Al bilangan oksidasi O = +3

4). HCl bilangan oksidasi Cl – = -1

5). SO4-2 bilangan oksidasi S = 6

4 bilangan oksidasi O = - 8

jumlah bilangan oksidasi - 2

6). HCl bilangan oksidasi H = +1

NaH bilangan oksidasi H = - 1

7). H2O bilangan oksidasi O = - 2

H2O2 bilangan oksidasi O = - 1

Na2O2 bilangan oksidasi O = - 1

RbO2 bilangan oksidasi O = -1/2

CsO2 bilangan oksidasi O = - ½

OF2 bilangan oksidasi O = +2

3. Penyetaraan persamaan reaksi

a. Reaksi sederhana

- Harus diketahui rumus senyawa zat pereaksi dan hasil reaksi.

- Jumlah atom setiap unsur zat yang bereaksi harus sama dengan jumlah

atom unsur – unsur zat hasil reaksi.

- Koefisien persamaan reaksi harus diubah menjadi bilangan bulat yang

terkecil.

b. Persamaan reaksi redoks

1). Cara setengah reaksi

- setiap persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan 2 setengah

reaksi.

- Dalam persamaan reaksi redoks yang sudah setara, jumlah elektron

yang dilepas pada oksidasinya sama banyaknya jumlah elektron yang

diterima pada reduksi.

Ada tiga tahap :

a). menulis kerangka setengah reaksi

b). mengimbangkan setiap setengah reaksi

c). menjumlahkan kedua setengah reaksi

contoh :

setarakan reaksi dibawah ini yang berlangsung dalam suasana asam.

CrO7-2 + H2SO3 Cr3+ + H2SO4

1. menuliskan kedua kerangka setengah reaksi

Cr2O72- 2 Cr3+

H2SO3 HSO4-

2. a. mengimbangkan O dengan menambah H2O

Cr2O72- 2 Cr3+ + 7H2O

H2SO3 + H2O HSO4-

b. mengimbangkan H dengan menambahkan H+

Cr2O72- + 14 H+ 2 Cr3+ + 7 H2O

H2SO3 + H2O HSO4- + 3 H+

c. mengimbangkan muatan dengan menambahkan elektron.

Cr2O72- + 14 H+ + 6e 2 Cr3+ + 7H2O x1

H2SO3 + H2O HSO4- + 3 H+ + 2e x3

3. menjumlahkan kedua setengah reaksi

5 4Cr2O7

2- + 14 H+ + 6e 2 Cr3+ + 7H2O3 H2SO3 + 3 H2O 3 HSO4 + 9 H+ + 6e

Cr2O72- + 3 H2SO3 + 5H+ 2Cr3+ + 3 HSO4

- + 4 H2O

Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa, maka pada tahap 2b sama

dengan reaksi dalam suasana asam, kemudian ion H+ dihilangkan dengan

menambah ion OH- yang sama banyak dikedua ruas.

2). Cara perubahan bilangan oksidasi

a. Tulis pereaksi dan hasil reaksi

b. Tandai unsur – unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

c. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi di

ruas kiri dan kanan persamaan reaksi.

d. Hitung bertambah dan berkurangnya bilangan oksidasi.

e. Samakan jumlah berkurang dan bertambahnya bilangan oksidasi.

f. samakan jumlah muatan diruas kiri dan kanan dengan menambah H+ bila

larutan asam atau OH- bila larutan bersifat basa.

g. Tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H diruas kiri dan ruas

kanan.

Contoh : FeS + NO3- NO + SO4

2- + Fe3+

1. Fe S + NO3- NO + SO4

2- + Fe3+

2. Fe S + NO3- NO + SO4

2- + Fe3+

+2 –2 +5 +2 +6 +33. FeS + NO3

- NO + SO42- + Fe3+

+2 –2 +5 +2 +6 +3-3+8

+1

4. FeS + 3NO3- 3NO + SO4

2- + Fe3+

-9

+9

5. FeS + 3NO3- + 4 H+ 3NO + SO4

2- + Fe3+

6. FeS + 3NO3- + 4 H+ 3NO + SO4

2- + Fe3+ + 2H2O

E. BEBERAPA PERHITUNGAN DALAM REAKSI KIMIA

Banyak reaksi kimia berlangsung dalam larutan oleh karena itu konsentrasi

mempunyai peranan penting dalam stokiometri, cara umum untuk menyatakan

konsentrasi yaitu dengan kemolaran ialah jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter

larutan.

Kemolaran = mol zat terlarut

Liter larutan

Mol = gram

Massa molekul relatif

Kemolaran = gram zat terlarut

Mr . zat terlarut x liter larutan

Satu ekivalen asam = banyaknya asam yang diperlukan untuk menghasilkan

satu mol H3O+

Satu ekivalen basa = banyaknya basa yang diperlukan untuk menghasilkan satu

mol OH-

1 mol HCl menghasilkan satu mol H3O+ = satu ekivalen

1 mol H2SO4 menghasilkan dua mol H3O+ = dua ekivalen

1 mol H3PO4 menghasilkan tiga mol H3O+ = tiga ekivalen

ekivalen dalam reaksi redoks

satu ekivalen oksidator (zat pengoksidasi ) adalah banyaknya tersebut yang dapat

menerima satu mol elektron (6,02 X 1023 elektron).

Satu ekivalen reduktor (zat pereduksi) adalah banyaknya zat tersebut yang dapat

melepaskan satu mol elektron.

Massa satu ekivalen oksidator : massa satu mol oksidator dibagi dengan jumlah mol

elektron yang diterima.

Massa satu ekivalen reduktor : massa satu mol reduktor dibagi dengan jumlah mol

elektron yang dilepas.

Contoh :

1. Hitung kemolaran suatu larutan yang mengandung 49 gr H2SO4 dalam 4 lt larutan

Mr .H2SO4 = 98.

Jawab : Jumlah mol H2SO4 = 49 gr = 0,50 mol 98 g/mol

Kemolaran = 0,5 mol : 4 lt = 0,125 mol / lt

= 0,125 M

2. Hitung berapa gram H2SO4 yang terdapat dalam 500 mL larutan 0,5 M.

Jawab : Larutan H2SO4 0,5 M mengandung 0,5 mol H2SO4 per liter

= 0,5 x 98 = 49 gr/lt

500 mL = 0,5 lt akan mengandung = 0,5 lt x 49 gr / lt = 24,5 gr H2SO4

3. Berapa volume larutan yang diperoleh jika 500 mL H2SO4 0,2 M untuk

memperoleh larutan 0,25 M.

Jawab : 500 mL larutan 0,2 M mengandung 0,5 lt 0,2 mol/lt = 0,1 mol H2SO4

kemolaran = mol/lt lt = mol / kemolaran.

Volume larutan = 0,1 mol = 4 lt 0,025 mol/lt

4. Hitung berapa mol zat terlarut yang terdapat dalam 32,6 lt larutan 0,113 M.Jawab : mol zat terlarut = volume (lt) x kemolaran Mol zat terlarut = 32,6 x 0,113 = 3,68 mol

5. Hitung kemolaran larutan H2SO4 392 gr/lt.

Jawab : Mr. H2SO4 = 98 massa molar = 98 gr

Kemolaran = 392 : 98 = 4 M

6. Satu ekivalen HCl = 1 mol HCl = 36,5 gr.

Satu ekivalen H2SO4 = ½ mol H2SO4 = 49 gr.

7. Berapa gr NaOH yang diperlukan untuk menetralkan 2 gr HNO3.

1 mol HNO3 = 1 ekivalen = 63 gr

2 gr HNO3 = 2 : 63 = 0,0317 ekivalen HNO3.

Satu mol NaOH = satu ekivalen = 40 gr.

NaOH yang diperlukan untuk menetralkan 2 gr HNO3 0,031 ekivalen NaOH =

0,0317 x 40 gr = 1,268 gr .

Menghitung banyaknya zat yang terlibat dalam reaksi kimia :

Misal persamaan reaksi = a A + b B c C + d D.

a mol A + b mol B c mol C + d mol D

Massa – massa.

Hitung jumlah gram gas karbon dioksida (CO2) yang dihasilkan jika 108 gr etana

dibakar dalam gas O2 menghasilkan gas CO2 dengan H2O.

Jawab : 2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(g)

Mr. C2H6 = 30 ; Mr.CO2 = 44 .

1 mol C2H6 = 30 gr

* 108 gr C2H6 = 108 / 30 mol

2 mol C2H6 4 mol CO2

* 108 / 30 mol C2H6 ~ 108 / 30 x 4/2 mol CO2

1 mol CO2 = 44 gr

108 / 30 x 4/2 mol CO2 = 108 / 30 x 4/2 x 44 gr = 316,5 gr.

Massa – mol

Berapa gram seng harus dibakar untuk memperoleh 0,1 mol seng oksida.

Ar : Zn =65,38.

Jawab : 2 Zn + O2 2 ZnO

2 mol Zn ~ 2 mol ZnO

0,1 mol Zn ~ 0,1 mol ZnO

0,1 mol Zn = 0,1 x 65,38 gr = 6,538 gr

* Untuk memperoleh 0,1 mol Zn harus dibakar 6,538 gr Zn.

Massa – volume.

Pada STP volume 1 mol gas = 22,4 lt = 22,4 dm3. Suatu sampel yang beratnya

1,085 gr terdiri dari seng dan tembaga. Sampel direaksikan dengan larutan HCl

hingga seng habis bereaksi. Jika gas H2 dihasilkan sebanyak 22,4 cm3 ( 0oC, 76

cmHg) tentukan berapa massa tembaga dalam sampel. Ar : Zn = 65,38.

Jawab : Zn + HCl ZnCl2 + H2

Cu + HCl

Misal Cu dalam sampel = x gr

Massa Zn dalam sampel = ( 1,085 – x ) gr.

( 1,085 – x ) gr Zn = 1,085 – x mol Zn 65,38

22,4 cm3 ( 0o, 76 cmHg ) H2 = 0,01 mol H2.

0,01 mol H2 ~ 0,01 mol Zn.

1,085 – x mol Zn ~ 1,085 – x mol H2

65,38 65,38

1,085 – x = 0,01

65,38

1,085 – x = 0,6538

x = 1,085 - 0,6538

= 0,4312

* Massa Cu dalam sampel = 0,4312 gr

* % Cu dalam sampel = 0,4312 x 100% = 39,74 % 1,085

Mol – volume

Berapa mol Zn yang harus direaksikan dengan HCl encer agar dapat diperoleh 44,8

cm3 H2 gas,jika dihitung pada suhu 0oC dan tekanan 76 cm Hg.

Jawab : Zn + HCl ZnCl2 + H2

1 mol Zn ~ 1 mol H2

44,8 cm3 (0oC, 76 cm Hg ) = 44,8/22,4 x 1/1000 mol H2

= 0,002 mol H2

untuk menghasilkan 44,8 cmHg (0oC,76 cmHg) diperlukan Zn sebanyak

0,002 mol.

Volume – Volume

Hitung volume oksigen yang diperlukan dan volume karbon dioksida dan uap air

yang terbentuk jika 3 lt etana dibakar sempurna.semua volume diukur pada suhu dan

tekanan yang sama.

Jawab : 2 C2H6(g) + 7 O2 (g) 4 CO2(g) + 6H2O(g)

2 vol C2H6(g) + 7 vol O2 (g) 4 vol CO2(g) + 6 vol H2O(g)

volume C2H6 = 3 lt

Volume O2 = 7/2 x 3 lt = 10,5 lt

Volume CO2 = 4/2 x 3 lt = 6 lt

Volume H2O = 6/2 x 3 lt = 9 lt.

Perhitungan Reaksi Terbatas.

Pada setiap reaksi kimia banyaknya zat hasil reaksi ditentukan oleh pereaksi yang

jumlahnya terbatas.

Contoh :

1. Jika 0,1 mol magnesium direaksikan dengan 0,15 mol larutan HCl ; berapa mol

gas H2 dapat dihasilkan .

Jawab : Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

1 mol Mg ~ 2 mol HCl ~ 1 mol H2

0,15 mol HCl ~ 0,075 mol Mg ~ 0,075 mol H2

* pada reaksi tersebut dihasilkan 0,075 mol H2.

2. Seng dan belerang bereaksi membentuk seng sulfida yaitu zat yang digunakan

pada pelapisan permukaan dalam tabung gambar TV, jika 6 gr Zn direaksikan

dengan 3,25 gr belerang hingga sempurna, zat manakah yang merupakan reaksi

pembatas dan berapa gr ZnS dapat dihasilkan ?

Jawab : Zn + S ZnS

1 mol Zn ~ 1 mol S ~ 1 mol ZnS

6 gr Zn = 6 / 65,38 mol = 0,0918 mol Zn

3,25 gr S = 3,25 / 32 mol = 0,10156 mol S.

* yang merupakan reaksi pembatas adalah Zn .

ZnS yang dihasilkan = 0,0918 x (65,38 + 32) gr

= 8,9395 gr

Pengenceran Larutan ( M1 V1 = M2 V2 )

Berapa cm3 HCl pekat harus diencerkan menjadi 1000 cm3 larutan HCl 0,1 M, jika

tersedia HCl 37% ( = 1,18 )

Jawab : HCl pekat = 1,18

Jadi 1000 cm3 larutan HCl = 1180 gr.

HCl 37% artinya dalam 100 gr larutan terdapat 37 gr HCl murni.

* dalam 1000 cm3 HCl pekat terdapat :

1180/100 x 37 gr HCl = 1180/100 x 37 x 1/ 36,5 mol HCl

M1 . V1 = M2 . V2

1180/100 . 37 . 1/36,5 . V1 = 1000 . 0,1

V1 = 100 . 100 . 36,5 = 8,36 cm3

1180 . 37

Stokiometri dalam Larutan

Banyaknya zat hasil reaksi dalam larutan tergantung besarnya konsentrasi dalam

volume larutan yang direaksikan.

Contoh :

1. Jika larutan CaCl2 ditambahkan di dalam larutan Na2CO3 akan terjadi :

Na2CO3(ag) + CaCl2(ag) CaCO3(s) + 2 NaCl(aq)

Berapa cm3 larutan CaCl2 0,2 M diperlukan agar dapat bereaksi sempurna dengan

100 cm3 larutan Na2CO3 0,1 M

Jawab : Na2CO3(ag) + CaCl2(ag) CaCO3(s) + 2 NaCl(aq)

1 mol Na2CO3 (aq) ~ 1 mol CaCl2(aq)

100 cm larutan Na2CO3 0,1 M = 100 x 0,1 mol = 10 mol

10 mol Na2CO3 ~ 10 mol CaCl2

misal CaCl2 0,2 M yang diperlukan X cm3

X . 0,2 = 10

X = 10/0,2 = 50

* CaCl2 yang diperlukan = 50 cm3

2. Perak bromida merupakan senyawa peka terhadap sinar dan sering digunakan

dalam fotografi, jika larutan perak nitrat direaksikan dengan larutan natrium bromida

akan terbentuk perak bromida yang sukar larut.

Berapa gram AgBr akan terbentuk jika 100 cm3 larutan AgNO3 0,15 M direaksikan

dengan 100 cm3 larutan NaBr 0,2 M.

Jawab : AgNO3 + NaBr AgBr + NaNO3

1 mol AgNO3 ~ 1 mol NaBr ~ 1 mol AgBr

100 cm3 larutan AgNO3 0,15 M = 100 x 0,15 mol = 15 mmol.

100 cm3 larutan NaBr 0,2 M = 100 x 0,2 M = 20 mmol

sehingga 15 mmol AgNO3 ~ 15 mmol NaBr ~ 15 mmol AgBr

AgBr yang terbentuk = 15 mmol AgBr = 15 x 187,5 / 1000 gr = 2,8125 gr

KATA PENGANTAR

Puji syukur penulis panjatkan kepada Tuhan Y.M.E. atas berkah serta

rachmatNya sehingga penulisan buku ini dapat diselesaikan.

Buku dengan judul “KIMIA DASAR I “ ini berisi materi kimia untuk mahasiswa

semester I Jurusan Pendidikan MIPA-FKIP baik Program Studi Pendidikan Kimia,

Fisika, Matematika, maupun Biologi.

Dengan selesainya penulisan buku ini tim penulis tidak lupa mengucapkan

banyak terima kasih kepada Yth. :

1. Dekan FKIP Universitas Sebelas Maret atas kesempatan serta fasilitas yang telah

diberikan.

2. Ketua Jurusan PMIPA-FKIP Universitas Sebelas Maret atas segala bantuan yang

telah diberikan.

3. Ketua Program Studi Pendidikan Kimia PMIPA-FKIP Universitas Sebelas Maret

atas motivasi serta segala fasilitas yang telah diberikan demi kelancaran

penulisan buku ini.

4. Semua pihak yang telah banyak membantu penulisan buku ini.

Semoga buku yang masih sangat sederhana serta penuh kekurangan ini dapat

bermanfaat bagi para pembaca pada umumnya serta para mahasiswa Jurusan

PMIPA-FKIP pada khususnya.

Kemudian atas kritik serta saran pembaca penulis mengucapkan banyak terima

kasih.

Surakarta, Nopember 2002