perc 4 stoikiometri
Post on 25-Dec-2015
53 Views
Preview:
DESCRIPTION
TRANSCRIPT
BAB 1
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Pada stoikiometri akan membahas pengukuran zat dalam reaksi sehingga
ditemakan hukum-hukum dasar kimia. Hukum ini dijadikan titik tolak oleh Dalton
untuk melahirkan teori kinetika pertama, yang disebut teori atom Dalton.
Kemudian dilanjutkan dengan hukum kimia mengenai gas yang menjadi konsep
massa atom dan molekul relatif, serta cara penentuan keduanya. Kedua konsep ini
sebagai dasar dalam menentukan rumus senyawa dan mol zat. Rumus senyawa
diperlukan dalam menuliskan reaksi, sedangkan mol berguna dalam perhitungan
kimia.
Ilmu kimia yang mempelajari tentang peristiwa kimia yang ditandai dengan
berubahnya satu zat menjadi zat lain, contohnya pembakaran etanol. Setelah
diselidiki, etanol dan oksigen berubah menjadi karbondioksida dan uap air.
Perubahan itu dapat dituliskan sebagai:
Etanol + Oksigen → karbon dioksida + air
Zat mula-mula disebut pereaksi dan zat yang terbentuk disebut hasil reaksi.
Dalam reaksi di atas, etanol dan oksigen adalah pereaksi, sedangkan
karbondioksida dan air sebagai hasil reaksi.
Keterangan di atas belumlah cukup, karena tidak menggambarkan hubungan
antara jumlah pereaksi dengan hasil reaksi. Jika dipakai 100 gram etanol.
Berapakah oksigen yang diperlukan serta karbondioksida dan air yang terbentuk?
Untuk itu perlu diketahui unsur-unsur yang terdapat dalam etanol,
karbondioksida, dan air, serta perbandingannya secara kuantitatif. Bidang kimia
yang mempelajari aspek kualitatif unsur dalam suatu senyawa atau reaksi disebut
stoikiometri (bahasa Yunani; Stoicheon = unsur; metrain = mengukur). Dengan
kata lain stoikiometri adalah perhitungan kimia yang menyangkut hubungan
kualitatif zat yang terlibat dalam reaksi.
Penelitian yang cermat terhadap pereaksi dan hasil reaksi telah melahirkan
hukum-hukum dasar kimia yang menunjukkan hubungan kuantitatif itu. Hukum
59
tersebut ialah hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap dan hukum
perbandingan berganda. Hukum perbandingan tetap (hukum Lavoiser), hukum
perbandingan tetap (hukum Proust), hukum perbandingan tetap (hukum Dalton),
hukum Boyle, hukum Gay Lussac dan hukum Avogadro serta hukum-hukum gas
yaitu untuk persamaan gas ideal.
1.2 Tujuan Percobaan
- Untuk mengetahui reaksi stoikiometri dan reaksi non stoikiometri
- Untuk mengetahui pereaksi pembatas dan pereaksi sisa
- Untuk mengetahui hubungan antara suhu dan reaksi stoikiometri
60
BAB 2
TINJAUAN PUSTAKA
Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoichesion yang berarti
elemen dan metron yang berarti mengukur. Stoikiometri juga dapat diartikan
sebagai cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi
zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.
A. Dalam stoikiometri terdapat hukum-hukum dasar kimia, antara lain
- Hukum kekekalan massa (hukum Lavoiser)
“Massa zat –zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama
- Hukum perbandingan tetap (hukum Proust)
“Perbandingan masa unsur-unsur dalam tiap senyawa adalah tetap”
Pada senyawa XmYn, maka:
Hubungan unsur dengan senyawa
gr Xgr senyawa
= m . Ar XMr senyawa
Hubungan unsur dengan unsur lain
gr Xgr X
=m . Ar Xn . Ar X
Adapun keuntungan hukum Proust adalah bila diketahui massa suatu
senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut
maka massa unsur yang lainnya dapat diketahui.
- Hukum perbandingan berganda (hukum Dalton)
“Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk
massa salah satu unsur yang sama banyaknya, maka massa unsur kedua
akan banding sebagai bilangan bulat dan sederhana”.
(Perbandingan ini yang mudah dan bulat)
- Hukum perbandingan berganda (hukum Dalton)
Untuk suatu persamaan gas ideal berlaku rumus
P V = n R T
61
Dimana:
P = tekanan gas (atm)
V = volume (L)
N = mol gas
R = tetapan gas universal (0,082 L atm/mol oK)
T = suhu (oK)
Perubahan-perubahan P, V dan T dari keadaan 1 keadaan 2 dengan
kondisi-kondisi tertentu dapat dicerminkan dalam hukum-hukum dasar
berikut.
- Hukum Boyle
Hukum ini menunjukkan penurunan dari persamaan gas ideal dengan
n1 = n2 dan T1 = T2, sehingga dari persamaan ini diperoleh rumus:
- Hukum Gay – Lussac
“Volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi, bila
diukur pada suhu dam tekanan yang sama, akan berbanding sebagai
bilangan bulat”.
- Hukum Boyle - Gay Lussac
Hukum ini merupakan perluasan hukum sebelumnya dan diturunkan
dengan keadaan harga n = n2, sehingga diperoleh persamaan:
- Hukum Avogadro
“Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama
mengandung jumlah mol yang sama. Dari kenyataan ini ditentukan
bahwa pada keadaan STP (oC 1 atm) 1mol setiap gas volumenya 22,4
P1 . V1 = P2 . V2
P1 . V1
T 1
=P2 . V2
T2
V 1
V 2
=n1
n2
62
liter, volume ini disebut sebagai volume molar gas”. Pada P dan T
tertentu berlaku rumus:
B. Massa atom dan massa rumus
- Massa atom relatif (Ar)
Merupakan perbandingan antara 1 atom dengan 1/12 massa 1 atom karbon
12.
- Massa molekul relatif (Mr)
Merupakan perbandingan antara massa 1 molekul senyawa dengan 1/12
massa 1 atom karbon 12. massa molekul relatif suatu senyawa merupakan
penjumlahan dari massa atom unsur-unsur suatu penyusunnya.
- Rumus empiris
Rumus empiris merupakan perbandingan mol unsur terkecil dalam
senyawanya
- Rumus molekul
Rumus molekul merupakan perbandingan mol sesudahnya dalam unsur
senyawa. Rumus molekul dapat diketahui jika rumus empiris dan molekul
relatif suatu senyawa juga diketahui.
C. Kesetimbangan kimia, Hukum kegiatan massa (Hukum aksi massa)
Salah satu fakta yang paling penting tentang reaksi kimia adalah bahwa setiap
reaksi kimia adalah reversible (bolak-balik).
Bilamana suatu reaksi kimia dimulai, hasil – hasil reaksi kemudian seterusnya
akan bereaksi satu sama lain memulai suatu reaksi yang kebalikannya. Setelah
beberapa lama, tercapailah kesetimbangan dinamis yaitu jumlah molekul atau
atom atau ion dari setiap zat yang terurai, sama banyaknya dengan jumlah
yang terbentuk dalam satuan waktu. Dalam beberapa hal, kesetimbangan ini
terletak hampir sama sekali berada di pihak pembentukan suatu atau beberapa
zat, maka reaksi itu nampak seakan-akan berlangsung sampai selesai.
V1 = V2 → mol 1 dan mol 2
63
Dalam hal-hal lainnya, mungkin pembuat eksperimenlah yang harus
berusaha untuk menciptakan kondisi-kondisi pada mana reaksi yang
seharusnya akan mencapai kesetimbangan menjadi selesai.
Kondisi-kondisi kesetimbangan kimia dapat paling mudah diturunkan
dari hukum kegiatan massa (huku aksi massa). Hukum ini mula-mula
dinyatakan oleh Gulberg dan Wage. Pada tahun 1867 dalam bentuk berikut “
kecepatan suatu reaksi kimia pada suhu larutan aalah sebanding dengan hasil
kali konsentrai zat-zat yang bereaksi”.
Tetapan kesetimbangan harus konstan, dan karena itu pembilang pada
suatu rumus harus konstan. Ini dapat dicapai dengan memperbesar konsentrasi
masing-masing pembilang yang berarti masih banyak asenid, iod dan air yang
mesti dibentuk.
Kesetimbangan kimia pada suhu dan tekanan tetap dapat digeser kearah
pembentukan reaksi, entah dengan menambahkan lebih banyak pereaksi atau
mengeluarkan salah satu reaksi dari sistem kesetimbangan (yang homogen)
Contoh: 1) Pb2+ + 2I- ↔ PbI2
2) CaCO3(s) + CO2(g) + H2O ↔ Ca2+ + 2HCO3-
D. Persamaan kimia
Hubungan-hubungan kuantitatif dan kualitatif yang terlibat alam suatu reaksi
kimia dapat dinyatakan paling tepat dalam bentuk persamaan kimia.
Persamaan ini mengandung rumus dari zat-zat yang bereaksi pada sebelah kiri
dan rumus hasil reaksinya disemailah kanan. Dalam menulis persamaan, hal
yang perlu diperhatikan antara lain:
- Karena rumus dari spesi yang bereaksi ada disemailah kiri dan rumus dari
hasil-hasil reaksinya ada disisi sebelah kanan, sisi-sisi ini umumnya tidak
dapat ditukar.
- Jika lebih dari 1 molekul atom dari zat-zat yang sama, terlibat dalam reaksi
itu, suatu bilangan stoikiometri yang sesuai harus dituliskan dimuka
rumusnya
- Persamaan kimia harus ditulis sedemikian rupa, hingga memenuhi hukum
kekekalan massa, yang benar-benar berlaku untuk semua reaksi kimia.
64
- Jika partikel-partikel bermuatan (ion atau elektron) terlibat dalam reaksi,
muatan harus ditulis dengan jelas (Fe3+) dan benar-benar seimbang antara
kiri dan kanan.
E. Dalam stoikiometri juga membahas
1. Perhitungan mol ke mol
Persamaan kimia yang seimbang menunjukkan perbandingan jumlah
satuan rumus dari setiap zat kimia yang terlibat dalam reaksi. Persamaan
yang seimbang ini juga dapat menunjukkan perbandingan mol reaktan dan
mol produk. Persamaan yang seimbang menunjukkan jumlah mol zat yang
terlibat dalam reaksi, tetapi sangat kecil kemungkinan untuk mengukur
jumlah mol secara langsung. Jika jumlah mol zat yang diperoleh dalam
satuan berbeda kita harus mengubah satuan itu kedalam satuan mol,
sebelum menggunakan faktor-faktor persamaan kimia yang seimbang.
2. Komposisi persen unsur dalam senyawa
Istilah persen berarti jumlah kuantitas atau 1 bagian unit dari jumlah total
100 unit. Konsep persentase dinyatakan:
Dengan mengetahui massa 1 mol senyawa dan masing-masing dalam
jumlah gram atau 1 mol, maka perhitungan akan dilakukan dengan mudah
3. Pereaksi pembatas
Jika tidak pernyataan tentang jumlah reaktan dalam sebuah reaksi, jumlah
reaktan harus diasumsikan tersedia dalam jumlah yang cukup agar reaksi
tersebut dapat berlangsung. Kadang-kadang yang diketahui jumlah dari
satu reaktan saja dan diasumsikan bahwa reaktan yang lain tersedia dalam
jumlah yang cukup. Meskipun demikian, kadang-kadang ada lebih dari
satu reaktan yang diketahui jumlahnya. Hal ini seperti dinamakan pereaksi
pembatas. Untuk menyelesaikan soal pereaksi pembatas dimana reaktan
yang jumlahnya berlebih tidak diketahui, untuk itu ada beberapa langkah,
antara lain:
% unsur =
Ar senyawaMr senyawa
x 100 %
65
- Hitung jumlah mol salah satu reaktan yang diperlukan untuk bereaksi
dengan semua reaktan yang lain yang ada.
- Bandingkan jumlah ml salah satu reaktan yang tersedia dengan jumlah
ml yang diperlukan. Perbandingan ini akan memberitahukan reaktan
mana yang jumlahnya berlebih dan rektan mana yang menjadi pereaksi
pembatas.
- Hitung jumlah zat-zat dalam reaksi tersebut (reaktan yang dipakai dan
produk yang dihasilkan) berdasarkan jumlah reaktan yang menjadi
pereaksi pembatas
Bila senyawa dicampur untuk bereaksi, maka sering dicampur secara
kuantitatif stoikiometri artinya semua reaktan habis pada saat yang sama.
Namun demikian terdapat suatu reaksi dimana salah satu reaktan habis dan
yang lainnya tidak, reaktan yang habis ini juga disebut reaktan terbatas
atau pereaksi pembatas, dapat dituliskan rumus:
Koefisien dalam persamaan kimia dan perhitungan stoikiometri
merupakan jumlah molekul, bukan massa molekul
Reaksi dikelompokkan menjadi 2:
- Reaksi kimia yang berlangsung tanpa perpindahan elektron
- Reaksi kimia yang berlangsung dengan perpindahan elektron
Reaksi kimia yang berlangsung tanpa perpindahan elektron, contohnya
proses penggabungan dan pemisahan ion-ion atau molekul-molekul.
Sedangkan reaksi kimia yang berlangsung dengan perpindahan elektron.
Contohnya ialah reaksi oksidasi-reduksi
4. Bilangan oksidasi
Istilah oksidasi mengacu pada pelepasan elektron dan reduksi mengacu
pada penangkapan elektron. Reaksi kimia yang melibatkan oksidasi dan
reduksi atau harus ditimbangkan, tidak hanya jumlah atomnya, tapi juga
jumlah elektronnya.
Pb unsur =
mol unsurkoefisien unsur
66
Bilangan oksidasi didefinisikan sebagai jumlah elektron valensi pada atom
bebas dikurangi jumlah elektron yang dikontrol oleh atom dalam
senyawanya. Reaksi oksidasi reduksi adalah sejumlah reaksi dimana
keadaan oksidasi berubah dan ditandai adanya pertukaran elektron antar
reaksi, reaksi oksidasi-reduksi dapat juga disebut reaksi redoks.
Contohnya, reaksi antara Fe3+ dan Sn2+ menjadi Fe2+ dan Sn4+
2Fe3+ + Sn2+ ↔ 2Fe2+ + Sn4+
Reduksi
Oksidasi
Adapun perhitungan-perhitungan dalam stoikiometri yang lain adalah:
Hubungan antara rumus empiris dan rumus molekul
Mol =
grMr Mol =
jumlah partikel
6,02 x 1023
Mol =
L22,4 (STP) M =
molVolume
(Mr RE) x n = Mr RM
67
BAB 3
METODOLOGI PERCOBAAN
3.1 Alat dan Bahan
3.1.1 Alat-alat
- Gelas kimia
- Termometer
- Gelas ukur
- Stopwatch
- Pipet volume 10 ml
- Pipet volume 5 ml
- Beaker glass
- Bulp
- Pipet tetes
3.1.2 Bahan-bahan
- Larutan NaOH 2 M
- Larutan HCl 2M
- Larutan H2SO4 2 M
3.2 Prosedur Percobaan
3.2.1 Pada sistem NaOH-H2SO4
- Di pipet 2 ml NaOH 2 M
- Diukur suhunya menggunakan termometer dan dicatat suhu NaOH 2 M
- Di pipet 6 ml H2SO4 2 M
- Diukur suhunya menggunakan termometer dan dicatat H2SO4 2 M
tersebut
- Dicampurkan 2 ml NaOH 2 M dengan 6 ml H2SO4 2 M
- Diukur dan dicatat suhu campuran larutan tersebut
- Diulangi hal yang sama pada volume 4 ml NaOH 2 M dan 4 ml H2SO4 2
M kemudian 6 ml NaOH 2 M dan 2 ml H2SO4 2 M
3.2.2 Pada sistem NaOH-HNO3
68
- Di pipet 2 ml NaOH 2 M
- Diukur suhunya menggunakan termometer dan dicatat suhu NaOH 2 M
tersebut
- Di pipet 6 ml HNO3 2M
- Diukur suhunya menggunakan termometer dan dicatat HNO3 2 M
tersebut
- Dicampurkan 2 ml NaOH 2 M dengan 6 ml HNO3 2 M
- Diukur dan dicatat suhu campuran larutan tersebut
- Diulangi hal yang sama pada volume 4 ml NaOH 2 M dan 4 ml HNO3 2
M kemudian 6 ml NaOH 2 M dan 2 ml HNO3 2 M
BAB 4
HASIL DAN PEMBAHASAN
4.1 Hasil Pengamatan
4.1.1 Pada sistem NaOH-H2SO4
No. 2M NaOH (ml) 2M H2SO4 (ml) ToC NaOH 2 M ToC H2SO4 2 M ToC . Campuran
1.
2.
3.
2
4
6
6
4
2
29o C
29o C
29o C
29o C
29o C
29o C
31o C
34o C
31o C
4.1.2 Pada sistem NaOH- HNO3
No
.
2M NaOH (ml) 2M HNO3 (ml) ToC NaOH 2 M ToC HNO3 2 M ToC . Campuran
69
1.
2.
3.
2
4
6
6
4
2
29o C
29o C
29o C
29o C
29o C
29o C
31o C
34o C
31o C
4.2 Reaksi dan Perhitungan
4.2.1 Pada sistem NaOH-H2SO4
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2H2O
4.2.2 Pada sistem NaOH-HNO3
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
4.3 Perhitungan
4.3.1 Pada sistem NaOH-H2SO4
- 2 ml NaOH 2 M dan 6 ml H2SO4 2 M
mmol H2SO4 = 12 mmol
mmol NaOH = 4 mmol
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
M : 12 mmol 4 mmol
B : 4 mmol 4 mmol 2 mmol
S : 10 mmol - 2 mmol
↓ ↓
Pereaksi sisa Pereaksi pembatas
Merupakan reaksi non stoikiometri
- 4 ml NaOH 2 M dan 4 ml H2SO4 2 M
mmol H2SO4 = 8 mmol
mmol NaOH = 8 mmol
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
M : 8 mmol 8 mmol
B : 4 mmol 8 mmol 4 mmol
S : 4 mmol - 4 mmol
70
↓ ↓
Pereaksi sisa Pereaksi pembatas
Merupakan reaksi non stoikiometri
- 6 ml NaOH 2 M dan 2 ml H2SO4 2 M
mmol H2SO4 = 4 mmol
mmol NaOH = 12 mmol
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
M : 4 mmol 12 mmol
B : 4 mmol 8 mmol 4 mmol
S : - 4 mmol 4 mmol
↓ ↓
Pereaksi pembatas Pereaksi sisa
Merupakan reaksi non stoikiometri
4.3.2 Pada sistem NaOH-HNO3
- 2 ml NaOH 2 M dan 6 ml HNO3 2 M
mmol HNO3 = 12 mmol
mmol NaOH = 4 mmol
HNO3 + 2NaOH → Na2NO3 + H2O
M : 12 mmol 4 mmol
B : 4 mmol 4 mmol 4 mmol
S : 8 mmol - 4 mmol
↓ ↓
Pereaksi sisa Pereaksi pembatas
Merupakan reaksi non stoikiometri
- 4 ml NaOH 2 M dan 4 ml HNO3 2 M
mmol HNO3 = 8 mmol
mmol NaOH = 8 mmol
HNO3 + 2NaOH → Na2NO3 + H2O
71
M : 8 mmol 4 mmol
B : 8 mmol 4 mmol 4 mmol
S : - - 4 mmol
Merupakan reaksi stoikiometri karena pereaksi pembatas dan pereaksi
sisa tidak ada
- 6 ml NaOH 2 M dan 2 ml HNO3 2 M
mmol HNO3 = 4 mmol
mmol NaOH = 12 mmol
HNO3 + 2NaOH → Na2NO3 + H2O
M : 4 mmol 12 mmol
B : 4 mmol 4 mmol 4 mmol
S : - 8 mmol 4 mmol
↓ ↓
Pereaksi pembatas Pereaksi sisa
Merupakan reaksi non stoikiometri
Pada sistem NaOH-H2SO4
- 2 ml NaOH 2M dan 6 ml H2SO4 2 M
Massa produk =
11
x 2 x 148 = 284 mg
= 0,284 gram
Massa pereaksi sisa =
11
x 10 x 98 = 980 mg
= 0,98 gram
- 4 ml NaOH 2M dan 4 ml H2SO4 2 M
Massa produk =
11
x 4 x 142 = 586 mg
72
= 0,586 gram
Massa pereaksi sisa =
11
x 4 x 98 = 392 mg
= 0,392 gram
- 6ml NaOH 2M dan 2ml H2SO4 2 M
Massa produk =
21
x 2 x 40 = 2320
= 0,32 gram
Massa pereaksi sisa =
12
x 4 x 142 = 284 mg
= 0,284 gram
Pada sistem NaOH-HNO3
- 2 ml NaOH 2M dan 6 ml HNO3 2 M
Massa produk =
11
x 4 x 85 = 340 mg
= 0,34 gram
Massa pereaksi sisa =
11
x 8 x 40 = 320 mg
= 0,32 gram
- 4 ml NaOH 2M dan 4 ml HNO3 2 M
Massa produk = 4 x 85 = 340 mg
= 0,34 gram
Tidak ada massa pereaksi sisa karena merupakan reaksi stoikiometri, jadi
tidak pereaksi pembatas dan pereaksi sisa
- 6 ml NaOH 2M dan 2 ml HNO3 2 M
Massa produk =
11
x 4 x 85 = 340 mg
= 0,34 gram
73
Massa pereaksi sisa =
11
x 8 x 40 = 320 mg
= 0,32 gram
4.4 Pembahasan
Pada dasarnya prinsip percobaan untuk setiap sistem adalah sama dimana
suatu senyawa asam dicampurkan dengan senyawa basa akan menghasilkan
garam. Dan pada reaksi tersebut akan menghasilkan sebuah reaksi, yaitu reaksi
stoikiometri atau reaksi non stoikiometri pada setiap sistem. Dan pada akhir reaksi
tersebut terdapat pereaksi pembatas dan pereaksi sisa.
Pada reaksi stoikiometri dan reaksi non stoikiometri ini dapat dilihat pada
reaksi masing-masing setiap sistem. Reaksi eksoterm ialah reaksi yang
mengeluarkan panas atau kalor dari dalam sistem ke lingkungan sedangkan reaksi
endoterm ialah reaksi yang menyerap panas atau kalor dari dalam sistem ke
lingkungan. Titik maksimum adalah suatu titik dimana merupakan titik tertinggi
suatu zat atau senyawa dalam suatu reaksi stoikiometri. Titik minimum adalah
suatu titik dimana merupakan titik terendah suatu zat atau senyawa dalam suatu
reaksi stoikiometri. Dalam suau reaksi dimana merupakan reaksi non stoikiometri
terdapat pereaksi pembatas dan pereaksi sisa. Pereaksi pembatas ialah pereaksi
yang habis terlebih dahulu pada saat pereaksi direaksikan sedangkan pereaksi sisa
adalah pereaksi yang masih tersisa pada saat berlangsungnya reaksi.
Hubungan antara suhu dan reaksi stoikiometri ialah dimana ketika suhu
tinggi maka akan terjadi kesetimbangan reaksi stoikiometri, dan reaksi itu tepat
semuanya akan habis bereaksi. Dan ketika suhu rendah maka akan terjadi reaksi
non stoikiometri dan pereaksi tidak semuanya akan habis bereaksi.
Setelah melakukan percobaan dapat disimpulkan pada sistem H2SO4 dan
NaOH, ada volume yang sama antara NaOH dan H2SO4 didapatkan suhu yang
tinggi yaitu 34o C, sedangkan pada volume yang berbeda antara NaOH dan H2SO4
menunjukkan suhu yang rendah yaitu 31o C, sehingga pada grafiknya akan
membentuk garis naik dan garis turun dimana terdapat titik puncaknya. Pada
sistem HNO3 dan NaOH menunjukkan data yang sama, yaitu pada volume yang
74
31
sama antara NaOH dan H2SO4 menunjukkan suhu 34o C. dan pada volume yang
berbeda antara NaOH dan H2SO4 menunjukkan suhu yang sama sebesar 31o C.
untuk reaksi dan perhitungannya dapat dilihat pada halaman sebelumnya dan
grafik yang tertera pada halaman ini.
Faktor kesalahan yang terjadi ialah kurang tepatnya volume yang di pipet
pada saat pemepetan masing-masing volume dan ini menyebabkan perbedaan
suhu pada campuran tersebut, dalam hal ini mungkin akan terjadi kenaikan suhu
atau penurunan suhu. Kemudian tidak tepatnya pembacaan pada skala
termometer.
Fungsi perlakuan ialah pada saat sebelum larutan dicampurkan ialah
pembacaan termometer dan pengukuran suhu masing-masing larutan dan suhu
pada campuran larutan. Dimana fungsinya untuk mengetahui reaksi apa yang
terjadi, apakah reaksi stoikiometri atau reaksi non stoikiometri.
H2SO4
(ml)
31
75
BAB 5
Campuran NaOH – H2SO4
Titik Maksimum
H2SO4
76
PENUTUP
5.1 Kesimpulan
Setelah melakukan percobaan , maka dapat disimpulkan bahwa:
- Pada sistem NaOH-H2SO4 semua reaksinya merupakan reaksi non
stoikiometri dan pada sistem NaOH-HNO3 hanya pada volume 4 ml
NaOH 2 M dan 4 ml HNO3 yang merupakan reaksi stoikiometri dan
reaksi lainnya merupakan reaksi non stoikiometri.
- Pada sistem NaOH-H2SO4 karena reaksinya semuanya merupakan reaksi
non stoikiometri maka terdapat reaksi yang berupa pereaksi pembatas
dan juga pereaksi sisa, kemudian pada sistem NaOH-HNO3 hanya pada
volume 4 ml 2 M dan 4 ml HNO3 yang merupakan reaksi stoikiometri
tidak terdapat pereaksi pembatas dan pereaksi sisa karena semuanya
tidak bereaksi.
- Hubungan antara suhu dan reaksi stoikiometri dapat disimpulkan bahwa
semakin tinggi suhu semakin cepat pula kemungkinan reaksi
stoikiometri sedangkan semakin rendah suhu maka reaksi non
stoikiometri akan terjadi pada reaksi tersebut.
5.2 Saran
Sebaiknya dilakukan percobaan terhadap larutan yang lain, misalnya antara
NaOH-CH3COOH atau HCl-NH4OH agar dapat dibandingkan hasilnya
antara NaOH-HNO3 dan NaOH-HNO3 yang prakteknya sudah dilakukan.
Didalam melakukan percobaan haruslah secara teliti, terutama didalam
pengukuran suhu untuk setiap larutan. Selain itu pada percobaan ini masih
banyak alternatif untuk stoikiometri sistem KOH – HCl.
77
DAFTAR PUSTAKA
Brady, James. 1990. Kimia Universitas. Bumi Aksara : Jakarta
Khopkar, SM. 2007. Konsep Dasar Kimia Analitik. UI Press : Jakarta
Yasid, Estien . 2002. Kimia Fisika Untuk Paramedis. Andi : Yogyakarta
78
top related