perc 4 stoikiometri

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


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


H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2H2O


HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O

4.3 Perhitungan


- 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


mmol H2SO4 = 8 mmol

mmol NaOH = 8 mmol


M : 8 mmol 8 mmol


S : 4 mmol - 4 mmol

70

↓ ↓




mmol H2SO4 = 4 mmol

mmol NaOH = 12 mmol


M : 4 mmol 12 mmol


S : - 4 mmol 4 mmol

↓ ↓

Pereaksi pembatas Pereaksi sisa



- 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


S : 8 mmol - 4 mmol

↓ ↓




mmol HNO3 = 8 mmol

mmol NaOH = 8 mmol


71

M : 8 mmol 4 mmol


S : - - 4 mmol

Merupakan reaksi stoikiometri karena pereaksi pembatas dan pereaksi

sisa tidak ada


mmol HNO3 = 4 mmol

mmol NaOH = 12 mmol


M : 4 mmol 12 mmol


S : - 8 mmol 4 mmol

↓ ↓

Pereaksi pembatas Pereaksi sisa


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


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


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


11

x 8 x 40 = 320 mg

= 0,32 gram


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


Massa produk =

11

x 4 x 85 = 340 mg

= 0,34 gram

73


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

perc 4 stoikiometri

Documents