ringkasan stoikiometri

8/16/2019 Ringkasan STOIKIOMETRI

1/24

STOIKIOMETRI

OLEH:

Ida Ayu Gede Satvika Chandra Praba S. (27)

Ni Komang Trisna Paramitha (30)

I Putu Guntur Marthayasa (33)

Made Listya Indriani (34)

Ni Putu Maitriya Ardikabawa (35)

I Gusti Ayu Agung Sridevi (37)

SMA NEGERI 4 DENPASAR

2015/2016


2/24

KATA PENGANTAR

Puji syukur kami panjatkan ke hadirat Tuhan Yang Maha Esa karena atas

rahmat-Nya sehingga kami dapat menyelesaikan makalah ini sebagai salah satu

tugas dari mata pelajaran Kimia . Makalah ini secara garis besarmembahas

mengenai stoikiometri dalam ilmu kimia.Dalam penulisan makalah ini, kami

mengucapkan terima kasih kepada Guru Pengajar disekolah kami yaitu Bapak

yang senantiasa memberikan petunjuk, arahan, dan motivasi

selamamengikutimata pelajran kimia .Dengan segala kerendahan hati, kami

menyadari makalah ini masih jauhdari sempurna. Oleh sebab itu saran dan kritik

yang berguna bagi kesempurnaanmakalah ini sangat diharapkan.

Juga kami harapkan makalah ini dapat membantu banyak pihak mengenai

stoikiometri dalam proses belajar mengajar baik disekolah maupun dikehidupan

sehari-hari.

Denpasar,03 Mei 2016

Penulis

i


3/24

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR ................................................................................... i

DAFTAR ISI .................................................................................................. ii

BAB I PENDAHULUAN

A.Latar Belakang ........................................................................... 1

B.Rumusan Masalah ...................................................................... 1

C.Tujuan ........................................................................................ 2

BAB II ISI DAN PEMBAHASAN

A.Hukum-Hukum Dasar Kimia ..................................................... 3

B.Konsep Mol................................................................................ 11

C.Kadar Zat..................................................................................... 20D.Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul....................... 21

E.Menentukan Rumus Kimia Hidrat (Air Kristal) ........................ 22

F.Perhitungan Kimia....................................................................... 23

G.Pereaksi Pembatas ...................................................................... 23

BAB III PENUTUP A.Kesimpulan ................................................................................ 24

B.Saran .......................................................................................... 24

ii


4/24

BAB I

PENDAHULUAN

A.Latar Belakang

Dalam kehidupan sehari-hari kita pernah melihat sesorang yang sedang membuat kue.

Perlu diketahui bahwa kue dibuat menurut resep atau formulatertentu, yaitu perbandingan

antara bahan-bahan yang diperlukan. Hal yangkira-kira sama juga berlaku dalam reaksi

kimia. Setiap senyawa kimiamemiliki komposisi tertentu. Sehingga, untuk membuat suatu

senyawa melaluireaksi kimia, harus diperhitungkan campuran bahan-bahan dalam

perbandingantertentu. Hal inilah yang menjadi pembahasan dalam makalah ini.Hal-hal yang akan dibahas yaitu tentang perbandingan unsur-unsur dalam senyawa,

serta perbandingan zat-zat dalam reaksi kimia.Hal yang pertama kita sebut stoikiometri

senyawa, sedangkan yangkedua kita sebut stoikiometri reaksi. Istilah stoikiometri berasal dari

bahasa Yunani, yaitu dari kata stoicheionyang berarti unsur, dan metron yang berarti

mengukur.

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 Daltonmenemukan 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 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.

Jadi, stoikiometri berarti perhitungan kimia. Konsep-konsep yangmendasari

perhitungan kimia adalah massa atom relatif, rumus


5/24

kimia, persamaan reaksi,dan konsep mol. Oleh karena itu, sebelum masuk ke dalam perhitung

an kimia, akan dibahas berbagai konsep tersebut.

B.Rumusan Masalah

1. Apa-apa saja hukum-hukum dasar dalam perhitungan kimia?

2. Bagaimana perhitungan dengan menggunakan konsep mol?

3. Bagaimana cara menentukan rumus molekul dan empiris suatu senyawa?

4. Bagaimana cara untuk menyatakan konsentrasi suatu senyawa dalam larutan?

C.Tujuan

1. Memahami hukum-hukum dasar kimia dan penerapannya dalam perhitungan kimia

(stoikiometri)

2. Mampu membuktikan dan mengomunikasikan berlakunya hukum-hukumdasar kimia

melalui percobaan serta menerapkan konsep mol dalam menyelesaikan perhitungan

kimia.

3. Mampu menjelaskan perhitungan kimia

BAB 2

ISI DAN PEMBAHASAN

A. Hukum Dasar Kimia

Hukum Kekekalan Massa merupakan salah satu hukkum dasar kimia. Hukum

dasar kimia meliputi hukum Kekelahn Massa,hukum Perbandingan tetap,hukum

Perbandingan Berganda,hukum Perbandingan Volume, dan hukum Avogadro.

1) Hukum Kekalan Massa (Hukum Lavoisier)

Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794),seorang ahli kimia berkebangsaan

Perancis,telah menyelidiki hubungan massa zat sebelum dan sesudah reaksi.setelah

dilakukan penyelidikan ditemukan bahwa mazza zat sebelum dan sudah bereaksiselalu sama,akan tetapi perubahan-perubahan materi umumnya berlangsung dalam


6/24

sistem terbuka. Oleh karena itu, apabila hasil reaksi ada yang meninggalkan sistem

(seperti pembakaran lilin) atau apabila sesuatu zat dari lingkungan diikat (seperti

proses perkaratan besi yang mengikat oksigen dari udara),.

Hukum ini menyatakan bahwa:

Contoh:

S + O 2 → SO 2

2 gr 32 gr 64 gr

2) Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Ada berbagai senyawa yang dapat dibentuk oleh dua unsur atau lebih,contoh air

(O).Air dibentuk oleh dua unsur yaitu unsur hidrogen dan oksigen.dimana hidrogen

dan oksigen memiliki massa,cara mengetahui massa dari hidrogen dan oksigen yang

terdapat dalam air ? Seorang ahli kimia berasal dari Prancis,Joseph Louis Proust

(1754-1826),mencoba dengan menggabungkan hidrogen dengan oksigen untuk

membentuk air,hasil eksperimen Proust di sajikan dalam tabel dibawah ini

Massa Hidrogen

yang direaksikan

(g)

Massa oksigen

yang direaksikan

(g)

Massa air yang

terbentuk (g)

Sisa hidrogen

atau oksigen (g)

1 8 9 -

2 8 9 1 g hidrogen

1 9 9 1 g hidrogen

2 16 18 -

Dari tabel tersebut terlihat bahwa 1 g hidrogen bereaksi dengan 8 g oksigen menghasilkan 9

g air. Hali ini membuktikan bahwa massa hidrogen dan massa oksigen yang terkandung

dalam air memiliki perbandingan yang tetap yaitu 1:8 oleh karena itu

Hukum Perbandingan Tetap,yang berbunyi:

“Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”

“Perbandingan massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa selalu tetap”


7/24

Contoh:

O → massa H : massa O = 2 : 16 = 1 : 8

Sifat-sifat senyawa sebagai berikut.

a. Tergolong zat tunggal

b. Bersifat homogen

c. Dengan cara kimia dapat diuraikan menjadi dua jenis zat atau lebih

d. Terdiri atas dua jenis unsur atau lebih dengan perbandingan tertentu

e. Mempunyai sifat-sifat tertentu yang berbeda dari sifat unsur-unsur penyusunnya (sifat

unsurnya sudah tidak tampak lagi)

f.

3) Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)

Komposisi kimia ditunjukan oleh rumus kimianya,Dalam suatu senyawa,dua atau

lebih unsur berbeda bergabung dan setiap unsur hidrogen dan oksigen.Unsur hidrogen

menyumbangkan sejumlah atom tertentu. Misalnya air terdiri atas unsur hidrogen dan

oksigen menyumbang satu atom.Dari dua unsur dapat dibentuk beberapa senyawa

dengan perbandingan berbeda-beda,misalnya belerang dengan oksigen membentuksenyawa S dan S.

Dalton menyelidiki perbandingan massa unsur-unsur tersebut pada setiap senyawa

dan mendapatkan suatu pola keteraturan.pola tersebut dinyatakan sebagai Hukum

Perbandingan Berganda.

Hukum Perbandingan Berganda berbunyi:

“apabila dua unsur dapat mebentuk lebih dari satu senyawa dan massa salah

satu unsur tersebut tetap(sama).Perbandingan massa unsur yang lain dalam

senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana.”

Keuntungan dari Hukum Proust,bila diketahui massa suatu senyawa atau massa

salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut maka massa unsur lainnya dapat

diketahui


8/24

Contoh:

Nitrogen dan oksigen dapat membentuk senyawa-senyawa O,NO, ,dan ,dengan

komposisi massa sebagai tabel tersebut.

Senyawa Massa Nitrogen

(gram)

Massa Oksigen

(gram)

Perbandingan

O 28 16 7:4

NO 24 16 7:8

28 48 7;12

28 64 7:16

Dari tabel tersebut,terlihat bahwa apabila massa N dibuat tetap (sama) sebanyak 7

gram,perbandingan massa (oksigen) dalam

O,NO, ,dan

= 4:8:12:16 atau

1:2:3:4

4) Hukum Gay Lussac

atau hukum perbandingan berganda adalah pada suhu dan tekanan tetap, volume gas-

gas yang bereaksi dan volum gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat

dan sederhana. Untuk memahami hukum dasar ilmu kimia yang satu ini mari kita

pahami cara berpikir ilmuan terdahulu dalam pengembangan teori ini.

Pada umumnya, gas-gas yang bercampur tidak menunjukan adanya gejala reaksi.

Tetapi jika diberikan perlakuan dan kondisi tertentu dimungkinkan terjadi reaksi.

Sebagai contoh, pencampuran gas O2 dengan gas H2 tidak terjadi reaksi, tetapi billa ke

dalam campuran itu dilewatkan bunga api listrik akan terbentuk reaksi, yang ditandai

dengan adanya letupan dan uap air. Berdasarkan gejala tersebut, seorang pakar kimia

Perancis bernama Joseph Louis Gay-Lussac melakukan serangkaian pengukuran

kuantitatif terhadap volume gas-gas yang terlibat dalam reaksi.


9/24

Gay-Lussac melakukan percobaan dengan cara mencampurkan gas hidrogen dan gas

oksigen ke dalam suatu wadah tertentu, kemudian terhadap campuran dilewatkan

bunga api listrik agar terjadi reaksi. Hasil reaksi dan gas hasil reaksi dipisahkan

berdasarkan perbedaan titik cair komponen campuran dengan cara mengubah fasa uap

menjadi cair. Dengan demikian, volume gas-gas sisa reaksi dan hasil reaksi dapat

dipisahkan dan diukur. Percobaan tersebut dilakukan berulangkali pada suhu dan

tekanan tetap. Hasil pengukuran menunjukan bahwa perbandingan volume gas

hidrogen dan oksigen yang bereaksi dan uap air produk reaksi selalu 2:1:2,atau 2

volum gas hidrogen + 1 volum gas oksigen – > 2 volum uap air.

Sejalan dengan percobaan di atas, gas-gas yang lain dapat diukur perbandingan

volumnya. Beberapa diantaranya dapat dilihat pada tabel di bawah:

No. Persamaan Kimia

1 Hidrogen + klorin – > hidrogen klorida

2 Hidrogen + nitrogen – > amonia

3 Karbon + oksigen – > karbon dioksida

Hukum Gay Lussac berbunyi:

Pernyataan ini dikenal dengan nama hukum gay-lussac atau juga dikenal Hukum

Perbandingan Volume atau hukum kesetaraan volume. Hukum tersebut berlaku hanya

untuk reaksi gas yang susunan molekulnya sederhana dan stoikiometris.

5)

Hukum Avogadro

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

bereaksi dan hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat”


10/24

Hukum Avogadro (Terkadang disebut hipotesis Avogadro atau prinsip

Avogadro) adalah percobaan hukum gas yang berkaitan dengan pengaruh

volume gas kepada jumlah zat yang terdapat dalam gas. Menurut Avogadro,

partikel unsur tidak selalu berupa atom tunggal (monoatomik), tetapi berupa 2

atom (diatomik) atau lebih (poliatomik). Hukum Avogadro merupakan bagian

dari hukum-hukum dasar kimia. Pernyataan hukum Avogadro adalah sebagai

berikut:

Gas-gas yang memiliki volume yang sama, pada suhu dan tekanan yang sama,

memiliki jumlah molekul yang sama. Jadi, perbandingan volume gas-gas itu

juga merupakan perbandingan jumlah molekul yang terlibat dalam reaksi.

Dengan kata lain perbandingan volume gas-gas yang bereaksi sama dengan

koefisien reaksinya.

Hukum ini ditemukan oleh Amedeo Avogadro pada tahun 1811. Hipotesis

Avogadro menyatakan bahwa dua sampel gas ideal dengan volume, suhu, dan

tekanan yang sama, maka akan mengandung molekul yang jumlahnya sama.

Contohnya adalah, ketika hidrogen dan nitrogen dengan volume yang sama

mengandung jumlah molekul yang sama ketika mereka berada pada suhu dan

tekanan yang sama. Avogadro menyebut partikel sebagai molekul.

Untuk suatu massa dari gas ideal, volume dan mol gas secara langsung akan

proporsional jika suhu dan tekanannya konstan. Persamaan tersebut dapat

ditulis sebagai berikut:

atau

Dimana:

V adalah volume gas

n adalah jumlah zat dari gas (dalam satuan mol)

k adalah konstanta yang sama dengan RT/P, di mana R adalah konstanta gas

universal, T adalah suhu Kelvin, dan P adalah tekanan. Sebagai suhu dan tekanan yang

konstan, RT/P juga konstan dan disebut sebagai k. Ini berasal dari hukum gas ideal.

di bawah dua set yang kondisinya berbeda, hukum ini dapat dinyatakan sebagai berikut:

http://hedisasrawan.blogspot.com/2012/11/hukum-hukum-dasar-kimia-artikel-lengkap.htmlhttp://hedisasrawan.blogspot.com/2012/11/hukum-hukum-dasar-kimia-artikel-lengkap.html


11/24

Persamaan ini menunjukkan bahwa, jika jumlah mol gas meningkat, volume gas juga akan

meningkat secara proporsional. Dan sebaliknya, jika jumlah mol gas berkurang, maka volume

juga menurun.

1. Konsep Mol

a. Massa Atom Relatif

Para ahli menggunakan isotop karbon C-12 sebagai standar dengan massa atom relatif

sebesar 12. Massa atom relative menyatakan perbandngan massa rata-rata satu atom suatu

unsur terhadap 1/12 (satu per duabelas ) massa atom C-12. Perbandingan massa ini dapat

dituliskan sebagai berikut :

Contoh :

Massa atom rata-rata oksigen 1,33 kali lebih besar daripada massa atom karbon -12. Maka :

Ar O=1,33 x Ar C-12 = 1,33 x 12 = 15,96

Ar H = 1,0080 sma dibulatkan 1

Ar C = 12,01 sma dibulatkan 12

Ar N = 14,0067 sma dibulatkan 14

Ar O = 15,9950 sma dibulatkan 16

Para ahli memutuskan untuk menggunakan C-12 atau isotop 12C karena mempunyai

kestabilan inti yang inert disbanding atom lainnya. Isotop atom C-12 mempunyai massa atom

sebesar 12 sma. Satu sma sama dengan 1,6605655 x 10-24 g. dengan digunakannya isotop 12C

sebagai standar, maka massa atom unsur yang lain dapat dittentukan. Bagaimanakah cara

menentukan massa atom relative suatu unsur? Massa atonm relative suatu unsur (A r ) adalah

bilangan yang menyatakan perbandingan massa satu atom unsur tersebut dengan 1/12 (satu

per duabelas ) massa satu atom C-12. Rumus penentuan massa atom relatif suatu unsur dapat

dituliskan sebagai berikut:

1 satuan massa atom (amu) = massa 1 atom C-12

Para ahli menggunakan skala massa atomrelatif dengan lambing “Ar” untuk membandingkan massa atom yang

-


12/24

Harga massa atom relative beberapa unsur :

Besarnya harga Ar juga ditentukan oleh harga rata-rata isotop tersebut. Sebagai contoh, di

alam terdapat 35Cl dengan perbandingan 75% dan 25% maka A r Cl dapat dihitung dengan cara

ArCl =(75%x35)+(25%x37)=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

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 x massa atom C – 12. Secara matematis dapat dinyatakan:

ArX = massa atom rata-rata X

1 x massa atom karbon - 12

2

Mr (molekul unsur) = massa molekul unsur


2

Mr (molekul senyawa) = massa molekul unsur


2

Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom pembentuk unsur

tersebut.

Mr =∑Ar atom penyusun


13/24

Dalam hubungannya dengan mol, Mr atau Ar dinyatakan dengan satuan g/mol atau disebut

juga massa molar. Artinya, massa suatu zat dalam 1 mol zat (n) secara matematis dinyatakan

sebagai berikut.

Keterangan :

n = mol

Mr atau Ar = massa molekul relative atau massa atom relative

c. Pengertian Mol

Apabila kita mereaksikan satu atom Karbon (C) dengan satu molekul Oksigen (O2), maka

akan terbentuk satu molekul CO2. Tetapi sebenarnya yang kita reaksikan bukan satu atom

Karbon dengan satu molekul Oksigen, melainkan sejumlah besar atom Karbon dan sejumlah

besar molekul Oksigen. Oleh karena itu jumlah atom atau jumlah molekul yamg bereaksi

begitu besarnya, maka untuk menyatakannya, para ahli kimia menggunakan “ mol “ sebagai

satuan jumlah partikel (molekul, atom, atau ion).

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 10 23 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.

Perhatikan tabel jumlah partikel dalam beberapa zat berikut!

Massa= n x Mr atau Ar

Satu mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung partikel zat itu sebanyak atom yang

terdapat dalam 12,000 gram atom Karbon – 12. Jadi dalam satu mol suatu zat terdapat 6,022 x 1023

partikel. Nilai 6,022 x 1023

partikel/mol disebut sebagai tetapan Avogadro.


14/24

Rumus kimia suatu senyawa menunjukkan perbandingan jumlah atom yang ada dalam

senyawa tersebut.

Tabel perbandingan atom-atom dalam senyawa H2SO4

Berdasarkan contoh diatas, dapat disimpulkan mengenai hubungan jumlah mol(n) dengan

jumlah partikel yang secara matematis dapat dinyatakan sebagai :

Keterangan :

n : jumlah mol

L : bilangan Avroggado

d. 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

Jumlah partikel = n x L


15/24

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:

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 (STP) (suhu 0° C dan tekanan 1 atm sebagai berikut.

Pada keadaan STP (Standard Temperature and Pressure), volume molar gas (Vm)= 22,4

liter/mol. Perumusan volume sebagai berikut

Keterangan:

V= volume gas

n= jumlah mol gas

Sementara itu, RTP (Room Temperature and Pressure) adalah suatu keadaan dengan suhu

25°C dan tekanan 1 atm. Pada keadaan RTP, volume molar gas (Vm)= 24 liter/mol.

Perumusan volume sebagai berikut

Keterangan:

Volume gas dalam keadaan standar = 22,4 L

V= n mol x 22,4 L/mol

V= n mol x 22,4 L/mol

https://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/dfs2.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/dfs2.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/dfs2.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/dfs2.jpg


16/24

V= volume gas

N= jumlah mol gas

e. 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:

Di mana:

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)

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)

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

https://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/dfs4.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/dfs4.jpg


17/24

1. 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

Contoh Soal

Berapa volume 4 g gas metana (CH4) yang diukur pada keadaan sama dengan

3 g NO volumenya 5 L (Ar : H = 1, C = 12, N = 14, O = 16)?

Jawab:

Mr CH4 = 16

f. Molaritas

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.

V1/V2 =n1/n2

https://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/fg.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/fg.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/fg.jpg


18/24

Di mana:

M = molaritas (satuan M)

massa = dalam satuan g

Mr = massa molar (satuan g/mol)

V = volume (satuan mL)

Contoh Soal

Tentukan molaritas jika 4 g NaOH dilarutkan dalam:

a. 2 L air

b. 500 mL air

Jawab:

Hubungan mol dengan massa, jumlah partikel dan volume pada STP, dapat digambarkan

sebagai berikut.

https://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/rt1.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/rt.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/rt1.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/rt.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/rt1.jpghttps://musnainimusnaini.files.wordpress.com/2011/05/rt.jpg


19/24

2. Kadar Zat

Kadar zat dalam campuran merupakan banyaknya komponen zat tersebut dalam

campurannya. Kadar zat dalam campuran diungkapkan dalam bentuk persen massa (%

massa), persen volume (% volume), dan bagian per juta (bpj).

a. Persen Massa (% massa)

Persen massa menyatakan banyaknya zat terlarut dalam 100 gram larutan. Satuan

ini digunakan apabila zat terlarut berupa padatan. Misalnya suatu larutan mengandung

5% NaCl. Hal ini berarti setiap 100 gram larutan NaCl mengandung 5 gram padatan NaCl

dan 95 gram air. Berdasarkan contoh tersebut dapat disimpulkan bahwa rumus % massa

dapat dituliskan sebagai berikut.

b. Persen Volume (% volume)

Persen volume menyatakan besarnya volume zat terlarut yang terdapat dalam 100

ml larutan. Misalnya larutan HCl 10%, berarti setiap 100 ml larutan tersebut

mengandung 10 ml HCl dan 90 ml air. Berdasarkan contoh tersebut dapat

ddisimmpulkan bahwa rumus % volume dapat dituliskan sebagai berikut.

Catatan Bonus!

Hubungan Mol dengan jumlah partikel

Jumlah Partikel = mol x 6,02 x 10^23

mol = Jumlah partikel / 6,02 x 10^23

Hubungan Mol dengan Massa

Untuk unsur :

mol = gram / Ar

gram = mol x Ar

Untuk senyawa :

mol = gram/Mr

gram = mol x Mr

% massa = massa zat terlarut : massa larutan X 100%

% volume = volume zat terlarut : volume larutan X 100%


20/24

c. Bagian Per Juta (bpj)

Bagian per juta menyatakan banyaknya bagian massa suatu komponen dalam sejuta

bagian massa campuran atau banyaknya bagian volume suatu komponen dalam sejuta

bagian volume campuran. Rumus penentuan bagian per juta (bpj) dapat dituliskan

sebagai berikut.

kadar zat A = massa komponen A : massa campuran X 106

atau

kadar zat A = volume kompenen A : volume campuran X 106

d. Kadar Unsur dalam Suatu Senyawa atau Campuran

Perbandingan unsur merupakan perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu

senyawa. Perbandingan massa unsur-unsur dalam senyawa AyBz ditentukan sebagai

berikut.

massa A : massa B = y x ArA : z x ArB

Sementara itu, perbandingan massa unsur dengan senyawanya dirumuskan sebagai

berikut.

massa A dalam AmBn : massa AmBn = m x ArA : MrAmBn

Persentase unsur dalam senyawa merupakan persentase massa unsur tersebut

dalam senyawa. Dengan demikian, kadar unsur dalam senyawa dapat ditentukan

dengan rumus berikut.

3. Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Penentuan kimia menunjukkan jenis unsur dan jumlah relative tiap-tiap unsur yang

terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka

indeks. Adapun penulisan rumus kimia dapat dinyatakan dalam rumus empiris, rumus

molekul, dan rumus struktur.

% A = massa A dalam AmBn : massa AmBn X 100% = m x ArA : MrAmBn X 100%


21/24

Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan terkecil unsur-unsur yang

menyusun suatu senyawa. Sementara itu rumus molekul adalah rumus yang meyatakan

jumlah unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa.

Nama Zat Rumus Molekul (RM) Rumus Empiris (RE)

Metana

Air

Glukosa

Benzene CH

Propena

Eluna CH

Pada umumnya rumus molekul suatu senyawa merupakan kelipatan rumus empirisnya.

Akan tetapi, beberapa senyawa memiliki rumus molekul dan rumus empiris yang sama.

Adapun hubungan rumus molekul dan rumus empiris dituliskan sebagai berikut.

Rumus molekul = (Rumus empiris)n

Rumus molekul = n x ( Rumus empiris)

Keterangan :

n = bilangan bulat

Penetuan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa dapat ditempuh dengan langkah-

langkah berikut

a. Mencari massa (presentase) tiap unsur penyusun senyawa

b. Mengubah ke satuan mol

c. Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris

d. Mencari rumus molekul dengan cara berikut

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

e. Mengalikan n yang diperoleh dari hitungan dengan rumus empiris sehingga diperoleh

rumus molekul

4. Hidrat (Air Kristal)

Hidrat merupakan senyawa kristal padat yang mengikat beberapa molekul air sebagai

bagian dari struktur kristalnya. Rumus kimia senyawa padat sudah diketahui. Jadi, pada


22/24

dasarnya penentuan rumus hidrat merupakan penentuan jumlah molekul air kristal

) yang pada umunya dinotasikan dengan x. Jika suatu hidrat dipanaskan, sebagian atau

seluruh air kristalnya dapat lepas (menguap).

Rumus kimia air kristal : x

Sebagai contoh garam tembaga(II) sulfat yang memiliki rumus kimia ,

artinya dalam setiap satu mol mengikat 5 mol . Beberapa senyawa berhidrat atau

berair Kristal dapat dilihat dalam tabel berikut

Nama Senyawa Jumlah Molekul Air Kristal Rumua Kimia

Kalsium sulfat dihidrat 2

Asam oksalat dihidrat 2

Tembaga(II) sulfat pentahidrat 5

Natrium sulfat pentahidrat 5

Magnesium sulfat heptahidrat 7

Natrium karbonat dekahidrat 10

5. Perhitungan Kimia

Penentuan jumlag pereaksi dan hasil reaksi yang terlibat dalam reaksi harus di perhitungkandalam satuan mol. Artinya, satuan satuan yang di ketahui harus di ubah ke dalam bentuk mol.

Metode ini disebut pendekatan mol. Selainn itu, persamaan reaksi harus disertakan terlebih

dahulu.

Adapaun langkah langkah metode pendekatan mol tersebut dapat anda simak dalam bagian

berikut:

1. Tuliskan persamaan reaksi dari soal yang dinyatakan, kemudian setarakan

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

3. Gunakanalah koefisien reaksi untuk menyeimbangkan banyakanya mol zat reaktan

dan produk

4. Ubahlah satuan zat yang dinyatakan (mol) ke dalam satuan yang dinyatakan (L atau g

atau partikel dan sebagainya)


23/24

6. Pereaksi Pembatas

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 pematas.

Rumus: X + 2Y → XY2

Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak bersisa pada akhir reaksi

Dalam hitungan kimia, pereaksi pembatas dapat di tentukan dengan cara membagi semua mol

reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang mempunyai nilai hasil bagi terkecil,

merupakann pereaksi pembatas

Apabila hanya melibatkan dua buah gas maka berlaku rumus rumus :

PV= nRT

Keterangan:

P= tekanan (atmosfer, atm)

V= volume (liter,L)

n= jumlah mol gas

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

T= suhu mutlak (C + 273,15 K)

BAB 3

PENUTUP

A.Kesimpulan

Dari seluruh isi dan pembahasan, maka dapat diambil kesimpulansebagai berikut:

1. Hukum kekekalan massa, hokum perbandingan tetap, dan hokum kelipatan berganda

adalah hukum-hukum dasar kimia.

2. Konsep Mol,Kadar Zat,Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul,Hidrat(air

kristal),Perhitungan kimia merupakan cara penerapan dalam perhitungan kimia.


24/24

B.Saran

Sesuai dengan kesimpulan, maka dapat diberikan beberapa saran yaitu

1. Dalam mengerjakan setiap soal stoikiometri diharapkan memahami danmenguasai

konsep hukum-hukum dasar kimia.2. Selain itu soal-soal stoikiometriharus dikerjakan secara teliti. Sebab perhitungan yang

diberikanbiasanya berbentuk hitungan bilangan pecahan desimal dan bilangan

Berpangkat sehingga apabila tidak teliti dapat menyebabkan kesalahan dalam

perhitungan.

ringkasan stoikiometri

Documents