s t o i k i o m e t r i

56
KIMIA DASAR STOIKIOMETRI

Upload: iwan-setiawan

Post on 22-Jun-2015

67.954 views

Category:

Travel


0 download

TRANSCRIPT

Page 1: S T O I K I O M E T R I

KIMIA DASAR

STOIKIOMETRI

Page 2: S T O I K I O M E T R I

HUKUM REAKSI KIMIA

1. Hukum Kekekalan Massa (Lavoisier, 1783)“ Pada setiap reaksi kimia, massa zat-zat yang bereaksi adalah sama dengan massa produk-reaksi”Contoh :Magnesium + Klor Magnesium Klorida1,0 g 2,9 g 3,9 g

Page 3: S T O I K I O M E T R I

2. Hukum Perbandingan Tetap (Proust, 1799)

“ Pada setiap reaksi kimia, massa zat yang bereaksi dengan sejumlah tertentu zat lain, selalu tetap, atau suatu senyawa murni selalu terdiri atas unsur-unsur yang sama, yang tergabung dalam perbandingan tertentu.”

Contoh :

Air mengandung : Hidrogen 11,19%

Oksigen 88, 81%

Jadi jumlah oksigen yang tergabung dengan 1 gram hidrogen dalam air adalah 8 gram.

Page 4: S T O I K I O M E T R I

Penyimpangan Hukum Susunan Tetap

Isotop

Terdapatnya dua macam senyawa dengan dua macam perbandingan berat misalnya air (perbandingan berat oksigen-hidrogen 8:1) dan “air berat” (perbandingan berat oksigen-hidrogen 8:2), menunjukkan penyimpangan dari hukum susunan tetap.

Senyawa non-stoikiometri

Komposisi rata-rata Ti0 berkisar dari Ti0,70 ke Ti00,7. Senyawa semacam ini (Pb S1,14 dan UO2,12) yang menyimpang dari Hukum Susunan Tetap disebut senyawa Non-Daltonion, Berthollide atau Non-Stoikiometrik.

Page 5: S T O I K I O M E T R I

Contoh :8, 04 g tembaga oksida direduksi dengan hidrogen menghasilkan 6,42 g tembaga. Pada eksperimen kedua 9,48 g tembaga dilarutkan dalam asam nitrat pekat. Setelah larutan ini diuapkan sampai kering dan residu dipijar sampai konstan diperoleh 11,88 g tembaga oksida. Tunjukkan bahwa kedua data di atas mengikuti suatu hukum kimia.Jawab :Komposisi kedua oksida

Eksperimen 1 Eksperimen 2

Massa tembaga 6, 42 g 9, 48 g

Massa oksigen 1, 62 g 2, 40 g

Page 6: S T O I K I O M E T R I

Perbandingan :

Massa tembaga = 6, 42 9, 48

Massa oksigen 1, 62 2, 40

= 3, 96 3, 95

3. Hukum Kelipatan Perbandingan“ Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, maka perbandingan massa dari unsur yang satu, yang bersenyawa dengan jumlah tertentu unsur lain, merupakan bilangan yang mudah dan bulat”

Page 7: S T O I K I O M E T R I

Contoh :Nitrogen dan oksigen dapat membentuk enam macam senyawa.

Senyawa % Nitrogen % Oksigen Massa nitrogen

Massa oksigen I

II

III

IV

V

VI

63,7

46,7

36,9

30,5

25,9

22,6

36,3

53,3

63,11

69,5

74,1

77,3

1 : 0,57

1 : 1,14

1 : 1,74

1 : 2,28

1 : 2,86

1 : 3,42

Page 8: S T O I K I O M E T R I

Perbandingan berat oksigen yang bereaksi dengan satu bagian nitrogen adalah :

0,57 : 1,14 : 1,74 : 2,28 : 2,86 : 3,42

1 : 2 : 3 : 4 : 5 : 6

Perbandingan ini merupakan bilangan yang mudah dan bulat, jadi sesuai dengan Hukum Kelipatan Perbandingan.

4. Hukum perbandingan Timbal-Balik“Jika dua unsur A dan B masing-masing bereaksi dengan unsur C yang massanya sama membentuk AC dan BC, maka perbandingan massa A dan massa B ketika membentuk AC dan BC atau kelipatan dari perbandingan ini.”

Page 9: S T O I K I O M E T R I

Contoh :Dalam Metana 75 g C bereaksi dengan 25 g HDalam karbon monoksida 42,86 g C bereaksi dengan 57,14 g O.Dalam air 11,11 g bereaksi dengan 88,89 g OJawab :Dalam metana 75 g bereaksi dengan 25 g HDalam CO 42,86 g C bereaksi dengan 57,14 g OAtau 75 g C bereaksi dengan

__75__ x 57,14 = 99,99 gram O 42,86Perbandingan hidrogen dan oksigen yang masing-masing bereaksi dengan 75 gram C25 : 99,99 atau 1 : 4

Page 10: S T O I K I O M E T R I

5. Hukum Perbandingan Setara“ Bila suatu unsur bergabung dengan unsur lain, maka perbandingan kedua unsur tersebut adalah sebagai perbandingan massa ekivalennya atau suatu kelipatan sederhana dari padanya.”Contoh :

Hidrogen OksigenAir 1,008 8,000Hidrogen Peroksida 0,504 (½ x 1,008) 8,000

Karbon OksigenKarbondioksida 3,003 8,000Karbonmonoksida 6,005 (2 x 3,003) 8,000

Page 11: S T O I K I O M E T R I

6. Hukum Penyatuan Volume“Pada kondisi temperatur dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas pereaksi dan gas-gas produk-reaksi merupakan bilangan yang mudah dan bulat.”Hidrogen + Oksigen uap air 2 vol 1 vol 2 volHidrogen + Nitrogen ammonia 3 vol 1 vol 2 volPada suatu persamaan reaksi yang sudah setara2 C2H2 (g) + 5 O2 4 CO2 (g) + 2H2O (g)Dua volume C2H2 bereaksi dengan Lima volume O2 menghasilkan 4 volume CO2 dan dua volume H2O.

Page 12: S T O I K I O M E T R I

7. Hukum Avogadro “Pada Temperatur dan tekanan yang sama, volume yang sama dari semua gas mengandung jumlah molekul yang sama.”Contoh :Hidrogen + klor hidrogen kloridan molekul n molekul 2n molekuldibagi dengan n1 molekul + 1 molekul 2 molekulHidrogen klor hidrogen klorida

Page 13: S T O I K I O M E T R I

TEORI ATOM DALTON Ada tiga postulat penting :

1. Materi terdiri dari partikel yang tak dapat dibagi-bagi lagi, yang tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan dan disebut atom.

2. Atom suatu unsur tertentu adalah sama dalam semua hal dan berbeda dari atom unsur lain.

3. Jika atom-atom bergabung membentuk senyawa, perbandingan atom-atom ini merupakan angka yang sederhana.

Dengan teori ini berhasil menjelaskan :1. Hukum Kekekalan Massa (sesuai dengan postulat

pertama)2. Hukum Perbandingan Konstan (sesuai dengan

postulat yang kedua dan ketiga)

Page 14: S T O I K I O M E T R I

Teori atom Dalton dan pengetahuan massa kini

Postulat 1 : atom dapat dibagi-bagi lagi

a. Penembakan dengan partikel sub atom

b. Pembelahan inti (fisi nuklir)

Postulat 2 : Atom suatu unsur dapat berbeda massa (adanya isotop)

Postulat 3 : Ada banyak senyawa yang perbandingan atomnya cukup rumit misalnya C6H7N3O11 dan C18H35O2Na

nN 10

147 HC 3

1126

Page 15: S T O I K I O M E T R I

MASSA ATOM RELATIF Massa atom relatif = Massa suatu atom unsur_

Massa satu atom Hidrogen

Massa Atom relatif = Massa ekivalen x valensi

Massa Ekivalen = Massa atom relatif

Valensi

Massa Atom relatif = ___Massa satu atom unsur___

½ Massa satu atom karbon-12

Page 16: S T O I K I O M E T R I

1. Penentuan Massa Atom relatif

a. Hukum Dulong dan Petit

Untuk unsur logam hasil kali massa atom relatif dan kalor jenis kira-kira 26,8 J mol-1K-1

Massa atom relatif x kalor jenis ~ 26,8

Jika diberi satuan

Massa molar x kalor jenis 26,8 J mol-1K-1

(gram) x ( joule ) J mol-1K-1

mol Derajat x gram

Jika kalor jenis dinyatakan dalam kalori g-1K-1, maka

Massa atom relatif x kalor jenis ~ 6,4

Page 17: S T O I K I O M E T R I

b. Metoda CannizzaroGagasan cannizzaro

Menganggap bahwa hidrogen dan oksigen terdiri atas molekul diatomik.

Menetapkan skala massa molekul berdasarkan massa molekul hidrogen dua satuan dan massa molekul oksigen tiga puluh dua satuan.

Berpendapat bahwa volume yang sama dari semua gas pada suhu dan tekanan yang sama mempunyai jumlah molekul yang sama, sedangkan kerapatan gas berbanding lurus dengan massa dari molekulnya.

Perbandingan yang tetap dari kerapatan gas dan massa molekulnya dihitung berdasarkan skala hidrogen dan skala oksigen.

Page 18: S T O I K I O M E T R I

Dengan perbandingan ini Cannizzaro menghitung massa molekul dari sederetan senyawa berupa gas dari suatu unsur.Persen komposisi unsur-unsur dalam senyawa

diperoleh dari analisis kimia.Dari persen komposisi dan massa dari molekul,

cannizzaro menghitung massa dari atom dalam satu molekul setiap senyawa.

Dengan menganggap bahwa massa unsur dalam satu molekul merupakan bilangan bulat dikalikan dengan massa satu atom, Cannizaro mengambil massa terkecil dari unsur dalam satu molekul senyawa berupa gas sebagai massa satu atom.

Page 19: S T O I K I O M E T R I

Contoh :

Perhatikan unsur X. tentukan massa molekul relatif sejumlah senyawa yang mengandung unsur X. Massa molekul relatif dapat dihitung jika diketahui rapat uapnya dengan menggunakan hukum Avogadro.

Mr = 2 x RH

Massa terkecil dari unsur X yang terdapat dalam satu mol senyawa-senyawa itu adalah massa atom relatif, X.

Page 20: S T O I K I O M E T R I

Cara penentuan massa atom relatif dari karbon

Dari data dalam tabel dapat disimpulkan bahwa massa atom relatif karbon adalah 12.

Senyawa RH Mr % Massa karbon

Massa karbon dalam satu massa molekul relatif

Benzena 39 78 92,3 92,3 x 78 = 72

100

Propana 22 44 81,8 81,8 x 44 = 36

100

Etana 15 30 80,0 80,0 x 30= 24

100

Metana 8 16 75,0 75,0 x 16 = 12

100

Metanol 15 30 40,0 40,0 x 30 = 12

100

Page 21: S T O I K I O M E T R I

c. Metoda Spektrofotometri Massa

Misalnya : Galium mempunyai isotop 69Ga dan 71Ga dengan kelimpahan berturut-turut 60% dan 40%

Massa atom relatif gallium adalah jumlah massa 69Ga dan 71Ga yaitu,

69 x 60 + 71 x 40 = 41,4 + 28,4

100 100

= 69,8

Page 22: S T O I K I O M E T R I

MASSA MOLEKUL RELATIF, MASSA RUMUS RELATIF, MASSA MOLAR

Massa Molekul relatif = Massa suatu molekul senyawa ½ Massa satu atom karbon-

12

Massa molar relatif = Massa satu mol zat ½ Massa satu mol karbon-

12

Jumlah mol = massa massa molar

Page 23: S T O I K I O M E T R I

KONSEP MOL Mol adalah jumlah zat suatu sistem yang mengandung

sejumlah besaran elementer (atom, molekul dsb) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram tepat isotop karbon-12.

Jumlah besaran elementer ini disebut tetapan Avogadro dengan lambang N. tetapan Avogadro yang disetujui.

L = (6,022045 ± 0,000031) x 1023 mol-1

Massa satu atom karbon adalah

12 g mol-1 = 12 = 1,9927 x 10-23 g

L mol-1 6,0220 x 1023

Page 24: S T O I K I O M E T R I

1. Penerapan konsep mol pada gasPersamaan gas ideal adalah PV = n RT.Dengan R adalah tetapan gas untuk semua gas dan n adalah jumlah mol gas. Pada tekanan standar 1 atm (101 325 Pa) dan suhu 273 K (STP), satu mol gas mnempati volume 22,414 L. Secara sederhana digunakan 22,4 L

2. Penerapan konsep mol pada larutanLarutan satu molar (M) adalah larutan yang mengandung satu mol zat terlarut dalam 1 L larutan.

Kemolaran = mol/liter = mmol/ml

Kemolaran = konsentrasi dalam g per L Massa molar zat terlarut

Page 25: S T O I K I O M E T R I

Jumlah mol zat terlarut yang terdapat dalam sejumlah volume larutan dapat dinyatakan dengan

Jumlah mol = kemolaran x volume (L = dm3) Contoh :

Dalam 245 g H3PO4

Hitung :

a. jumlah mol H3PO4

b. jumlah mol setiap unsur

c. jumlah atom setiap unsur

Page 26: S T O I K I O M E T R I

Jawab :Mr = 3 + 31 + 64 = 98

a. jumlah mol H3PO4 = 245 = 2,5 mol 98

b. jumlah atom H = 2,5 x 3 = 7,5 mol jumlah atom P = 2,5 mol

jumlah atom O = 2,5 x 4 = 10 molc. jumlah H = 7,5 x 6,02 x 1023 = 4,5 x 1024

atom jumlah P = 2,5 x 6,02 x 1023 = 1,5 x 1024 atom jumlah O = 10 x 6,02 x 1023 = 6,02 x 1024 atom

Page 27: S T O I K I O M E T R I

PERSEN KOMPOSISI Persen Komposisi (menurut massa) adalah presentase

setiap unsur dalam senyawa.

Presentase Unsur = Massa atom relatif x jumlah atom x 100

Massa rumus relatif Contoh :

Hitung % Na, S dan O dalam natrium sulfat (massa atom relatif : O = 16, Na = 23, S = 32)

Page 28: S T O I K I O M E T R I

Jawab :

Rumus natrium sulfat : Na2SO4

Dalam 1 mol Na2SO4 terdapat

46 g (2 mol) Na

32 g (1 mol) S

64 g (% mol) O

Massa 1 mol Na2SO4

46 g + 32 g + 64 g = 142 g

Page 29: S T O I K I O M E T R I

% Na = 46 x 100 = 32,4 %

142 % S = 32 x 100 = 22,5 %

142 % O = 64 x 100 = 45,1 %

142

Page 30: S T O I K I O M E T R I

RUMUS SENYAWA a. Rumus Empiris

Cara menentukan rumus empiris suatu senyawa dapat dilakukan dalam tahap-tahap berikut :

1. Tentukan massa setiap unsur dalam sejumlah massa tertentu senyawa atau persen massa setiap unsur. Dari data ini dapat diperoleh massa relatif unsur yang terdapat dalam senyawa.

2. Membagi massa setiap unsur dengan massa atom relatif, sehingga memperoleh perbandingan mol setiap unsur atau perbandingan atom.

Page 31: S T O I K I O M E T R I

3. Mengubah perbandingan yang diperoleh pada dua menjadi bilangan sederhana dengan cara membagi dengan bilangan bulat terkecil. Jika perbandingan yang diperoleh adalah 1,5 : 1, kalikan dengan dua untuk memperoleh bilangan bulat (3 : 2).

Jika perbandingan dalam bentuk 1,33 : 1 atau 1,66 : 1 kalikan dengan 3 untuk memperoleh bilangan bulat. (4 : 3) dan (5 : 3).

b. Rumus Molekul

Rumus molekul memberikan jumlah mol (bukan saja perbandingan) setiap jenis atom dalam satu mol molekul senyawa.

Page 32: S T O I K I O M E T R I

Data yang diperlukan untuk menentukan rumus molekul

1. rumus empiris, dan

2. massa molekul relatif (kira-kira)

Contoh :

1. Suatu senyawa sebanyak 10,0 g mengandung 5,20 g seng 0,96 g karbon dan 3,84 g oksigen. Hitung rumus empiris?

Page 33: S T O I K I O M E T R I

Jawab :

Macam unsur Seng Karbon Oksigen

Lambang Zn C O

Perbandingan massa 5,20 0,96 3,84

Massa atom relatif 65 12 16

Perbandingan mol 5,20/65 0,96/12 3,84/16

(atom) = 0,08

1

0,08

1

0,24

3

Rumus empiris ZnCO3

Page 34: S T O I K I O M E T R I

Rumus empiris suatu cairan adalah C2H4O. Tentukan rumus molekul jika massa molekul relatif = 88

Jawab :

Massa rumus empiris relatif

(2 x 12) + (4 x 1) + 16 = 44

Massa molekul relatif = 88 = 2 x massa rumus empiris relatif.

Rumus molekul = 2 x massa rumus = (C2H4O)2

Rumus molekul = C4H8O2

Page 35: S T O I K I O M E T R I

REAKSI KIMIA

1. Macam Reaksi Kimia

a. Reaksi sintetis yaitu pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya.

Fe + Cl2 FeCl2

b. Reaksi metatesis atau pertukaran antar senyawa.

NaCl + AgNO3 AgCl(s) + NaNO3

c. Reaksi penetralan atau reaksi asam basa

HCl + NaOH NaCl + H2O

d. Reaksi redoks

K2SO3 + ½ O2 K2SO4

Page 36: S T O I K I O M E T R I

2. Penyetaraan Persamaan Reaksi Harus diketahui rumus zat pereaksi dan rumus

produk-reaksi Jumlah atom relatif setiap unsur dalam pereaksi

sama dengan jumlah atom unsur dalam produk-reaksi.

Koefisien rumus diubah menjadi bilangan bulat terkecil.

3. Bilangan Oksidasi Bilangan oksidasi setiap atom dalam unsur bebas

sama dengan nol (hidrogen dalam H2, belerang dalam S8, fosfor dalam P4).

Page 37: S T O I K I O M E T R I

Dalam senyawa, bilangan oksidasi fluor sama dengan -1.

Bilangan oksidasi dalam ion sederhana sama dengan muatannya. Dalam senyawa bilangan oksidasi unsur golongan IA sama dengan +1, sedangkan unsur golongan IIA sama dengan +2.

Bilangan oksidasi hidrogen dalam senyawa hidrogen sama dengan +1, kecuali dalam hibrida logam seperti NaH, CaH2, sama dengan -1.

Bilangan oksigen dalam senyawa oksigen sama dengan -2, kecuali dalam peroksida sama dengan -1, dalam OF2 sama dengan +2 dan dalam superoksida sama dengan -½.

Page 38: S T O I K I O M E T R I

Untuk senyawa netral, “jumlah” bilangan oksidasi dikalikan jumlah setiap atom sama dengan nol.

Untuk suatu ion “jumlah” bilangan oksidasi dikalikan jumlah setiap atom sama dengan muatan ion.

4. Penyetaraan Reaksi Redoks

Ada dua cara menyetarakan reaksi redoks yauti cara setengah reaksi dan cara perubahan bilangan oksidasi.

Page 39: S T O I K I O M E T R I

Cara Setengah Reaksi

1. Setiap persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah reaksi.

2. Dalam persamaan reaksi redoks yang sudah setara, jumlah elektron yang dilepaskan pada oksidasinya sama banyak dengan jumlah elektronnya yang diterima pada reduksi.

3. Ada tiga tahap

a. Menuliskan kerangka setengah reaksi

b. Mengimbangkan setiap setengah reaksi

c. Menjumlah kedua setengah reaksi

Page 40: S T O I K I O M E T R I

Contoh :

Setarakan reaksi yang berlangsung dalam suasana asam.

Tahap 1 Menuliskan kedua kerangka setengah reaksi

Tahap 2 Menyetarakan setiap reaksi

a. Mengimbangkan O dengan menambah H2O

3227 SOHCrO 4

3 HSOCr

27CrO

32Cr

32SOH 4HSO

27CrO OHCr 2

3 72

OHSOH 232 4HSO

Page 41: S T O I K I O M E T R I

b. Mengimbangkan H dengan menambah H+

c. Mengimbangkan muatan dengan menambah elektron

HCrO 1427 OHCr 2

3 72

OHSOH 232 HHSO 34

eHCrO 61427 OHCr 2

3 72

OHSOH 232 eHHSO 334

Page 42: S T O I K I O M E T R I

Tahap 3 Menjumlahkan kedua setengah reaksi

Catatan :

Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa, pada tahap 2b sama seperti pada reaksi dalam suasana asam, kemudian ion H+ dihilangkan dengan menambah ion OH- yang sama banyak di kedua ruas.

eHHSOOHSOH

OHCreHCrO

33

72614

4232

232

7

423

3227 34235 HSOOHCrSOHHCrO

Page 43: S T O I K I O M E T R I

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 ruas kanan persamaan reaksi.

d. Hitung jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi.

e. Samakan jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi.

Page 44: S T O I K I O M E T R I

f. Samakan jumlah muatan di ruas kiri dan di ruas kanan dengan menambahkan H+ bila larutan bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basa.

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

Contoh :

Tahap 1

43

3227 HSOCrSOHCrO

43

3227 HSOCrSOHCrO

Page 45: S T O I K I O M E T R I

Tahap 2

+6 +4 +3 +6

Tahap 3

Tahap 4

+2

-6

43

3227 HSOCrSOHCrO

43

3227 2 HSOCrSOHCrO

43

3227 2 HSOCrSOHCrO

Page 46: S T O I K I O M E T R I

Tahap 5

Tahap 6

Tahap 7

43

3227 323 HSOCrSOHCrO

43

3227 3253 HSOCrHSOHCrO

OHHSOCrHSOHCrO 243

3227 43253

Page 47: S T O I K I O M E T R I

5. Ekivalen

Ekivalen asam basa

Satu ekivalen (ekiv) asam adalah sejumlah asam yang dapat menghasilkan satu mol H+. Satu ekivalen basa adalah sejumlah basa yang dapat menghasilkan satu mol OH- atau dapat menetralkan H+

Contoh :

Satu mol HCl menghasilkan 1 mol H+

Satu ekiv HCl = 1 mol HCl = 36,5 g

Satu mol H2SO4 menghasilkan 2 mol H+

Satu ekiv H2SO4 = ½ mol H2SO4 = ½ x 98 g = 49 g

Page 48: S T O I K I O M E T R I

Satu mol NaOH menghasilkan 1 mol OH-

Satu ekiv NaOH = 1 mol NaOH = 40 g

Satu mol Ca(OH)2 menghasilkan 2 mol OH-

Satu ekiv Ca(OH)2 = ½ mol Ca(OH)2 = ½ x 74,08 g = 37,04 g

Ekivalen Redoks

Suatu ekivalen oksidator (zat pengoksidasi) adalah sejumlah zat tertentu yang dapat enerima satu mol elektron (6,02 x 1023 elektron). Satu ekivalen reduktor (zat pereduksi) adalah sejumlah zat tersebut yang dapat memberikan satu mol elektron.

Page 49: S T O I K I O M E T R I

Dalam reaksi redoks

a. Jumlah elektron yang diterima = jumlah elektron yang dilepaskan.

b. Jumlah ekivalen oksidator = jumlah ekivalen reduktor

c. Massa (berat) ekivalen oksidator = massa satumol oksidator di bagi dengan jumlah mol elektron yng diterima (massa satu mol oksidator dibagi dengan jumlah berkurangnya bilangan oksidasi)

d. Massa (berat) ekivalen reduktor = massa satu mol reduktor di bagi dengan jumlah bertambahnya bilangan oksidasi)

Page 50: S T O I K I O M E T R I

Contoh :

1. Jika unsur Fe dioksidasi menjadi FeO, hitung berat satu ekivalen Fe.

Jawab :

Bilangan oksidasi Fe berubah dari 0 menjadi +2. setiap mol Fe melepaskan 2 mol elektron, 1 mol Fe = 2 ekivalen

Berat 1 mol Fe = 2 ekiv = 55,847 g

Berat 1 ekiv Fe = ½ (55,847) = 27,923 g

2. Hitung massa ekivalen V2O5 jika direduksi berturut-turut menjadi VO2, V2O3

Jawab :

Mr V2O5 = (2x51) + (5x16) = 182

Page 51: S T O I K I O M E T R I

V2O5 berubah menjadi VO2

1 mol V2O5 melepaskan 2 mol elektron (bilangan oksidasi +10 berubah menjadi +8)

Massa ekivalen = 182 = 91

2

V2O5 V2O3

1 mol V2O5 melepaskan 4 elektron

(2V(V) 2 V (III)

Massa ekivalen = 182 = 45,5

4

Page 52: S T O I K I O M E T R I

6. Penurunan Persamaan reaksi

Contoh :

Jika suatu hidrokarbon X sebanyak 150 ml bereaksi dalam 750 ml oksigen, terdapat 75 ml oksigen yang tidak bereaksi, terbentuk 450 ml karbon dioksida 450 ml uap air. Turunkan persamaan reaksi dan rumus hidrokarbon X.

Jawab :

Oksigen yang bereaksi 750 ml – 75 ml = 675 ml

X + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)

150 ml 675 ml 450 ml 450 ml

Dari data volume gas yang bereaksi dapat disimpulkan

X + 4½ O2 (g) 3 CO2 (g) + 3H2O (g)

Page 53: S T O I K I O M E T R I

Agar persamaan reaksi setara, maka rumus X adalah C3H6

Jadi persamaan reaksi adalah

7. Pereaksi PembatasDalam suatu reaksi ada pereaksi yang habis bereaksi dan yang berlebihan. Pereaksi yang habis bereaksi disebut pereaksi pembatas.

Contoh :Seng dan oksigen bereaksi membentuk seng oksida sesuai dengan persamaan reaksi

OHgCOOgHC 22263 3)(32

14)(

)(6)(6)(9)(2 22263 gOHgCOgOgHC

Page 54: S T O I K I O M E T R I

Hitung banyaknya ZnO, yang terbentuk jika 28,6 g Zn direaksikan dengan 7,44 g O2

Jawab :

Jumlah mol Zn = 28,6 = 0,438 mol Zn

65,4

Jumlah mol O2 = 7,44 = 0,232 mol O2

32

Jika terdapat 0,438 mol Zn maka O2 yang diperlukan,

½ x 0,48 mol O2 = 0,219 mol O2

Banyaknya ZnO yang terbentuk 0,438 mol (2 x 0,219 mol) = 0,438 x 81,4 g = 35,6 ZnO

ZnOOZn 22 2

Page 55: S T O I K I O M E T R I

8. Persen HasilPersen Hasil = Massa produk nyata x 100

Massa produk menurut perhitunganContoh:

Etilena, C2H4 sebanyak 3,86 g dibakar dengan 11,84 g O2 di udara. Jika CO2 yang terbentuk 6,96 g, hitung persen hasil

Jawab :

Reaksi pembakaran : C2H4

Dari persamaan reaksi terlihat bahwa setiap satu mol C2H4 bereaksi dengan 3 mol O2

OHCOOHC 22242 223

Page 56: S T O I K I O M E T R I

Jumlah mol C2H4 = 3,86 = 0,1378 mol

28

Jumlah mol O2 = 11,84 = 0,370

32

Sesuai dengan persamaan reaksi 0,1378 mol C2H4 akan bereaksi dengan 3 x 0,1378 = 0,4314 mol O2

Oksigen yang tersedia hanya 0,370 mol, berarti oksigen adalah pereaksi pembatas.

Gas CO2 yang dihasilkan

x 0,370 mol = 0,2467 mol = 0,2467 x 44,0 g = 10,85 g

Produk yang nyata 6,96 g

Persen hasil = 6,96 x 100 = 64 %

10,85

3

2