STOIKIOMETRI

Stoikiometri

            Stokiometri berasal dari bahasa Latin (stoicheion; unsur atau bagian; metron: ukuran) mempelajari aspek kuantitatif reaksi kimia atau rumus kimia. Aspek kuantitatif diperoleh melalui pengukuran massa, volume, jumlah dan sebagainya, yang terkait dengan jumlah atom, ion, molekul, atau rumus kimia, serta keterkaitannya dalam suatu reaksi kimia.

I. HUKUM DASAR ILMU KIMIA

a. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)
            Dikemukakan oleh Antoine Laurent Lavoisier (1743-1749)(baca : la-vwah-se) yang menyatakan bahwa:
‘massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi’
Contoh:
   S    +    O 2      → SO 2
32 gr      32 gr          64 gr

=

b. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)
Ditemukan oleh Joseph Louis Proust pada tahun 1799 yang menemukan bahwa: “Perbandingan massa unsur-unsur dalam satu senyawa adalah tertentu dan tetap.”
       Dalam senyawa A_xB_y :

=

            Selain dari hasil percobaan, perbandingan massa unsur dalam senyawa dapat ditentukan dari massa atom relatif unsur.
       Dalam senyawa A_mB_n :

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

c. Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)
Dinyakan oelh John Dalton yanbg aman ia menyelidiki perbandingan unsur-unsur tersebut pada setiap senyawa dan mendapatkan suatu pola keteraturan.

”Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika massa salah satu unsur tersebut tetap sama (tetap), maka perbandingan massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilang bulan dan sederhana”.
Contoh:
– Unsur N dan O dapat membentuk senyawa NO dan NO 2
– Dalam senyawa NO, massa N = massa O = 14 : 16
– Dalam senyawa NO 2 , massa N = massa O = 14 : 32
– Perbandingan massa N pada NO dan NO 2 sama maka
perbandingan massa O = 16 : 32 = 1 : 2

d. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay-Lussac)
            Ditemukan oleh Joseph Louis Gay Lussac (1778-1850) yang telah emlakukan percobaan seperti hasil percobaan di bawah ini :

volume gas hidrogen : klorin : hidrogen klorida = 1 :1 : 2.
volume gas hidrogen : oksigen : uap air = 2 : 1 : 2.

            Kemudian ia menyimpulakan bahwa yang selanjutnya dikenal dengan Hukum Perbandingan Volume yang berbunyi :
“ volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi bila diukur pada suhu dan tekana yang sama, berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana.”

e. Hipotesis Avogadro

“pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas yang volumenya sama akan mengandung jumlah molekul yang sama”

Tabel berikut menunjukkan Hukum, variabel tetap dan rumus yang berlaku pada hukum dasar kimia :
 

B. Massa Atom

            Massa atom terkait dengan partikel terkecil. Oleh karen itu, untuk mengukur massa atom menggunakan sebuah alat bernama spektrometer massa.

 
Gambar (a) Bagan spektrometer massa (b) Contoh kurva hasil pengukuran menggunakan spektrometer massa.

1. Massa Atom Rata-rata                

            Atom-atom unsur yang sama tidak selalu mempunyai massa yang sama dikenal dengan isotop. Massa atom-atom unsur ini dapat dianalogikan dengan massa beras. Meskipun dari jenis beras yang sama, tetapi massa satu butir beras yang satu dengan yang lain tidaklah sama persis. Hasil pengukuran menggunkana spektrometer massa merupkana kurvayang menunjukkan massa dan persentase kelimpahan itorop dari atom-atom tersebut di alam.

Oleh karena itu, atom-atom di alam dapat mempunyai massa-massa yang berbeda, maka massa atom dihitung berdasarkan massa rata-rata dari seluruh atom yang ada di bumi. Dengan menggunkana spektrometer massa diketahui bahwa atom hidrogen merupakan atom yang paling ringan dengan massa 1,67 x 10^-27 kg disebut dengan 1 sma  (satuan massa atom). Contoh lainnya adalah atom karbon yang mempunyai isotop dengan massa 12 sma dan 13 sma, serta atom neon yang mempunyai isotop Ne-20, Ne-21, dan Ne-22 yang masing-masing mempunyai massa 20 sma, 21 sma dan 22 sma. Dengan adanya bebrapa isotop tersebut, maka massa atom merupakan massa rata-rta dari eluruh isotop yang ada di alam.

Contoh Atom klorin di alam terdapat dalam dua macam isotop, yaitu 75% sebagai Cl-35 yang massanya 35 sma, dan 25% Cl-37 yang massanya 37 sma. Massa rata-rata atom klorin adalah : Massa rata-rata arom Cl =                                         =                                         = 35,5 sma

 

2. Massa Atom Relatif (A_r)

            Atom mempunyai masa dalam orde yang kecil sehinga satuannya pun tak mungkin kilogram dan menukurnya pun tak mungkin menggunkana neraca. Maka, para ahli merumuskan bahwa satuan khusus untuk mengukur atom dinamakan ‘satuan massa atom (sma)’.

            Standar satuan massa atom didasarkan pada massa isotop karbon-12 (C-12). Hal ini karena massa karbon-12 memiliki isotop karbon-12 yang mana paling stabil. Penentuab massa isotop C-12 sebagai standar satuan massa atom ditetapkan oleh IUPAC pada tahun 1961 yaitu :

Massa atom C-12 = 12 sma

1 sma =

                                                                          
                                                                     atau

dengan 1 sma = 1,66 x 10^-27 kg

ArX =

                        Massa isotop suatu unsur ditentukan dengan cara membandingkannya dengan massa isotop karbon-12, yang massanya ditetapkan sebesar 12 sma. Berdasarkan perbandingan tersebut, maka massa suatu atom unsur bersifat relatif terhadap massa satu atom karbon-12, sehingga massa atom unsur dinamakan “massa atom relatif” yang dilambangkan dengan Ar. Dalam hal ini, massa atom relatif (Ar) didefinisikan sebagai rata-rata tiap atom suatu unsur dengan seperduabelas massa satu atom karbon-12 dan tidak memiliki satuan”, yang secara sistematis dapat dinyatakan :

Contoh Soal 1. Jika massa rata-rata 1 atom N adalah 14 sma, berapa massa atom relatif N?     Jawab :     ArX =           =     = 14 2. Jika massa 1 atom C-12 adalah 1,99 x 10-26 kg, berapa massa rata-rata 1 atom magnesium (Ar Mg =24) ? Jawab :     Ar Mg =     24       =         = 24 x  x 1,99 x 10-26 kg                                                             = 3,98 x 10-26 kg

                                       
dengan :
ArX                                 = Massa Atom relatif X
Massa 1 atom Cl-12        = 12 sma

3. Massa Molekul Relatif dan Massa Ruus Relatif (M_r)

MrAxBy = Dan bila dijabarkan lebih lanjut : MrAxBy = Sehingga dapat disederhanakan menjadi :

            Molekul merupakan gabungan dari dua atom atau lebih. Oleh karena itu, massa molekul ditentukan oleh massa atom-atom penyusunnya, yaitu merupakan jumlah dari massa seluruh atom yang menyusun molekul tersebut. Bagi senyawa ion, dimana struktur tidak dapat ditentukan dengan pasti, massa molekul tidak tepat untuk digunakan. Oleh karena itu, massanya dihitung berdasarkan setiap satuan rumus empirisnya dan dinamaan sebagai massa rumus.

MrAxBy = (x Ar A + y Ar B )

 

Contoh Soal Hitunglah Mr (NH4)2SO4 jika diketahui : Ar N = 14, H = 1, S =32, dan O =16. Jawab :  Mr(NH4)2SO4                         = 2 X ArN + 8X Ar H + 1 Ar S + 4 x Ar O                                     = (2X14) +(8X1) +(1X32)+(4X16)                                     = 28+8+32+64                                      = 132.

            Jadi, massa molekul relatif suatu senyawa molekul merupakan jumlah massa atom relatif dari seluruh atom penyusun molekul, sedangkan massa rumus relatif suatu senyawa ion merupakan jumlah massa atom relatif dari seluruh atom penyusun satu sayuan rumus kimia senyawa tersebut.

C. Mol
            Menurut Dalton, reaksi kimia adalah proses penataan ulang susunana tom-atom dalam suatu molekul. Diawali dari terurainya atom-atom dari suatu molekul, kemudian bergabung kembali dengan susunan yang berbeda membentuk molekul berbeda.

Contoh Gas oksigen dan hidrogen bereaksi membentuk air. Reaksi dimulai oleh terpecahnya molekul gas oksigen dan molekul gas hidrogen menjadi atom-atom oksigen dan hidrogen. Kemudian, atom-atom oksigen dan hidrogen tersebut bergabung membentuk molekul baru (air) seperti berikut : Reaksi : 2H2(g) + O2(g) à 2H2O(g)

 

1 mol zat = 6,02 x 1023 partikel

           
            Untuk menentukan ukuran jumlah partikel agar lebih praktis digunakan satuan mol. Satu mol adalah sejumlah partikel yang terkandung di dalam suatu zat yang jumlahnya dama dengan banyaknya atom yang terdapat di dalam 12,00 gram C-12. Dari percobaan yang dilakukan oleh Joseph Loschmidt dan dibenarkan oleh Avogadro yang kemudian diberi nama Bilangan Avogadro atau tetapan avogadro yang diberi lambang L (diambil dari nama Loschmidt) menyatakan bahwa :

1. Massa Molar

            Yaitu massa zat itu yang sama dengan massa atom atau massa rumus zat tersebut dinyatakan dalam gram. Satuan massa molar adalah gram mol^-1 atau gram/mol.

Massa molar (M) = Massa 1 mol zat X = (Ar X) gram

            Hubungan antara massa molar dengan massa atom relatif :

Massa molar (M) = Massa 1 mol zat AxBy = (MrAxBy)

Karena Mr dari suatu molekul atau satuan rumus kimia senyawa adalah jumlah Ar dari atom-atom penyusunnya maka :

                  

Massa = n (mol) x M (gram/mol)

n =

Jumlah mol suatu zat =

            Dengan menggunakan pengertian massa molar (M), maka jumlah mol suatu zat dapat dihitung dengan cara :

                                                                    Atau                           dan

dengan, n        = Jumlah mol zat (mol)
              a        = Massa zat (gram)
              M       = massa molar =Mr (gram/mol)

Contoh Soal 1. Berapa massa gas NH3 yang mengandung 6,02 x 1022 molekul NH3  jika diketahui Ar N = 14 dan H =1? Jawab : n NH3 =  = 0,1 mol.         Massa NH3 = 0,1 x 17 ram/mol = 1,7 gram. 2. Berapa jumlah molekul yang terdapat dalam 8 gram gas O2 (Ar O = 16) ? Jawab : MrO2 = 1x 16 = 32                         Jumlah molekul = n xL M O2 = 32 gram/mol                      Jumlah molekul = 0,25 mol x 6,02 x 1023 molekul/ mol n        =  = 0,25 mol     Jumlah molekul = 1,505 x 60 gram/mol = 9 gram

 

2. Volume Molar

Contoh soal Berapakah massa 10 liter CH4 (Mr =16) jika diukur pada 0°C dan tekanan 1 atm ? Jawab : Jumlah mol CH4 =  = 0,446 mol.    Massa gas CH4 = 0,446 mol x 16 gram/mol  = 7,312 gram.

V = n mol x 22,4 L/Mol

            Volume molar gas adalah volume 1 mol gas pada suhu dan tekanan tertentu, Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar atau STP (Standard Temperature and Presure), yaitu pada suhu 0°C dan tekanan 1 atm, volume molar gas disebut sebagai Volume Molar Standar.
                                                                    dengan: V = volume gas pada 0°C, 1 atm (L)
                                                                                   n   =  jumlah mol gas (mol)

D. Hukum-Hukum Tentang Gas

V1 : V2 = n1 : n2

1. Hipotesis Avogadro
                  “ Perbandingan volume gas akan sama dengan Perbandingan mol gas “

Contoh soal Berapa Volume 3 gram gas NO yang diukur pada suhu dan tekanan di mana 1 gram gas CH4 volumenya 1,5 liter (Ar N = 14, O = 16, C = 12, dan H = 1)? Cara 1 : Dengan volume molar. Jumlah mol dari 1 gram CH4 =  =  mol. Volume dari  mol CH4 = 1,5 liter. Maka, volume dari 1 mol CH4 =  = 24 liter. Berdasarkan hipotesis Avogadro, pada suhu an tekanan yang sama, 1 mol gas CH4 yang volumenya 24 liter berlaku juga untuk volume 1 mol gas NO, yaitu sebesar 24 liter. Jumlah mol dari 3 gram gas NO =  = 0,1 mol.                                 Volume NO = 0,1 mol x 24 liter/mol =2,4 liter. Cara 2 : Dengan hipotesis Avogadro. Diketahui hasil cara 1 ,n NO = 0,1 mol; V NO = ? liter; n CH4= mol;V CH4=1,5 liter. Menurut hipotesis Avogadro, V NO : V CH4 = n NO : n CH4 V NO =  x V CH4  =  x 1,5 liter = 2,4 liter.

 

2. Hukum Gas Ideal

            Beberapa hukum tentang gas yang berlaku pada gas ideal :
   1. Hukum Boyle menyatakan bahwa pada suhu tetap, tekanan dari sejumlah mol gas yang     ssama berbanding terbalik dengan volumenya, atau P = 1/V pada T tetap.

2. Hukum Charles menyatakan bahwa volume sejumlah mol gas yang sama pada tekanan tetap berbanding lurus dengan suhu mutlaknya, atau V=T pada P tetap.

3. Hukum Avogadro menyatakan bahwa pada tekanan dan suhu tetap, volume suatu gas berbanding lurus dengan jumlah mol gas, atau V = n, pada P dan T tetap.

PV = nRT

V =

V =R

Dari ketiga hukum tersebut didapatkan satu persamaan tunggal untuk perilaku gas (Persamaan gas ideal) , yaitu :                                   

                                                   Atau                                        Atau

               
Dengan : P= tekanan (Atmosfer) ; T=Suhu Mutlak(Kelvin), K=°C+273; V=Volume(Liter);           n=jumlah mol(mol) ; R= tetapan gas ideal yang nilainya 0,082 L atm mol^-1 K^-1.

Contoh Soal Berapa tekanan tabung gas LPG yang volumenya 30 liter agar pada 27°C di dalamnya berisi gas CH4 sebanyak 12 kg? (Diketahui Mr CH4 =16 dan dianggap bahwa CH4 merupakan gas ideal). Jawab : Mr CH4 = 16 M CH4 = 16 gram/mol 12 kg CH4 =12.000 gram CH4 Jumlah mol CH4 =  = 750 mol Dari rumus gas ideal, didapatkan P = Maka P=  = 615 atm.

 

E. Interkonversi Mol-Gram-Volume

N mol

b partikel

n x M

n x 6,02 x 1023

a gram

 

n x 22,4

V liter pada 0°C, 1 atm

 

Gambar Skema pengubahan satuan jumlah.

F. Perhitungan Kimia

1. Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul

            Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan jenis dan perbandingan terkecil atom-atom unsur yang menyusun suatu senyawa. Contoh dari rumus empiris yaitu CH₂, CH₂O, CH dsb. Adapun Cara menentukan rumus empiris senyawa adalah sebagai berikut :
a. Tentukan jumlah mol setiap unsur penyusun senyawa;      
b. Tentukan perbandingan mol terkecil atom unsur-unsurnya.

            Sedangkan rumus molekul adalah rumus yang menyatakan jumlah atom-atom unsur yang menyusun satu molekul senyawa. Contoh dari rumus molekul sendiri yaiti C₂H₄, C₆H₁₂O₆, C₂H₂, dsb. Adapun cara menentukan rumus molekul senyawa adalah sebagai berikut :
a. Tentukan rumus empiris senyawa terlebih dahulu;
b. Cari massa molekul relatif (Mr) senyawa.

RM = (RE)n

            Contoh rumus empiris yang sekaligus rumus molekul yaitu H₂O, H₂SO₄, HNO₃, NH₃, H₂S, dsb.  Adapun hubungan Rumus Molekul (RM) dengan Rumus Empiris (RE) ditunjukkan oleh persamaan:

Contoh soal Dalam 6 gram senyawa karbon (Mr=60), terdapat 2,4 gram karbon, 0,4 gram hidrogen, dan sisanya oksigen (Ar C=12, H=1, O=16). Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa itu ! Pembahasan : a. Jumlah mol dalam 2,4 gram karbon (C) =  =  = 0,2 mol.     Jumlah mol dalam 0,4 gram hidrogen (H) =  =  = 0,4 mol.     Jumlah mol dalam 3,2 gram Oksigen (O) =  =  = 0,2 mol. Perbandingan jumlah mol C : H : O = 0,2 : 0,4 : 0,2                                                      = 1 : 2 : 1 b. Dari soal (a), diketahui umus empiris senyawa CH2O Misalkan rumus molekul senyawa adalah (CH2O)X.     Mr (CH2O)X                = 60     (12 + 2 + 16)x         = 60                         30 x     = 60                              x     = 2 Jadi, rumus molekul senyawa itu adalah (CH2O)2 atau C2H4O2.

                                                                                    Dengan n = 1, 2, 3, ...

2. Persentase Unsur dalam Senyawa

            Karena massa  atom suatu unsur sudah tertentu, maka dari rumus kimia tersebut dapa tpula ditentukan persentase atau komposisi masing-masing unsur dalam suatu zat. Maka secara umum persentase unsur dalam senyawa dapat dirumuskan :

% A dalam AmBn =  x 100 % % B dalam AmBn =  x 100 %

Contoh Soal Tentukan komposisi masing-masing unsur dalam senyawa Al2O3. (Ar Al=27 dan O=16). Jawab : Dimisalkan Al2O3 sejumlah 1 mol, berarti massanya = 102 gram (Mr Al2O3 = 102). Setiap 1 mol Al2O3  mengandung 2 mol Al = 2 x 27 gram = 54 gram. Maka persentase massa Al dalam Al2O3 =  x 100 % = 52,94%. Setiap 1 mol Al2O3  mengandung 3 mol atom O = 3 X 16 gram = 48 gram. Persentase massa O dalam Al2O3  =  x 100 % = 47,06 %.

 

Contoh Soal Hitunglah berapa kg CaO yang dapat diperoleh dari 1 ton batu kapur yang mengandung 90% CaCO3. Diketahui Ar Ca = 40, C =12, dan O =16. Jawab : Massa CaCO3 dalam 1 ton batu kapur =  x 1000 kg = 900 kg. Massa CaO =  x 900 kg =  x 900 kg = 504 kg.

Massa A dalam p gram AmBn =  x p gram

                 Adapun persamaan untuk mencari massa senyawa (unsur) dalam sejumlah massa zat sebagai berikut :

G. Kadar Zat dalam Campuran

            Larutan merupakan campuran yang homogen dan komposisinya tidak tentu. Perbandingan relatif zat terlarut terhadap pelarut dari suatu larutan disebut dengan konsentrasi atau kepekatan. Apabila suatu larutan mengandung jumlah zat terlarut yang besar (dalam sejumlah pelarut tertentu), maka dikatakan sebagai larutan yang berkonsentrasi tinggi atau larutan pekat. Sebaliknya, apabila zat terlarut jumlahnya sangat sedikit dibandingkan dengan jumlah pelarutnya, maka dikatakan sebagai larutan encer.

            Konsentrasi larutan secara kuantitatif dinyatakan dalam berbagai satuan, misalnya persentase zat dalam campuran (%), bagian per juta atau part per million (ppm), molar (M), molal (m), dan fraksi mol (X).

1.Persen (%)

a. Persen massa (%)

“Persen massa menyatakan massa suatu zat (dalam gram) yang terdapat dalam setiap 100 gram campuran”

% massa =  x 100%

                                                                                                                                  

Contoh Soal Berapa gram NaOH yang terdpaat dalam 500 ml larutan NaOH 20% jika massa jenis larutan dianggap 1 g/mL? Jawab : Massa Larutan = 1 g/mL x 500 mL = 500 gram Kadar larutan 20%, maka massa NaOH dalam larutan adalah :  x 500 gram = 100 gram.

 

b. Persen Volume (%)

% volume=  x 100%

“Persen volume menyatakan volume zat yang terdapat dalam setiap 100 bagian volume campuran”

Contoh Soal Berapa volume air (dalam mL) yang harus ditambahkan ke dalam 40 mL larutan alkohol 40% agar didapatkan larutan alkohol 10%? Jawab : V alkohol dalam 40 mL larutan alkohol 40% adalah :  = 16 mL. Misalnya air yang ditambahkan x mL, maka V campuran menjadi : Vakhir = (40+x) mL Maka, 10%                         =  x 100%              400+10x                = 1.600                 10x                        = 1.200                 x                              = 120 mL. Jadi, volume air yang harus ditambahkan adalah 120 mL.

 

2. Bagian Per Juta (bpj) atau Part Per Million (ppm)

ppm/bpj=  x 1.000.000

            Kadar zat yang sangat kecil dalam campuran dapat dinyatakan dengan ukuran bagian per juta, yaitu kadar zat yang menyatakan banyaknya bagian zat yang terdapat dalam setiap satu  juta bagian campuran.

Contoh Soal Kadar gas metana di udara maksimum hanya diperbolehkan sebesar 0,0002% volume. Berapa kadar gas metana tersebut jika dinyatakan dalam satuan bpj? Jawab : Misalkan volume udara 100 mL maka volume metana adalah 0,0002 mL. Kadar metana =  x 1.000.000 = 2 bpj.

 

3. Molaritas (M)

M=

            Molaritas atau kamolaran suatu larutan menyatakan banyaknya mol zat terlarut yang terlarut di dalam satu iter larutan. Volume satu liter yang dimaksud termasuk volume zat terlarut dan volume pelarutnya. Secara kuantitatif, molaritas merupakan perbandingan antara mol zat terlarut tiap liter larutan dan dapat dirumuskan sebagai :

Contoh Soal Pada botol reagen yang berisi larutan NaOH tertulis label “NaOH 0,1 M”. a. Apa arti dari label tersebut? b. Bila di dalam botol tersebut hanya berisi 250 mL larutan, berapa mol NaOH yang terlarut di dalamnya? Jawab : a. Larutan NaOH 0,1 M, artinya dalam satu liter larutan terlarut NaOH 0,1 mol NaOH. b. Bila volumenya 250 mL, jumlah mol NaOh yang terlarut sebanyak                 n = M x v = 0,1 mol/L x 0,25 L = 0,025 mol.

                                      Dengan, M = molaritas (mol/L atau mol dm^-3)
                                                    n   = mol zat terlarut (mol)
                                                    V  = volume larutan (liter atau d³)

4. Molaritas (m)

            Molaritas atau kemolaran menyatakan banyaknya mol zat yang terlarut dalam setiap 1.000 gram pelarut. Perbedaan antara molaritas dan molalitas terletak pada jumlah pelarutnya. Untuk molalitas, pelarutnya harus 1.000 gram, sedangkan untuk molaritas, volume pelarut dan at terlarut 1 liter.Untuk larutan dalam air, massa pelarut dapat dinyatakan dalam volume pelarut, sebab massa jenis air adalah 1 gram mL^-1. Secara matematis, didapat persamaan :

Contoh Soal Hitunglah molaritas larutan yang terjadi bila 24 gram kristal MgSO4 dilarutkan dalam 400 gram air. (Mr MgSO­4 =120). Jawab : n =  mol = 0,2 mol          p = 400 gram                n=0,2 x  = 0,6 molal

m=

                                                Dengan, m = molaritas larutan (mol/kg)
                                                               n  = jumlah mol zat terlarut (mol)
                                                               p  = massa pelarut (kg)

5. Fraksi mol (X)

XB =

XA =

            Fraksi mol suatu zat dalam suatu larutan menyatakan perbandingan banyaknya mol dari  zat tersebut terhadap jumlah mol seluruh komponen dalam larutan. Bila n_A mol zat A bercampur dengan n_B mol zat B, maka fraksi mol zat A (X_A) dan fraksi mol zat B (X_B) dinyatakan dengan :

                                                                          Dan

Sehingga, X_A + X_B  =  + X_B =

Contoh Soal Hitunglah fraksi mol glukosa dalam larutan glukosa 36% . (Mr glukosa =180 dan Mr Air=18). Jawab : Misalnya dianggap  massa larutan keseluruhan adalah 100 gram , maka : Massa glukosa    = 36 gram Massa air            = 64 gram

                 X_A + X_B = 1.

nglukosa =  mol = 0,2 mol.                                       nair =  mol = 3,56 mol. Xglukosa =  mol = 0,053.                                   Xair =  mol = 0,947.

 

6. Pengenceran larutan

n (sebelum pengenceran) = n (Sesudah pengenceran)

            Pengenceran larutan adalah penambahan zat pelarut ek dalam suatu larutan. Oleh karena itu pada pengenceran larutan, nilai molaritas larutan akan menjadi lebih kecil daripada sebelumnya, sebab pada peristiwa tersebut jumlah zat terlarutnya teatp (n terlarut tetap), tetapi volume larutan menjadi besar. Oleh karena jumlah mol zat terlarut tetap, maka :

M  =

n = V x M

 

Dan dari rumus molaritas :                                  maka,

n1 = n2

V1 x M1 =  V2 x M2

           
            Jika jumlah mol sebelum pengenceran dianggap n₁ dan sesudah pengenceran dianggap n_2, maka :

Contoh Soal Larutan NH3 2 M yang volumenya 100 mL diencerkan dengan air sampai volumenya 500 mL Berapa molaritas larutan encer yang terjadi? Jawab: Diketahui : M1 = 2 M ; V1 = 100 mL dan V2 = 500 mL. Ditanya     : M2...? Penyelesaian : V1   x M1 =  V2 x M2 100 x 2     = 500 x M2 M2              =  = 0,4.

                                                       Dan berlaku pula :

7. Pencampuran Larutan dengan Konsentrasi Berbeda

n1 +  n2 = ncampuran

            Bila dua larutan yang berbeda konsentrasinya dicampurkan, maka konsentrasi larutan yang terjadi akan berubah. Pada larutan yang baru, jumlah mol zat terlarut merupakan jumlah total dari mol zat dalam kedua larutan tersebut. Demikian pula untuk volumenya. Persamaan:

(V1 x M1) + (V2 x M2) =  (V x M)campuran

                                                                                                   
dengan menggunakan persamaan n = M x V, maka didapatkan        :

Contoh Soal Larutan HCl 2 M yang volumenya 100 mL dicampur  dengan larutan HCl 0,1 Ml yang volumenya 400 mL. Berapa molaritas larutan yang terjadi? Jawab: (V1 x M1) + (V2 x M2)    =  Vc x Mc (100 x 2)   + ( 400 x 0,1)   = 500 x Mc 200 + 40                                = 500 x Mc Mc                                                                =  = 0,48 M.

 

8. Membuat Larutan Dengan Konsentrasi Tertentu

Contoh Soal Jelaskan langkah-langkah untuk membuat 500 mL larutan NaOH 0,2 M. (Mr NaOH = 40). Jawab : Langkah-1 : Menghitung massa NaOH yang harus ditimbang,  V = 500 mL = 0,5 liter, M = 0,2 M. n = M x V = 0,2 mol/L x 0,5 L = 0,1 mol. Massa NaOH = 0,1 mol x 40 gram/mol = 4 gram. Langkah-2: Menimbang 4 gram kristal NaOH dengan teliti. Langkah-3 : Memasukkan kristal NaOH ke dalam labu takar yang volumenya 500 mL, kemudian ditambah air suling sampai setengahnya, dan digoyang sampai larut. Langkah-4 : Tambahkan dengan dengan hati-hati air suling ke dalam larutan tersebut sampai tanda batas.

a. Membuat larutan dari zat padat (kristal)    
            Hal yang perlu dipersiapkan yaitu menimbang dengan teliti zat padat yang akan dilarutkan, dengan terlebih dahulu menghitung berapa gram yang diperlukan. Selanjutnya mempersiapkan peralatan untuk melarutkan. Untuk membuat larutan dengan konsentrasi tertentu secara teliti, digunakan labu takar atau labu volumetrik yang hanya dapat digunakan untuk mengukur satu ukuran volume misalnya 25 mL, 50 mL, 100 mL, 250 mL, dan 500 mL. Untuk pengukuran kurang teliti dapat digunakan gelas kimia atau silinder ukur. Peralatan lain yang mungkin diperlukan adalah botol semprot dan pipet tetes.

Adapun caranya yaitu: 1. Masukkan sebanyak 4 gram NaOH ke dalam labu takar. 2. Tambahkan air suling ke dalam labu takar untuk melarutkan NaOH. 3. Goyang labu takar sampai larut. 4. Tambahkan air suling sampai garis batas dengan pipet. 5. Labu takar ditutup dan dibalikkan beberapa kali agar NaOH terlarut merata.

B. Membuat larutan dari larutan pekat

Contoh Soal Tersedia larutan H2SO4 pekat yang kadarnya 98% dengan masa jenis 1,8 gram/mL. Larutan yang diperlukan adalah H2SO4 2 M sebanyak 500 mL. Langkah-langkah untuk membuat larutan ini adalah sebagai berikut. a. Menentukan molaritas H2SO4 pada larutan pekat.             Massa jenis H2SO4 pekat = 1,8 gram/mL             maka massa 1 liter larutan H2SO4 pekat = 1,8 g/mL x 1.000 mL = 1.800 gram. Kadar H2SO4 dalam larutan=98% maka  massa H2SO4 dalam 1 L larutan =  x 1.800 gram. Oleh karena itu Mr H2SO4 adalah 98, maka jumlah mol H2SO4 di dalam larutan pekat =  : 98 = 18 mol. Jadi, dalam 1 liter larutan pekat H2SO4 terdapat H2SO4 sebanyak 18 mol, sehingga molaritas H2SO4 di dalam larutan pekat = 18 M. b. Menghitung volume yang diperlukan untuk diambil (diencerkan) agar diperoleh 500 mL larutan H2SO4 2 M.        M1V1 = M2V2                18 x V1 = 2 x 500                  V1 =  mL = 55,56 mL. c. Mengambil larutan H2SO4 pekat dengan menggunakan pipet volumetri sebanyak 55,56 mL; kemudian dimasukkan ke dalam labu takar 500 mL. d. Menambahkan air suling ke dalam labu takar dengan hati-hati sampai tanda batas.

            Adapun contoh senyawa-senyawa berbentuk larutan pekat (cairan murni) yaitu seperti amonia (NH₃), asam sulfat (H₂SO₄), asam klorida (HCl), dan asam-asam lain. Untuk membuat larutan dengan konsentrasi tertentu dari larutan ini digunakan prinsip pengenceran.

H. Pehitungan Kimia dalam Persamaan Reaksi

1. Stokiometri Persamaan Reaksi

            Persamaan reaksi juga menunjukkan jumlah partikel-partikel yang terlibat reaksi. Perbadningan jumlah molekul-molekul yang beraksi dan yang dihasilkan dari reaksi ditunjukkan oleh koefisien persamaan reaksi tersebut. Hal ini mengukuhkan bahwa dalam persamaan reaksi masih tetap berlaku hukum kekekalan massa.

Contoh Reaksi pembakaran etana : 2C2H6(g)       +  7O2                                               4CO2(g)       +6H2O(g) (2 molekul)     (7 molekul)                                 (4 molekul)   (6 molekul)

Contoh Soal Sebanyak 5,4 gram logam aluminium direaksikan dengan larutan asam klorida 2 M hingga semua aluminium habis bereaksi dengan reaksi : Al(s) + HCl(aq) AlCl3(aq) + H2(g) (belum setara) a. Berapa liter gas hidrogen yang dihasilkan diukur pada STP? (Ar Al = 27; Cl=35,5 ; dan H=1) b. Berapa volume HCl 2 M paling sedikit yang harus direaksikan agar semua aluminium habis bereaksi ? Jawab: Langkah-langkah penyelesaian : 1. Setarakan dahulu persamaan reaksinya. 2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) +3H2(g) 2. Tentukan apa yang diketahui, ubahlah menjadi mol.      Diketahui massa Al = 5,4 gram.      Jumlah mol Al =  = 0,2 mol. 3. Carilah perbandingan mol zat yang didasarkan pada persamaan reaksi setara. Dari persamaan reaksi, mol Al : mol HCl : mol H2 = 2 : 6 : 3.  Perbandingan tersebut menunjukkan bahwa setiap 2 mol Al akan menghasilkan 3 mol gas H2 sehingga untuk 0,2 mol Al akan : a. Menghasilkan gas H2 = x0,2 mol = 0,3 mol  b. Memerlukan larutan HCl = x0,2 mol = 0,6 mol

 

4. Ubahlah satuan zat yang ditanyakan dari mol menjadi satuan yang dikehendaki, Pada soal ini, gas hidrogen dinyatakan dalam satuan liter pada STP.             V = n x volume molar = 0,3 mol x 22,4 liter/mol = 6,72 liter. 5. Volume HCl yang diperlukan minimal 0,6 mol. Oleh karen konsentrasi HCl 2 mol/L, maka V HCl =  = 0,3 liter atau 300 mL.

 

2. Air Kristal

            Kristal merupakan zat padat yang bentuknya teratur. Kristal umumnya terbentuk dari suatu zat cair atau larutan yang mengalami proses pemadatan atau penguapan secara perlahan-lahan. Contohnya, bila larutan tembaga (II) sulfat diuapkan airnya maka akan terjadi kristal terusi. Air yang terjebak di dalam kristal disebut air kristal.

Contoh Soal Kristal Zn(NO3). xH20 dipanaskan hingga semua air kristalnya menguap. Ternyata, massanya berkurang 36,54%. Jika diketahui Ar Zm =65, N= 14, O=16, dan H =1. Tentukan nilai x. Jawab : Misal massa kristal = 100 gram Massa kristal berkurang 36,54% sehingga massa kristal yang tersisa adalah : Massa Zn(NO3)2 = (100-36,54) gram = 63,46 gram. Massa H2O = 36,54 gram. Perbandingan mol Zn(NO3)2 : H2O =  :  = 0,34 : 2,03 = 1 : 6. Jadi, nilai x adalah 6 dan rumus kimia kristalnya adalah Zn(NO3)2.6H2O

            Penentuan jumlah kristal apat dilakukan dengan berbagai cara, mialnya dengan memanaskan kristal sehingga air kristalnya terlepas. Kemudian, dari masa kristal sebelum dan sesudah pemanasan dapat ditentukan massa air kristalnya.

3. Pereaksi Pembatas

            Bila dua zat direaksikan akan didapat dua kemungkinan. Kemungkinann pertama, kedua reaksi tepat habis bereaksi dan kemungkinan kedua, salah satu pereaksi habis sedangkan pereaksi yang lain bersisa. Pereaksi yang habis akan membatasi hasil reaksi yang didapat. Pereaksi yang membatasi hasil reaksi disebut pereaksi batas (pereaksi pembatas).

Contoh Soal Larutan KI 1 M yang volumenya 1 mL direaksikan dengan 75 mL Larutan Pb(NO3)2 1 M dengan reaksi : Kl(aq) + Pb(NO3)2(aq)                   Pbl2(s) +KNO3(aq) (belum setara) a. Tentukan pereaksi pembatasnya. b. Hitunglah massa endapan Pbl2 yang dapat dihasilkan jika diketahuo Ar Pb=207 dan l=127. c. Tentukan zat yang tersisa dan jumlahnya. Jawab : Langkah-langkah penyelesaian : 1) Ubah satuan jumlah zat yang ada menjadi satuan mol. Diketahui : Larutan KI=1 M, 100 mL.                    Larutan Pb(NO3)2 = 1 M, 75 mL      n KI = 1  x 0,1 liter = 0,1 mol.       n Pb(NO3)2 = 1  x 0,075 liter = 0,075 mol 2) Tulis persamaan reaksi dan setarakan. 2Kl(aq) + Pb(NO3)2(aq) Pbl2(s) +2KNO3(aq) 3) Cari perbandingan mol dan tentukan zat yang habis bereaksi. 2Kl(aq)      + Pb(NO3)2(aq) Pbl2(s) +2KNO3(aq) 0,1 mol       0,075 mol             Jumlah mol dibagi dengan koefisiennya dan pereaksi yang hasil baginya kecil berarti habis bereaksi (sebagai pereaksi pembatas).  2Kl(aq)      + Pb(NO3)2(aq) Pbl2(s) +2KNO3(aq)     = 0,050 mol   0,075 mol Hasil bagi mol dengan koefisien menunjukkan bahwa KI habis bereaksi. 4) Karena KI sebagai pereaksi pembatas, maka jumlah mol KI sebanyak 0,1 mol sebagai dasar untuk menghitung jumlah mol Pb(NO3)2 yang bereaksi. 5) Dengan menggunakan perbandingan koefisien tersebut maka :            2Kl(aq) + Pb(NO3)2(aq) Pbl2(s)           + 2KNO3(aq) Tersedia         :  0,1 mol        0,075 mol Bereaksi         : -0,1 mol        -0,050 mol                  +0,050 mol       +0,050 mol Setelah reaksi :      0              0,025 mol                   0,050 mol       0,050 mol