Stoikiometri

Oleh: @Kel-P09,@P09-Rosa,@P17-Gimawati

      

I.            Pendahuluan

      Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani, stoicheion (unsur) dan metron (pengukuran).

Bab ini mempelajari tentang Stoikiometri yang berhubungan dengan Hukum Dasar Kimia,Hukum Penyatuan Volume dan Avogadro,Teori Atom Dalton,Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif,Konsep Mol,Rumus Kimia,Biloks,Persamaan Reaksi,Kemolaran,Perhitungan Kimia.

Pembahasan

Hukum-Hukum Dasar Kimia

              Hukum-hukum dasar kimia adalah hukum yang menunjukan hubungan kuantitatif pada zat yang terlibat dalam suatu reaksi. Hukum dasar kimia terdiri dari hukum kekekalan massa,hukum perbandingan tetap,dan hukum perbandingan berganda.

1.       HUKUM KEKEKALAN MASSA (HUKUM LAVOISIER)

           "Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap".

Contoh:
hidrogen + oksigen = hidrogen oksida

(4g) (32g) (36g)

2.       HUKUM PERBANDINGAN TETAP (HUKUM PROUST)

           "Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap".

Contoh:

a.                    Pada senyawa NH3 : massa N : massa H

                        1 Ar . N : 3 Ar . H       = 1 (14) : 3 (1)             = 14 : 3

b.                   Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0

= 1 Ar . S : 3 Ar . O

= 1 (32) : 3 (16)

= 32 : 48

= 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust:

bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut maka massa unsur lainnya dapat diketahui.

3.       HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON

             "Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan seederhana.”
Contoh:
Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,
NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8

NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16

Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2

Teori Atom Dalton

                John Dalton (1807) merumuskan pernyataan yang disebut teori atom Dalton.

1.      Materi terdiri atas partikel terkecil yang disebut atom. Atom tidak dapat dibagi,tidak dapat diciptakan,dan dimusnakan.

2.      Atom suatu unsur mempunyai sifat yang sama dalam segala hal (ukuran,bentuk,dan massa) tetapi berbeda-beda sifatnya dari atom unsur lain.

3.      Reaksi kimia adalah penggabungan,pemisahan,atau penyusunan kembali atom-atom.

4.      Atom suatu unsur yang dapat bergabung dengan atom unsur lain membentuk senyawa.

        Jika ditinjau dari teori modern terdapat beberapa kelemahan teori atom Dalton yaitu sebagai berikut.

1.      Dalton menyatakan bahwa atom tidak dapat dibagi lagi.Tetapi kini telah dibuktikan bahwa atom terbentuk dari partikel dasar yang lebih kecil yaitu neutron,proton,dan elektron.

2.      Menurut Dalton,atom tidak dapat diciptakan atau pun dimusnahkan.ternya dengan reaksi nuklir satu atom dapat diubah menjadi atom unsur lain.

3.      Dalton menyatakan bahwa atom suatu unsur sama dengan segala hal.sekaang ternyata ada isotop,yaitu atom unusr yang sama tetapi massa nya berbeda.

4.      Perbandingan unsur dalam suatu senyawa menurut Dalton adalah bilangan bulat yang sederhana.Tetapi kini semakin banyak ditemukan senyawa dengan perbandingan yang tidak sederhana.

Hukum penyatuan volume

               “Pada kondisi suhu dan tekanan yang sama,perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan gas-gas produk reaksi merupakan bilangan yang mudah dan bulat.”

                            

Hukum Avogadro

                “Pada suhu dan tekanan yang sama,volume yang sama dari semua gas mengandung sejumlah molekul yang sama.”

                              

KONSEP MOL

                 Dalam tabel periodik, dapat diketahui nomor massa yang menyatakan massa atom relatif suatu atom (Ar). Karena ukurannya sangat kecil, untuk menentukan massa suatu atom digunakan atom unsur lain sebagai pembanding, yaitu atom 12C.

Massa Atom Relatif (Ar)

                  Dalam perhitungan kimia tidak digunakan massa absolut tetapi digunakan massa atom relatif (Ar). Massa atom relatif (Ar) adalah perbandingan massa rata-rata satu atom suatu unsur terhadap 1/12 massa atom 12C atau 1 sma (satuan massa atom) = 1,66 x 10-24 gram. Contoh:

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 Daftar massa atom relatif (Ar) dapat dilihat dalam tabel periodik.

Massa Molekul Relatif (Mr)

                           Massa molekul relatif (Mr) merupakan bilangan yang menyatakan perbandingan massa satu molekul suatu senyawa terhadap 1/12 massa atom 12C. Massa molekul realtif (Mr) sama dengan jumlah massa atom relatif (Ar) dari semua atom penyusunnya.

Contoh:

 Mr H2O = (2 x Ar H) + (1 X Ar O) = (2 x 1) + (1 x 16) = 18 Mr CO(NH2)2 = (1 x Ar C) + (1 x Ar O) + (2 x Ar N) + (4 x Ar H) = (1 x 12) + (1 X 16) + (2 X 14) + (4 x 1) = 60

Rumus Kimia

1.     Persen Massa

     Untuk memperoleh rumus suatu senyawa, langkah pertama yang harus dilakukan adalah menentukan susunan atau komposisi dari senyawa yang bersangkutan. Merode untuk menentukan persen massa dari unsur-unsur dalam suatu senyawa, bergantung pada macam senyawa dan unsur-unsur penyusunnya. Ada dua metode yang digunakan sejak dulu, yaitu metode analisis pembakaran dan analisis  pengendapan

2.     Rumus Empiris

     Rumus paling sederhana dari suatu molekul dinamakan rumus empiris, yaitu rumus molekul yang menunjukkan perbandingan atom-atom penyusun molekul paling sederhana dan merupakan bilangan bulat.

3.     Rumus Molekul

      Rumus molekul dapat diartikan sebagai kelipatan dari rumus empirisnya.

Contoh:

a. Natrium klorida merupakan senyawa ion yang terdiri atas ion Na+ dan ion Cl–  dengan perbandingan 1 : 1. Rumus kimia natrium klorida NaCl.

b. Kalsium klorida merupakan senyawa ion yang terdiri atas ion Ca2+  dan ion Cl–  dengan perbandingan 2 : 1. Rumus kimia kalsium klorida CaCl2.

Biloks

      Definisi bilangan oksidasi adalah bilangan yang menunjukkan kemampuan suatu atom untuk melepas atau menerima elektron dalam pembentukan suatu senyawa. Bilangan oksidasi dilambangkan dengan tanda positif (+) jika melepaskan elektron dan negatif (-) jika menerima elektron. Contohnya pada senyawa NaCl, bilangan oksidasi Na adalah +1 dan bilangan oksidasi Cl adalah -1.

     Berikut aturan standar yang belaku dalam penentuan bilangan oksidasi.

1. Biloks Unsur Bebas adalah = 0

Contoh:  biloks Na, Al, H2, P4, O2, Cl2, Br2 adalah = 0

2. Biloks Ion Unsur = Muatan Ion

Contoh: biloks Na+ adalah = +1, biloks Al3+adalah = +3, biloks Cl– adalah = -1

3. Biloks Logam Gol IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) dalam Senyawa = +1

Contoh: biloks K dalam senyawa KCl adalah = +1

4. Biloks Logam Gol IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) dalam Senyawa adalah = +2

Contoh: biloks Ba dalam senyawa Ba(OH)2 adalah = +2

5. Biloks Logam Gol IIIA (Al, Ga, In, Tl) dalam Senyawa adalah = +3

Contoh: Biloks Al dalam senyawa Al2(SO4)3 adalah = +3

6. Biloks Unsur Gol VIIA (F, Cl, Br, I, At) dalam Senyawa Biner (terdiri 2 jenis unsur) adalah = -1

Contoh: biloks Cl dalam senyawa AlCl3 adalah = -1

7. Biloks Unsur H bila Berikatan dengan Non-Logam adalah = +1 tetapi bila H berikatan dengan Logam Biloks H = -1

Contoh: biloks H dalam senyawa HNO3 adalah = +1. Biloks H dalam senyawa AlH3 adalah = -1

8. Biloks O bila dalam Senyawa Non-Peroksida adalah = -2 tetapi bila dalam Senyawa Peroksida; Biloks O = -1

Contoh:  biloks O dalam senyawa H2O adalah = -2. Biloks O dalam senyawa H2O2, dan BaO2 adalah = -1

9. Jumlah Biloks Unsur-Unsur yang Membentuk Senyawa = 0

Contoh: Jumlah biloks Na dan Cl adalah = 0 karena biloks Na = +1 sedangkan biloks Cl = -1 (jika dijumlah maka +1 plus -1 = 0).

10. Jumlah Biloks Unsur-Unsur yang Membentuk Ion = Muatan Ion

Contoh: Jumlah biloks S dan O pada ion SO42- adalah = -2 (biloks S = +6, biloks O = -2 dikali 4 atom)

Catatan:

·         Unsur logam dapat memiliki lebih dari satu bilangan oksidasi

·         Mengetahui letak unsur pada Tabel Sistem Berkala Unsur mempermudah mengidentifikasi bilangan oksidasi unsur tesebut.

Persamaan Reaksi

      Hal-hal yang digambarkan dalam persamaan reaksi adalah rumus kimia zat-zat pereaksi (reaktan) di sebelah kiri anak panah dan zat-zat hasil reaksi (produk) di sebelah kanan anak panah. Anak panah dibaca yang artinya “membentuk” atau “bereaksi menjadi”. Wujud atau keadaan zat-zat pereaksi dan hasil reaksi ada empat macam, yaitu gas (g), cairan (liquid atau l), zat padat (solid atau s) dan larutan (aqueous atau aq).

Misalnya, reaksi antara gas hidrogen dengan gas oksigen membentuk air sebagai berikut.

          Pereaksi atau reaktan                           Hasil reaksi/produk 

           2 H2(g)       +      O2(g)             →                2 H2O(l)

      koefisien H2 = 2     koefisien O2 = 1             koefisien H2O = 2

Kemolaran

      Dalam ilmu kimia satuan jumlah zat kita nyatakan dalam mol. Jika terdapat sejumlah pelarut yang dapat melarutkan sejumlah mol zat terlarut, maka campuran itu memiliki satuan lain yang kita nyatakan dengan konsentrasi (kemolaran = M). Jadi, Kemolaran adalah banyaknya mol zat terlarut dalam tiap liter larutan. Harga kemolaran dapat kita tentukan denan menghitung mol zat terlarut dan volume larutan. Volume larutan yang dimaksud disini adalah volume zat terlarut dan pelarut setelah bercampur.

Secara matematika kita dapat tulis :

M = n / V

Keterangan :

M = Kemolaran / konsentrasi

n = mol zat terlarut (n = gr / Mr)

V = Volume larutan (Volume zat terlarut dan pelarut setelah bercampur dalam L)

 Perhitungan Kimia

                          Sesuai Hukum Perbandingan Volum (Gay Lussac), perbandingan volume gas-gas sesuai dengan koefisien masing-masing gas. Karena perbandingan volum sesuai dengan perbandingan mol, maka dapat dikatakan bahwa perbandingan jumlah mol zat sesuai dengan perbandingan koefisien masing-masing zat. Koefisien reaksi merupakan perbandingan jumlah partikel dari zat yang terlibat dalam reaksi. Oleh karena 1 mol setiap zat mengandung jumlah partikel yang sama, maka perbandingan jumlah partikel sama dengan perbandingan jumlah mol. Jadi, koefisien reaksi merupakan perbandingan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi. Perhatikan reaksi berikut: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 39 koefisien reaksinya menyatakan bahwa 1 molekul N2 bereaksi dengan 3 molekul H2 membentuk 2 molekul NH3 atau 1 mol N2 bereaksi dengan 3 mol H2 menghasilkan 2 mol NH3. Dengan pengertian tersebut, maka banyaknya zat yang diperlukan atau dihasilkan dalam reaksi kimia dapat dihitung dengan menggunakan persamaan reaksi setara. Apabila jumlah mol salah satu zat yang bereaksi diketahui, maka jumlah mol zat yang lain dalam reaksi itu dapat ditentukan dengan menggunakan perbandingan koefisien reaksinya. Untuk menyelesaikan perhitungan kimia, langkah-langkahnya sebagai berikut: a) Menuliskan persamaan reaksi dan menyetarakan koefisiennya. b) Mengubah satuan zat yang diketahui menjadi mol. c) Mencari mol zat yang ditanyakan dengan cara membandingkan koefisien. d) Mengubah satuan mol menjadi satuan lain yang diinginkan. Contoh soal

§ Aluminium larut dalam larutan asam sulfat menghasilkan larutan aluminium sulfat dan gas hidrogen. Persamaan reaksinya: 2 Al(s) + 3 H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3 H2(g)

 Tentukan jumlah mol gas hidrogen dan mol larutan aluminium sulfat yang dihasilkan jika digunakan 0,5 mol aluminium.

 Maka mol Al/H2=2/3

        0,5 MOL/H2=2/3 sehingga mol H2 = 3/2 x 0,5 mol

 Jadi, mol gas hidrogen yang dihasilkan adalah 0,75 mol.

Daftar Pustaka

Sunarya, Yayan. 2010. Kimia Dasar 1. Bandung: Yrama Widya

S, Syukri. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: Penerbit ITB

H. Petrucci, Ralph. 1987. Kimia Dasar. Bogor: PT. Gelora Aksara Pratama

Anonim.2013.Konsep Mold an Stoikiometr.Dalam

https://sukasukakimia.files.wordpress.com/2013/01/5-konsep-mol-dan-stoikiometri.pdf

Dalam: file:///C:/Users/DELL/Pictures/stiokiometri.pdf

Dalam http://www.akacn.ac.id/artikel/persamaan-reaksi