Review Konsep Mol
DOSEN
PENGAMPU:
Dr.
YUSNELTI, M.Si
NAMA : REFI
RIZKIANDI
NIM :
A1C217030
PROGRAM
STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA
FAKULTAS
KEGURUAN DAN ILMU PENGETAHUAN
UNIVERSITAS
JAMBI
2017
BAB I
PENDAHULUAN
I.
Latar Belakang
Atom adalah satuan dasar materi yang terkecil, yang
terdiri atas inti atom serta awan elektron yang bermuatan negatif yang
mengelilingi inti tersebut.
Pada tahun 1808 John Dalton melakukan perenungan
tentang atom. Kemudian pada tahun 1897 J. J. Thomson fisikawan Inggris yang mengemukakan
bahwa terdapat partikel subatom yang disebut elektron yang tersebar di dalam
atom. Pada tahun 1911 Ernest Rutherford seorang ahli Fisika Inggris memperbaiki
Teori atom J.J. Thomson. Niels Bohr (1913), fisikawan dari Denmark ini yang
selanjutnya menyempurnakan
model atom yang dikemukakan oleh Rutherford.
Pelajar kerapkali salah tanggapan tentang konsep mol kerana
pelajar tidak memahami konsep mol dengan jelas. Sebenarnya konsep mol merupakan
satu konsep yang mudah.
Ahli kimia menghadapi masalah untuk
bekerja di makmal dengan menggunakan atom kerana saiz atom sangat kecil
tentulah jisimnya sangat kecil. Maka mol digunakan.
Mol merupakan unit pengukuran asas dalam bidang kimia.
Kebanyakan masalah dalam bindang kimia melibatkan pemahaman tentang konsep
mol.
Masalah Seperti
yang kita ketahui bahwa air adalah salah satu senyawa paling sederhana dan
paling dijumpai serta paling penting. Bangsa Yunani kuno menganggap air adalah
salath satu dari empat unsur penysun segala sesuatu (disamping, tanah, udara,
dan api). Bagian terkecil daria air adalah molekul air. Molekul adalah partikel
yang sangat kecil, sehingga jumlah molekul dalam segelas air melebihi jumlah
halaman buku yang ada di bumi ini. Stoikiometri behubungan dengan hubungan
kuantitatif antar unsure dalam satu senyawa dan antar zat dalam suatu reaksi.
Istilah itu berasal dari Yanani, yaitu dari kata stoicheion, yang berarti
unsure dan mentron yang artinya mengukur. Dasar dari semua hitungan
stoikiometri adalah pengetahuan tentang massa atom dan massa molekul. Oleh karena
itu, stoikiometri akan dimulai dengan membahasa upaya para ahli dalam penentuan
massa atom dan massa molekul.
II.
Rumusan Masalah
Dari latar
belakang di atas dapat dirumuskan masalah sebagai berikut
1.
Apa saja
hukum-hukum dasar ilmu kimia ?
2.
Bagaimana
konsep massa atom relative (Ar), maasa molekul relative (Mr), konsep mol dan
bilangan oksidasi ?
3.
Bagaimana
karakteristik persamaan reaksi kimia dan jenis-jenisnya ?
4.
Bagaimana
cara menyetarakan persamaan reaksi reduksi dan oksidasi (redoks)
III.
Tujuan
1.
Menjelaskan
hukum-hukum dasar ilmu kimia
2.
Menjelaskan
konsep massa atom relative (Ar), maasa molekul relative (Mr), konsep mol dan
bilangan oksidasi
3.
Menjelaskan
karakteristik persamaan reaksi kimia dan jenis-jenisnya
4.
Menyetarakan
persamaan reaksi reduksi dan oksidasi (redoks)
BAB II
PEMBAHASAN
1.
Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia
a.
Hukum
Lavoisier (Hukum Kekekalan Massa) Penulisan persamaan reaksi harus menyatakan
hubungan kuantitatif antara zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi. Hubungan
kuantitatif antara zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi. Hubungan
kuantitatif dalam reaksi kimia pertama kali dikemukakan oleh Antonie Laurent
Lavoisier (1743-1794), yaitu : “ Dalam setiap reaksi kimia jumlah massa zat-zat
sebelum reaksi dan sesudah reaksi adalah sama.”
b.
Hukum
Perbandingan Tetap Pada tahun 1799, Joseph Louis Proustmenemukan satu sifat
penting dari senyawa, yang disebut hukum perbandingan tetap.
Berdasarkanpenelitian terhadap berbagai senyawa yang dilakukannya, Proust
menyimpulkanbahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam satu senyawa adalah
tertentudan tetap“. Senyawa yang sama meskipun berasal daridaerah berbeda atau
dibuat dengan cara yang berbeda ternyata mempunyai komposisi yang sama.
c.
Hukum
Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton) Dalton merumuskan hukum kelipatan
perbandingan (hukum Dalton) yang berbunyi“Jika dua jenis unsur bergabung
membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika massa-massa salah satu unsur dalam
senyawa-senyawa tersebut sama,sedangkan massa-massa unsur lainnya berbeda, maka
perbandingan massa unsur lainnya dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan
bilanganbulat dan sederhana”.
d.
Hukum
Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac) Gay Lussac merumuskanhukum perbandingan
volume (hukum GayLussac)“Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gasgas yang
bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat
sederhana”.
e.
Hukum
Avogadro Pada tahun 1811, Amedeo Avogadro menjelaskanpercobaanGay Lussac.
Menurut Avogadro, partikel unsur tidak selalu berupa atom tunggal (monoatomik),
tetapi berupa 2 atom (diatomik) atau lebih (poliatomik). Avogadro menyebutkan
partikel tersebut sebagai molekul.Dari sini Avogadro mengajukan hipotesisnya
yang dikenal hipotesis Avogadro yang berbunyi:“Pada suhu dan tekanan yang sama,
semua gas dengan volume yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama
pula”.
2. Teori Atom John
Dalton
Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di
Inggris yang melakukan perenungan tentang atom. Teori atom Dalton didasarkan pada
dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) dan hukum susunan
tetap (hukum prouts). Lavosier menyatakan bahwa “Massa total zat-zat sebelum
reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi”. Sedangkan Prouts menyatakan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam
suatu senyawa selalu tetap”. Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan
pendapatnya tentang atom sebagai berikut:
a.
Atom merupakan bagian terkecil
dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi
b. Atom digambarkan sebagai bola
pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan
berbeda untuk unsur yang berbeda
c.
Atom-atom bergabung membentuk
senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom
oksigen
d.
Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan
atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan
atau dimusnahkan.
Hipotesa Dalton digambarkan
dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru.
Kelebihan model/ teori atom
John Dalton:
a.
Dapat menerangkan hukum kekekalan
massa (Lavoisier)
b.
Dapat menerangkan hukum perbandingan
tetap (Proust).
c.
Memulai minat terhadap penelitian mengenai model atom
Kelemahan model/ teori atom John Dalton :
a.
Ada partikel yang lebih kecil dari
atom yang disebut partikel subatom.
b.
Tidak menjelaskan bagaimana atom-atom
berikaitan.
c.
Tidak menerangkan hubungan lautan senyawa dan daya
hantar arus listrik, jika atom merupakan bagian terkecil dari suatu unsure dan
tidak dapat dibagi lagi.
3.
Konsep Massa Atom Relatif (Ar),
Massa Molekul Relative (Mr), Konsep Mol dan Bilangan Oksidasi
a.
Konsep Massa
Atom Relatif (Ar) Massa atom unsur sebenarnya belum dapat diukur dengan alat
penimbang massa atom, karena atom berukuran sangat kecil. Massa atom unsur
ditentukan dengan cara membandingkan massa atom rata-rata unsur tersebut
terhadap massa ratarata satu atom karbon-12 sehingga massa atom yang diperoleh
adalah massa atom relatif (Ar). Ar X =
b.
Konsep Massa
Molekul Relatif Perbandingan massa molekul dengan massa standar disebut massa
molekul relatif (Mr), ditulis sebagai berikut: Mr = massa rata-rata 1 molekul
senyawa 1/12 massa 1 atom C-12
c.
Konsep Mol
dan Bilangan Oksidasi
a)
Konsep Mol
a.
Bilangan
Avogadro Avogadro menyatakan bahwa setiap satu mol zat itu mengandung 6,023 x
1023, molekul. Bilangan yang dihasilkan ini dikenal dengan istilah
bilangan Avogadro yang diberi lambing N. beberapa cara dilakukan untuk
menetapkan bilangan Avogadro menunjukkan bahwa bilangan itu tidak dapat
ditentukan secara tepat. Pada saat ini cara yang dianggap paling tepat untuk
menetapkan bilanggan Avogadro adalah pengukuran sinar X pada sisi Kristal suatu
garam. Metode inilah yang memberikan nilai bilangan Avogadro sebesar 6,023 x
1023 , dengan demikian apabila molekul dalam satu mol zat yang telah diketahui,
maka massa satu molekul sembarang zat dapat dihitung.
b.
Massa Satu
Mol Berdasarkan hukum kekekalan massa, atom tidak mengalami perubahan bila
atom-atom itu bergabung (bereaksi) mebentuk senyawa. Massa satu molekul suatu
senyawa ditentukan oleh jumlah massa semua atom penyusun molekul itu, massa ini
kemudian dikenal dengan massa rumus relative (Mr). misalnya massa rumus air, H2O
= (2 x 1) + (1 x 16) = 18. Dalam perhitunan kimia, yang diperlukan adalah
sesuatu satuan jumlah zat yang menyatakan berapa gram zat yang harus ditimbang
agar zat tersebut mengandung partikel yang sama. Satuan yang digunakan adalah
mol. Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa satuan patokam bakunya juga
menggunakan isotope karbon-12. Dengan demikian satu mol isotope karbon12
mempunyai massa 12 gram yang sesuai dengan bilangan Avogadro, N yaitu 6,023
atom. Satu mol oksigen (O2) mengandung N molekul O2 ,
atau mengandung 2N atom oksigen (O). jikalau massa atom relative oksigen adalah
16, maka massa rumus molekul relative oksigen adalah 2 x 16 = 32. Massa satu
mol gas oksigen = 32
c.
Volume satu
mol gas Hukum Avogadro menyatakan tiap-tiap gas ideal atau gas yang dianggap
sebagai gas ideal pada suhu dan tekanan tetap, volumenya sama dan mengandung
jumlah partikel yang sama pula. Reaksi-reaksi kimia sering melibatkan molekul
dalam fase gas, dengan demikian hukum Avogadro dapat diterapkan pada reaksi
kimia yang melibatkan senyawa yang berfase gas, dengan catatan bahwa gas-gas
itu merupakan gas ideal atau dianggap gas ideal dan berlaku persamaan PV = nRT.
Jikalau pada kondisi baku yaitu 0oC tekanan 7 cm Hg (atau 1 atm),
maka volume 1 mol gas adalah 22,41 dm3. Dengan cara yang sama,
setiap gas pada kondisi yang sama volumenya juga sama dan pada keadaan baku
setiap satu mol sembarang gas ideal atau dianggap idel volumenya sama yaitu
22,41 dm3. Cara lain untuk menentukan volume gas itu adalah dengan
menggunakan definisi densitas atau berat jenis atau kerapatan
b)
Bilangan
Oksidasi
Bilangan
oksidasi didefinisikan sebagai jumlah muatan negatif dan positif dalam atom,
yang secara tidak langsung menandakan jumlah elektron yang telah diterima atau
diserahkan.Bilangan oksidas suatu unsur dapat diketahui bila susunan elektron
dari molekul yang mengandung tersebut dilukiskan, akan tetapi cara ini akan
menyita banyak waktu.
Maka dalam
penentuan bilangan oksidasi suatu unsur dapat dilakukan dengan berpedoman pada
aturan berikut
a.
Bilangan
oksidasi unsur H dalam senyawa = +1, kecuali pada senyawa hidrida = –1
(misalnya : NaH)
b.
Bilangan
oksidasi unsur O dalam senyawa = –2, kecuali pada senyawa peroksida = –1
(misalnya : Na2O2, H2O2, Ba2O2),
dan pada senyawa oksifluorida (OF2) = +2
c.
Bilangan
oksidasi unsur logam dalam senyawa selalu positif dan nilainya sama dengan
valensi logam tersebut. ( Misalnya : Biloks logam gol.IA= +1, gol.IIA=+2,
gol.IIIA=+3)
d.
Bilangan
oksidasi unsur golongan VIIA dalam senyawa = –1
e.
Bilangan
oksidasi unsur dalam bentuk ion tunggal sama dengan muatannya. (Misalnya Biloks
Na pada Na+= +1, Cl pada Cl-=–1, Mg pada Mg2+=+2)
f.
Jumlah
bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa sama dengan 0 (nol)
4.
Karakteristik Persamaan Reaksi Kimia
dan Jenis-Jenisnya
a.
Karakteristik
Persamaan Reaksi Perbandingan koefisien reaksi dapat menyatakan :
1)
Perbandingan
jumlah partikel-partikel zat dalam suatu persamaan reaksi.
2)
Perbandingan
jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi, hal ini disebabkan jika jumlah
partikel-partikel zat sama maka jumlah molnya juga sama.
3)
Perbandingan
volume zat yang terlibat dalam reaksi, jika zat-zat berwujud gas dan diukur
pada temperatur yang sama, sesuai hipotesis Avogadro.
b.
Jenis-Jenis
Reaksi Kimia Untuk menyatakan terjadinya suatu reaksi kimia digunakan persamaan
kimia, dengan persamaan kimia diperoleh informasi kimia yaitu apa yang terjadi
jika dua macam atau lebih zat dicampur pada kondisi tertentu, berapa banyaknya
zat itu bereaksi dan berapa banyak terbentuk senyawa baru.
Persamaan
reaksi kimia dikelompokkan dalam empat macam reaksi yaitu
a)
Reaksi
sintesis yaitu reaksi pembentukan molekul dari unsur-unsurnya Contoh :
Fe +S → FeS
Fe3+
+ 6SCN- → Fe(SCN6)3-
b)
Reaksi
penguraian berganda yaitu pembentukan molekul akibat adanya pertukaran
pasangan. Contoh
AlCl3
+ 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl
c)
Reaksi
netralisasi yaitu reaksi antara ion hidronium dengan ion hidroksida atau antara
suatu asam dengan basa yang biasanya menghasilkan air. Contoh
H3O-
+ OH- ↔ HOH + HOH
d)
Reaksi
redoks yaitu reaksi yang terjadi dengan adanya transfer electron Contoh
MnO2
+ 4+ + 2Br- → Br2 + Mn2+ + 2H2O
4.
Penyetaraan Persamaan Reaksi Reduksi
dan Oksidasi (Redoks)
Reaksi
redoks adalah proses kimia dimana ada pereaksi yang melepaskan electron dan ada
yang menerima elektron. Peristiwa oksidasi dan reduksi terjadi bersamaan dalam
suatu reaksi, oleh karena reaksi redoks merupakan reaksi perpindahan electron
dari reduktor kepada oksidator , maka reaksi ini mengakibatkan perubahan
bilangan oksidasi pada oksidator dan reduktor.
Ada dua cara
untuk menyetarakan reaksi redoks yaitu cara reaksi setengah dan cara perubahan
bilangan oksidasi.
a.
Cara Reaksi Setengah
Setiap
persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua reaksi setengah, dalam
persamaan reaksi redoks yang sudah setara, jumlah elektro yang dilepas pada
proses oksidasi sama dengan jumlah elektro yang diterima pada proses reduksi.
Ada tahap
penyetaraan reaksi yakni :
1)
Penulisan
kerangka reaksi setengah
2)
Penyeimbangan
setiap reaksi setengah
3)
Penambahan
electron untuk mengimbangkan muatan
4)
Penjumahan
kedua reaksi setengah
Contoh soal
:
Setarakan
reaksi yang berlangsung dalam suasana asam
H2SO3
+ HNO2 → NO + SO42-
Tahap 1 :
penulisan kedua reaksi setengah
H2SO3
→ SO42-(oksidasi)
HNO2
→ NO (reduksi)
Tahap 2 :
penyeimbangan reaksi setengah
(a)
Penambahan H2O
untuk mengimbangkan O
H2SO3
+H2O → SO42-
HNO2
→ NO + H2O
(b)
Penambahan
H+ untuk mengimbangkan H
H2SO3
+H2O → SO42-+ 4H+
HNO2 + H+→ NO + H2O
(c)
Penambahan
elektron untuk mengimbangkan muatan
H2SO3
+H2O → SO42-+ 4H+ + 2e-
HNO2 + H++ e-→ NO + H2O
(d)
Penyamaan
jumlah elektron yang dilepaskan dan diterima
H2SO3
+H2O → SO42-+ 4H+ + 2e-
2HNO2 + 2H++ 2e-→ 2NO + 2H2O
Tahap 3 :
Penjumlahan kedua reaksi setengah
H2SO3
+H2O → SO42-+ 4H+ + 2e-
2HNO2 + 2H+ + 2e- → 2NO + 2H2O
H2SO3
+ 2HNO2→ SO42- + 2NO + 2H+ + H2O
b.
Cara Perubahan Bilangan Oksidasi
Cara ini
dapat dilakukan dalam beberapa tahap yaitu :
1)
Tuliskan
pereaksi dan hasil reaksi
2)
Tandai
usnur-unsur yang mengalami perubahan bilagan oksidasi
3)
Setarakan
jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi diruas kiri dan ruas
kanan persamaan reaksi.
4)
Hitung
jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi
5)
Samakan
jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi
6)
Samakan
jumlah muatan diruas kiri dan ruas kanan dengan dengan menambahkan H+
bila larutan bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basa
7)
Tambahkan H2O
untuk menyamakan jumlah atom H diruas kiri dan kanan
Contoh soal
:
Setarakan
reaksi
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3
+ MnSO4 + H2O + K2SO4
Tahap 1 : Fe2+
+ MnO4- → Fe3+ + Mn2+
Tahap 2,3,4
: Fe2++ MnO4- → Fe3+
+ Mn2+
+7 +3 +3 +2
Tahap 5 :
5Fe2+ + MnO4- → 5Fe3+ + Mn2+
Tahap 6 :
5Fe2+ + MnO4-+ 8H+ → 5Fe3+
+ Mn2+
Tahap 7 :
5Fe2+ + MnO4-+ 8H+ → 5Fe3+
+ Mn2+ + 4H2O
Selanjutnya
diubah menjadi molekul netral, diperoleh :
5FeSO4
+ KMnO4 + 4H2SO4 → Fe2(SO4)3+MnSO4
+ 4H2O + K2SO4
Karena
koefisien masih ada pecahan maka persamaan dikalikan 2
10FeSO4
+ 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3
+ 2MnSO4 + 8H2O + K2SO4
= 2 gram
5. Rumus Empiris dan Rumus Molekul
Rumus kimia dibagi dua, yaitu rumus empiris dan rumus
molekul. Rumus empiris adalah rumus kimia yang menggambarkan perbandingan mol
terkecil dari atom-atom penyusun senyawa.
Salah satu cara menentukan rumus empiris dan rumus molekul dapat dilakukan langkah-langkah sebagai berikut.
Persen massa → mol setiap unsur → perbandingan mol dari unsur-unsur → data Mr → rumus empiris → rumus molekul.
Rumus molekul adalah rumus sebenarnya dari suatu senyawa. Rumus molekul dapat ditentukan jika massa molekul relatif diketahui. Contoh soal berikut ini merupakan salah satu cara menentukan rumus empiris dan rumus molekul.
Contoh soal:
Seorang teknisi kimia membakar 4,5 gram sampel senya-wa organik yang mengandung C, H, dan O. Jika gas oksigen yang digunakan murni ternyata menghasilkan 6,6 gram CO2dan 2,7 gram H2O. Tentukan:
1. rumus empiris senyawa organik tersebut (ArC = 12, O = 16, dan H = 1);
2. rumus molekul senyawa organik tersebut jika diketahui Mr-nya = 30!
Jawab:
Salah satu cara menentukan rumus empiris dan rumus molekul dapat dilakukan langkah-langkah sebagai berikut.
Persen massa → mol setiap unsur → perbandingan mol dari unsur-unsur → data Mr → rumus empiris → rumus molekul.
Rumus molekul adalah rumus sebenarnya dari suatu senyawa. Rumus molekul dapat ditentukan jika massa molekul relatif diketahui. Contoh soal berikut ini merupakan salah satu cara menentukan rumus empiris dan rumus molekul.
Contoh soal:
Seorang teknisi kimia membakar 4,5 gram sampel senya-wa organik yang mengandung C, H, dan O. Jika gas oksigen yang digunakan murni ternyata menghasilkan 6,6 gram CO2dan 2,7 gram H2O. Tentukan:
1. rumus empiris senyawa organik tersebut (ArC = 12, O = 16, dan H = 1);
2. rumus molekul senyawa organik tersebut jika diketahui Mr-nya = 30!
Jawab:
1. Massa C dalam CO2
= (( jumlah atom C x Ar C) / Mr CO2)
x massa CO2
= ((1 x 12) / 44) x 6,6 gram = 1,8 gram
Kuantitas (dalam mol) C
= massa C / Ar C
= 1,8 / 12 = 0,15 mol
Massa H dalam H2O
= ((jumlah H x Ar H) / Mr H2O) x massa H2O
= ((2 x 1) / 18) x 2,7 gram
= 0,3 gram
Kuantitas (dalam mol) H
= massa H / Ar H
= 0,3 / 1 = 0,3 mol
Massa O = massa sampel – massa C – massa H
= 4,5 – 1,8 – 0,3 = 2,4 gram
Kuantitas (dalam mol) O
= massa O / Ar O
= 2,4 / 16 = 0,15 mol
Perbandingan mol C : mol H : mol O = 0,15 : 0,3 : 0,15
= 1 : 2 : 1
Jadi, rumus empiris senyawa karbon tersebut adalah CH2O.
Rumus empiris = (CH2O)n
maka: Mr = (CH2O)n
30 = (12 + (2 x 1) + 16)n
30 = 30n
n =1
Jadi, rumus molekul senyawa karbon tersebut adalah (CH2O)1= CH2O atau asam formiat.
= ((1 x 12) / 44) x 6,6 gram = 1,8 gram
Kuantitas (dalam mol) C
= massa C / Ar C
= 1,8 / 12 = 0,15 mol
Massa H dalam H2O
= ((jumlah H x Ar H) / Mr H2O) x massa H2O
= ((2 x 1) / 18) x 2,7 gram
= 0,3 gram
Kuantitas (dalam mol) H
= massa H / Ar H
= 0,3 / 1 = 0,3 mol
Massa O = massa sampel – massa C – massa H
= 4,5 – 1,8 – 0,3 = 2,4 gram
Kuantitas (dalam mol) O
= massa O / Ar O
= 2,4 / 16 = 0,15 mol
Perbandingan mol C : mol H : mol O = 0,15 : 0,3 : 0,15
= 1 : 2 : 1
Jadi, rumus empiris senyawa karbon tersebut adalah CH2O.
Rumus empiris = (CH2O)n
maka: Mr = (CH2O)n
30 = (12 + (2 x 1) + 16)n
30 = 30n
n =1
Jadi, rumus molekul senyawa karbon tersebut adalah (CH2O)1= CH2O atau asam formiat.
BAB III
PENUTUP
A.
Kesimpulan
Dari seluruh
isi dan pembahasan, maka dapat diambil kesimpulan sebagai berikut:
1)
Hukum
kekekalan massa, hokum perbandingan tetap, dan hokum kelipatan berganda adalah
hukum-hukum dasar kimia.
2)
Penyetaraan
persamaan reaksi dilakukan dengan memberi koefisien yang tepat dengan tidak
mengubah indeks senyawa.
3)
Satu mol
setiap zat mengandung partikel sejumlah tetapan Avogadro (L), yaitu 6,023 x 1023.
Massa zat bergantung pada jumlah molnya, dimana massa = mol × Ar/Mr . Volume
molar gas tidak bergantung pada jenisnya, tetapi pada jumlah mol, suhu, dan
tekanan pengukuran, dimana V = mol × Vm . Pada STP Vm = 22,4 liter/mol.
4)
Rumus
molekul dapat ditentukan dari rumus empiris, jika massa molekul relatif (Mr)
senyawa diketahui. Rumus empiris senyawa dapat ditentukan, jika kadar
unsur-unsurnya diketahui.
5)
Ada dua cara
menyetarakan reaksi redoks yaitu cara reaksi setengah dan cara perubahan
bilangan oksidasi.
B.
Saran
Sesuai
dengan kesimpulan, maka dapat diberikan beberapa saran yaitu dalam mengerjakan
setiap soal stoikiometri diharapkan memahami dan menguasai konsep hukum-hukum
dasar kimia. Selain itu soal-soal stoikiometri harus dikerjakan secara teliti.
Sebab perhitungan yang diberikan biasanya berbentuk hitungan bilangan pecahan
desimal dan bilangan berpangkat sehingga apabila tidak teliti dapat menyebabkan
kesalahan dalam perhitungan.
DAFTAR PUSTAKA
Kimia, Tim
Dosen Universitas Hasanuddin 2013. Kimia Dasar 1. Makassar: Bagian Kimia UPT Mata
Kuliah Umum Universitas Hasanuddin
Komentar
Posting Komentar