Review Reaksi Kimia
dan Stoikiometri
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
1.
Latar belakang
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.
Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu Stoicheion artinya
unsur dan Metrain artinya mengukur.
Stoikiometri di definisikan sebagai berikut :
· Perhitungan kimia yang menyangkut
hubungan kuntitatif zat yang terlibat dalam reaksi, baik pereaksi maupun hasil
reaksi.
· Stoikiometri adalah cabang ilmu
kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan
reaksi-reaksinya.
2.
Rumusan Masalah
Ø KONSEP MOL DAN PERHITUNGAN KIMIA
Bagaimana
cara mengukur Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel
Bagaimana cara mengukur Hubungan Mol dengan
Massa
Bagaimana cara mengukur Hubungan Mol dengan
Volume
Bagaimana Perhitungan Kimia dalam Reaksi Kimia
BAB II
PEMBAHASAN
1. KONSEP MOL DAN PERHITUNGAN KIMIA
Kamu tentu
pernah mendengar satuan dosin, gros, rim, atau kodi untuk menyatakan jumlah
benda. Banyaknya partikel dinyatakan dalam satuan mol. Satuan mol sekarang
dinyatakan sebagai jumlah par-tikel (atom, molekul, atau ion) dalam suatu zat.
Para ahli sepakat bahwa satu mol zat mengandung jumlah partikel yang sama
dengan jumlah partikel dalam 12,0 gram isotop C-12 yakni 6,02 x 1023
partikel. Jumlah partikel ini disebut Bilangan Avogadro (NA = Number Avogadro)
atau dalam bahasa Jerman Bilangan Loschmidt (L).
Jadi, definisi satu mol adalah sebagai berikut.
Jadi, definisi satu mol adalah sebagai berikut.
Satu mol zat menyatakan banyaknya zat yang mengan-dung
jumlah partikel yang sama dengan jumlah partikeldalam 12,0 gram isotop C-12.
Misalnya:
1. 1 mol unsur Na mengandung 6,02 x 1023 atom Na.
2. 1 mol senyawa air mengandung 6,02 x 1023 molekul air.
3. 1 mol senyawa ion NaCl mengandung 6,02 x 1023 ion Na+ dan 6,02 x 1023 ion Cl–.
1. 1 mol unsur Na mengandung 6,02 x 1023 atom Na.
2. 1 mol senyawa air mengandung 6,02 x 1023 molekul air.
3. 1 mol senyawa ion NaCl mengandung 6,02 x 1023 ion Na+ dan 6,02 x 1023 ion Cl–.
Penentuan Rumus Empiris dan Rumus
Molekul Senyawa yang tidak diketahui, memerlukan percobaan laboraturium.
Analisis kualitatif yaitu untuk menentukan unsur yang
terdapat dalam senyawa. Analisis kuantitatif yaitu unutk menentukan persen
massa masing-masing unsur.
Menentukan rumus empiris dari data analisis kualitatif
dan kuantitatif. Menentukan massa molekul relatif (Mr). Menentukan rumus
molekul berdasarkan rumus empiris dan massa molekul relatifnya.
Hasil
Teoritis, Hasil Nyata, dan Persen Hasil
Hasil teoritis yaitu jumlah yang
dihitung dari persamaan kimia yang telah diseimbangkan atau berapa banyak
produk yang diperoleh berdasarkan perhitungan stoikiometri.
Hasil nyata atau hasil sesungguhnya
yaitu jumlah hasil nyata yang secara nyata dihasilkan dalam sebuah reaksi kimia
atau beraoa banyak produk yang diperoleh setelah reaksi selesai.
Efisiensi suatu reaksi kimia dapat
ditentukan melelui perhitungan persen hasil atau rendemen persentase yaitu :
Persen hasil = (hasil nyata/hasil teoritis) x 100 %
· Analisis Pengabuan
Analisis yang digunakan untuk
menentukan persen susunan suatu senyawa organik melalui percobaan.
· Analisis Pengendapan
Analisis yang digunakan untuk
menen=ntukan persen susunan suatu senyawa melalui percobaan/sama halnya dengan
anlisis pengabuan tetapi dilakukan unutk senyawa-senyawa lain.
A.
Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel
Hubungan mol
dengan jumlah partikel dapat dirumuskan:
kuantitas (dalam mol) = jumlah partikel / NA
atau
jumlah partikel = mol x NA
Contoh soal:
Suatu sampel mengandung 1,505 x 1023 molekul Cl2, berapa mol kandungan Cl2 tersebut?
Jawab:
Kuantitas (dalam mol) Cl2 = jumlah partikel Cl2 / NA
= 1,505 x 1023 / 6,02 x 1023
= 0,25 mol
kuantitas (dalam mol) = jumlah partikel / NA
atau
jumlah partikel = mol x NA
Contoh soal:
Suatu sampel mengandung 1,505 x 1023 molekul Cl2, berapa mol kandungan Cl2 tersebut?
Jawab:
Kuantitas (dalam mol) Cl2 = jumlah partikel Cl2 / NA
= 1,505 x 1023 / 6,02 x 1023
= 0,25 mol
B. Hubungan Mol dengan Massa
Sebelum
membahas hubungan mol dengan massa, kalian harus ingat terlebih dahulu
tentang Massa Atom Relatif (Ar) dan Massa Molekul Relatif (Mr). Masih ingat
kan? Kalau begitu kita cek ingatan kalian dengan mengerjakan soal dibawah ini.
1.
Hitung Mr H2SO4 (Ar H = 1, S =
32, dan O = 16)!
2.
Diketahui massa atom relatif (Ar) beberapa unsur
sebagai berikut.
Ca = 40
O = 16
H = 1
Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Ca(OH)2!
Sudah ingat kan? Maka kita langsung ke materi selanjutnya yaitu mengenai massa molar.
Massa molar menyatakan massa yang dimiliki oleh 1 mol zat, yang besarnya sama dengan Ar atau Mr.
Untuk unsur:
1 mol unsur = Ar gram, maka dapat dirumuskan:
Massa 1 mol zat = Ar zat dinyatakan dalam gram
atau
Massa molar zat tersebut = besar Ar zat gram/mol
Untuk senyawa:
1 mol senyawa = Mr gram, maka dapat dirumuskan:
Massa 1mol zat = Mr zat dinyatakan dalam gram
atau
Massa molar zat tersebut = besar Mr zat gram/mol
Jadi perbedaan antara massa molar dan massa molekul relatif adalah pada satuannya. Massa molar memiliki satuan gram/mol sedangkan massa molekul relatif tidak memiliki satuan.
Hubungan antara mol dengan massa adalah:
Kuantitas (dalam mol) = Massa senyawa atau unsur (gram) / Massa molar senyawa atau unsur (gram/mol)
C. Hubungan Mol dengan Volume
a. Gas pada keadaan standar
Pengukuran kuantitas gas tergantung suhu dan tekanan gas. Jika gas diukur pada keadaan standar, maka volumenya disebut volume molar. Volume molar adalah volume 1 mol gas yang diukur pada keadaan standar. Keadaan standar yaitu keadaan pada suhu 0 °C (atau 273 K) dan tekanan 1 atmosfer (atau 76 cmHg atau 760 mmHg) atau disingkat STP (Standard Temperature and Pressure).
Besarnya volume molar gas dapat ditentukan dengan persamaan gas ideal: PV= nRT
P = tekanan = 1 atm
n = mol = 1 mol gas
T = suhu dalam Kelvin = 273 K
R= tetapan gas = 0,082 liter atm/mol K
Maka:
P V = nRT
V =1 x 0,082 x 273
V = 22,389
V = 22,4 liter
Jadi, volume standar = VSTP = 22,4 Liter/mol.
Dapat dirumuskan: V = n x Vm
n = jumlah mol
Vm = VSTP = volume molar
Contoh soal:
1) Berapa kuantitas (dalam mol) gas hidrogen yang volumenya 6,72 liter, jika diukur pada suhu 0 °C dan tekanan 1 atm?
Jawab:
Kuantitas (dalam mol) H2 = volume H2/ VSTP
= 6,72 L / 22,4 mol/L
= 0,3 mol
2) Hitung massa dari 4,48 liter gas C2H2 yang diukur pada keadaan standar!
Jawab:
Kuantitas (dalam mol) C2H2 = volume C2H2 / VSTP
= 4,48 / 22, 4
= 0,2 mol
Massa C2H2 = mol x Massa molar C2H2
= 0,2 mol x 26 gram/mol
= 5,2 gram
3) Hitung volume dari 3,01 x 1023 molekul NO2 yang diukur pada suhu 0 °C dan tekanan 76 cmHg!
Jawab:
kuantitas (dalam mol) NO2 = jumlah partikel /NA
= 3,01 x 1023 partikel / 6,02 x 1023 partikel/mol
= 0,5 mol
Volume NO2 = mol x VSTP
= 0,5 mol x 22,4 L/mol
= 11,2 liter
b. Gas pada keadaan nonstandar
Jika volume gas diukur pada keadaan ATP (Am-bient Temperature and Pressure) atau lebih dikenal keadaan non–STP maka menggunakan rumus:
P V = n R T
P = tekanan, satuan P adalah atmosfer (atm)
V = volume, satuan Vadalah liter
n = mol, satuan nadalah mol
R = tetapan gas = 0,082 liter atm / mol K
T = suhu, satuan T adalah Kelvin (K)
Contoh soal:
Tentukan volume 1,7 gram gas amonia yang diukur pada suhu 27 °C dan tekanan 76 cmHg!
Jawab:
n = massa amonia / massa molar amonia
= 1,7 gram / 17 gram/mol
= 0,1 mol
P = (76 cmHg / 76 cmHg) x 1 atm = 1 atm
T = (t + 273) K = 27 + 273 = 300 K
P V = n R T
1 atm × V = 0,1 mol × 0,082 L atm / mol K × 300 K
V = 2,46 L
Hubungan mol dengan massa, bilangan Avogadro dan volume dapat diringkas dalam bagan dibawah ini.
O = 16
H = 1
Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Ca(OH)2!
Sudah ingat kan? Maka kita langsung ke materi selanjutnya yaitu mengenai massa molar.
Massa molar menyatakan massa yang dimiliki oleh 1 mol zat, yang besarnya sama dengan Ar atau Mr.
Untuk unsur:
1 mol unsur = Ar gram, maka dapat dirumuskan:
Massa 1 mol zat = Ar zat dinyatakan dalam gram
atau
Massa molar zat tersebut = besar Ar zat gram/mol
Untuk senyawa:
1 mol senyawa = Mr gram, maka dapat dirumuskan:
Massa 1mol zat = Mr zat dinyatakan dalam gram
atau
Massa molar zat tersebut = besar Mr zat gram/mol
Jadi perbedaan antara massa molar dan massa molekul relatif adalah pada satuannya. Massa molar memiliki satuan gram/mol sedangkan massa molekul relatif tidak memiliki satuan.
Hubungan antara mol dengan massa adalah:
Kuantitas (dalam mol) = Massa senyawa atau unsur (gram) / Massa molar senyawa atau unsur (gram/mol)
C. Hubungan Mol dengan Volume
a. Gas pada keadaan standar
Pengukuran kuantitas gas tergantung suhu dan tekanan gas. Jika gas diukur pada keadaan standar, maka volumenya disebut volume molar. Volume molar adalah volume 1 mol gas yang diukur pada keadaan standar. Keadaan standar yaitu keadaan pada suhu 0 °C (atau 273 K) dan tekanan 1 atmosfer (atau 76 cmHg atau 760 mmHg) atau disingkat STP (Standard Temperature and Pressure).
Besarnya volume molar gas dapat ditentukan dengan persamaan gas ideal: PV= nRT
P = tekanan = 1 atm
n = mol = 1 mol gas
T = suhu dalam Kelvin = 273 K
R= tetapan gas = 0,082 liter atm/mol K
Maka:
P V = nRT
V =1 x 0,082 x 273
V = 22,389
V = 22,4 liter
Jadi, volume standar = VSTP = 22,4 Liter/mol.
Dapat dirumuskan: V = n x Vm
n = jumlah mol
Vm = VSTP = volume molar
Contoh soal:
1) Berapa kuantitas (dalam mol) gas hidrogen yang volumenya 6,72 liter, jika diukur pada suhu 0 °C dan tekanan 1 atm?
Jawab:
Kuantitas (dalam mol) H2 = volume H2/ VSTP
= 6,72 L / 22,4 mol/L
= 0,3 mol
2) Hitung massa dari 4,48 liter gas C2H2 yang diukur pada keadaan standar!
Jawab:
Kuantitas (dalam mol) C2H2 = volume C2H2 / VSTP
= 4,48 / 22, 4
= 0,2 mol
Massa C2H2 = mol x Massa molar C2H2
= 0,2 mol x 26 gram/mol
= 5,2 gram
3) Hitung volume dari 3,01 x 1023 molekul NO2 yang diukur pada suhu 0 °C dan tekanan 76 cmHg!
Jawab:
kuantitas (dalam mol) NO2 = jumlah partikel /NA
= 3,01 x 1023 partikel / 6,02 x 1023 partikel/mol
= 0,5 mol
Volume NO2 = mol x VSTP
= 0,5 mol x 22,4 L/mol
= 11,2 liter
b. Gas pada keadaan nonstandar
Jika volume gas diukur pada keadaan ATP (Am-bient Temperature and Pressure) atau lebih dikenal keadaan non–STP maka menggunakan rumus:
P V = n R T
P = tekanan, satuan P adalah atmosfer (atm)
V = volume, satuan Vadalah liter
n = mol, satuan nadalah mol
R = tetapan gas = 0,082 liter atm / mol K
T = suhu, satuan T adalah Kelvin (K)
Contoh soal:
Tentukan volume 1,7 gram gas amonia yang diukur pada suhu 27 °C dan tekanan 76 cmHg!
Jawab:
n = massa amonia / massa molar amonia
= 1,7 gram / 17 gram/mol
= 0,1 mol
P = (76 cmHg / 76 cmHg) x 1 atm = 1 atm
T = (t + 273) K = 27 + 273 = 300 K
P V = n R T
1 atm × V = 0,1 mol × 0,082 L atm / mol K × 300 K
V = 2,46 L
Hubungan mol dengan massa, bilangan Avogadro dan volume dapat diringkas dalam bagan dibawah ini.
D. Perhitungan Kimia dalam Reaksi Kimia
Pada materi
sebelumnya telah dijelaskan bahwa perbandingan koefisien menyatakan
perbandingan jumlah partikel dan perbandingan volume, sedangkan mol meru-pakan
jumlah partikel dibagi bilangan Avogadro. Perbandingan koefisien menyatakan
perbandingan jumlah partikel, maka perbandingan koefisien juga merupakan
perbandingan mol.
Jadi, dapat disimpulkan bahwa:
Perbandingan koefisien = perbandingan volume
= perbandingan jumlah partikel
= perbandingan mol
Misalnya pada reaksi: N2(g) + 3 H2(g) → NH3(g)
a. Perbandingan volume N2(g): H2(g: NH3(g)= 1 : 3 : 2
b. Perbandingan jumlah partikel N2(g) : H2(g) : NH3(g) = 1 : 3 : 2
c. Perbandingan mol N2(g) : H2(g) : NH3(g) = 1 : 3 : 2
Contoh Soal
a. Pada reaksi pembentukan gas amonia (NH3) dari gas nitrogen dan hidrogen, jika gas nitrogen yang direaksikan adalah 6 mol, maka tentukan:
1) jumlah mol gas hidrogen yang diperlukan;
2) jumlah mol gas amonia yang dihasilkan!
Jawab:
1) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Mol H2 = ( koefisien H2 / koefisien N2 ) x mol N2
= (3/1) x 6 = 18 mol
2) mol NH3 = (koefisien NH3 / koefisien N2) x mol N2
= (2/1) x 6 = 12 mol
Jadi, dapat disimpulkan bahwa:
Perbandingan koefisien = perbandingan volume
= perbandingan jumlah partikel
= perbandingan mol
Misalnya pada reaksi: N2(g) + 3 H2(g) → NH3(g)
a. Perbandingan volume N2(g): H2(g: NH3(g)= 1 : 3 : 2
b. Perbandingan jumlah partikel N2(g) : H2(g) : NH3(g) = 1 : 3 : 2
c. Perbandingan mol N2(g) : H2(g) : NH3(g) = 1 : 3 : 2
Contoh Soal
a. Pada reaksi pembentukan gas amonia (NH3) dari gas nitrogen dan hidrogen, jika gas nitrogen yang direaksikan adalah 6 mol, maka tentukan:
1) jumlah mol gas hidrogen yang diperlukan;
2) jumlah mol gas amonia yang dihasilkan!
Jawab:
1) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Mol H2 = ( koefisien H2 / koefisien N2 ) x mol N2
= (3/1) x 6 = 18 mol
2) mol NH3 = (koefisien NH3 / koefisien N2) x mol N2
= (2/1) x 6 = 12 mol
E. Pereaksi
pembatas
Jika di dalam sebuah kotak tersedia
6 mur dan 10 baut, maka kita dapat membuat 6 pasang mur-baut. Baut tersisa 4
buah, sedangkan mur telah habis. Dalam reaksi kimia, jika perbandingan mol zat-zat
pereaksi tidak sama dengan perbandingan koefisiennya, maka ada pereaksi yang
habis terlebih dulu. Pereaksi seperti ini disebut pereaksi pembatas.
Contoh soal:
Pada reaksi 0,5 mol gas N2 dengan 2,5 mol gas H2 menurut persamaan reaksi:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Tentukan:
a. pereaksi pembatasnya;
b. berapa gram zat yang tersisa?
(Ar N = 14 dan H = 1)!
Jawab:
Mencari mol pereaksi yang bersisa dan yang habis bereaksi
N2(g) + 3 H2(g)
Mula-mula : 0,5 mol 2,5 mol
Yang bereaksi : 0,5 mol 1,5 mol
Setelah reaksi : 0 mol 1,0 mol
Pereaksi yang bersisa adalah H2 sebanyak 1,0 mol
Massa H2 yang sisa = mol sisa x Mr
= 1,0 × 2
Contoh soal:
Pada reaksi 0,5 mol gas N2 dengan 2,5 mol gas H2 menurut persamaan reaksi:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Tentukan:
a. pereaksi pembatasnya;
b. berapa gram zat yang tersisa?
(Ar N = 14 dan H = 1)!
Jawab:
Mencari mol pereaksi yang bersisa dan yang habis bereaksi
N2(g) + 3 H2(g)
Mula-mula : 0,5 mol 2,5 mol
Yang bereaksi : 0,5 mol 1,5 mol
Setelah reaksi : 0 mol 1,0 mol
Pereaksi yang bersisa adalah H2 sebanyak 1,0 mol
Massa H2 yang sisa = mol sisa x Mr
= 1,0 × 2
F. Hasil persentase
Hasil persentase (% hasil) suatu reaksi adalah nisbah jumlah produk sesungguhnya yang diperoleh (eksperimental) atau hasil nyata terhadap hasil teoritis dari persamaan reaksi dikali seratus persen.
Hasil Nyata
% Hasil = x 100%
Hasil Teoritis
Hasil nyata biasanya lebih kecil dari hasil teoritis.
Contoh 2.10
Jika 68,5 g karbon di dalam udara
a. Berapa hasil teoritis CO2 yang dihasilkan.
b. Jika CO2 hasil eksperimen menghasilkan 237 g CO2, berapakah % hasil
Jika 68,5 g karbon di dalam udara
a. Berapa hasil teoritis CO2 yang dihasilkan.
b. Jika CO2 hasil eksperimen menghasilkan 237 g CO2, berapakah % hasil
Penyelesaian
a. Reaksi: C(p) + O2 (g) CO2 (g)
mol C = 68,4 g/12 g mol-1 = 5,7 mol
mol CO2 = 5,7 mol
massa CO2 = 5,7 mol x 44 g mol-1 = 250,8 g
Hasil Nyata
b. % hasil = x 100%
Hasil Teoritis
237 g CO = 2 x 100 % = 94,5 %
250,8 g CO2
a. Reaksi: C(p) + O2 (g) CO2 (g)
mol C = 68,4 g/12 g mol-1 = 5,7 mol
mol CO2 = 5,7 mol
massa CO2 = 5,7 mol x 44 g mol-1 = 250,8 g
Hasil Nyata
b. % hasil = x 100%
Hasil Teoritis
237 g CO = 2 x 100 % = 94,5 %
250,8 g CO2
BAB III
PENUTUP
A. Kesimpulan
a.
Hal yang berkaitan dengan
perkembangan teori atom diantaranya teori atom yang dikemukakan oleh John
dalton, J. J. Thomson, Rutherford dan Neils Bohr.
b.
Kelemahan yang terdapat pada
masing-masing teori atom yaitu teori dalton tidak menerangkan hubungan antara
larutan senyawa dan daya hantar arus listrik.teori atom thomson tidak dapat
menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut .teori
atom rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh kedalam
inti atom. Teori atom bohr tidak dapat menjelaskan spektrum warna dari atom
berelektron banyak
c.
Kelebihan yang dimiliki oleh
beberapa model teori atom John dalton adalah dapat menerangkan hukum kekekalan
massa (hukum lavoisier) dan menerangkan hukum perbandingan tetap (hukum
proust). Thomson adalah menerangkan adanya partikel yang lebih kecil dari atom
yang disebut partikel sub atomik dan dapat menerangkan sifat listrik atom.
Rutherford adalah fenomena penghamburan sinar alfa oleh lempeng tipis emas dan
mengemukakan keberadaan inti atom. Bohr adalah mengaplikasikan teori kuantum
untuk menjawab kesulitan dalam model atom rutherford.
B. Saran
Setiap penelitian pasti ada kekurangan jadi di setiap
penelitian pasti juga akan perbaikan. Begitupun dengan teori-teori yang
ada pada perkembangan atom yang selalu disemprunakan. Maka Saya sebagai penyusun sadar bahwa
makalah ini jauh dari kesempurnaan karena saya memiliki keterbatasan-keterbatasan
yang tidak dapat saya pungkiri,untuk itu saya harapkan kritik dan saran yang
membangun dari Guru dan Para pembaca.
DAFTAR PUSTAKA
Komentar
Posting Komentar