KIMIA DASAR

ELLY DESNI RAHMAN

Pertemuan. IV , V dan VI

Bab. III. Stochiometri.

Stochiometri berasal dari bahasa Yunani : Stocheon : unsur Matrein : mengukur.Stocheometri: adalah kajian tentang hubungan-hubungan kwantitatif dalam suatu reaksi kimia.Beberapa hukum reaksi kimia.1. Hukum Kekekalan massa ( Lavosier 1783) “Pada setiap reaksi kimia, massa- massa zat yang bereaksi adalah sama dengan massa produk reaksi “dengan kata lain : “Materi tidak dapat diciptakan/dimusnahkan”

Contoh : Magnesium + Khlor → Magnesium Khlorida 1 gram 2,9 gram 3,9 gramContoh soal : Untuk membentuk gas CO2 diperlukan unsur karbon dan

oksigen dengan perbandingan massa 3:8. Jika 40 gr Carbon direaksikan dg 20 gr Oksigen. Hitunglahh massa gas CO2 yang terjadi atau massa unsur yang bersisa.

Solusi :Diketahui : Perbandingan massa C : O = 3 : 8 massa C = 40 gr. massa O = 20 gr.Ditanya: a. massa CO2 yang terjadi. b. massa unsur yang bersisa.

Jawab : C + O2 → CO2

40 gr C, memerlukan O2 sebanyak :

8/3 x 40 gr = 106,7 gr

C : O = 3 : 8

40gr : 106,7gr → Hal ini tidak mungkin !

krn O yang tersedia hanya 20gr.

20 gr O2 memerlukan C sebanyak :

3/8 x 20 gr = 7,5 gr.

C : O = 3 : 8

7,5 gr : 20 gr → Ini mungkin, krnn C yg tersedia 40 gr.

Jadi: a. CO2 yang terjadi = 20 gr + 7,5 gr = 27,5 gr

b. Unsur yang tersisa adalah C = 40gr – 7,5 gr = 32,5 gr

Jadi terbukti hukum kekekalan massa !

massa C + massa O2 = massa CO2 + massa sisa

40gr 20gr 27,5gr 32,5gr

2. Hukum Perbandingan Tetap ( Proust 1799 ).

“ Setiap persenyawaan dibentuk oleh unsur-unsur yang

bergabung dengan perbandingan massa yang tetap.”

Contoh : FeS → Fe : S = 7 : 4

H2O → H : O = 1 : 8

HgO → Hg : O = 25 : 2

Contoh soal : Analisa dua cuplikan garam dapur murni asal

Madura dan Cirebon menghasilkan data sbb :

Senyawa Massa garam Massa Na Massa khlor

Cuplikan 1 0,2925 gr 0,1150 gr 0,1775 gr

Cuplikan 2 1,775 gr 0,690 gr 1,065 gr

Pembuktian :

% Na dari cuplikan I = 0,1150/0,2925 x 100% = 39,3% sama % Na dari cuplikan II = 0,690/1,775 x 100% = 39,3% % Cl dari cuplikan I = 0,1775/0,2925 x 100% = 60,7% sama

% Cl dari cuplikak II = 0,0625/1,775 x 100% = 60,7%

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

Terbukti hk.

Perbandingan Tetap

Contoh : Nitrogen (N) dan Oksigen (O) membentuk 6 macam

senyawa.

Senyawa % Nitrogen % Oksigen Massa Nitrogen/Oksigen

I

II

III

IV

V

VI

63,7

46,7

36,9

30,5

25,9

22,6

36,3

53,3

63,1

69,5

74,1

77,3

1 : 0,57

1 : 1,14

1 : 1,74

1 : 2,28

1 : 2,86

1 : 3,42

Perbandingan berat oksigen yang bereaksi dengan satu bagian Nitro gen adalah : 0,57 : 1,14 : 1,74 : 2,28 : 2,86 : 3,42 1 : 2 : 3 : 4 : 5 : 6 Perbandingan ini merupakan bil bulat dan mudahh, jadi sesuai dengan “ Hukum Kelipatan Perbandingan “

4. Hukum Penyatuan Volume ( Gay- Lussac). “ Pada kondisi Temperatur dan Tekanan yang sama ,

perbandingan volume gas-gas pereaksi dan gas produk

reaksi merupakan bil bulat dan mudah “

Contoh :

Hidrogen + Oksigen → Uap air

2H2 + O2 → 2H2O (gas)

2mol 1mol 2mol

2volum 1volum 2volum

Untuk semua gas dapat menggunakan semua macam satuan volume.

Contoh soal : a. Hitung volume oksigen yang diperlukan untuk

membakar 150 liter H2S sesuai dengan

persamaan reaksi :

2 H2S (g) + 3 O2 (g) → 2 H2O (g) + 2 SO2 (g)

Jika semua gas diukur pada temperatur dan tekanan yang sama.

b. Hitung volume SO2 yang terbentuk.!

Solusi : Sesuai dengan Hukum Gay Lussac. a » 2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2

150 liter ≡ O2 yang dibutuhkan = 3/2 x 150 liter = 225 liter b » 2 H2S + 3O2 → 2 H2O + 2 SO2

150 liter ≡ SO2 yang terbentuk = 2/2 x 150 liter = 150 liter

5. Hukum Avogadro. “ Pada temperatur dan tekanan yang sama, volume yang sama dari semua gas mengandung jumlah molekul yang sama”Contoh soal : Hidrogen + Khlor → Hidrogen khlorida H2 Cl2 2HCl 1 vol 1vol 2 vol 1 mol 1mol 2mol

MASA ATOM RELATIF. Massa atom relatif (Ar) adalah istilah modern pengganti BA “ Hidrogen” unsur yang paling ringan Ar = 1.Contoh: beberapa Ar unsur yang biasa digunakan : H = 1 Na = 23 N = 14 Ca = 40 O = 16 Fe = 56 C = 12 S = 32 Tugas ! Buatlah pada doubel folio Ar dari seluruh unsur

Valensi : adalah kemampuan bersenyawa suatu unsur dengan

Hidrogen dan digunakan sebagai dasar skala.

Defenisi lama :

Defenisi baru ditetapkan th 1961 berdsrkan Isotop 12C

sebagai dasr penentuan massa atom relatif.

Massa Atom Relatif = massa suatu atom unsur massa satu atom Hidrogen

Massa Atom Relatif = massa satu atom unsur 1/12 massa satuatom karbon-12

Penentuan massa atom relatif Penentuan massa atom relatif, banyak cara yang sudah dilakukan, dari beberapa yang paling tepat dan teliti adalah dengan methoda Spektrofotometri Massa ( MS ). 69 71

Contoh : Isotop 31 Ga dan 31Ga dengan kelimpahan berturut-turut 60% dan 40%. Maka : Massa atom relatif Ga adalah : 69x 60 + 71 x 40 100 100 : 41,1 + 28,4

: 69,8 Pada penentuan ini ada 2 data yang diperlukan : » Kelimpahan isotop. » Massa isotop relatif

Jadi Ar dan Mr yang tertera dalam daftar priodik ditentukan

oleh massa rata-rata isotop unsur tsbyang terdapat dialam

(tidak berlaku untuk unsur buatan )

Contoh : Chlor (Cl) terdiri dari 2 isotop yaitu :

35 37

17 Cl = 75% 17 Cl = 25%

≡ Ar 1 atom Cl = 75x35 + 25x37 = 35,5 sma.

100

≡ Ar Cl = 35,5

“ KONSEP MOL “ Dalam Ilmu kimia perlu suatu kuantitas yang berkaitan dg :

• Jumlah atom

• Jumlah molekul

• Jumlah ion

• Jumlah elektron, dll.

Yang kuantitas ini didapatkan dalam satu zat/ materi dengan

menggunakan suatu sistim Internasional ( SI ). Dimana

satuan dasar kuantitas ini disebut “ MOL “

► 1 mol adalah : banyaknya gram unsur itu yang

sesuai dengan massa atomnya.

atau Mol = Gram

Ar

Mol = Gram

Mr

Contoh : 1 mol NaCl = ………… gram

1 mol HCl = ………… gram

► 1mol materi = 6,023 x 1023 partikel suatu materi

= sebanyak” bil avogadro “

► Materi dapat berupa : atom, molekul, ion , proton,

elektron, neutron, partikel dll.

Contoh :

1 mol atom C = 6,023 x 1023 atom karbon.

1 mol 1on Cl = 6,023 x 1023 ion khlorida.

1 mol molekul H2 = 6,023 x 1023 molekul Hidrogen

1 . Penerapan konsep mol pada “Gas”. Pers gas ideal → PV = n RT dimana : R = tetapan untuk semua gas n = jumlah mol gas P = 1 atm T = 273 ˚K ( STP ) » 1 mol gas menempati volume 22,4 Liter pada STPContoh soal : Suatu gas sebanyak 11, 09 gram menempati wadah 5,60 liter pada STP. Hitung masa molekul relatifnya?Solusi : Vol suatu gas pd STP = 22,4 liter.

5,60 liter gas = 5,60 liter x 1 mol = 0,25 mol

22,4 liter

massa 0,25 mol = 11,09 gram Jadi massa molekul relatif gas = 1/0,25 x 11,09 gram = 44,0 gram/mol.

2 . Penerapan konsep mol pada “ larutan “. Larutan 1 M ( molar) = larutan yang mengandung 1 mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

Contoh soal: 1. Hitung kemolarann larutann yang mengandung 24,5 gr H2SO4 dalam 2 liter larutan.

2. Hitung berapa gram H2SO4 yang terdapat dalam 0,25 liter H2SO4 0,50 M. Mr H2SO4 = 98.

Kemolaran = mol / liter = m. mol / m. liter

Solusi : 1. Jumlah mol H2SO4 = 24,5 / 98 = 0,25 mol

Kemolaran larutan = 0,25 mol/2 liter = 0,125 M

2. Jumlah mol H2SO4 = 0,50 mol/liter x 0,250 mol

= 0,125 mol.

Gram H2SO4 = 0,125 mol x 98 gr / mol

= 12, 25 gram

“ PERSEN KOMPOSISI.”

% komposisi ( menurut massa ) adalah persentase setiap

unsur dalam senyawa.

% unsur = Massa atom relatif x jumlah atom x100

Massa rumus relatif

Contoh : Hitung % Na, S dan O dalam Natrium Sulfat ( massa atom relatif O = 16, Na = 23, S = 32 ).

Solusi : Rumus Natrium Sulfat Na2SO4

Dalam 1 mol Na2SO4 terdapat : • 2x23 gr ( 2 mol) Na • 1x32 gr ( 1 mol) S • 1x16 gr ( 4 mol) O ► Massa 1 mol Na2SO4= 46gr + 32gr + 64gr = 142 gr

% Na = 46/142 x 100 = 32,4 % % S = 32/142 x 100 = 22,5 % % O = 64/142 x 100 = 45,1 %

“ RUMUS SENYAWA “ adalah : suatu penulisan singkat dari zat atau senyawa yang

dinyatakan dalam bentuk simbol-simbol kimianya.

Contoh : » Garam dapur → NaCl

» Gula pasir → C12H22O11

» Air Akki → H2SO4

» Asam cuka → CH3COOH

Type-type rumus senyawa :

1. Rumus empiris

2. Rumus molekul

3. Rumus bangun

Rumus Empiris : adalah rumus senyawa yang menyatakan

jenis dan perbandingan trerkecil atom –

atom penyusun senyawa tsb

Contoh : suatu senyawa yang disusun oleh jenis atom C & H dengan perbandingan C : H = 1 : 3 dinyatakan

dengan rumus empirisnya ( C1H3 )n .

dimana n & 1→ kadang jarang ditulis

Rumus Empiris senyawa diatas CH3.

Rumus Molekul : adalah rumus senyawa yang menyatakan jenis & jml atom per molekul senyawa itu.

Contoh : Jika rumus molekulnya CH4 berarti jenis unsurnyam C & H dengan jumlah atom permolekulnya adalah 1 atom C + 4 atom H = 5 atom.

Rumus bangun : adalah rumus senyawa yang menggambarkan susunan atom-atom yang terdapat dalam satu

molekul senyawa spt : CH4, NH3, CO2 dll

H H O

H C H , H N H , C = O

H

Contoh soal : Suatu senyawa sebanyak 10 gr

mengandung 5,2 gr seng, 0,96 gr

karbon dan 3, 84 gr oksigen.

Seperti apa rumus empiris

senyawa tersebut..

Macam unsur Seng Karbon Oksigen

Lambang

Perbandingan massa

Zn

5,2

C

0,96

O

3,84

Massa atom relatif.

Perbandingan mol.

65

5,2/65

12

0,96/12

16

3,84/16

Atom

Rumus empiris

0,08

1

Zn

0,08

1

C

0,24

3

O3

“REAKSI KIMIA”

REAKTAN PRODUK

PEREAAKSI HASIL REAKSI

“REAKSI KIMIA” Persamaan reaksi.

adalah menjelaskan secara kualititatif peristiwa

yang terjadi jika dua pereakasi atau lebih

bergabung secara kuantitatif menyatakan

jumlah zat yang bereaksi serta jumlah produk

reaksi.

Dalam menuliskan persamaaan reaksi, harus

diketahui dengan benar rumus pereaksi dan

rumus produk reaksi, sebelum disetarakan

Contoh : N2 + 3H2 2NH3

pereaksi produk (hasil) reaksi

Persamaan reaksi diatas dapat dibaca bahwa :

→ 1 mol Nitrogen bereaksi dengan 3 mol Hidrogen

menghasilkan 2 mol amoniak.

→ Jadi perbandingan molekul atau mol yang terlihat dalam

suatu reaksi kimia ditentukan oleh koefisisn reaksi.

Macam-macam reaksi kimia.

1. Reaksi sintesis : yaitu reaksi pembentukan senyawa dari

unsur-unsurnya.

Contoh : Fe + Cl2 → FeCl2

2. Reaksi Metatesis : yaitu reaksi pertukaran antar senyawa.

Contoh : NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

3. Reaksi Penetralan : adalah reaksi antara asam dan basa.

Contoh : HCl + NaOH → NaCl + H2O

4. Reaksi Redoks ( oksidasi – reduksi)

Contoh : 2K2SO3 + O2 → 2K2SO4

PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI.

Penyetaraan adalah :

• Harus diketahui rumus zat pereaksi dan rumus produk

( rumus hasil ) reaksi.

• Jumlah atom relatif setiap unsur dalam pereaksi

sama dengan jumlah atom relatif unsur pada produk

reaksi.

• Koefisien rumus ( koefisien reaksi ) diubah menjadi

bilangan bulat terkecil,

♣ BILANGAN OKSIDASI.♣ BILANGAN OKSIDASI DAN VALENSI

Valensi : adalah kemampuan bersenyawa suatu unsur

dengan hidrogen.

Contoh :

Cl, Br, I, F → HCl, HBr, HI, HF → bervalensi 1

O dan S → H2O, H2S → bervalensi 2

N dan P → NH3 , PH3 → bervalensi 3

C → CH4 → bervalensi 4

Bagaimana dengan senyawa yang tidak mempunyai H?

Contoh : - MgO - MgCl2 - AlCl3 - CaO

Untuk contoh diatas kita akan menghitung berapa atom H

yang dapat digantikan oleh atom O atau Chlor

Maka : Mg bervalensi 2 pada MgO, karena O dapat berikatan

dengan H =2 bh dalam senyawa H2O.

Dan : Al bervalensi 3 pada AlCl3, karena Cl dapat berikatan

dengan H = 1 dalam senyawa HCl..

Bilangan oksidasi : bilangan yang identik dengan valensi,

tetapi dengan tanda yang menyatakan

sifat muatan

Contoh: HCl → bilangan oksidasi Cl = -1

H2O → bilangan oksidasi O = - 2

♣ Konsep bilangan oksidasi.♣ Setiap atom/ senyawa mempunyai bilangan oksidasi= 0 Bilok oksigen dalam senyawa = -2

kecuali : Peroksida (H2O2), disini O = -1

F2O, disini O = +2

Dalam senyawa Cl, Br, I, F = -1 Bilangan oksidasi hidrogen dalam senyawa = +1

kecuali : Hidrida ( LiH, CaH2 , LiAlH4 )

Jumlah aljabar atom dalam senyawa = 0 Biangan oksidasi alkali = +1 Bilangan oksidasi alkali tanah = +2 Dalam senyawa-senyawa yang tidak dicantumkan

bilangan oksidasinya, maka ditentukan berdasarkan keelektronegatifan dan keelektropositifannya.

Contoh :

CO2 → O = -2 C = +4

CH4 → H = +1 C = -4

“Ekivalen”1. Ekivalen asam dan basa

2. Ekivalen oksidator dan reduktor.Ekivalen asam dan basa 1 ekivalen asam » sejumlah asam yang dapat menghasilkan 1 (satu) mol H+

Contoh : 1 mol HCl menghasilkan 1 mol H+ 1 ekivalen HCl = 1 mol HCl = 36,5 gram

1 mol H2SO 4 menghasilkan 2 mol H+

1 ekivalen H2SO4 = 1 mol H2SO4 = ½ x 98=49 gr

1 ekivalen basa : sejumlah basa yang dapat menghasilkan

satu mol OHˉ atau dapat menetralkan H+

Contoh : 1 mol NaOH menghasilkan 1 mol OHˉ

1 ekivalen NaOH = 1 mol NaOH = 40 gram

1 mol Ca(OH)2 menghasilkan 2 mol OHˉ

1 ekivalen Ca(OH)2 = ½ mol Ca(OH)2 = 1/2x74 gr

Ekivalen oksidator reduktor

1 ekivalen oksidator: sejumlah zat tersebut yang dapat

menerima 1 mol elektron.

1 ekivalen reduktor : sejumlah zat tertentu yang dapat

memberikan 1 mol elektron.

Contoh soal : Jika unsur Fe dioksidasi menjadi FeO

Hitung massa ekivalennya.

Jawab : Reaksi » 2 Fe + O2 → 2 FeO

Fe˚ → Fe+2

Bilangan oksidasi Fe berubah dari 0 → +2

Setiap mol Fe melepaskan 2 mol elektron

Jadi : 1 ekivalen Fe = ½ mol Fe dan massa ekivalen Fe qdqlqh = ½ x 55.84 gr

= 27,92 gr.

♣ PEREAKSI PEMBATAS♣ adalah : suatu pereaksi yang habis bereaksi.

Jadi produk (hasil ) ditentukan oleh

“Pereaksi Pembatas”

Contoh : 2 Zn + O2 → 2 ZnO

Hitung banyak ZnO yang terbentuk, jika 28,6 gr Zn

direaksikan dengan 7,44 gr O2.

Jawab : Mol Zn = 28,6 gr = 0,438 mol Zn

65,4 gr/mol

MolO2 = 7,44 gr = 0,232 mol O2

32 gr/mol

Untuk 0,438 mol Zn, maka O2 diperlukan :

½ x o,438 mol = 0,219 mol O2.

Karena O2 yang tersedia 0,232 mol, dan yang diperlukan

hanya 0 ,219 mol, maka O2 masih bersisa. Untuk itu yang

menjadi “ PEREAKSI PEMBATAS “ adalah Zn.

► Jadi banyaknya ZnO yang terbentuk adalah :

2 x 0,219 mol = 0,438 mol

= 0,438 mol x 81,4 gr/ mol

= 35,6 gram ZnO

♣ PERSEN HASIL ♣ Hasil teoritis : adalah banyaknya produk yang diperoleh

dari reaksi yang berlangsung sempurna.

Hasil teoritis dihitung dari “ Pereaksi Pembatas “

Persen hasil (%) = Produk nyata x 100 %

Produk teoritis

Contoh soal :

Etilen (C2H4) sebanyak 3, 86 gr dibakar dengan 11, 84 gr O2 diudara. Jika CO2 yang terbentuk 6,96 gr. Hitunglah % hasil.

Solusinya : Reaksi : C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O

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

28

Jumlah mol O2 = 11,84 = 0, 370 mol

32

Sesuai dengan persamaan reaksi diatas :

0,1378 mol C2H4 akan bereaksi dengan 3 x 0,370 mol O2

= 0,4314 mol O2., sedangkan O2 yang tersedia hanya 0,370 mol,, berarti O2 adalah “ Pereaksi Pembatas “. Dan persen hasil (%) ditentukan oleh mol O2.

Jadi gas CO2 yang dihasilkan ( menurut perhitungan) adalah :

= 2/3 x 0, 370 mol = 0,2467 mol CO2

= 0,2467 mol x 44 gr = 10,85 gr.

Produk CO2 yang nyata = 6,96 gr.

maka :

Persen (%) hasil = 6,96 gr x 100% = 64 %

10,85 gr