Stoikiometri

Stoikiometri

Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.
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 make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)
Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3
= 12/100 x 50 gram = 6 gram
massa C
Kadar C = massa C / massa CaCO3 x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%
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 sederhana".

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
4. HUKUM-HUKUM GAS
Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT

dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = suhu mutlak (Kelvin)

Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:

A.
HUKUM BOYLE
Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2

Contoh:
Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH3 mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?

Jawab:
P1 V1 = P2 V2
2.5 = P2 . 10  P2 = 1 atmosfir
B. HUKUM GAY-LUSSAC
"Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana".

Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2

Contoh:
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

Jawab:
V1/V2 = n1/n2  10/1 = (x/28) / (0.1/2)  x = 14 gram
Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.
C. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC
Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:
P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
D. HUKUM AVOGADRO
"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Contoh:
Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)

Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol

Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27)  V2 = 12.31 liter

Massa Atom Dan Massa Rumus

1. Massa Atom Relatif (Ar)
merupakan perbandingan antara massa 1 atom dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12

2.
Massa Molekul Relatif (Mr)
merupakan perbandingan antara massa 1 molekul senyawa dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12.
Massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa merupakan penjumlahan dari massa atom unsur-unsur penyusunnya.

Contoh:
Jika Ar untuk X = 10 dan Y = 50 berapakah Mr senyawa X2Y4 ?

Jawab:
Mr X2Y4 = 2 x Ar . X + 4 x Ar . Y = (2 x 10) + (4 x 50) = 220
Konsep Mol

1 mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = Mr senyawa itu.

Jika bilangan Avogadro = L maka :
L = 6.023 x 1023
1 mol atom = L buah atom, massanya = Ar atom tersebut.
1 mol molekul = L buah molekul massanya = Mr molekul tersehut.
Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat

Contoh:
Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?

Jawab:
Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40
mol NaOH = massa / Mr = 20 / 40 = 0.5 mol
Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 1023 molekul.
Persamaan Reaksi

PERSAMAAN REAKSI MEMPUNYAI SIFAT
1. Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
2. Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
3. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu den tekanannya sama)

Contoh: Tentukanlah koefisien reaksi dari

HNO3 (aq) + H2S (g)  NO (g) + S (s) + H2O (l)
Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan memisalkan koefisiennya masing-masing a, b, c, d dan e sehingga:

a HNO3 + b H2S  c NO + d S + e H2O
Berdasarkan reaksi di atas maka
atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
atom O : 3a = c + e  3a = a + e  e = 2a
atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a  2b = 3a  b = 3/2 a
atom S : b = d = 3/2 a

Maka agar terselesaikan kita ambil sembarang harga misalnya a = 2 berarti: b = d = 3, dan e = 4 sehingga persamaan reaksinya :

2 HNO3 + 3 H2S  2 NO + 3 S + 4 H2O

STOIKIOMETRI
1. MOL
Atom-atom bertindak balas membentuk molekul dalam satu nisbah.
Chontoh: Atom H dan O bergabung dalam nisbah 2:1 membentuk molekul
H2O.
C dan O bergabung dalam nisbah 1:1 ratio membentuk molekul CO.
1 atom C + 1 atom O → 1 molekul CO
Atau 12 atom C + 12 atom of O → 12 molekul CO
atau 6.022 x 1023 atom C + 6.022 x 1023 atom O → 6.022 x 1023 molekul CO
1 mol C + 1 mol O → 1 mol CO
Kesimpulan: nisbah bilangan mol di mana sebatian bertindak balas adalah sama
dengan nisbah atom dan molekul nya yang bertindakbalas.
2. PENENTUAN NISBAH MOL DARIPADA FORMULA KIMIA
Contoh: Nisbah atom dalam C2Cl6 ialah
2 atom C 1
----------------- = --
6 atom Cl 3
Maka nisbah mol C dengan Cl ialah 1:3. Iaitu karbon and klorin bergabung
dalam nisbah 1 mol of C dengan 3 mol Cl.
3. KEGUNAAN NISBAH MOL
Berapakah mol atom C diperlukan untuk bergabung dengan 4.87 mol Cl supaya
menghasilkan C2Cl6?
Oleh sebab nisbah mol ialah 1:3, maka
1 x mol C
-- = -----------------------
3 4.87 mol Cl
x = 1.62 mol Cl
4. MENGIRA BILANGAN MOL ATOM
Nombor Avogadro adalah bilangan atom yang terkandung dalam unsur dimana
beratnya sama dengan jisim atom unsur tersebut.
Contoh: Jisim atom untuk C ialah 12.011, maka 1 mol atom C mempunyai
jisim 12.011 g.
Iaitu 1 mol C = 12.011 g C
5. PENUKARAN DARI GRAM KE MOL
Berapakah mol Si dalam 30.5 g Si?
1 mol Si = 28.1 g Si
Bilangan mol Si dalam 30.5 g Si ialah 30.5/ 28.5 = 1.09 mol
6. PENUKARAN MOL KE GRAM
Berapakah grams Cu dalam 2.55 mol Cu?
1 mol Cu = 63.5 g Cu
Bilangan gram Cu dalam 2.55 mol = 2.55 x 63.5 g = 162 g Cu.
7. KEGUNAAN PERHUBUNGAN MOL
Berapakah mol Ca diperlukan untuk bertindakbalas dengan 2.50 mol Cl
menghasilkan sebatian CaCl2?
2.50 mol Cl ≈ ? mol Ca
1 atom Ca ≈ 2 atom Cl
1 mol Ca ≈ 2 mol Cl
Maka 2.50 mol Cl ≈ ½ x 2.50 = 1.25 mol Ca.
8. MENGGUNAKAN PERHUBUNGAN MOL/JISIM
Berapakah grams Ca diperlukan bertindak balas dengan 41.5 g Cl untuk
menghasilkan CaCl2?
1 mol Ca ≈ 2 mol Cl
Dan 1 mol Cl = 35.5 g
1 mol Ca = 40.1 g Ca
41.5 g = 41.5/35.5 = 1.17 mol Cl
1.17 mol Cl memerlukan ½ x 1.17 mol = 0.585 mol Ca
0.585 mol Ca ialah ≈ 0.585 x 40.1 g = 23.5 g Ca.
9. MENGGUNAKAN NOMBOR AVOGADRO DALAM PENGIRAAN
Apakah jisim untuk satu atom kalsium?
1 atom Ca ≈ ? g Ca
1 mol Ca = 6.02 x 1023 atom Ca
dan 1 mol Ca = 40.1 g Ca
Maka, 6.02 x 1023 atom Ca = 40.1 g Ca
1 atom = 40.1 /6.02 x 1023 g = 6.66 x 10-23 g Ca
10. MENGUKUR BILANGAN MOL SEBATIAN: JISIM MOLAR RELATIVE
DAN BERAT FORMULA
Jumlah jism atom relative untuk sesuatu sabatian memberi jisim molar relatif
(JMR).
JMR untuk CO2 ialah
1 C 1 x 12 g = 12 g
2 O 2 x 2 x 16 = 32 g
CO2 Jumlah= 12 + 32 = 44 g
1 mol of CO2 is 44 g
11. PENUKARAN ANTARA MOL DAN GRAMS UNTUK SEBATIAN
Apakah jisim (dalam grams) untuk 0.25 mol Na2CO3?
JMR untuk Na2CO3 = 2 x 23 + 1 x 12 + 3 x 16 = 46 + 12 + 48 =106 g
Iaitu 1 mol Na2CO3 = 106 g Na2CO3 g Na2CO3
Maka 0.25 mol = 0.25 x 106 g = 26.5 g Na2CO3
12. PERATUS KANDUNGAN
Apakah peratus kandungan karbon, hidrogen dan klorin dalam CHCl3?
JMR untuk CHCl3 = 12+ 1 + 3 x 35.5 = 119 g
Jisim karbon
% C = ---------------------- x 100
JMR CHCl3
12
= --------- x 100 = 10.06%
119
Jisim H
% H = --------------- = 0.844%
JMR CHCl3
Jisim Cl
% Cl = ------------- =89.09%
JMR CHCl3
13. MENENTUKAN JISIM UNTUK UNSUR-UNSUR DALAM SESUATU
SEBATIAN
Apakah jisim ferum dalam 10.0 g sampel Fe2O3?
1 mol Fe2O3 = 159.7 g Fe2O3
1 mol Fe2O3 (159.7 g) mengandungi 2 mol Fe (111.7 g)
Pecahan Fe dalam Fe2O3 ialah
Jisim Fe 111.7 g Fe
-------------- = ----------------
Jiisim Fe2O3 159.7 g Fe2O3
10 g Fe2O3 mengandungi 10 x 111.7/159.7 = 6.99 g Fe
14. FORMULA KIMIA
Dua jenis yang lazim dijumpai: formula empirik dan formula molekul
Formula empirik ialah formula yang memberi bilangan atom relatif untuk setiap
unsur dalam formula unit tersebut.
Formula molekul ialah formula yang menyatakan bilangan atom yang sebenar
dalam molekul.
15. PENENTUAN FORMULA EMPIRIK
Jika satu sample mengandungi 2.34 g of N dan 5.34 g O sahaja, apakah formula
empiric sample ini?
1 mol N = 14.0 g N
1 mol O = 16.0 g O
Maka, 2.34 g N/14.0 g N = 0.167 mol N
5.34 g O/16.0 O = 0.334 mol
Oleh itu, 0.167 mol N bergabung dengan 0.334 mol O dan formula menjadi
N0.167O0.334
Dalam formula empirik, bilangan atom yang bergabung adalah angka bulat.
Maka, formula empiric ialah N0.167/0.167O0.334/0.167 = NO2
16. PENENTUAN FORMULA MOLEKUL
Satu cecair dengan formula empirik NO2, mempunyai JMR 92. Apakah formula
molekulnya?
JMR untuk formula empiric NO2 ialah 46.0. Bilangan NO2 yang terdapat dalam
92 g ialah 2. Maka formula molekul ialah (NO2)2 = N2O4.
17. KEPEKATAN MOLAR
Juga dikenal sebagai molariti
Ditakrif sebagai satu nisbah bilangan mole bahan ataupun solut dalam larutan
dengan isipadu larutan tersebut.
Kepekatan molar =
mol solut
-------------------
dm3 larutan
1 mol NaCl dalam 1 L larutan dirujuk sebagai larutan 1.00 molar atau 1 M.
Contoh: Berapakah gram NaOH dalam 50 cm3 larutan 0.4 M NaOH ?
0.4 M larutan bermakna terdapat 0.4 mol NaOH dalam 1000 cm3 larutan, iaitu
0.4 x 40 = 16 g of NaOH dalam 1000 cm3 larutan.
Dalam 50 cm3 larutan, terdapat 50/1000 x 16 g = 0.8 g NaOH.
18. MENYEDIA LARUTAN DENGAN PENCAIRAN
Proses pencairan melibat melarutkan solut dalam isipadu larutan yang lebih
tinggi.
Jisim solu tidak berubah dalam pencairan, sebab bilangan mol solute sebelum
dan selepas penciaran adalah sama.
iaitu
MiVi = MfVf
Contoh: Apakah isipadu larutan H2SO4 pekat (18 M) diperlukan untuk
menyediakan 750 cm3 larutan H2SO4 3 M?
Dengan menggunakan
MiVi = MfVf
Mi = 18M, Mf = 3.00M
Vi = ? , Vf = 750 cm3
Maka Vi = 3/18 x 750 = 125 cm3.