Stoikiometri

 

1. Tatanama Senyawa

Di dalam semesta ini terdapat berjuta-juta senyawa, sehinga Komisi Tata Nama IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry), suatu badan di bawah UNESCO menyusun suatu aturan. Tata nama senyawa yang digunakan secara seragam di seluruh dunia.

Nama ilmiah suatu unsur mempunyai asal-usul yang bermacam-macam. Ada yang didasarkan pada warna unsur seperti klorin (chloros = hijau), atau pada salah satu sifat dari unsur yang bersangkutan seperti fosfor (phosphorus =bercahaya) atau nama seorang ilmuwan yang sangat berjasa seperti einsteinium (untuk albert einstein). Untuk mencegah timbulnya perdebatan mengenai nama dan lambang unsur-unsur baru, Persatuan Kimia Murni dan Kimia Terapan (International Union Of Pure and Applied Chemistry = IUPAC) menetapkan aturan penamaan dan pemberian lambang untuk unsur-unsur temuan baru sebagai

berikut.

1)      Nama berakhir dengan ium, baik untuk unsur logam maupun nonlogam.

2)      Nama itu didasarkan pada nomor atom unsur, yaitu rangkaian akar kata yang menyatakan nomor atomnya.

0 = nil 4 = quad 7 = sept

1 = un 5 = pent 8 = okt

2 = bi 6 = hex 9 = enn

3 = tri

3)      Lambang unsur (tanda atom) terdiri atas tiga huruf yakni rangkaian huruf awal dari akar yang menyatakan nomor atom unsur tersebut.

Contoh:

a. Unsur nomor atom 107

 1   0    7

un nil sept + ium

Nama : Unnilseptium Lambang : Uns

b. Unsur nomor atom 105

1    0    5

un nil pent + ium

Nama : Unnilpentium Lambang : Unp

Namun, aturan penamaan IUPAC jarang digunakan. Setiap senyawa perlu mempunyai nama spesifik. Seperti halnya penamaan unsur, pada mulanya penamaan senyawa didasarkan pada berbagai hal, seperti nama tempat, nama orang, atau sifat tertentu dari senyawa yang bersangkutan.

Sebagai contoh:

a.       Garam glauber, yaitu natrium sulfat (Na2SO4) yang ditemukan oleh J. R. Glauber.

b.      Salmiak atau amonium klorida (NH4Cl), yaitu suatu garam yang awal mulanya diperoleh dari kotoran sapi di dekat kuil untuk dewa Jupiter Amon di Mesir.

c.       Soda pencuci, yaitu natrium karbonat (Na2CO3) yang digunakan untuk melunakkan air (membersihkan air dari ion Ca²⁺ dan ion Mg²⁺).

d.      Garam NaHCO3 (natrium bikarbonat) digunakan untuk pengembang dalam pembuatan kue.

Untuk memudahkan penamaan, senyawa dikelompokkan menjadi 2 yaitu senyawa organik dan senyawa anorganik. Senyawa anorganik dibagi dua yaitu senyawa biner dan senyawa poliatomik. Senyawa biner adalah senyawa yang mengandung dua jenis unsur, sedangkan senyawa poliatomik terdiri atas lebih dari 2 jenis unsur.

1.1 Tatanama Senyawa Anorganik

Senyawa anorganik terdiri dari senyawa biner dari logam dan non logam, senyawa biner dari non logam dan non logam, senyawa yang mengandung  poliatom senyawa asam, basa dan garam.

a. Senyawa Biner Dari Logam dan Nonlogam (Senyawa Ion)

Senyawa biner dari logam dan non-logam umumnya merupakan senyawa ion. Logam membentuk ion positif (kation) dan non-logam membentuk ion negatif (anion). Di bawah ini nama beberapa kation logam dan anion non-logam (monoatom) yang perlu dikuasai agar tidak mengalami kesukaran dalam penulisan rumus kimia dan nama senyawa.

Kation dari logam		Anion dari logam
Kation	Nama	Anion	Nama
Li+ Na+ K+ Mg2+ Ca2+ Ba2+ Al3+ Sn2+ Sn4+ Pb2+ Pb4+ Cu+ Cu2+ Ag+ Au+ Au3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Pt2+ Pt4+	Litium Natrium Kalium Magnesium Kalsium Barium Aluminium Timah (II) Timah (IV) Timbal (II) Timbal (IV) Tembaga (I) Tembaga (II) Perak (I) Emas (I) Emas (II) Zink (seng) Kromium Besi (II) Besi (III) Nikel Platina (II) Platina (IV)	H– N3– O2– P3– S2– Se2– F– Cl‑ Br– I­- Si4– As3– Te2–	Hidrida Nitrida Oksida Fosfida Sulfida Selenida Fluorida Klorida Bromida Iodida Silisida Arsenida Telurida

Berikut ini nama senyawa biner logam dan non-logam:

1) Penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion dari logam

Contoh:

Rumus Kimia	Kation logam	Anion logam	Nama Senyawa
NaCl MgF2	Na+ Mg2+	Cl– F–	Natrium klorida Magnesium fluorida

2)      Senyawa yang terbentuk haruslah bermuatan netral.

3)      Untuk logam yang dapat membentuk beberapa kation dengan muatan berbeda, maka muatan kationnya dinyatakan dengan angka Romawi.

Contoh:

Cu₂O dan CuO. Atom Cu dapat membentuk kation Cu⁺ dan Cu²⁺. Karena oksida (O^2-) mempunyai muatan -2, maka:

•         kation tembaga pada Cu₂O haruslah Cu⁺ agar menetralkan muatan O^2-. Jadi, nama Cu₂O adalah tembaga (I) oksida.

·         kation tembaga pada CuO karena kation tembaga hanya ada satu buah maka untuk menetralkan muatan O^2- haruslah Cu²⁺.

b. Senyawa Biner dari NonLogam dan NonLogam (Senyawa Kovalen)

Senyawa biner dari dua non-logam umumnya adalah senyawa molekul. Tata nama senyawanya yaitu sebagai berikut:

1) Penamaan senyawa mengikuti urutan berikut

Bi – Si – As – C – P – N – H – S – I – Br – Cl – O – F

Contoh:

HCl (Nama H lalu nama Cl)

NH3 (Nama N lalu nama H)

2) Penamaan dimulai dari nama non-logam pertama diikuti nama non-logam

     kedua yang diberi akhiran –ida

Contoh:

HCl dinamakan hidrogen klorida

3) Jika dua jenis non-logam dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa, maka

    digunakan awalan Yunani sesuai angka indeks dalam rumus kimianya

1 = mono         6 = heksa

2 = di               7 = hepta

3 = tri              8 = okta

4 = tetra           9 = nona

5 = penta         10 = deka

Contoh:

• CO karbon monoksida

• CO₂ karbon dioksida

• PCl₃ fosforus triklorida

• P₄O₁₀ tetrafosforus dekaoksida

c. Senyawa yang mengandung poliatom

Ion-ion yang telah dibahas di atas merupakan ion-ion monoatom. Masing-masing ion terdiri atas atom tunggal. Ada pula ion-ion poliatom, yaitu dua atau lebih atom-atom terikat bersama-sama dalam satu ion yang dapat berupa kation poliatom dan anion poliatom. Di bawah ini beberapa ion poliatom dan namanya.

Rumus	Nama Ion	Anion dari logam
NH4+ OH– CN– NO2– NO3- ClO– ClO2– ClO3– ClO4– BrO3– IO3– MnO4– MnO42– CO32– SO32– SO42– S2O32– CrO42– Cr2O72– PO3– PO43–	amonium hidroksida sianida nitrit nitrat klorit hipoklorit klorat perklorat bromat iodat permanganat manganat karbonat sulfit sulfat tiosulfat kromat dikromat fosfit fosfat	NH4Cl NaOH NaCN NaNO2 NaNO3 KClO KClO2 KClO3 KClO4 KBrO3 KIO3 KMnO4 K2MnO4 Na2CO3 Na2SO3 Na2SO4 Na2S2O3 K2CrO4 K2Cr2O7 Na3PO3 Na3PO4

Tata nama senyawa ion yang mengandung poliatom yaitu sebagai berikut:

1) Untuk senyawa yang terdiri atas kation logam dan anion poliatom, maka

     penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion poliatom.

Contoh:

• NaOH dari Na⁺ dan OH^_ nama senyawanya Natrium hidroksida;

• KMnO₄ dari K⁺ dan MnO^4- nama senyawanya Kalium permanganat;

• PbSO₄ dari Pb²⁺ dan SO4^2- nama senyawanya Timbal (II) sulfat.

2) Untuk senyawa yang terdiri atas kation poliatom dan anion monoatom atau

     poliatom, penamaan dimulai dari nama kation poliatom diikuti nama anion

     monoatom atau poliatom.

Contoh:

• NH₄Cl : ammonium klorida

• NH₄CN : ammonium sianida

• (NH₄)₂SO₄ : ammonium sulfat

d. Senyawa asam, basa, dan garam

1) Senyawa asam

Asam adalah zat kimia yang di dalam air dapat melepaskan ion H⁺. Misalnya adalah HCl; jika dilarutkan ke dalam air, maka akan terurai menjadi ion H⁺ dan ion Cl^–. Tata nama senyawa asam adalah sebagai berikut:

a) Untuk senyawa asam biner (terdiri atas dua jenis unsur), penamaan dimulai dari

    kata ‘asam’ diikuti nama sisa asamnya, yaitu anion non-logam.

Contoh:

• HF   : asam fluorida

• H2S : asam sulfida

b) Untuk senyawa asam yang terdiri dari 3 jenis unsur, penamaan dimulai dari

     kata ‘asam’ diikuti nama sisa asamnya, yaitu anion poliatom.

Contoh:

• HCN : asam sianida

• H2SO4 : asam sulfat

• HCH3COO : asam asetat

2) Basa

Basa adalah zat yang di dalam air dapat menghasilkan ion OH^-. Pada umumnya, basa adalah senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion OH^-. Tata nama basa adalah nama kationnya diikuti kata hidroksida.

Contoh:

• NaOH : natrium hidroksida

• Ca(OH)2 : kalsium hidroksida

• Al (OH)3 : alumunium hidroksida

3) Garam

Garam adalah senyawa ion yang terdiri atas kation basa dan anion sisa asam. Rumus garam diperoleh dengan memberi angka indeks pada kation dan anionnya, sehingga jumlah muatan positif sama dengan jumlah muatan negatif. Nama garam adalah rangkaian nama kation yang diikuti oleh nama anion.

Kation	Anion	Rumus Garam	Nama Garam
Na+ Ca2+ Al3+	NO3– NO3– SO4–2	NaNO3 Ca(NO3)2 Al2(SO4)3	natrium nitrat kalsium nitrat alumunium sulfat

1.2 Tatanama Senyawa Organik

Tata nama senyawa organik lebih kompleks daripada tata nama senyawa anorganik. Hal ini disebabkan sebagian besar senyawa organik tidak dapat ditentukan dari rumus kimianya saja, akan tetapi harus dari rumus strukturnya. Jumlah senyawa organik lebih banyak dibandingkan senyawa anorganik. Di sini akan dibahas tata nama untuk senyawa organik sederhana.

a. Senyawa organik paling sederhana hanya mengandung atom C dan H. Nama

    senyawa dimulai dengan awalan sesuai jumlah atom C dan diberi akhiran –ana.

Contoh :

Rumus Kimia	Jumlah Atom C	Awalan	Nama Senyawa
CH4 C2H6 C3H8	1 2 3	Met- Et- Prop-	Metana Etana Propana

b. Senyawa organik penting lainnya ialah benzen (C₆H₆). Penamaan senyawa jika

    atom H diganti dengan atom/gugus lainnya yaitu sebagai berikut:

Rumus Kimia	Jumlah Atom C	Nama Lazim
C6H6 C6H5OH C6H5Cl C6H5NH2 C6H5NO3 C6H5COO	Benzena Hidroksibenzena Klorobenzena Aminobenzena Nitrobenzena Asam karboksilat benzena	- Fenol - Anilin - Asam Benzoat

2. Persamaan Reaksi

Persamaan reaksi menggambarkan reaksi kimia, yang terdiri atas rumus kimia zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi disertai koefisien dan fasa masing-masing.

2.1 Menulis Persamaan Reaksi

Reaksi kimia mengubah zat-zat asal (pereaksi) menjadi zat baru (produk). Sebagaimana telah dikemukakan oleh John Dalton, jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tidak berubah, tetapi ikatan kimia di antaranya berubah. Ikatan kimia dalam pereaksi diputuskan dan terbentuk ikatan baru dalam produknya. Atom-atom ditata ulang membentuk produk reaksi. Perubahan yang terjadi dapat dipaparkan dengan menggunakan rumus kimia zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Cara pemaparan ini kita sebut dengan 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). Bilangan yang mendahului rumus kimia zat-zat dalam persamaan reaksi disebut koefisien reaksi. Koefisien reaksi diberikan untuk menyetarakan atom-atom sebelum dan sesudah reaksi. Selain untuk menyetarakan persamaan reaksi, koefisien reaksi menyatakan perbandingan paling sederhana dari partikel zat yang terlibat dalam reaksi. Misalnya, reaksi antara gas hidrogen dengan gas oksigen membentuk air sebagai berikut.

                   Pereaksi / Reaktan                               Produksi

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

                                                                                     

Koefisien H₂ = 2          Koefisien O₂ = 1           Koefisien H₂O = 2

Berdasarkan persamaan reaksi di atas, berarti 2 molekul hidrogen bereaksi

dengan 1 molekul oksigen membentuk 2 molekul H₂O. Oleh karena itu sebaiknya dihindari koefisien pecahan karena dapat memberi pengertian seolaholah partikel materi (atom atau molekul) dapat dipecah. Penulisan persamaan reaksi dapat dilakukan dalam dua langkah sebagai berikut.

1)      Menuliskan rumus kimia zat-zat pereaksi dan produk, lengkap dengan keterangan tentang wujudnya.

2)      Penyetaraan, yaitu memberi koefisien yang sesuai, sehingga jumlah atom ruas kiri sama dengan jumlah atom ruas kanan.

Contoh :

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi antara logam aluminium yang bereaksi dengan larutan asam sulfat membentuk larutan aluminium sulfat dan gas hidrogen!

Jawab :

Langkah 1 : Menuliskan persamaan reaksi.

                    Al(s) + H₂SO­₄(aq) à Al₂(SO₄)_3­(aq) + H₂(g)    (belum setara)

                                                                       

                   Jumlah atom di kiri       Jumlah atom di kanan

                             Al = 1                              Al = 2

                             H = 2                               H = 2

                             S = 1                                S = 3

                             O = 4                               O = 12

Langkah 2 : Meletakkan koefisien 2 di depan Al, sehingga jumlah atom Al di ruas

                    kiri menjadi 1 × 2 = 2 buah Al (setara dengan jumlah Al di ruas   

                    kanan).

Langkah 3 : Meletakkan koefisien 3 di depan H₂SO₄ , sehingga di ruas kiri                      

                    jumlah atom H menjadi 6, atom S menjadi 3, dan jumlah atom O

                    menjadi 12.

Langkah 4 : Jumlah atom S dan O ruas kiri sudah sama dengan ruas kanan,

        sedangkan atom H ruas kanan belum setara dengan ruas kiri.

Langkah 5 : Meletakkan koefisien 3 di depan H₂, sehingga jumlah atom H ruas

                    kanan menjadi 6, setara dengan ruas kiri.

Persamaan reaksi menjadi setara:

2 Al(s) + 3 H₂SO­₄(aq) à Al₂(SO₄)_3­(aq) + 3 H₂(g)

2.2 Penyetaraan Persamaan Reaksi

Banyak reaksi dapat disetarakan dengan jalan mencoba/menebak, akan tetapi sebagai permulaan dapat mengikuti langkah berikut.

1)      Pilihlah satu rumus kimia yang paling rumit, tetapkan koefisiennya sama dengan 1.

2)      Zat-zat yang lain tetapkan koefisien sementara dengan huruf.

3)      Setarakan dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang tadi diberi koefisien 1.

4)      Setarakan unsur lainnya. Biasanya akan membantu jika atom O disetarakan paling akhir.

Contoh :

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi antara gas metana (CH₄) dengan gas oksigen membentuk gas karbon dioksida dan uap air.

Jawab :

Langkah 1 : Menuliskan rumus kimia dan persamaan reaksi.

                    CH₄(g) + O₂(g) à CO₂(g) + H₂O (l)

Langkah 2 : Penyetaraan.

a.       Tetapkan koefisien CH₄ = 1, sedangkan koefisien lain dimisalkan dengan huruf.

1 CH₄(g) + a O₂(g) à b CO₂(g) + c H₂O (l)

b.      Setarakan jumlah atom C dan H.

Jumlah Atom di Ruas Kiri	Jumlah Atom di Ruas Kanan	=
C = 1	C = b	b = 1
H = 4	H= 2c	2c = 4, maka c = 2

c.       Kita substitusikan persamaan b dan c sehingga menjadi

1 CH₄(g) + a O₂(g) à 1 CO₂(g) + 2 H₂O (l)

d.      Kita setarakan jumlah atom O

Jumlah Atom di Ruas Kiri	Jumlah Atom di Ruas Kanan	=
O = 2a	O = 2 + 2 = 4	2a = 4 , maka a = 2

e.       Persamaan reaksi setara berikutnya adalah

1 CH₄(g) + 2 O₂(g) à 1 CO₂(g) + 2 H₂O (l)

Untuk selanjutnya koefisien 1 tidak pernah ditulis sehingga menjadi :

CH₄(g) + 2 O₂(g) à CO₂(g) + 2 H₂O (l)

3. Hukum-Hukum Dasar Kimia

3.1 Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

Apabila kita membakar kayu, maka hasil pembakaran hanya tersisa abu yang massanya lebih ringan dari kayu. Hal ini bukan berarti ada massa yang hilang. Akan tetapi, pada proses ini kayu bereaksi dengan gas oksigen menghasilkan abu, gas karbon dioksida, dan uap air. Jika massa gas karbon dioksida dan uap air yang menguap diperhitungkan, maka hasilnya akan sama.

Kayu + gas oksigen à abu + gas karbondioksida + uap air

Massa (kayu + gas oksigen) = massa (abu + gas karbondioksida + uap air)

Antoine Lavoisier (1743–1794) seorang pelopor yang percaya pentingnya membuat pengamatan kuantitatif dalam eksperimen, mencoba memanaskan 530 gram logam merkuri dalam wadah terhubung udara dalam silinder ukur pada sistem tertutup. Ternyata volume udara dalam silinder berkurang 1/5 bagian. Logam merkuri berubah menjadi merkuri oksida sebanyak 572,4 gram. Besarnya kenaikkan massa merkuri sebesar 42,4 gram adalah sama dengan 1/5 bagian udara yang hilang yaitu oksigen.

Logam merkuri + gas oksigen à merkuri oksida

                                530 gram          42,4 gram          572,4 gram

Berdasarkan percobaan di atas Lavoisier merumuskan Hukum Kekekalan Massa yang berbunyi: Dalam reaksi kimia, massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.

3.2 Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Tahun 1799 Joseph Proust melakukan percobaan dengan mereaksikan hidrogen dan oksigen. Ternyata hidrogen dan oksigen selalu bereaksi membentuk air dengan perbandingan massa yang tetap yaitu 1 : 8.

Massa H (gram)	Massa O (gram)	Massa H2O (gram)	Sisa H atau O (gram)
1 2 1 2	8 8 9 16	9 9 9 18	0 1 gram hidrogen 1 gram oksigen 0

Berdasarkan hasil percobaan yang diperolehnya, dia menyimpulkan bahwa: Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap.

3.3 Hukum Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton)

Dua unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa. Misalnya unsur karbon dengan oksigen dapat membentuk karbon monoksida dan karbon dioksida. John Dalton (1766–1844) mengamati adanya suatu keteraturan perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa. Berdasarkan percobaan yang dilakukan Dalton diperoleh data sebagai berikut:

Jenis Senyawa	Massa hasil Nitrogen (gram)	Massa hasil Oksigen (gram)	Massa senyawa terbentuk (gram)
Nitrogen monoksida Nitrogen dioksida	0,875 1,75	1,00 1,00	1,875 2,75

Perbandingan nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida dan nitrogen monoksida:

1,75 / 0,875 = 2 / 1

Berdasarkan hasil percobaan tersebut, Dalton menyimpulkan bahwa:

Jika dua jenis unsur bergabung membentuk lebih dari satu macam senyawa maka perbandingan massa unsur dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat sederhana.

3.4 Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay-Lussac)

Di awal tahun 1781 Joseph Priestley (1733–1804) menemukan hidrogen dapat bereaksi dengan oksigen membentuk air, kemudian Henry Cavendish (1731–1810) menemukan volume hidrogen dan oksigen yang bereaksi membentuk uap air mempunyai perbandingan 2 : 1. Dilanjutkan William Nicholson dan Anthony Carlise berhasil menguraikan air menjadi gas hidrogen dan oksigen melalui proses elektrolisis. Ternyata perbandingan volume hidrogen dan oksigen yang terbentuk 2 : 1. Pada tahun 1808 Joseph Louis Gay-Lussac (1778–1850) berhasil mengukur volume uap air yang terbentuk, sehingga diperoleh perbandingan volume hidrogen : oksigen : uap air = 2 : 1 : 2.

Gas Hidrogen + Gas Oksigen à  Uap Air

                                      2 H₂ (g)      +       O₂ (g)    à 2 H₂O (g)

Perbandingan tersebut berupa bilangan bulat sederhana. Berdasarkan hasil percobaan ini, Gay-Lussac menyimpulkan bahwa:

Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana.    

4. Perhitungan Kimia

Pada awal abad ke-19, banyak penelitian dilakukan terhadap sifat gas. Salah seorang peneliti sifat gas yaitu ahli kimia berkebangsaan Prancis yang bernama Joseph Louis Gay Lussac (1778 – 1850). Pada tahun 1808, ia melakukan serangkaian percobaan untuk mengukur volume gas-gas yang bereaksi. Disimpulkannya bahwa pada temperatur dan tekanan sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Temuan Gay Lussac ini dikenal sebagai hukum perbandingan volume. Tetapi kemudian timbul pertanyaan. Mengapa pada tekanan dan temperatur yang sama perbandingan volume gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana?

4.1 Penentuan Volume Gas Pereaksi dan Hasil Reaksi

Pertanyaan yang timbul setelah Gay Lussac mengemukakan hukum perbandingan volume dapat dipecahkan oleh seorang ahli fisika Italia yang bernama Amadeo Avogadro pada tahun 1811.

Menurut Avogadro:

”Gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan memiliki jumlah molekul yang sama pula”.

Oleh karena perbandingan volume gas hidrogen, gas oksigen, dan uap air pada reaksi pembentukan uap air = 2 : 1 : 2 maka perbandingan jumlah molekul hidrogen, oksigen, dan uap air juga 2 : 1 : 2. Jumlah atom tiap unsur tidak berkurang atau bertambah dalam reaksi kimia. Oleh karena itu, molekul gas hidrogen dan molekul gas oksigen harus merupakan molekul dwiatom, sedangkan molekul uap air harus merupakan molekul triatom.

Perbandingan volume gas dalam suatu reaksi sesuai dengan koefisien reaksi gas-gas tersebut. Hal ini berarti bahwa, jika volume salah satu gas diketahui, volume gas yang lain dapat ditentukan dengan cara membandingkan koefisien reaksinya.    

Contoh :

Pada reaksi pembentukan air

2 H₂ (g)      +    O₂ (g)    à 2 H₂O (g)

Jika volume gas H₂ yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm sebanyak 10 L volume gas O₂ dan H₂O pada tekanan dan suhu yang sama dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut.           

Volume H₂ : Volume O₂ = Koefisien H₂ : Koefisien O₂

Volume O₂      =  x Volume H₂

Volume O₂      =  x 10 L = 5 L

Volume H₂O   =  x 10 L = 10 L

4.2 Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Realtif

Setelah ditemukan peralatan yang sangat peka di awal abad XX, para ahli kimia melakukan percobaan tentang massa satu atom. Sebagai contoh, dilakukan percobaan untuk mengukur.

1. massa satu atom H = 1,66 x 10^–24 g

2. massa satu atom O = 2,70 x 10^–23 g

3. massa satu atom C = 1,99 x 10^–23 g

Dari data di atas dapat dilihat bahwa massa satu atom sangat kecil. Para ahli sepakat menggunakan besaran Satuan Massa Atom (sma) atau Atomic Massa Unit (amu) atau biasa disebut juga satuan Dalton. Pada materi struktur atom, Anda telah mempelajari juga bahwa atom sangatlah kecil, oleh karena itu tidak mungkin menimbang atom dengan menggunakan neraca.

a. Massa Atom Relatif (Ar)

Para ahli menggunakan isotop karbon C–12 sebagai standar dengan massa atom relatif sebesar 12. Massa atom relatif menyatakan perbandingan massa rata-rata satu atom suatu unsur terhadap 1/12 massa atom C–12. Atau dapat dituliskan:

1 satuan massa atom (amu) = 1/12 massa 1 atom C–12

Contoh:

Massa atom rata-rata oksigen 1,33 kali lebih besar dari pada massa atom C –12.

Maka: Ar O = 1,33 x Ar C–12

                    = 1,33 x 12

        = 15,96

Para ahli membandingkan massa atom yang berbeda-beda, menggunakan skala massa atom relatif dengan lambang ”Ar”.

Para ahli memutuskan untuk menggunakan C–12 atau isotop ¹²C karena mempunyai kestabilan inti yang inert dibanding atom lainnya. Isotop atom C–12 mempunyai massa atom 12 sma. Satu sma sama dengan 1,6605655 x 10^–24 g. Dengan digunakannya isotop 12C sebagai standar maka dapat ditentukan massa atom unsur yang lain. Massa atom relatif suatu unsur (Ar) adalah bilangan yang menyatakan perbandingan massa satu atom unsur tersebut dengan 1/12 massa satu atom C–12.

Ar X =

Contoh Soal :

Jika diketahui massa 1 atom oksigen 2,70 x 10^–23 g, berapakah Ar atom O jika massa atom C 1,99 x 10^–23 g?

Jawab :

Ar O =

Ar O =

Ar O = 16,283

Besarnya harga Ar juga ditentukan oleh harga rata-rata isotop tersebut. Sebagai contoh, di alam terdapat ₃₅Cl dan ₃₇Cl dengan perbandingan 75% dan 25% maka Ar Cl dapat dihitung dengan cara:

Ar Cl = (75% x 35) + (25% x 37) = 35,5

Ar merupakan angka perbandingan sehingga tidak memiliki satuan. Ar dapat dilihat pada Tabel Periodik Unsur (TPU) dan selalu dicantumkan dalam satuan soal apabila diperlukan.

b. Massa Molekul Relatif (Mr)

Molekul merupakan gabungan dari beberapa unsur dengan perbandingan tertentu. Unsur-unsur yang sama bergabung membentuk molekul unsur, sedangkan unsur-unsur yang berbeda membentuk molekul senyawa. Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau senyawa terhadap 1/12 dikali massa atom C–12. Secara matematis dapat dinyatakan:

Mr (unsur) =

Mr (senyawa) =

Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom pembentuk molekul tersebut.

Mr = r atom penyusun

Contoh Soal :

Diketahui massa atom relatif (Ar) beberapa unsur sebagai berikut.

Ca = 40

O = 16

H = 1

Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Ca(OH)₂!

Jawab:

Satu molekul Ca(OH)₂ mengandung 1 atom Ca, 2 atom O, dan 2 atom H.

Mr Ca(OH)₂ = Ar Ca + (2 Ar O) + (2 Ar H)

         = 40 + (2 x 16) + (2 x 1) = 40 + 32 + 2 = 74

4.3 Konsep Mol dan Tetapan Avogadro

Apabila Anda mereaksikan satu atom karbon (C) dengan satu molekul oksigen (O₂) maka akan terbentuk satu molekul CO₂. Tetapi sebenarnya yang Anda reaksikan bukan satu atom karbon dengan satu molekul oksigen, melainkan sejumlah besar atom karbon dan sejumlah besar molekul oksigen. Oleh karena jumlah atom atau jumlah molekul yang bereaksi begitu besarnya maka untuk menyatakannya, para ahli kimia menggunakan ”mol” sebagai satuan jumlah partikel (molekul, atom, atau ion).

Satu mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung partikel zat itu sebanyak atom yang terdapat dalam 12,000 g atom karbon –12. Jadi, dalam satu mol suatu zat terdapat 6,022 x 10²³ partikel. Nilai 6,022 x 10²³ partikel per mol disebut sebagai tetapan Avogadro, dengan lambang L atau N.

Dalam kehidupan sehari-hari, mol dapat dianalogikan sebagai ”lusin”. Jika lusin menyatakan jumlah 12 buah, mol menyatakan jumlah 6,022 x 10²³ partikel zat.

Kata partikel pada NaCl, H₂O, dan N₂ dapat dinyatakan dengan ion dan molekul, sedangkan pada unsur seperti Zn, C, dan Al dapat dinyatakan dengan atom.

Nama Senyawa	Rumus	Jumlah	Jenis Partikel	Jumlah Partikel
Seng Aluminium Natrium Klorida Air	Zn Al NaCl H2O	1 mol 1 mol 1 mol 1 mol	Atom Atom Ion Molekul	1 x (6,022 x 1023) atom 1 x (6,022 x 1023) atom 1 x (6,022 x 1023) molekul 1 x (6,022 x 1023) molekul

Rumus kimia suatu senyawa menunjukkan perbandingan jumlah atom yang ada dalam senyawa tersebut.

Jumlah H2SO4	Jumlah Atom H	Jumlah Atom S	Jumlah Atom O
1 1 mol 1 x (6,022x1023)	2 2 mol 2 x (6,022 x 1023)	1 1 mol 1 x (6,022 x 1023)	4 4 mol 4 x (6,022 x 1023)

1 mol zat mengandung 6,022 x 10²³ partikel

Contoh Soal :

1. Pada satu molekul air (H₂O) terdapat 6,022 x 10²³ molekul H₂O.

    Ada berapa atom dalam 1 mol air tersebut?

Jawab:

Satu molekul air (H₂O) tersusun oleh 2 atom H dan 1 atom O.

Jadi 1 molekul air tersusun oleh 3 atom.

1 mol H₂O mengandung 6,022 x 10²³ molekul atau

3 x 6,022 x 10²³ atom  = 1,806 x 10²⁴ atom

2. Tentukan jumlah atom yang terdapat dalam 0,5 mol belerang!

Jawab:

0,5 mol belerang = 0,5 mol x N

= 0,5 mol x 6,02 x 10²³ atom belerang

= 3,01 x 10²³ atom belerang

3. Dalam 5 mol asam sulfat (H₂SO₄), tentukan jumlah atom H, S, dan O!

Jawab:

Jumlah molekul = 5 mol x N

   = 5 mol x 6,02 x 10²³

   = 3,01 x 10²⁴ molekul

Jumlah atom H = 2 x 6,02 x 10²³ atom = 12,04 x 10²³ atom

Jumlah atom S = 1 x 6,02 x 10²³ atom = 6,02 x 10²³ atom

Jumlah atom O = 4 x 6,02 x 10²³ atom = 24,08 x 10²³ atom

Dari contoh di atas, dapat disimpulkan mengenai hubungan jumlah mol (n) dengan jumlah partikel, yang secara matematik dapat dinyatakan sebagai berikut.

Jumlah partikel = n x N

Di mana:

n = jumlah mol

N= bilangan Avogadro

a. Massa Molar (Mr)

Massa satu mol zat dinamakan massa molar (lambang Mr). Besarnya massa molar zat adalah massa atom relatif atau massa molekul relatif zat yang dinyatakan dalam satuan gram per mol.

Massa molar = Mr atau Ar zat (g/mol)

Perhatikan contoh pada tabel berikut !

Nama Zat	Rumus	Ar dan Mr	Massa Molar
Besi Air Garam Dapur Karbon	Fe H2O NaCl C	Ar = 56 Mr = 18 Mr = 53,5 Ar = 12	56 g/mol 18 g/mol 53,5 g/mol 12 g/mol

Massa suatu zat merupakan perkalian massa molarnya (g/mol) dengan mol zat tersebut (n). Jadi hubungan mol suatu zat dengan massanya dapat dinyatakan sebagai berikut.

                                     Dikali massa molar

                   Mol                                                                              Massa 

                                                 Dibagi massa molar

Secara matematis, dapat dinyatakan sebagai berikut.

Massa molar = massa : mol

Massa = mol x Mr/Ar (massa molar)

Contoh Soal :

Diketahui 6 g urea (CO(NH₂)₂) jika Ar : H = 1, C = 12, N = 14, O = 16, tentukan:

a. mol urea

b. jumlah partikel

Jawab:

Mr urea = 12 + 16 + (16 �� 2) = 60

a. mol urea =  =  = 0,1 mol

b. jumlah partikel = n x N

     = 0,1 x 6,02 x 10²³ molekul

     = 0,602 x 10²³ molekul

     = 6,02 x 10²⁴ molekul

b. Volume Molar (Vm)

Volume satu mol zat dalam wujud gas dinamakan volume molar, yang dilambangkan dengan Vm.

Berapakah volume molar gas? Bagaimana menghitung volume sejumlah tertentu gas pada suhu dan tekanan tertentu? Avogadro dalam percobaannya mendapat kesimpulan bahwa 1 L gas oksigen pada suhu 0° C dan tekanan 1 atm mempunyai massa 1,4286 g, atau dapat dinyatakan bahwa pada tekanan 1 atm:

1 L gas O₂ =  mol

1 L gas O₂ =  mol

1 mol gas O₂ =  liter

Maka, berdasarkan hukum Avogadro dapat disimpulkan:

1 mol gas O₂ = 22,4 L

Sesuai dengan hukum Avogadro yang menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas yang sama mengandung jumlah molekul yang sama atau banyaknya mol dari tiap-tiap gas volumenya sama. Berdasarkan hukum tersebut berlaku volume 1 mol setiap gas dalam keadaan standar (suhu 0° C dan tekanan 1 atm) sebagai berikut.

Volume gas dalam keadaan standar = 22,4 L

c. Volume gas pada keadaan tidak standar

Perhitungan volume gas tidak dalam keadaan standar (non-STP) digunakan dua pendekatan sebagai berikut.

1) Persamaan Gas Ideal

Dengan mengandaikan gas yang akan diukur bersifat ideal, persamaan yang menghubungkan jumlah mol (n) gas, tekanan, suhu, dan volume yaitu:

Hukum gas ideal : P . V = n . R . T

P = tekanan (satuan atmosfir, atm)

V = volume (satuan liter, L)

n = jumlah mol gas (satuan mol)

R = tetapan gas (0,08205 L atm/mol K)

T = suhu mutlak (°C + 273,15 K)

P.V = n.R.T à V=

Jika, n = 1 mol

        R = 0,08205 L atm/mol K

        P = 1 atm

        T = 273 K

V =  = 22,4 L

Contoh Soal :

Tentukan volume dari 4,4 g gas CO₂ yang diukur pada tekanan 2 atm dan suhu 27° C! (Ar : C = 12, O = 16)

Jawab :

Mol CO₂ =  =  = 0,1 mol

Volume CO₂ =  =  = 1,21 L

2) Dengan konversi gas pada suhu dan tekanan yang sama

Menurut hukum Avogadro, perbandingan gas-gas yang jumlah molnya sama memiliki volume sama. Secara matematis dapat dinyatakan sebagai berikut.

 =

Di mana:

n1 = mol gas 1                         V1 = volume gas 1

n2 = mol gas 2                         V2 = volume gas 2

d. Molaritas (M)

Banyaknya zat yang terdapat dalam suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan konsentrasi larutan yang dinyatakan dalam molaritas (M). Molaritas menyatakan banyaknya mol zat dalam 1 L larutan. Secara matematis dinyatakan sebagai berikut.

M =  x

Di mana:

M = molaritas (satuan M)

massa = dalam satuan g

Mr = massa molar (satuan g/mol)

V = volume (satuan mL)

4.4 Rumus Molekul dan Kadar Unsur Dalam Senyawa

Perbandingan massa dan kadar unsur dalam suatu senyawa dapat ditentukan dari rumus molekulnya.

Kadar unsur =  x 100%

a. Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masing-masing unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka indeks.

Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan rumus molekul. ”Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun senyawa”. ”Rumus molekul, rumus yamg menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa”. Perhatikan contoh rumus molekul dan rumus empiris beberapa senyawa dalam tabel berikut.

Nama Zat	Rumus Molekul	Rumus Empiris
Air Glukosa Benzena Etilena Asetilena	H2O C6H12O6 C6H6 C2H4 C2H2	H2O CH2O CH CH2 CH

Rumus Molekul = (Rumus Empiris)n

Mr Rumus Molekul = n x (Mr Rumus Empiris)

n = bilangan bulat

Penentuan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa dapat

ditempuh dengan langkah berikut.

1. Cari massa (persentase) tiap unsur penyusun senyawa,

2. Ubah ke satuan mol,

3. Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris,

4. Cari rumus molekul dengan cara:

    (Mr rumus empiris)_n = Mr rumus molekul, n dapat dihitung,

5. Kalikan n yang diperoleh dari hitungan dengan rumus empiris.

b. Menentukan Rumus Kimia Hidrat (Air Kristal)

Hidrat adalah senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H₂O). Rumus kimia senyawa kristal padat sudah diketahui. Jadi pada dasarnya penentuan rumus hidrat merupakan penentuan jumlah molekul air kristal (H₂O) atau nilai x. Secara umum, rumus hidrat dapat ditulis sebagai berikut.

Rumus kimia senyawa kristal padat : x . H₂O

Sebagai contoh garam kalsium sulfat, memiliki rumus kimia CaSO₄ . 2H₂O, artinya dalam setiap satu mol CaSO₄ terdapat 2 mol H₂O.

c. Hitungan Kimia

Penentuan jumlah pereaksi dan hasil reaksi yang terlibat dalam reaksi harus diperhitungkan dalam satuan mol. Artinya, satuan-satuan yang diketahui harus diubah ke dalam bentuk mol. Metode ini disebut metode pendekatan mol.

Adapun langkah-langkah metode pendekatan mol tersebut dapat Anda simak dalam bagan berikut.

1.      Tuliskan persamaan reaksi dari soal yang ditanyakan dan setarakan.

2.      Ubahlah semua satuan yang diketahui dari tiap-tiap zat ke dalam mol.

3.      Gunakanlah koefisien reaksi untuk menyeimbangkan banyaknya mol zat reaktan dan produk.

4.      Ubahlah satuan mol dari zat yang ditanyakan ke dalam satuan yang ditanya (L atau g atau partikel, dll.).

d. Pereaksi Pembatas

Di dalam suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat-zat pereaksi yang dicampurkan tidak selalu sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti bahwa ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dahulu. Pereaksi demikian disebut pereaksi pembatas. Bagaimana hal ini dapat terjadi? Anda perhatikan gambar di bawah ini!

X + 2Y à XY₂

                                                                                                = molekul zat X

                        +                 à                 +                              = molekul zat Y

                                                                                                 = molekul zat XY₂

Reaksi di atas memperlihatkan bahwa menurut koefisien reaksi, satu mol zat X membutuhkan dua mol zat Y. Gambar di atas menunjukkan bahwa tiga molekul zat X direaksikan dengan empat molekul zat Y. Setelah reaksi berlangsung, banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya dua molekul dan satu molekul tersisa. Sementara itu, empat molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat Y ini disebut pereaksi pembatas.

Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak bersisa di akhir reaksi. Dalam hitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan dengan cara membagi semua mol reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang mempunyai nilai hasil bagi terkecil merupakan pereaksi pembatas.