65

DAFTAR PUSTAKA

1. Sanger, M.J., (2005), Evaluating Students’ Conceptual Understanding of Balance Equations and Stoichiometric Ratios Using a Particulate Drawing, J. Chem. Educ., Vol.82, No.1, pp.131-134, Online: http://www.JCE.DivCHED.org/

2. Wood, C., and Breyfogle, B., (2006), Interactive Demonstrations for Mole Ratios and Limiting Reagent, J. Chem. Educ., Vol. 83, No.1, pp.741-748, Online: http://www.JCE.DivCHED.org/

3. Sidauruk, S., (2005), Miskonsepsi Stoikiometri pada Siswa SMA, Jurnal Penelitian dan Evaluasi Pendidikan, Vo.VII (2). Online: http://digilib.ums.ac.id/

4. Gauchon, L., & Měheut, M., (2007), Learning about Stoichiometry: from Students’ Preconceptions to the Concept of Limiting Reactant, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.8 (4), pp.362-375. Online: http://www.rsc.org/

5. Ault, A., (2006), Mole City: A Stoichiometry Analogy, J. Chem. Educ., Vol.83, No. 11, pp. 1587, Online: http://www.JCE.DivCHED.org/

6. Fach, M., de Boer, T., Parchmann, I., (2007), Result of an Interview Study as Basis for the Development of Stepped Supporting Tools for Stoichiometric Problems, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.8 (1), pp.13-31.. Online: http://www.rsc.org/

7. Schmidt, H.J., & Jigněus, C., (2003), Student’ Strategies in Solving Algorithmic Stoichiometry Problems, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.4, pp.305-317. . Online : http://www.rsc.org/

8. Warsidi, (2002), Analisis Eksplanasi Guru Ditinjau dari Keterampilan Intelektual pada Topik Reaksi Redoks, Tesis PPS UPI, tidak diterbitkan.

9. Cardellini, L., (2003), An Interview with Hans Jürgen Schmidt, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.4(1), pp.11-17. . Online : http://www.uoi.gr/

10. Spiro, R. J., Feltovich, P. J., Jacobson, M. J., & Coulson, R. L. (1992). Cognitive Flexibility, Constructivism, and Hypertext : Random Access Instruction for Advanced Knowledge Acquisition in Ill-Structured Domains. In T. M. Duffy & D. H. Jonassen (Eds.), Online : http://phoenix.sce.fct.unl.pt/

66

11. Spiro, R. J., & Jehng, J. C. (1990). Cognitive Flexibility and Hypertext: Theory and Technology for the Nonlinear and Multidimensional Transversal of Complex Subject Matter. In D. Nix, & R. J. Spiro (Eds.), Cognition, education, and multimedia: Exploring ideas in high technology (pp. 163-205). Hillsdale, NJ: Lawrence Erlbaum Associates.

12. Mehall, S.B., Cognitive Flexibility Theory: Implications for Teaching and Teacher Education, Department of Curriculum and Instruction, Houston, Texas, 77024. Online: http://www.kdassem.dk/didaktik/14-16.htm

13. Yoder, C.H., (1994), Interactive Learning: A Hypertext Introductory Chemistry Text, Project Supported by the NSF Division of Undergraduate Education, J.Chem.Educ, Edited by: Susan H. Hixson & Curtis T. Sears, Vol.71, pp.506. http://www.JCE.DivCHED.org/

14. Foltz, P.W., (1993), Reader’s Comprehension an Strategies in Hypertext, Unpublished Doctoral Dissertation, The University of Colorado, Boulder, Online: http://www.acm.com/

15. Denniston, M., (2006), Stoichiometry, Lesson Plan 1, Chemistry for Enabling Student 027, Curtin University of Technology, Online: http://www.uwsp.edu/

16. Brady, J.E., Russell, W.J., Holum, J.R., (2000), Chemistry Matter and Its Changes, John Willey and Sons, Inc., New York.

17. Bodner, G.M., Rickard, L.H., Spencer, J.N., (1996), Chemistry; Structure and Dynamics, John Wiley and Sons Inc., New York.

18. Chang, R., (2003), Kimia Dasar ; Konsep-Konsep Inti, Jilid 1, Edisi Ketiga, Alihbahasa Muhamad Abdulkadir Martoprawiro dkk, Penerbit Erlangga, Jakarta.

19. Jaude, S.B., and Barakat, H., (2003), Students’ Problem Solving Strategies in Stoichiometry and their Relationships to Conceptual Understanding and Learning Approaches, Electronic Journal of Science Education, Vol.7, No.3. Online: http://ejse.southwestern.edu/

20. Syuhendri, (2003), Analisis Dokumen Hiperteks Berdasarkan Aspek Wacana Argumentatif dalam Rangka Penggalian Karakteristik Hiperteks Akademis untuk Pembelajaran Lanjut, Tesis PPS UPI, tidak diterbitkan.

21. Kopak, R.W., (1999), Functional Link Typing in Hypertext, ACM Computing Survey, Vol. 4, article no.16, online : http://www.acm.com/

67

22. Spiro, R. J., Feltovich, P. J., Jacobson, M. J., & Coulson, R. L. (1991). Knowledge representation, content specification, and the development of skill in situation-specific knowledge assembly: Some constructivist issues as they relate to cognitive flexibility theory and hypertext. Educational Technology,Vol. 31 (9), pp. 22-25.

23. FTSM UKM, Hiperteks, Hipermedia, Multimedia dan WWW, Presentasi Perkuliahan Bab 7, Online : http://www.ftsm.ukm.my/

24. Bernstein, M., (1998), Pattern of Hypertext, Center for Computing in the Humanities, King’s College London.

25. Milama, B., (2005), Dasar Wacana Argumentatif dari Hiperteks untuk Mengatasi Konsep-Konsep Rumit Topik Stoikiometri, Pengalihan Teks Menjadi Hiperteks Argumentatif, Tesis PPS UPI, tidak dipublikasikan.

26. Siregar, N.P., et al., (2003), Dasar Wacana Argumentatif dari Hiperteks Ilmiah untuk Meningkatkan Pemanfaatannya oleh Komunitas Akademik, Proposal Hibah Penelitian Tim Pascasarjana UPI, tidak dipublikasikan.

27. McCormack, C., and Jones, D., (1998), Building a Web-Based Education System, John Wiley & Sons, Inc., New York.

28. Surakhmad, W., (1990), Pengantar Penelitian Ilmiah : Dasar-Metoda-Teknik, Penerbit Tarsito, Bandung.

68

LAMPIRAN

69

Lampiran 1: Teks Dasar (Teks Masukan)

HIPERTEKS STOIKIOMETRI

Pengantar

Hiperteks Stoikiometri ini merupakan satu media pembelajaran alternatif yang

merepresentasikan konsep-konsep kimia dalam topik Stoikiometri dengan

menggunakan pendekatan Fleksibilitas Kognitif. Dengan memberi link pada

konsep-konsep terkait, diharapkan dapat membantu untuk memahami konsep-

konsep stoikiometri.

Hiperteks Stoikiometri ini dirancang dengan cara merepresentasikan teks

sekuensial dari buku Chemistry Structure and Dynamics (Bodner, 1996 : 23-63 )

serta dilengkapi juga oleh dua teks sekuensial lain yaitu dari buku Chemistry

Matter and Its Changes (Brady, 2000 : 97-138) dan Kimia Dasar Konsep-Konsep

Inti (Chang alihbahasa M. Abdulkadir Martoprawiro dkk., 2003 : 57-88 ).

Sebagian besar gambar-gambar dan ilustrasi dalam hiperteks ini juga diambil dari

ketiga buku tersebut dilengkapi dengan berbagai sumber lain.

Semoga bermanfaat

Pendahuluan

Pengertian Stoikiometri

Stoikiometri (stoy-kee-ah-meh-tree) berasal dari bahasa Greek stoicheion yang

berarti unsur dan metron yang berarti pengukuran. Bidang bahasan stoikiometri

menyangkut studi kuantitatif, atau pengukuran, yang berhubungan dengan

banyaknya unsur dalam senyawa dan dalam reaksi kimia. Secara sederhana,

stoikiometri merujuk pada perbandingan unsur dalam molekul dan perbandingan

zat dalam reaksi-reaksi kimia. Topik stoikiometri didominasi oleh konsep mol.

Dalam hiperteks ini, konsep mol dipandang sebagai jembatan kimia antara dunia

makroskopik dan dunia atom.

70

Stoikiometri merupakan konsep yang sangat mendasar, sentral, dan cenderung

abstrak dalam ilmu kimia. Konsepnya cukup esensial untuk memahami aspek

kualitatif dan kuantitatif dari suatu reaksi kimia, sehingga menjadi dasar untuk

menyelesaikan banyak permasalahan dalam kimia.

Daftar Isi

Konsep-Konsep dalam Topik Stoikiometri

Mol : Penghubung antara Dunia Makroskopik dan Dunia Atom dalam Kimia.

• Tiga dunia dalam kimia.

• Massa atom.

• Mol sebagai jembatan kimia.

• Mol unsur.

• Pengubahan gram menjadi mol.

• Rumus kimia.

• Kesetaraan stoikiometri.

• Mol senyawa.

• Hukum kekekalan massa.

• Persamaan kimia.

• Tinjauan molekul vs mol.

• Penyetaraan persamaan kimia.

• Perbandingan mol dalam persamaan kimia.

• Tahap perhitungan stoikiometri.

• Penentuan rumus senyawa.

• Analisis unsur.

• Pereaksi pembatas.

• Hasil teoritis dan persen massa.

• Reaksi larutan.

• Pengenceran larutan.

• Stoikiometri dalam reaksi larutan.

71

Tiga Dunia dalam Kimia

Ilmu kimia seringkali dipandang sebagai ilmu yang rumit, terutama oleh para

siswa yang baru pertama kali belajar kimia. Kerumitan tersebut disebabkan oleh

“bahasa” yang dipakai oleh para kimiawan tidak mudah dipahami. Hal ini terkait

dengan adanya tiga dunia yang sangat berbeda di dalam ilmu kimia, yaitu dunia

makroskopik (macroscopic), dunia atom (atomic), dan dunia lambang (symbolic).

• Dunia makroskopik

Kebanyakan pengukuran dalam percobaan di laboratorium kimia dilakukan

dalam skala makroskopik, yaitu skala pengukuran dengan objek yang dapat

dilihat oleh mata telanjang. Berbagai botol, tabung, labu, dan gelas ukur yang

terdapat di laboratorium kimia dirancang untuk meneliti sampel-sampel

dalam jumlah yang cukup banyak. Meskipun ada juga beberapa instrumen

canggih yang dapat digunakan untuk menganalisis sampel dalam jumlah yang

sangat sedikit, tetapi jumlah sampel tersebut masih dapat dilihat oleh mata

telanjang. Sampel-sampel tersebut berada pada skala makroskopik.

• Dunia atom

Meskipun percobaan kimia dilakukan pada zat-zat dalam skala makroskopik,

namun kimiawan juga berpikir tentang implikasi percobaan tersebut dalam

tingkatan atom atau molekuler, yaitu tentang bagaimana karakteristik dan

tingkah-laku dari atom-atom atau molekul yang terjadi selama percobaan

berlangsung. Dalam dunia atom ini, air bukan hanya suatu cairan yang

membeku pada 0 0C dan mendidih pada 100 0C tetapi setiap molekulnya

mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen.

• Dunia lambang

Adanya dua dunia yang disebutkan di atas menjadi satu tantangan untuk para

siswa yang baru pertama kali mempelajari kimia, bahwa percobaan yang

dilakukan dalam skala makroskopik harus diinterpretasikan ke dalam struktur

materi pada skala atom. Tugas menjembatani jarak antara dunia makroskopik

72

dan dunia atom ini lebih dipersulit oleh fakta bahwa para kimiawan bekerja

juga dalam dunia lambang, dimana mereka menyatakan air dalam lambang

H2O dan bahkan mereka menuliskan proses pembentukan air dari hidrogen

dan oksigen hanya dengan persamaan sederhana seperti terlihat di bawah ini.

2 H2 + O2 → 2 H2O

Tinjauan Tiga Dunia terhadap Air

Dalam ilmu kimia, air bisa dipandang menurut tiga dunia. Menurut skala

makroskopik, air dipandang sebagai zat cair bening tak berwarna dan bentuknya

mengikuti wadah yang ditempatinya. Dalam skala atom, air merupakan suatu

molekul senyawa yang mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen

dalam setiap molekulnya. Sedangkan menurut dunia lambang, air dapat

dinyatakan dengan lambang H2O. Tinjauan kimia dalam memandang air menurut

tiga dunia ini dapat dilihat pada Gambar 1.

Gambar 1 Ilmu kimia memandang air dalam tiga dunia yaitu : (1) dunia

makroskopik, (2) dunia atom, dan (3) dunia lambang.

Peranan Dunia Lambang

Dunia lambang mewakili dunia makroskopik dan dunia atom

Permasalahan yang muncul dari dunia lambang adalah bahwa para kimiawan

menggunakan lambang (simbol) yang sama untuk menjelaskan apa yang terjadi

pada skala makroskopik maupun pada skala atom. Contohnya lambang "H2O"

bisa digunakan untuk menyatakan satu buah molekul air (mewakili skala atom)

73

dan bisa juga mewakili segelas air (skala makroskopik). Hal ini kadang

membingungkan jika tidak disertai dengan keterangan yang mengikutinya.

Dan memang pada kenyataannya seringkali terlupakan bahwa suatu lambang itu

dapat mewakili reaksi yang terjadi pada skala makroskopik dan dapat juga

mewakili karakteristik dan tingkah laku partikel-partikel yang terlibat pada skala

atom. Gambar 2 memberikan contoh bagaimana kita membayangkan apa yang

terjadi dalam skala atom pada reaksi penguraian air. Molekul air yang

mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen terurai menjadi molekul

hidrogen dan oksigen yang masing-masing molekulnya mengandung sepasang

atom. Dalam dunia lambang, reaksinya dapat ditulis sebagai berikut:

2 H2O → 2 H2 + O2

Gambar 2 Model mekanika reaksi penguraian air.

Massa Atom

Fakta berikut ini menunjukkan betapa kecil ukuran atom, butir debu terkecil yang

masih dapat kita lihat dengan mata telanjang mengandung sekitar 1 x 1016 atom,

dan sepotong logam tembaga yang masih bisa dideteksi oleh timbangan analitik

mengandung sekitar 1 x 1017 atom! Karena itu, sangat sulit dan bahkan tidak

mungkin bisa mengukur massa absolut (massa sebenarnya) dari satu buah atom

74

tunggal. Namun demikian, kita dapat mengukur massa relatif suatu atom terhadap

massa atom lainnya.

Massa Atom Relatif

Alat yang dapat digunakan untuk menentukan massa relatif suatu atom atau

molekul adalah spektrometer massa. Pada diagram spektrometer massa yang

ditujukkan oleh Gambar 3, sampel diinjeksikan ke dalam suatu rongga tertutup.

Partikel-partikel dalam sampel mengalir melalui filamen, dimana partikel-partikel

tersebut bertabrakan dengan berkas elektron berenergi tinggi. Akibatnya, atom-

atom atau molekul-molekul netral dalam sampel kehilangan elektron membentuk

ion bermuatan positif. Ketika bergerak di antara dua kutub magnet, ion-ion ini

berinteraksi dengan medan magnet. Interaksi antara medan magnet dan muatan

ion membelokkan jalannya ion tersebut. Makin besar massa ion, makin kecil

sudut belokkan yang terbentuk sebelum ion mencapai detektor. Dari data inilah

dapat ditentukan massa relatif dari suatu atom.

Gambar 3 Diagram spektrometer massa.

Karena spektrometer massa hanya dapat mengukur massa atom relatif, maka

dibutuhkan standar untuk pembanding dalam pengukuran tersebut. Standar yang

digunakan untuk kalibrasi dalam pengukuran tersebut adalah isotop karbon-12 (C-

12).

75

Satuan Massa atom

Pengukuran massa atom dapat dinyatakan dalam gram atau satuan massa atom

(sma). Karena dalam gram diperoleh angka yang sangat kecil, maka lebih

sederhana menggunakan satuan massa atom. Massa suatu atom terkait erat dengan

jumlah elektron, proton dan neutron yang dimiliki atom tersebut. Berdasarkan

perjanjian internasional, 1 atom dari isotop C-12 yang mempunyai 6 proton dan 6

neutron memiliki massa tepat 12 satuan massa atom (12 sma). Jadi massa dari satu

atom isotop C-12 ini tepat sama dengan nomor massanya dengan menggunakan

satuan sma.

Berdasarkan uraian di atas, maka 1 satuan massa atom didefinisikan sebagai

suatu massa yang besarnya tepat sama dengan seperduabelas massa dari

satu atom C-12.

massa 1 atom C-12 = 12 sma

Contoh berikut menunjukkan bagaimana massa suatu atom dapat ditentukan dari

data percobaan. Pengukuran yang dilakukan dengan spektrometer massa

menunjukkan bahwa massa satu atom O-16 adalah 1,3329 kali lebih berat dari

atom C-12.

Selanjutnya dapat dihitung massa atom O-16 dalam satuan sma dengan cara

mengalikan 1,3329 dengan massa atom C-12.

Massa O-16 = 1,3329 x 12,000 sma = 15,995 sma.

76

Massa Atom Rata-Rata

Sebagian besar unsur di alam merupakan campuran dari beberapa isotop.

Sebagaimana kita ketahui, grafit yang terdapat dalam pensil disusun oleh

campuran 98,892% isotop C-12 yang massanya 12,000 sma, 1,108% isotop C-13

dengan massa 13,033 sma, dan sedikit isotop C-14. Isotop-isotop itu dihitung

dalam penentuan massa rata-rata dari sampel atom karbon. Adanya perbedaan

kelimpahan isotop di alam menyebabkan massa rata-rata atom karbon harus

dihitung berdasarkan massa dari isotop-isotop tersebut. Karena jumlah atom C-14

hanya sedikit, maka massa rata-rata atom karbon hanya dihitung berdasarkan

kelimpahan dua jenis isotop karbon lainnya.

Massa rata-rata 1 atom karbon lebih dekat ke massa atom C-12 daripada atom C-

13 karena kelimpahan alami isotop terbanyak dalam sampel adalah C-12. Berat

rata-rata dari kelimpahan isotop di alam ini dikenal dengan berat atom dari suatu

unsur. Nilai tersebut dicantumkan bersama lambang unsur dalam tabel periodik.

Penting untuk diketahui bahwa ketika disebutkan massa atom dari suatu unsur

maka yang dimaksud adalah massa rata-rata dari atom unsur tersebut. Berat atom

karbon adalah 12,011 sma, namun demikian di alam yang ada hanya atom karbon

dengan massa 12,000 sma atau 13,033 sma, tidak ada satu pun atom karbon

sebenarnya yang memiliki massa 12,011 sma.

• Contoh nilai rata-rata

Karakteristik berat rata-rata dapat ditunjukkan dengan contoh umum berikut

ini. Nilai raport yang diperoleh seorang siswa untuk sepuluh mata pelajaran

yang diterimanya pada satu semester adalah sebagai berikut : 74, 77, 82, 77,

82, 86, 82, 77, 74, 77. Nilai rata-rata untuk siswa tersebut adalah hasil rata-

rata yang diperoleh dari sepuluh mata pelajaran. Langkah pertama dalam

penentuan nilai rata-rata adalah menghitung persentase mata pelajaran yang

memperoleh tiap nilai.

77

Nilai Jumlah Persentas

e

86 1 10%

82 3 30%

77 4 40%

74 2 20%

Nilai rata-rata untuk siswa tersebut dapat dihitung berdasarkan tabel di atas.

Nilai rata-rata untuk siswa tersebut adalah 78,8, namun demikian tidak ada

satu pun mata pelajaran yang diperoleh siswa tersebut mendapatkan nilai

78,8. Sama halnya dengan berat rata-rata atom karbon yang nilainya 12,011

sma, tidak ada satu pun atom karbon yang memiliki massa sebesar itu.

• Latihan 1

Jika kelimpahan alami isotop neon (Ne) adalah 90,92% yang memiliki massa

19,9924 sma, 0,26% memiliki massa 20,994 sma, dan 8,82% memiliki massa

21,9914 sma, maka berat atom Ne adalah....

A. 19,9924 sma

B. 20,9940 sma

C. 20,1713 sma

D. 20,9926 sma

E. 21,9914 sma

Jawaban benar: C

Persen artinya "per seratus". Neon merupakan campuran atom sebanyak

90,92% memiliki massa 19,9924 sma, 0,26% memiliki massa 20,994 sma,

78

dan 8,82% memiliki massa 21,9914 sma. Maka berat atom neon adalah

20,1713 sma yang dihitung dengan cara berikut:

• Latihan 2

Logam tembaga, seperti dapat dilihat pada Gambar 4, sudah dikenal sejak

zaman dulu untuk berbagai keperluan seperti untuk kawat listrik dan bahan

dasar pembuatan uang logam. Isotop stabilnya terdiri dari 69,09% atom Cu

dengan massa 62,93 sma dan 30,91% yang massanya 64,9278 sma. Tentukan

massa atom rata-rata dari tembaga (Cu)!

Gambar 4 Tembaga

A. 62,93 sma

B. 63,55 sma

C. 63,93 sma

D. 64,92 sma

E. 64,93 sma

Jawaban benar: B

Tiap isotop memberi kontribusi terhadap massa atom tembaga bergantung

dari kelimpahan alaminya. Maka massa atom rata-rata dari tembaga dapat

dihitung sebagai berikut:

79

Cara lain untuk menghitung massa atom rata-rata dari suatu unsur adalah

dengan terlebih dulu mengubah persentase kelimpahan alaminya ke dalam

bentuk desimal. Untuk massa rata-rata atom Cu ini dihitung sebagai berikut:

(62,93 sma x 0,6909) + (64,9278 sma x 0,3091) = 63,55 sma

Pengubahan bentuk persen menjadi “per seratus” atau menjadi bentuk

desimal akan memberikan hasil perhitungan yang sama.

Mol sebagai Jembatan Kimia

Dalam kehidupan sehari-hari kita sering menjumpai istilah-istilah tertentu untuk

menyatakan jumlah zat. Misalnya untuk membuat kue kita membutuhkan resep

yang biasanya mencantumkan bahan-bahan seperti telur, gula, tepung, susu, dan

lain-lain dalam jumlah atau takaran tertentu. Dalam resep bisa ditulis 6 butir telur,

1 gelas gula halus, ½ gelas tepung, dan 1 kaleng susu. Kita lihat bahwa jumlah

telur bisa disebutkan 1 butir telur, tetapi tidak pernah menyebutkan jumlah gula

sebagai 1 butir gula karena 1 butir gula terlalu kecil untuk diukur. Begitu pula

dengan tepung dan susu, bahkan lebih sulit lagi karena tidak mungkin mengambil

1 butir tepung.

Pengertian Mol

Dalam kimia dijumpai permasalahan yang sama dalam menentukan satuan jumlah

partikel yang memiliki ukuran sangat kecil. Bahkan karena partikel zat (atom,

molekul, atau ion) berukuran sangat kecil maka dibutuhkan sejumlah atom yang

sangat banyak dalam sampel yang cukup besar untuk dapat dilihat dengan mata

telanjang. Sebagai gambaran setitik grafit dari pensil yang masih dapat ditimbang

dengan timbangan analitik mengandung sekitar 5 x 1019 atom. Karena itu

dibuatlah satuan yang disebut mol (dari bahasa Latin yang berarti "sebuah

tumpukan besar") yang dapat berperan sebagai jembatan kimia antara skala

makroskopik dan skala atom.

80

Mol didefinisikan sebagai berikut,

Satu mol dari suatu zat mengandung jumlah partikel unsur yang sama

dengan jumlah atom dalam 12,000 gram isotop C-12.

Ingatlah bahwa isotop karbon-12 dijadikan sebagai standar, dimana satu atom

tunggal C-12 memiliki massa tepat 12 sma, dan dalam 12 gram atom C-12 ini

terdapat jumlah atom yang dinyatakan sebagai 1 mol.

1 atom C-12 = 12,000 sma

1 mol atom C-12 = 12,000 g

Massa Molar

Mol menjadi satuan dasar dalam kimia karena kita dapat menentukan jumlah

partikel unsur dari suatu zat murni yang diketahui massanya. Contohnya, jika kita

ingin memperoleh atom besi (Fe) sebanyak atom yang terkandung dalam 1 mol

atom C-12, maka kita mulai dengan melihat data berat atom (massa atom) besi

dalam tabel periodik.

1 atom Fe = 55,847 sma

Satu atom besi memiliki massa rata-rata sebesar 55,847 sma. Jika kita

membandingkan massa 1 atom Fe terhadap massa 1 atom C-12, maka kita

dapatkan perhitungan berikut :

Kita lihat bahwa satu atom besi memiliki massa 4,6539 kali massa atom C-12.

Jika satu mol besi mengandung jumlah atom yang tepat sama seperti dalam satu

mol C-12, maka satu mol besi tentu memiliki massa 4,6539 kali massa satu mol

atom C-12.

1 mol Fe = 4,6539 x 12,000 g = 55,847 g

81

Jadi satu mol besi memiliki massa 55,847 g. Begitu pula bila kita menghitung

massa 1 mol unsur lainnya akan diperoleh gram unsur yang nilainya sama dengan

berat atomnya.

Kesimpulan dari pernyataan di atas adalah:

Satu mol unsur apa saja memiliki massa dalam gram yang sama

dengan berat atom unsur tersebut.

Selanjutnya, massa 1 mol unsur apa saja dapat dibaca secara langsung dari tabel

periodik. Massa 1 mol zat seringkali disebut massa molar. Sebagai contoh, massa

molar C-12 adalah 12 gram per mol (hasil pembulatan). Massa molar sampel

karbon yang terdiri dari isotop C-12 dan C-13 sesuai kelimpahannya di alam

adalah 12,011 g/mol.

Jembatan Kimia

Hubungan antara massa atom dan massa molar berlaku untuk semua unsur.

Unsur Massa Atom Massa Molar

Karbon 12,011 sma 12,011 g

Merkuri 200,59 sma 200,59 g

Belerang 32,06 sma 32,06 g

Tembaga 63,546 sma 63,546 g

Besi 55,847 sma 55,847 g

Gambar 5 menunjukkan jumlah satu mol berbagai unsur yang massanya sesuai

dengan massa atom rata-rata dari masing-masing unsur tersebut dalam satuan

gram.

82

Gambar 5 Satu mol berbagai unsur dengan massa (gram) yang sesuai dengan

massa atom dari masing-masing unsur tersebut.

Kunci untuk memahami konsep mol adalah mengetahui bahwa 12,011 gram

karbon mengandung jumlah atom yang sama seperti dalam 200,59 gram merkuri,

atau dalam 32,06 gram belerang, atau dalam 63,546 g tembaga, atau dalam 55,847

gram besi. Kuantitas dari setiap unsur tersebut masing-masing mengandung

jumlah atom sebanyak 1 mol. Ini berarti bahwa konsep mol adalah konsep yang

menjembatani gram suatu unsur (skala makroskopik) dengan jumlah atom di

dalamnya (skala atom).

Mol Unsur

Untuk melakukan reaksi kimia perlu diketahui jumlah relatif partikel setiap

reaktan. Karena itu, selama beberapa tahun para kimiawan berusaha menentukan

jumlah partikel dalam satu mol suatu zat. Jika sudah diketahui berapa banyak

atom C-12 dalam 1 mol unsur tersebut, maka kita juga dapat mengetahui jumlah

atom dalam satu mol zat murni apa saja. Setelah diketahui jumlah atom dalam

satu mol zat maka dengan menggunakan data massa molar kita dapat mengitung

jumlah partikel dalam sejumlah massa tertentu suatu zat murni apa saja.

Dengan demikian pekerjaan kita menjadi lebih sederhana, kita bisa menentukan

jumlah partikel suatu zat hanya dengan mengukur massanya. Satu-satunya cara

83

untuk mencapai tujuan tersebut adalah dengan mengukur sekaligus skala atom

(jumlah partikel) dan skala makroskopik (massa) dari sejumlah tertentu suatu

unsur.

Bilangan Avogadro

Pada tahun 1910 Robert Millikan mengukur muatan satu elektron tunggal untuk

pertama kalinya yaitu sebesar 1,6021892 x 10-19 Coulomb. Karena muatan dalam

satu mol elektron sudah diketahui dari pengukuran eksperimental yaitu sebesar

96484,56 Coulomb, maka dapat dihitung jumlah elektron dalam satu mol dengan

cara berikut:

Jumlah tersebut dikenal sebagai bilangan Avogadro, atau lebih tepatnya tetapan

Avogadro sebagai tanda penghormatan untuk ilmuwan Perancis, Amedeo

Avogadro.

Gambar Amedeo Avogadro

Mol sebagai Kumpulan Atom

Bilangan Avogadro yang sangat besar sulit untuk dijabarkan dalam bentuk lain.

Untuk mendapatkan 6 x 1023 bintang, dibutuhkan 6 trilyun galaxy seukuran Milky

Way. Untuk menempuh perjalanan 6,02 x 1023 mil pada kecepatan cahaya,

dibutuhkan waktu selama 102 milyar tahun. Dan jika kita menghitung seluruh

tetes air lautan di seluruh permukaan bumi maka jumlahnya hanya sekitar 40 kali

bilangan Avogadro tersebut.

84

Satuan dalam kehidupan sehari-hari seperti lusin (12), kodi (20) atau gross (144)

digunakan untuk menghitung kumpulan benda. Mol kadang-kadang dirujuk

sebagai “Lusinnya Kimiawan”. Tiap kali kita gunakan istilah tersebut, kita

merujuk pada bilangan Avogadro.

6,022 x 1023 elektron = 1 mol elektron

6,022 x 1023 atom C-12 = 1 mol atom C-12

6,022 x 1023 atom Fe = 1 mol atom Fe

6,022 x 1023 atom Hg = 1 mol atom Hg

6,022 x 1023 atom Cu = 1 mol atom Cu

6,022 x 1023 atom S = 1 mol atom S

Jadi mol bisa digunakan sebagai satuan jumlah zat dalam kimia, di mana 1 mol

atom dari unsur apa saja mengandung jumlah atom sebanyak bilangan Avogadro,

yaitu sebesar 6,022 x 1023 atom. Gambar 6 menunjukkan beberapa jenis unsur

yang masing-masing berjumlah 1 mol, artinya di dalam sejumlah tersebut terdapat

6,022 x 1023 atom

Gambar 6 Masing-masing unsur berjumlah 1 mol.

Pengubahan Jumlah Atom - Massa

Setelah kita tahu jumlah partikel dalam satu mol, kita dapat menentukan jumlah

partikel dalam sampel zat murni secara sederhana dengan menimbang sampel

tersebut. Hubungan antara menghitung jumlah partikel (skala atom) dan

menimbang massanya (skala makroskopik) dapat dijelaskan dengan pemisalan

85

berikut. Selusin bola yang ditempatkan dalam sebuah timbangan, seperti

ditunjukkan dalam Gambar 7, memiliki massa 107 gram. Jika bola yang tidak

diketahui jumlahnya memiliki massa 178 gram, berapa banyak bola di dalamnya?

Gambar 7 Selusin bola massanya 107 gram.

Kita dapat membuat dua faktor satuan dari massa 1 lusin bola yang kita dapatkan.

1 lusin bola = 107 gram

Persamaan ini dapat diubah menjadi 2 faktor satuan, yaitu:

dan

Permasalahannya adalah : Faktor satuan mana yang akan kita gunakan?

Teknik yang dikenal sebagai analisis dimensional dapat menunjukkan faktor

satuan yang tepat. Kita harus tetap memperhatikan satuan apa yang kita inginkan

dalam perhitungan dan satuan mana yang harus dihilangkan. Dalam hal ini, kita

tahu massa dari selusin bola, dan kita juga tahu massa dari bola yang tidak

diketahui jumlahnya. Maka kita lakukan perhitungan berikut:

Sekarang kita dapat menghitung jumlah bola dalam sampel dari fakta bahwa ada

12 bola dalam 1 lusin.

86

Dalam contoh ini, lusin dianalogikan sebagai mol, dan 107 g/lusin dianalogikan

sebagai massa molar dari suatu unsur. Anda mungkin berpikir, tidakkah lebih

mudah jika menentukan jumlah bola dengan cara menghitungnya secara langsung

tanpa perlu menimbang massanya? Dalam hal bola, tentu lebih mudah

menghitungnya daripada menimbang lalu melakukan perhitungan seperti di atas.

Sekalipun bola dianggap mewakili atom, namun atom terlalu kecil dan terlalu

banyak jumlahnya. Menghitung atom tidak mungkin dilakukan. Satu-satunya cara

menentukan jumlah atom dalam sampel murni adalah dengan menimbang sampel

lalu menghitung jumlah atom di dalamnya melalui perhitungan seperti di atas.

• Contoh

Kita dapat menggunakan logika yang sama seperti contoh di atas (penentuan

jumlah bola yang diketahui massanya) untuk menghitung jumlah atom karbon

dalam berlian 1 karat. Yang perlu kita ketahui adalah bahwa berlian dapat

dianggap sebagai kristal tunggal yang hanya terdiri dari atom karbon dan

bahwa massa 1 karat sebagaimana dirumuskan tahun 1877 adalah 205,3

milligram (mg).

Pembahasan

Massa 1 karat berlian adalah 0,2053 gram.

Berat atom karbon adalah 12,011 sma, artinya massa molar karbon adalah

12,011 g/mol.

1 atom C = 12,011 sma

6,02 x 1023 atom C = 1 mol C = 12,011 g

Lalu kita menghitung jumlah mol karbon dalam berlian.

87

Kemudian kita gunakan bilangan Avogadro untuk menghitung jumlah atom

karbon dalam berlian 1 karat.

Pengubahan Massa – Mol – Jumlah Atom

Karena mol merupakan jembatan kimia antara skala makroskopik dan skala atom,

maka perhitungan paling umum dalam kimia melibatkan pengubahan hasil

pengukuran massa sampel (skala makroskopik) menjadi jumlah mol zat yang

terkandung di dalamnya (skala atom).

Perhitungan

• Contoh 1

Berapa mol atom sulfur yang terdapat dalam sampel sulfur, seperti terlihat

pada Gambar 8, yang memiliki massa 50,0 gram?

Gambar 8 Sampel sulfur.

Informasi apa yang kita butuhkan untuk konversi gram suatu zat menjadi

mol?

gram → mol

Pertama kita tentukan dulu gram per mol sulfur. Pada tabel periodik, massa

atom sulfur adalah 32,07 sma. Artinya bahwa satu mol atom sulfur memiliki

massa 32,07 gram.

88

1 mol S = 32,07 g S

Persamaan ini dapat diubah menjadi dua faktor satuan.

dan

Dengan mengalikan gram sampel sulfur dengan faktor satuan sebelah kiri

maka kita mendapatkan mol atom sulfur dalam sampel.

Sampai di sini, kita sudah mendapatkan jawaban dari pertanyaan di atas.

Namun setelah kita tahu jumlah mol atom sulfur, maka kita bisa juga

menentukan jumlah atom sulfur dalam sampel dengan menggunakan bilangan

Avogadro.

Umumnya, kita membutuhkan 2 macam informasi untuk melakukan

perhitungan di atas. Kita perlu tahu massa satu mol zat (massa molar) dan

juga harus tahu jumlah partikel dalam satu mol (bilangan Avogadro).

• Contoh 2

Bagaimana rumus oksida karbon jika 5,46 gram karbon bergabung dengan

14,54 gram oksigen saat karbon terbakar?

Pembahasan

Tahap pertama untuk menjawab permasalahan ini adalah dengan

menggambarkan diagram untuk mengorganisir informasi dan

memvisualisasikan proses yang akan dikerjakan. Kita bisa mulai dengan

diagram sederhana seperti Gambar 9, yang menunjukkan hubungan antara

massa karbon dan gas oksigen yang terlibat dalam reaksi ini.

89

Gambar 9 Diperlukan 5,46 g karbon untuk bereaksi dengan 14,54 g oksigen.

Tahap berikutnya seperti dalam setiap permasalahan seperti ini adalah

mengkonversi gram menjadi mol. Untuk melakukan ini, kita harus tahu

hubungan antara jumlah gram dan jumlah mol zat. Tidak masalah dari unsur

mana kita mulai karena pastinya kita harus menghitung keduanya, maka

cobalah kita mulai dengan karbon.

Berat atom karbon adalah 12,011 sma, artinya bahwa 1 mol karbon memiliki

massa 12,011 gram. Kita dapat menggunakan informasi ini untuk

membangun dua faktor satuan.

ata

u

Konversi gram karbon menjadi mol membutuhkan faktor satuan yang

memiliki satuan mol sebagai pembilang dan gram sebagai penyebut, maka

kita pilih faktor satuan sebelah kiri. Analisis dimensional dilakukan sebagai

berikut:

Format yang sama dapat digunakan untuk konversi gram oksigen menjadi

mol atom oksigen.

90

Sekarang kita tahu bahwa reaksi 5,46 g karbon dengan 14,54 g oksigen,

adalah reaksi antara 0,4545 mol karbon dengan 0,909 mol oksigen. Karena

atom-atom tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan dalam reaksi kimia,

maka harus ditemukan jumlah atom yang sama dari kedua unsur di tiap sisi

persamaan reaksi. Hasil reaksi harus memiliki massa 20,00 g (5,46 + 14,54)

dan harus mengandung 0, 4545 mol atom karbon dan 0,909 mol atom

oksigen.

Kemudian kita baca lagi soal tersebut dan bertanya : “Sudahkah kita

membuat langkah maju dalam menjawabnya?” Dalam hal ini, kita berusaha

untuk menemukan rumus kimia untuk oksida karbon yang menyatakan

perbandingan atom karbon dan atom oksigen. Jika rumusnya adalah CO,

maka terdapat jumlah atom karbon sebanyak atom oksigen dalam senyawa

tersebut. Jika rumusnya CO2, maka terdapat atom oksigen sebanyak dua kali

atom karbon dalam senyawa tersebut. Langkah berikutnya dalam masalah ini

adalah perhitungan yang melibatkan jumlah mol atom karbon dan mol atom

oksigen dalam sampel kita.

Terdapat mol oksigen sebanyak dua kali mol karbon dalam sampel. Karena

satu mol unsur apa saja selalu mengandung jumlah atom yang sama, maka

kesimpulannya adalah jumlah atom oksigen besarnya dua kali jumlah atom

karbon dalam senyawa tersebut. Dengan kata lain, rumus oksida karbon

tersebut adalah CO2.

Contoh ini telah memperjelas fakta bahwa konsep mol merupakan jembatan

antara pengukuran makroskopik (massa karbon dan oksigen) dan dunia

atomik mikroskopik (jumlah atom karbon dan oksigen dalam molekul karbon

dioksida).

91

Latihan

• Latihan 3

Menurut tabel periodik massa molar logam emas (Au) adalah 196,97 g /mol,

maka massa sampel logam emas yang mengandung 0,200 mol atom emas

adalah....

A. 19,7 gram

B. 39,4 gram

C. 98,5 gram

D. 197 gram

E. 394 gram

Jawaban benar: B

Massa molar emas dapat dinyatakan dalam dua bentuk faktor satuan berikut:

dan

Dalam aturan pengubahan mol ke gram kita membutuhkan faktor satuan yang

menunjukkan berapa banyak gram emas dapat dijumpai dalam satu mol

logam ini, maka kita pilih faktor satuan sebelah kanan.

• Latihan 4

Jika diketahui massa molar silikon 28,09 g/mol dan bilangan Avogadro 6,02

x 1023, maka jumlah atom dalam cuplikan 0,25 gram sampel silikon adalah....

A. 5,36 x 1021 atom Si

B. 1,50 x 1023 atom Si

C. 5,36 x 1023 atom Si

D. 3,01 x 1024 atom Si

E. 4,23 x 1024 atom Si

92

Jawaban benar: A

Sebelum kita mengerjakan perhitungan, kita harus tahu jumlah mol silikon

dalam sampel. Ini dapat dihitung dari massa sampel dan massa molar silikon

yang diubah menjadi faktor pengubah.

Sekarang kita dapat menggunakan bilangan Avogadro untuk menghitung

jumlah atom dalam sampel.

Rumus Kimia

Rumus kimia dari suatu senyawa menyatakan komposisi unsur-unsur penyusun

senyawa tersebut. Angka subskrip dalam rumus kimia menunjukkan jumlah atom

penyusun dalam molekul senyawa. Jika tanpa subskrip, seperti untuk karbon

dalam rumus CO2, maka nilainya dianggap satu. Jadi, rumus CO2 mewakili suatu

molekul yang mengandung satu atom karbon dan dua atom oksigen.

Unsur-unsur yang sama dapat bergabung dalam berbagai perbandingan

menghasilkan senyawa yang berbeda seperti divisualisasikan oleh Gambar 10.

Karbon dioksida, CO2, yaitu gas yang dihasilkan oleh pernafasan (kita

melepaskan CO2 saat bernafas ), mengandung atom karbon dan oksigen dengan

perbandingan 2:1. Selain itu, karbon dan oksigen juga dapat membentuk senyawa

karbon monoksida, CO, gas yang sangat beracun. Dalam senyawa ini

perbandingan karbon dan oksigen adalah 1:1.

Untuk menyatakan jumlah unit senyawa, kita menggunakan koefisien di depan

rumus kimia. Jika kita ingin menyatakan 3 molekul karbon dioksida yang di

dalamnya terdapat total 3 atom karbon dan 6 atom oksigen maka kita menuliskan

3 CO2.

93

Gambar 10 Komposisi suatu senyawa dinyatakan oleh rumus.

Kesetaraan Stoikiometri

Ketika kita menyebut satu mol dari suatu zat, maka penting untuk diidentifikasi

secara jelas apa yang dimaksud dengan “zat” itu. Contohnya pernyataan “satu

mol hidrogen”, pernyataan ini bersifat ambigu (memiliki makna ganda}.

Pernyataan tersebut bisa berarti satu mol atom hidrogen dan bisa juga berarti satu

mol molekul hidrogen. Untuk menghindari kesalahan makna, maka sebaiknya kita

menggabungkan rumus kimia dengan satuan mol tersebut. Sehingga tidak ada lagi

ambiguitas. Jika ditulis “1 mol H” artinya “satu mol atom hidrogen”, dan “1 mol

H2” berarti “satu mol molekul hidrogen”.

Perbandingan Atom

Sekarang kita bisa menggunakan konsep mol untuk menyatakan kembali

perbandingan atom dalam molekul air, H2O, seperti yang ditunjukkan pada

Gambar 11.

94

Gambar 11 Molekul air.

Perbandingan

atom

Perbandingan lusin

atom

Perbandingan mol

atom

Semuanya menunjukkan perbandingan stoikiometrik 2:1. Berdasarkan

perbandingan tersebut maka muncul satu konsep penting dalam kimia yaitu bahwa

perbandingan mol atom dalam suatu senyawa selalu sama dengan

perbandingan jumlah atom-atom tunggalnya.

Pengertian Kesetaraan Stoikiometri

Kesetaraan stoikiometrik dari dua jenis unsur dalam suatu rumus kimia adalah

perbandingan mol dari unsur-unsur tersebut sesuai dengan yang tercantum dalam

rumus.

• Contoh

Subskrip dalam P4O10 menunjukkan perbandingan P dan O, baik

perbandingan jumlah atom-atom tersebut maupun perbandingan molnya.

Perbandingan atom : 4 atom P terhadap 10 atom O

Perbandingan mol : 4 mol P terhadap 10 mol O

Dengan menggunakan simbol ⇔ untuk menyatakan “ekivalen secara

stoikiometrik dengan” maka kita dapat menulis perbandingan mol dalam

bentuk berikut:

4 mol P ⇔ 10 mol O

95

Hubungan tersebut bisa kita lihat dengan mudah dari rumus P4O10. Maka

rumus kimia menjadi alat untuk menggambarkan ekivalensi stoikiometrik

yang kita butuhkan saat menyelesaikan suatu permasalahan, baik dalam

merencanakan kerja di laboratorium maupun dalam mengerjakan soal

perhitungan dalam buku-buku teks kimia.

Ekivalensi stoikiometrik memungkinkan kita untuk memilih faktor konversi

yang kita perlukan. Ekivalensi yang ditunjukkan oleh 4 mol P ⇔ 10 mol O

dapat diubah secara mudah menjadi faktor konversi (faktor satuan) berikut:

atau

Rumus P4O10 juga menyatakan ekivalensi lain, masing-masing dengan dua

faktor konversi .

1 mol P4O10 ⇔ 4 mol P atau

dan

1 mol P4O10 ⇔ 10 mol O atau

dan

Gambar 12 menunjukkan reaksi antara fosfor dengan oksigen yang

menghasilkan cahaya cemerlang. Reaksi ini sering digunakan pada

pertunjukan kembang api.

Gambar 12 Reaksi fosfor dengan oksigen.

96

• Latihan 5

Berapa mol atom klorin yang bereaksi dengan 5,60 mol atom oksigen dalam

Cl2O7?

Jawaban

Perhatikan kata Berapa mol… bergabung dengan … mol. Kata-kata ini adalah

tanda bahwa kita menghadapi permasalahan tentang ekivalensi stoikiometrik.

Kita dapat menyatakan kembali permasalahan dalam bentuk berikut :

5,60 mol O ⇔ ? mol Cl

Dengan kata lain, “5,60 mol O ekivalen dengan berapa mol Cl dalam Cl2O7?”

Yang kita butuhkan sekarang adalah faktor konversi mol ke mol. Subskrip

dalam Cl2O7 menyatakan hal itu, karena rumus Cl2O7 memiliki makna :

2 mol Cl ⇔ 7 mol O

Maka kita memperoleh faktor konversi berikut:

atau

Untuk mendapatkan mol atom Cl yang ekivalen stoikiometrik dengan 5,60

mol atom O dalam Cl2O7, maka kita kalikan 5,60 mol O dengan faktor

konversi sebelah kiri. Perhatikan bagaimana satuan mol O (bukan hanya mol)

dihilangkan.

Jadi 1,60 mol Cl bergabung dengan 5,60 mol O dalam Cl2O7.

Mol Senyawa

Sebelum kita menerapkan konsep mol untuk senyawa, seperti karbon dioksida

(CO2) atau gula yang dikenal sebagai glukosa (C6H12O6), kita harus dapat

menghitung berat molekul dari senyawa tersebut. Sebagaimana kita ketahui, berat

97

molekul suatu senyawa adalah jumlah berat atom dari atom-atom yang ada dalam

rumus senyawa.

• Latihan 6

Hitunglah massa rata-rata satu molekul tunggal dari karbon dioksida dan

glukosa dan berat molekul senyawa tersebut!

Jawaban

Massa rata-rata satu molekul karbon dioksida sama dengan jumlah berat atom

dari ketiga atom dalam satu molekul CO2.

Massa satu molekul tunggal CO2:

1 atom C = 1 (12,011 sma) = 12,011 sma

2 atom O = 2 (15,9994 sma) = 31,9988 sma

44,010 sma

Massa satu mol karbon dioksida adalah 44,010 gram.

Massa rata-rata satu molekul glukosa sama dengan jumlah berat atom dari 24

atom dalam satu molekul C6H12O6.

Massa satu molekul tunggal C6H12O6:

6 atom C = 6 (12,011 sma) = 72,066 sma

12 atom H = 12 (1,00794 sma) = 12,0953 sma

6 atom O = 6 (15,9994 sma) = 95,9964 sma

180,158 sma

Massa satu mol glukosa adalah 180,158 gram.

98

Selama beberapa tahun, para kimiawan menggunakan hasil perhitungan seperti

contoh di atas sebagai berat molekul dari suatu senyawa. Ternyata hal ini

menyesatkan karena beberapa alasan. Pertama, tidak ada molekul C6H12O6 yang

memiliki massa tepat 180,158 sma. Ini merupakan massa rata-rata dari molekul

gula, yang sebagian besar hanya mengandung atom C-12 sedangkan lainnya

mengandung 1 atau mungkin 2 atom C-13. Yang kedua, beberapa senyawa,

sebagaimana akan kita lihat, tidak berada dalam bentuk molekul, sehingga jadi

menyesatkan untuk menyebutnya berat “molekul”. Sebagian kimiawan

menyarankan kita untuk menyebut hasil perhitungan tersebut sebagai massa satu

mol atau massa molar dari suatu senyawa. Namun demikian, karena istilah berat

molekul telah banyak digunakan secara luas dan banyak dijumpai dalam literatur

kimia maka kita akan tetap menggunakan istilah tersebut selain istilah massa

molar dalam bahasan selanjutnya.

Mol sebagai Kumulan Molekul

Pada Gambar 13 ditunjukkan jumlah satu mol dari empat jenis senyawa. Tiap mol

senyawa tersebut mengandung jumlah satuan rumus atau molekul yang sama yaitu

sebanyak bilangan Avogadro, tetapi memiliki berat molekul yang berbeda.

Gambar 13 Mol senyawa.

99

Pengubahan Mol – Massa – Jumlah Atom

Diagram yang kita gunakan untuk merangkum konversi mol-massa unsur-unsur,

dapat digunakan juga untuk senyawa. Namun demikian kita harus melakukan satu

tahap tambahan dalam perhitungan yang menggunakan rumus senyawa untuk

menghitung jumlah atom dari suatu unsur dalam senyawa tersebut.

• Latihan 7

Jelaskan perbedaan antara massa 1 mol atom oksigen (O) dan massa 1 mol

molekul oksigen (O2)!

Jawaban

Karena berat atom oksigen adalah 16,0 sma, maka 1 mol atom oksigen

memiliki massa 16,0 gram. Setiap molekul O2 mengandung 2 atom, maka

berat molekul O2 dua kali lebih besar dari berat atom unsurnya.

1 mol O = 16,0 g

1 mol O2 = 32,0 g

• Latihan 8

Tentukan jumlah atom karbon dalam 0,800 gram glukosa, C6H12O6!

Jawaban

Tahap pertama dalam perhitungan ini melibatkan konversi massa sampel

menjadi jumlah mol C6H12O6 . Kita membutuhkan berat molekul C6H12O6

yang telah ditentukan pada latihan 6.

100

Setelah kita tahu jumlah mol gula, kita dapat menggunakan bilangan

Avogadro untuk menghitung jumlah molekul C6H12O6 dalam sampel.

Sekarang kita dapat menggunakan rumus kimia gula untuk menentukan

jumlah atom karbon dalam sampel. Dalam rumus gula terdapat enam atom

karbon dalam setiap molekul C6H12O6.

6 atom C ⇔ 1

molekul C6H12O6 atau

dan

Jadi jumlah atom karbon adalah:

Hukum Kekekalan Massa

Sejauh ini kita terfokus pada senyawa tertentu yaitu karbon dioksida (CO2) dan

glukosa (C6H12O6). Sebagian besar bidang bahasan kimia adalah seputar reaksi

kimia. Terobosan pertama dalam studi tentang reaksi kimia dihasilkan dari kerja

seorang ahli kimia berbangsa Perancis Antoine Lavoisier (1772-1794). Lavoisier

membuktikan secara eksperimental bahwa jumlah massa hasil reaksi selalu sama

dengan jumlah massa pereaksi awal yang digunakan dalam reaksi. Ini menjadi

salah satu hukum dasar kimia : yaitu hukum kekekalan materi atau disebut juga

hukum kekekalan massa, yang menyatakan bahwa materi tetap dipertahankan

jumlah dan massanya dalam reaksi kimia.

101

Gambar Antoine Lavoisier

Hukum Lavoisier ini dapat dijelaskan dengan Gambar 14 yang menunjukkan

reaksi antara 4 gram gas hidrogen dengan 32 gram gas oksigen menghasilkan 36

gram air. Dalam reaksi ini jenis, jumlah, dan massa tiap unsur dipertahankan sama

antara sebelum dan sesudah reaksi.

Gambar 14 Reaksi pembentukan air yang sesuai dengan hukum kekekalan

massa.

Sekarang kita mengerti mengapa materi dianggap kekal, dan seringkali dijelaskan

dengan kalimat bahwa “atom-atom tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan

dalam reaksi kimia”. Atom hidrogen dalam molekul H2 dapat bergabung dengan

atom oksigen dalam molekul O2 untuk membentuk H2O. Tetapi jumlah atom

102

hidrogen dan oksigen sebelum dan sesudah reaksi sama. Jumlah massa hasil

reaksi harus sama dengan jumlah massa pereaksi.

Persamaan Kimia

Reaksi kimia bisa saja digambarkan dengan kata-kata, tetapi tidak sederhana. Satu

cara untuk menggambarkan reaksi kimia dengan mudah adalah melalui persamaan

kimia. Rumus materi awal, atau yang biasa disebut pereaksi, ditulis di sisi kiri

persamaan dan rumus hasil reaksi ditulis sebelah kanan. Sebagai ganti dari tanda

sama dengan, maka pereaksi dan hasil reaksi dipisahkan oleh tanda panah.

Pengertian Persamaan Kimia

Persamaan kimia cukup baik dalam menggambarkan suatu reaksi kimia. Dengan

mengetahui suatu persamaan kimia, kita terdorong untuk memikirkan reaksi yang

terjadi dalam persamaan tersebut. Yang harus diingat adalah bahwa persamaan

kimia merupakan pernyataan tentang apa yang dapat terjadi, bukan tentang apa

yang akan terjadi.

Reaksi antara hidrogen dan oksigen membentuk air, seperti ditunjukkan dalam

Gambar 15, dapat dinyatakan oleh persamaan berikut:

2 H2 + O2 → 2 H2O

Gambar 15 Reaksi antara hidrogen, H2, dan oksigen, O2, membentuk air, H2O.

Jumlah dan jenis atom yang terdapat dalam pereaksi sama dengan yang ada pada

hasil reaksi, demikianlah atom-atom dipertahankan.

103

Pada contoh persamaan di atas tidak ada jaminan bahwa hidrogen akan bereaksi

dengan oksigen membentuk air. Jika kita memasukkan campuran hidrogen dan

oksigen ke dalam sebuah balon maka tidak akan terjadi reaksi hingga kita

memicunya dengan nyala api. Semua persamaan hanya menunjukkan tentang apa

yang dapat terjadi jika, atau ketika, suatu reaksi berlangsung.

Wujud Zat

Seringkali diperlukan informasi apakah pereaksi atau hasil reaksi berwujud padat

(solids), cair (liquids) atau gas (gases) yang ditulis dengan S, l, atau g dalam tanda

kurung setelah 103ambing pereaksi atau hasil reaksi, sebagaimana ditunjukkan

dalam persamaan berikut.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

Namun pada kennyataannya sebagian besar reaksi terjadi antara campuran dua

macam larutan atau dua zat yang sama-sama terlarut dalam air. Larutan zat dalam

air ini disebut aqueous (dari bahasa Latin aqua, “air”) dan menggunakan lambang

khusus aq untuk menjelaskannya. Cara ini dapat membedakan antara gula

(glukosa) sebagai padatan, C6H12O6(s), dan larutan gula dalam air, C6H12O6(aq) .

Atau antara garam sebagai padatan, NaCl(s), dan larutan garam dalam air,

NaCl(aq). Proses pelaruan sampel dalam air ditunjukkan pada Gambar 16, selain

itu dapat juga dituliskan dalam bentuk persamaan berikut:

104

Gambar 16 Proses pelarutan suatu zat dalam air.

Tinjauan Molekul vs Mol.

Persamaan kimia yang sudah kita kenali ini dapat digunakan untuk menyatakan

apa yang terjadi pada skala atom maupun makroskopik.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

Persamaan ini dapat dibaca dengan dua cara berikut:

• Ketika hidrogen bereaksi dengan oksigen, dua molekul hidrogen dan satu

molekul oksigen bereaksi menghasilkan 2 molekul air.

• Ketika hidrogen bereaksi dengan oksigen, 2 mol hidrogen dan 1 mol oksigen

bereaksi menghasilkan 2 mol air.

105

• Kesetaraan

Tidak masalah apakah kita memandang suatu reaksi menurut tinjauan molekul

atau mol, yang terpenting adalah persamaan kimia harus setara, yaitu memiliki

jumlah atom yang sama dari setiap unsur di kedua sisi persamaan. Sehingga

massa pereaksi akan sama dengan massa hasil reaksi.

Pada skala atomik, persamaan tersebut setara karena jumlah massa pereaksi

dalam satuan massa atom (sma) sama dengan jumlah massa hasil reaksi.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

2 x 2 sma + 32 sma 2 x 18 sma

36 sma 36 sma

Pada skala makroskopik, persamaan tersebut setara pula karena massa dari 2

mol hidrogen dan 1 mol oksigen pada pereaksi sama dengan massa 2 mol air

yang dihasilkan.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

2 x 2 g + 32 g 2 x 18 g

36 g 36 g

Diagram berikut menggambarkan hubungan antara pereaksi dan hasil reaksi,

baik dalam jumlah atomnya maupun jumlah molnya. Kotak sebelah kiri

menunjukkan pereaksi dan sebelah kanan adalah hasil reaksi. Kotak tengah di

sebelah atas tanda panah menunjukkan semua atom yang terdapat dalam

pereaksi maupun hasil reaksi.

106

Jika kita melihat reaksi ini sebagai penggabungan molekul H2 dan O2

membentuk molekul H2O, persamaan tersebut setara karena kita memiliki

empat atom hidrogen dan dua atom oksigen di kedua sisi persamaan. Dan jika

kita melihat reaksi ini menurut mol pereaksi dan hasil reaksi, persamaan

tersebut dinyatakan setara pula karena kita memiliki 4 mol atom hidrogen dan

2 mol atom oksigen di kedua sisi persamaan.

Penting untuk diketahui bahwa reaksi-reaksi seperti itu tidak menjelaskan

adanya tahap intermediet (hasil antara) yang melibatkan pembentukan zat

terisolasi. Namun demikian pendekatan ini cukup bermanfaat untuk

menekankan fakta bahwa atom-atom dipertahankan dalam reaksi kimia. Setiap

atom yang ada di dalam pereaksi harus ditemukan juga dalam hasil reaksi.

Penyetaraan Persamaan Kimia.

Penyetaraan persamaan kimia dimaksudkan untuk menyamakan jenis dan jumlah

atom sebelum dan sesudah reaksi agar terpenuhinya hukum Lavoisier, yaitu

hukum kekekalan massa. Tetapi idak ada satu pun aturan baku yang dapat

diterapkan untuk menyetarakan semua persamaan kimia.

Kita semua dapat mencoba menuliskan koefisien reaksi di depan rumus pereaksi

dan hasil reaksi sampai atom setiap unsur di kedua sisi persamaan jumlahnya

sama. Angka subskrip di setiap rumus kimia tidak dapat diubah dalam

penyetaraan persamaan kimia karena hal itu akan mengubah jenis zat hasil reaksi

maupun pereaksi. Diperlukan ketelitian untuk menyetarakan persamaan kimia,

persamaan harus ditelaah hingga diperoleh jumlah atom yang sama dari setiap

unsur di kedua sisi persamaan.

Tips Penyetaraan

• Dahulukan Bagian yang Mudah

Ketika melakukan penyetaraan, dahulukan bagian yang paling mudah.

Contohnya pada persamaan reaksi pembakaran glukosa (C6H12O6). Apapun

yang kita cerna, akan dihasilkan gula yang akan dioksidasi dalam proses

107

metabolisma menjadi energi dan bahan bakar untuk tubuh. Meskipun ada

berbagai jenis gula yang dapat digunakan sebagai bahan bakar tubuh, tapi

sumber utama dari energi yang mengendalikan fungsi tubuh kita adalah

glukosa, atau yang kita kenal sebagai gula darah. Aliran darah mengirimkan

glukosa dan oksigen ke jaringan tubuh, dimana keduanya akan bereaksi

menghasilkan campuran karbon dioksida dan air.

C6H12O6(aq) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

Jika kita amati persamaan ini secara teliti, maka kita dapat menyimpulkan

bahwa penyetaraan karbon dan hidrogen akan lebih mudah daripada

penyetaraan oksigen. Semua atom karbon dalam glukosa berubah menjadi

CO2 dan semua atom hidrogen berubah menjadi H2O, tetapi ada dua jenis

senyawa sebagai sumber oksigen pada pereaksi dan juga ada dua jenis

senyawa yang mengandung oksigen pada hasil reaksi. Artinya tidak dapat

diprediksi jumlah molekul oksigen yang bereaksi sebelum kita tahu berapa

banyak molekul CO2 dan H2O yang dihasilkan.

Pembahasan

Kita dapat mulai proses penyetaraan persamaan ini dengan mencatat adanya 6

atom karbon dalam tiap molekul C6H12O6 . jadi, 6 molekul CO2 terbentuk dari

setiap molekul C6H12O6 yang bereaksi.

1 C6H12O6 + ___ O2 → 6 CO2 + ___ H2O

Terdapat 12 atom hidrogen dalam setiap molekul C6H12O6, yang artinya harus

ada 12 atom hidrogen atau 6 molekul H2O di sisi kanan persamaan ini.

1 C6H12O6 + ___ O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Sekarang atom karbon dan hidrogen setara, maka kita dapat menyetarakan

atom oksigen. Ada 12 atom oksigen dalam 6 CO2 dan 6 atom oksigen dalam 6

H2O. untuk menyetarakan 18 atom oksigen pada hasil reaksi maka kita

membutuhkan 18 atom oksigen pada zat-zat pereaksi. Karena setiap molekul

C6H12O6 sudah mengandung 6 atom oksigen, maka kita membutuhkan 6 O2

108

pada pereaksi. Sekarang ada 6 atom karbon, 12 atom hidrogen, dan 18 atom

oksigen pada setiap sisi persamaan sebagaimana digambarkan pada diagram

berikut:

Persamaan reaksi setara ini ditulis sebagai berikut :

C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)

Tahap Penyetaraan

Penyetaraan persamaan kimia bisa dilakukan melalui beberapa tahap berikut:

• Identifikasikan semua rektan (pereaksi) dan produk (hasil reaksi) kemudian

tuliskan rumus molekul yang benar masing-masing pada sisi kiri dan kanan

persamaan.

• Setarakan persamaan tersebut dengan mencoba berbagai koefisien tetapi

tidak mengubah angka subskrip.

• Awali penyetaraan dari unsur yang hanya muncul sekali di kedua sisi

persamaan, baru kemudian setarakan juga unsur yang muncul lebih dari

sekali.

• Periksa ulang hasil penyetaraan untuk memastikan jenis dan jumlah unsur

sebelum reaksi sama dengan sesudah reaksi.

• Latihan 9

Tuliskan persamaan reaksi setara yang terjadi ketika ammonia terbakar di

udara membentuk nitrogen oksida dan air.

___ NH3 + ___ O2 → ___ NO + ___ H2O

109

Jawaban

Kita bisa mulai dengan menyetarakan atom nitrogen. Jika kita mulai dengan

satu molekul ammonia dan membentuk satu molekul NO, atom nitrogen sudah

setara.

1 NH3 + ___ O2 → 1 NO + ___ H2O

Kita dapat beralih ke atom hidrogen. Kita memiliki 3 atom hidrogen di sisi

kiri dan 2 atom hidrogen di sisi kanan persamaan. Cara untuk menyetarakan

atom hidrogen adalah dengan mencari faktor persekutuan terkecil : 2 x 3 = 6,

maka kita bisa menyetarakan persamaan dengan 6 atom hidrogen di kedua sisi

persamaan. Caranya adalah dengan mengubah jumlah NH3 pada pereaksi

menjadi 2 molekul, dan 3 molekul H2O pada hasil reaksi. Akibatnya jumlah

atom N di ruas kiri berubah menjadi 2, maka molekul NO di sisi kanan juga

harus dikali 2.

2 NH3 + ___ O2 → 2 NO + 3 H2O

Karena atom nitrogen dan hidrogen di kedua sisi sudah setara, tugas kita yang

terakhir adalah menyetarakan atom oksigen. Ada 5 atom oksigen di sisi kanan

persamaan, berarti kita membutuhkan 5 atom oksigen di sisi kiri. Ini akan

didapatkan dengan menuliskan koefisien 2 ½ di depan oksigen seperti pada

persamaan berikut:

2 NH3 + 2 ½ O2 → 2 NO + 3 H2O

Memang ditemukan beberapa persamaan kimia yang ditulis dengan koefisien

pecahan seperti itu. Reaksi demikian hanya bisa difahami pada skala molar

(makroskopik) yang menunjukkan oksigen bereaksi sebanyak dua setengah

mol, tetapi tidak dapat dimaknai pada skala atomik karena 2½ molekul O2

tidak berarti molekulnya lebih besar atau ada molekul yang terpecah setengah.

Jika kita ingin persamaan kimia itu berlaku pada skala atomik dan

makroskopik maka persamaan tersebut harus dikalikan 2, sehingga sekarang

110

terdapat 4 atom N, 12 atom H, dan 10 atom O di kedua sisi persamaan

sebagaimana digambarkan oleh diagram di bawah ini.

Persamaan setara dari reaksi ini dituliskan sebagai berikut :

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

Perbandingan Mol dalam Persamaan Kimia.

Penyetaraan persamaan kimia memberi manfaat untuk kita, selain memberi

informasi apa yang dapat terjadi pada zat pereaksi dan zat apa yang dihasilkan,

juga memberi informasi tambahan kepada kita untuk dapat meramalkan apa yang

terjadi ketika reaksi berlangsung. Apakah zat-zat pereaksi akan bereaksi

seluruhnya atau bersisa, dan berapa banyak produk yang akan dihasilkan, bisa

diramalkan melalui reaksi setara.

Jika perkembangan ilmu pengetahuan memiliki dua tujuan mendasar yaitu : (1)

menjelaskan hasil penelitian tentang dunia sekitar kita, dan (2) meramalkan apa

yang akan terjadi pada suatu kondisi tertentu, maka persamaan kimia yang setara

dapat memenuhi kedua tujuan tersebut.

Kita menggambarkan reaksi kimia dengan persamaan reaksi setara seperti kita

menggambarkan pembuatan kue dengan menggunakan sebuah resep. Biasanya

resep dibuat untuk menghasilkan kue dalam jumlah tertentu. Namun demikian

bukan berarti kita hanya boleh membuat kue sebanyak yang terantum dalam resep

saja. Kita bisa saja menggunakan setengah resep untuk mendapatkan kue yang

tentu saja jumlahnya menjadi setengah dari yang seharusnya. Atau bila kita ingin

mendapatkan kue yang jumlahnya 5 kali dari yang tercantum dalam resep, maka

kita harus menggunakan bahan-bahan lima kali lebih banyak dari yang

diresepkan.

111

Begitu pula bekerja di laboratorium, kita tidak dibatasi oleh apa yang tertulis

dalam persamaan reaksi setara. Tetapi dengan menggunakan perbandingan mol

dalam persamaan reaksi setara maka kita dapat memperoleh hubungan mol suatu

zat dengan zat lain dalam suatu reaksi kimia.

Hubungan Mol antar Zat

• Pembakaran Hidrazin

Hidrazin, N2H4, dapat berfungsi sebagai bahan bakar roket. Berapa mol

oksigen diperlukan untuk bereaksi sempurna dengan 2,60 mol hidrazin dalam

reaksi berikut:

N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l)

Koefisien di depan hidrazin dan oksigen pada persamaan ini menunjukkan

bahwa 1 mol hidrazin digunakan dalam reaksi ini untuk setiap mol oksigen.

Kita dapat menyatakan informasi ini dalam ekivalensi stoikiometrik dan

perbandingan mol berikut:

1 mol O2 ⇔ 1 mol N2H4 dan

atau

Dalam menentukan mol oksigen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 2,60

mol N2H4, kita harus memilih perbandingan mol yang digunakan. Analisis

dimensional menunjukkan bahwa kita harus menggunakan perbandingan mol

yang akan menghasilkan konversi mol hidrazin ke mol oksigen.

• Latihan 10

Berapa mol air yang terbentuk ketika 2,60 mol hidrazin bereaksi dengan

oksigen berlebih?

Jawaban

112

Karena oksigen berada dalam jumlah berlebih maka reaksi ini akan

berlangsung sampai semua hidrazin bereaksi kemudian berhenti. Menurut

persamaan setara, 2 mol air terbentuk untuk setiap mol hidrazin yang bereaksi.

2 mol H2O ⇔ 1 mol N2H4 dan

atau

Selanjutnya kita dapat menghitung jumlah mol air yang dihasilkan dalam

reaksi ini dengan cara berikut:

Manfaat Reaksi Setara

• Meramalkan Jumlah Zat

Sekarang kita akan gunakan apa yang telah kita pelajari untuk mengetahui

bagaimana persamaan kimia yang setara dapat digunakan untuk meramalkan

berapa banyak O2 yang harus kita hirup untuk mencerna 5,00 g gula. Kita

mulai dengan persamaan reaksi setara.

C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)

Pertanyaan yang mendasar adalah: Berapa mol molekul C6H12O6 yang

terdapat dalam 5,00 gram senyawa ini?

Satu-satunya cara untuk mengubah gram suatu zat menjadi mol adalah dengan

mengetahui besarnya gram per mol zat tersebut. Dengan kata lain, kita perlu

tahu berat molekulnya (massa molarnya). Berat molekul glukosa yang

dihitung pada latihan 6, yaitu 180,158 g/mol atau dibulatkan menjadi 180,2

g/mol, dapat digunakan untuk membuat sepasang faktor satuan.

dan

Dengan tetap memperhatikan satuan selama perhitungan, akan lebih mudah

memilih faktor satuan yang tepat untuk konversi gram gula menjadi mol.

113

Sekarang kita beralih ke persamaan reaksi setara.

C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)

Persamaan ini dapat digunakan untuk membuat 2 perbandingan mol yang

menggambarkan hubungan antara mol gula dan mol oksigen yang terpakai

pada reaksi ini.

dan

Dengan fokus pada satuan dalam soal ini, kita dapat memilih perbandingan

mol yang tepat untuk konversi mol gula menjadi mol ekivalen oksigen.

Sekarang kita hanya memerlukan satu tahap lagi untuk melengkapi

perhitungan, kita perlu mengubah mol oksigen yang bereaksi menjadi gram

oksigen. Pada latihan 7 kita menyimpulkan bahwa berat molekul O2 tepat 2

kali berat atom unsurnya. Tahap berikutnya pada perhitungan ini menyangkut

jumlah mol O2 yang diperlukan dengan menggunakan berat molekul senyawa

tersebut.

Sekarang kita telah menjawab pertanyaan awal kita. Kita harus menghirup

5,328 g oksigen untuk mencerna 5,00 gram glukosa yang dibawa melalui

aliran darah kita sebagai sumber energi yang diperlukan untuk bahan bakar

tubuh.

Stoikiometri Reaksi

114

Sekarang Anda telah mengetahui semua tahap penting dalam perhitungan yang

dikenal dengan istilah stoikiometri. Tujuan dari perhitungan ini adalah

menggunakan persamaan kimia setara untuk meramalkan hubungan antara jumlah

pereaksi dan hasil reaksi dalam suatu reaksi kimia.

Tahap Perhitungan

Terdapat tiga tahap dalam perhitungan ini.

• Carilah pereaksi atau hasil reaksi yang diketahui massanya dalam sampel dan

rumus kimianya. Gunakan berat molekul zat tersebut untuk mengubah gram

sampel menjadi mol. Tahap ini adalah suatu perhitungan yang secara langsung

mengubah massa menjadi mol. Anda tidak perlu memperhatikan mol zat yang

digunakan dalam reaksi kimia. Hal itu akan dibahas pada tahap berikutnya.

• Gunakan persamaan reaksi setara untuk membuat perbandingan mol yang

dapat mengubah mol zat tersebut menjadi mol suatu zat lainnya dalam reaksi

tersebut.

• Gunakan berat molekul dari zat lain itu untuk mengubah mol zat tersebut

menjadi gram. Seperti pada tahap pertama, ini adalah perhitungan massa zat

dari molnya. Di sini digunakan stoikiometri dari persamaan kimia.

• Latihan 11

Hitunglah jumlah mol dan massa ammonia yang diperlukan untuk membuat

2,25 gram nitrogen oksida (NO) melalui persamaan berikut:

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

Jawaban

Satu-satunya zat dalam reaksi ini yang diketahui rumus dan massanya adalah

nitrogen oksida. Selanjutya kita mulai dengan mengubah 2,25 g NO menjadi

mol senyawa tersebut. Untuk mengerjakannya, harus diketahui berat molekul

NO, yaitu 30,0 g/mol. Jumlah mol NO yang terbentuk dalam reaksi ini dapat

dihitung sebagai berikut:

115

Sekarang kita gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan

perbandingan mol yang dapat digunakan untuk menghitung mol NH3 yang

diperlukan untuk menghasilkan 0,075 mol NO.

Lalu kita gunakan berat molekul NH3 untuk menghitung massa ammonia yang

digunakan dalam reaksi tersebut.

Berdasarkan perhitungan tersebut, kita harus mereaksikan 1,275 gram

ammonia untuk memperoleh 2,25 gram nitrogen oksida.

Stoikiometri dari Breathalyzer

Hasil Penelitian Tahun 1990-an.

Suatu patent dikeluarkan oleh R.F.Borkenstein pada tahun 1958 untuk

Breathalyzer, yang digunakan sebagai metoda penentuan apakah seseorang

berada dalam keadaan DUI, Driving Under the Influence (menyetir di bawah

pengaruh), atau DWI, Driving While Intoxicated (menyetir dalam kondisi

mabuk). Aspek kimia pada Breathalyzer digambarkan oleh persamaan berikut:

3CH3CH2OH(g) + 2 Cr2O72-(aq) + 16 H+(aq) → 3 CH3CO2H(aq) + 4 Cr3+(aq)

+ 11 H2O(l)

Pada alat tes terdapat dua ampul yang masing-amsing berisi 0,75 mg kalium

dikromat (K2Cr2O7) yang terlarut dalam asam sulfat (H2SO4). Salah satu dari

ampul tersebut digunakan sebagai pembanding. Ampul lainnya dibuka lalu

udara dari nafas yang akan dianalisis dimasukkan ke dalam ampul. Jika dalam

nafas terdapat alkohol, maka alkohol tersebut akan bereaksi dengan ion

Cr2O72- yang berwarna kuning-oranye membentuk ion Cr3+ yang berwarna

116

hijau. Kalium dikromat dalam ampul memiliki jumlah berlebih untuk jumlah

maksimum alkohol yang diperkirakan ada dalam nafas seseorang. Jumlah ion

Cr3+ hijau yang dihasilkan oleh reaksi tersebut bergantung pada jumlah etanol

yang ada. Untuk setiap 3 mol etanol yang bereaksi dengan 2 mol dikromat

akan menyebabkan pengurangan warna kuning-oranye, dan 4 mol ion Cr3+

akan dihasilkan sehingga akan meningkatkan warna hijau dari larutan dalam

ampul. Pergeseran warna di antara kedua ampul menunjukkan jumlah alkohol

dalam sampel nafas.

Pengukuran alkohol dalam nafas kemudian diubah menjadi perhitungan

konsentrasi alkohol dalam darah. Hubungan kuantitaif antara keduanya yaitu

bahwa alkohol yang terkandung dalam 2100 mL udara yang dihembuskan dari

paru-paru setara dengan jumlah alkohol dalam 1 mL darah.

Pengukuran yang dilakukan dengan Breathalyzer dinyatakan dalam satuan

BAC, Blood Alcohol Concentration (kadar alkohol darah), dari 0 hingga

0,40%. Dalam kebanyakan kasus, pada BAC 0,10% cukup untuk dinyatakan

DWI. (ini menunjukkan adanya 0,10 g alkohol per 100 mL darah).

Antara Januari 1989 dan Desember 1990, hampir 50 media massa

mempublikasikan penelitian yang berhubungan dengan pengukuran kadar

alkohol darah. Beberapa penelitian melaporkan bahwa perbandingan alkohol

dalam nafas terhadap kadar alkohol darah sangat bervariasi antara satu orang

dengan lainnya. Penelitian ini menunjukkan bahwa breathalyzer jauh lebih

disukai untuk kadar alkohol darah yang rendah dibanding BAC yang tinggi.

Penelitian juga membuktikan tidak ada perbedaan yang signifikan antara laju

metabolisma alkohol dengan usia seseorang. Penelitian ini juga memimpin

perkembangan metoda yang lebih akurat untuk menentukan kadar alkohol

darah, khususnya dalam pengerjaan otopsi pada mereka yang minum dan

mengemudi.

Baru-baru ini para siswa kimia memperlihatkan suatu miskonsepsi yang

menarik. Beberapa siswa percaya bahwa mereka bisa “membohongi” tes

117

Breathalyzer dengan meletakan koin tembaga dalam mulut mereka. (Mereka

percaya hal ini bisa menurunkan jumlah alkohol dalam nafas.)

Faktanya, logam tembaga akan mengkatalisis reaksi oksidasi etil alkohol

menjadi asetaldehid.

Tetapi ada satu masalah kecil yang mereka lupakan, koin tembaga harus

dipanaskan hingga panas berpijar merah sebelum digunakan sebagai katalis!

Penentuan Rumus Senyawa

Rumus Empiris

• Penentuan Rumus Empiris Gas Rawa

Sebelumnya kita sudah membahas tentang satu cara untuk menentukan rumus

senyawa dari karbon dioksida. Dengan pengukuran yang teliti tentang jumlah

karbon dan oksigen yang bergabung membentuk karbon dioksida

menunjukkan bahwa rumus senyawa tersebut adalah CO2. Kita akan coba cara

lain dalam mengatasi permasalahan ini.

Sekarang kita akan menguji senyawa metana, yang dikenal sebagai “gas

rawa” karena pertama kali diperoleh di atas rawa-rawa tertentu di Inggris.

Sekarang metana, yang merupakan komponen utama dari gas alam, dan

campuran beberapa jenis hidrokarbon lain digunakan sebagai bahan bakar gas

untuk keperluan sehari-hari seperti terlihat pada Gambar 17.

118

Gambar 17 Gas metana yang terbakar pada kompor.

Gas rawa terdiri dari 74,9% massa karbon dan 25,1% massa hidrogen, atau

100 g sampel gas ini mengandung 74,9 g karbon dan 25,1 g hidrogen.

Informasi ini sangat bermanfaat karena dengan menggunakan berat atom dari

unsur-unsur ini maka kita dapat mengubah gram karbon dan hidrogen dalam

sampel tersebut menjadi mol.

Sekarang kita tahu jumlah mol atom karbon dan jumlah mol atom hidrogen

dalam sampel. Berikutnya adalah menentukan perbandingan mol unsur-unsur

ini dalam sampel.

100 g sampel gas rawa mengandung mol atom hidrogen sebanyak 4 kali mol

atom karbon. Artinya terdapat jumlah atom hidrogen 4 kali atom karbon

dalam sampel.

Percobaan ini menunjukan perbandingan paling sederhana atau rumus

empiris (bukan rumus molekul) dari atom-atom penyusun gas rawa. Hasil

119

penelitian ini sesuai dengan molekul yang mengandung satu atom karbon dan

empat atom hidrogen, CH4. Tetapi juga sesuai untuk rumus C2H8, C3H12,

C4H16, dll. Karena itu maka rumus molekul dari senyawa tersebut merupakan

hasil kali dari rumus empirisnya, CH4. Dan saat ini sudah diketahui bahwa gas

rawa memiliki rumus molekul yang sama dengan rumus empirisnya, yaitu

CH4.

Rumus Molekul

Rumus molekul suatu senyawa adalah rumus yang menyatakan jenis dan jumlah

atom sebenarnya dalam satu molekul suatu senyawa. Dari rumus empiris suatu

senyawa, dapat ditentukan rumus molekulnya jika diketahui berat molekul

senyawa tersebut.

• Latihan 12

Tentukan rumus empiris vitamin C, seperti terlihat pada Gambar 18, yang

mengandung 40,9% massa C, 54,5% massa O, dan 4,58% massa H!

Gambar 18 Tablet vitamin C.

120

Jawaban

Kita mulai dengan menghitung jumlah gram tiap unsur dalam 100 g sampel

vitamin C.

100 g X 40,9% C = 40,9 g C

100 g X 54,5% O = 54,5 g O

100 g X 4,58% H = 4,58 g H

Kemudian kita mengubah gram tiap unsur menjadi mol atom unsur tersebut.

Karena kita lebih suka perbandingan paling sederhana dari unsur-unsur

tersebut, maka kita bagi mol tersebut oleh mol terkecil.

Perbandingan atom C terhadap H terhadap O adalah 1 : 1,33 : 1. Tetapi tidak

dituliskan dalam bentuk CH1,33O karena tidak ada atom hidrogen dalam

bentuk sepertiga. Maka perbandingan tersebut harus dikalikan dengan

bilangan terkecil yang menghasilkan bilangan bulat sebagai perbandingan

paling sederhana.

2 (CH1,33O) = C2H2,66O2

3 (CH1,33O) = C3H4O3

121

Mengalikan bilangan tersebut dengan 3 menghasilkan rumus empiris C3H4O3

untuk vitamin C.

Massa satu molekul C3H4O3:

Massa satu mol molekul C3H4O3 adalah 88,062 g.

Semua perhitungan di atas kita dilakukan berdasarkan data persen massa. Pada

percobaan terpisah diperoleh data berat molekul vitamin C sebesar 176 g/mol.

Berat molekul tersebut dua kali dari berat 1 mol C3H4O3.

Maka kesimpulannya adalah molekul vitamin C dua kali lebih besar dari

rumus empirisnya. Dengan kata lain, rumus molekul vitamin C adalah

C6H8O6.

Analisis Unsur.

Data persen massa suatu senyawa diperoleh dari proses yang disebut analisis

unsur. Jika senyawa mengandung karbon dan hidrogen, maka cuplikan sampel

kecil dibakar dalam alat mikroanalisis seperti ditunjukkan dalam Gambar 19.

Beberapa milligram senyawa dimasukkan ke dalam wadah kecil platina dalam

tungku yang dipanaskan sekitar 8500C, dan aliran gas oksigen dilewatkan pada

sampel.

3 atom C = 3 (12,011) sma = 36,033 sma

4 atom H = 4 ( 1,008 ) sma = 4,032 sma

3 atom O = 3 (15,999) sma = 47,997 sma

88,062 sma

122

Senyawa yang hanya mengandung karbon dan hidrogen terbakar membentuk

campuran CO2 dan H2O. Jika terdapat unsur selain karbon dan hidrogen, maka

bisa terbentuk gas lain juga. CO2 dan H2O yang dihasilkan dalam reaksi

pembakaran ini dibawa keluar dari tungku oleh aliran gas oksigen dan dijebak

dalam sepasang zat penyerap. Uap air diserap oleh sampel magnesium perklorat

[Mg(ClO4)2] yang diketahui massanya. Karbon dioksida diserap oleh sejumlah

massa dari mineral askarit (Mg2Br2O4.2H2O).

Gambar 19 Diagram alat mikroanalisis yang digunakan untuk menentukan

persen massa karbon dan hidrogen dalam senyawa.

Contoh Analisis Sampel

• Aspirin

Kita akan menganalisis 3,00 mg sampel aspirin yang diketahui mengandung 3

jenis unsur : karbon, hidrogen, dan oksigen. Hasinya terbentuk 6,60 mg CO2

dan 1,20 mg H2O.

Tujuan kita adalah mengubah informasi ini menjadi data yang

menggambarkan persen massa karbon dan hidrogen dalam aspirin. Kita mulai

dengan mengubah gram CO2 dan H2O yang dihasilkan dari reaksi ini menjadi

mol senyawa masing-masing.

123

Sekarang kita harus tahu berapa mol atom karbon dalam gas CO2 dan berapa

mol atom hidrogen dalam uap air. Kita mulai dengan adanya 1 atom karbon

dalam setiap molekul CO2 yang artinya sama dengan 1 mol atom karbon

dalam 1 mol molekul CO2.

Karena semua karbon berasal dari aspirin, sudah pasti aspirin mengandung

1,50 x 10-4 mol atom karbon.

Ada dua atom hidrogen dalam setiap molekul H2O, artinya ada 2 mol atom

hidrogen dalam 1 mol molekul H2O.

Maka aspirin mengandung 1,33 x 10-4 mol atom hidrogen.

Sekarang kita tahu jumlah mol atom karbon dan atom hidrogen dalam sampel

murni, sehingga kita dapat menghitung gram setiap unsur dalam sampel.

Menurut perhitungan ini, 3,00 mg sampel aspirin mengandung 1,80 mg atom

karbon dan 0,134 mg hidrogen. Dengan perhitungan diubah menjadi 60,0%

massa C dan 4,47% massa H.

Jumlah atom karbon dan hidrogen mencapai sekitar 64,5% dari total massa

aspirin. Sisa masa sebesar 35,5% tentulah merupakan persen massa unsur

124

ketiga : yaitu oksigen. Maka mikroanalisis ini menghasilkan persen massa

60,0% C, 4,47% H, dan 35,5% O. Seperti pada latihan 12, data ini dapat

digunakan untuk menentukan rumus empiris aspirin, sehingga diperoleh

hasilnya C9H8O4.

Pereaksi Pembatas

Konsep pereaksi pembatas ini penting karena para kimiawan seringkali

melakukan reaksi dimana hanya terdapat jumlah yang terbatas dari salah satu

pereaksi.

Kunci untuk menyelesaikan masalah pereaksi pembatas adalah rangkaian tahap

berikut:

• Kenali permasalahan pereaksi pembatas, atau setidaknya pikirkan

kemungkinan bahwa salah satu pereaksi memiliki jumlah yang terbatas.

• Asumsikan salah satu pereaksi sebagai pereaksi pembatas.

• Lihat apakah Anda memiliki jumlah yang cukup pada pereaksi lainnya untuk

bereaksi dengan zat yang Anda anggap sebagai pereaksi pembatas.

• Jika benar, maka asumsi Anda tepat.

• Jika salah, anggaplah bahwa pereaksi lain sebagai pereaksi pembatas dan

ujilah asumsi tersebut.

• Jika Anda telah mendapatkan pereaksi pembatas, hitunglah jumlah hasil

reaksi yang terbentuk.

• Latihan 13

Logam magnesium terbakar dengan cepat di udara membentuk magnesium

oksida. Reaksi ini menghasilkan banyak energi dalam bentuk cahaya dan

digunakan dalam bentuk nyala dan kembang api. Berapa mol dan berapa gram

magnesium oksida (MgO) terbentuk jika 10,0 g magnesium (Mg) bereaksi

dengan 10,0 g oksigen (O2)?

125

Jawaban

Kita mulai penyelesaian masalah ini dengan menuliskan persamaan reaksi

setara.

2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)

Lalu kita lihat salah satu pereaksi dan asumsikan sebagai pereaksi pembatas.

Untuk itu, kita anggap Mg sebagai pereaksi pembatas dan O2 merupakan

pereaksi berlebih. Lalu kita uji kebenaran asumsi tersebut. Jika benar, kita

akan memiliki lebih banyak oksigen daripada yang diperlukan untuk

membakar 10,0 g magnesium. Jika salah, maka O2 yang menjadi pereaksi

pembatas.

Kita mulai dengan mengubah gram magnesium menjadi mol magnesium.

Lalu kita gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan jumlah mol O2

yang diperlukan untuk membakar magnesium sebanyak itu. Berdasarkan

persamaan reaksi, diperlukan 1 mol oksigen untuk membakar 2 mol

magnesium. Maka kita membutuhkan 0,206 mol O2 untuk membakar semua

magnesium.

Sekarang kita hitung massa O2.

Menurut perhitungan di atas, kita membutuhkan 6,59 g O2 untuk membakar

semua magnesium. Karena kita memiliki 10,0 g O2, maka asumsi awal kita

benar. Kita memiliki O2 lebih dari cukup sedangkan jumlah magnesium

terbatas.

126

Sekarang kita menghitung jumlah magnesium oksiga yang terbentuk ketika

semua pereaksi pembatas habis bereaksi. Persamaan setara menunjukkan

bahwa 2 mol MgO dihasilkan untuk setiap 2 mol magnesium yang terpakai.

Jadi, 0,411 mol MgO dapat terbentuk dalam reaksi ini.

Sekarang kita dapat menggunakan berat molekul MgO untuk menghitung

jumlah gram MgO yang terbentuk.

Kita dapat memeriksa hasil perhitungan ini dengan melihat bahwa 10,0 gram

magnesium bereaksi dengan 6,59 gram O2 membentuk 16,6 gram MgO (3,4

gram O2 tidak digunakan). Karena jumlah massa sebelum reaksi sama dengan

massa sesudah reaksi maka kita yakin perhitungan ini benar.

Pemodelan Pereaksi Pembatas

Gambar 20 merupakan ilustrasi dari salah satu bentuk pemodelan untuk

menjelaskan konsep pereaksi pembatas. Pada gambar tersebut terlihat bahwa

setiap partikel dari pereaksi pembatas akan bergabung dengan partikel dari

pereaksi berlebih untuk membentuk hasil reaksi, tetapi tidak semua pereaksi

berlebih terpakai pada reaksi tersebut. Terdapat sisa pereaksi berlebih yang tidak

bereaksi, jumlah partikel zat hasil reaksi ditentukan (dibatasi) oleh pereaksi

pembatas.

127

Gambar 20 Pereaksi pembatas.

Grafik Pereaksi Pembatas

Selain pemodelan, kita lihat pada latihan 11 diperlukan 1,275 g ammonia untuk

membuat 2,25 g nitrogen oksida melalui reaksi berikut :

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

Tetapi kita juga membutuhkan hal lain, kita butuh oksigen yang cukup agar

reaksi berlangsung.

Gambar 21 menunjukkan jumlah NO yang dihasilkan jika 1,275 g ammonia

bereaksi dengan jumlah oksigen yang berbeda. Pertama, jumlah NO yang

dihasilkan berbanding lurus dengan jumlah O2 yang ada ketika reaksi dimulai.

Tetapi kemudian pada beberapa titik, hasil reaksi menjadi konstan. Tidak masalah

berapa banyak O2 yang ditambahkan ke dalam sistem, tidak ada lagi penambahan

NO yang dihasilkan.

Pada akhirnya kita mencapai titik dimana semua NH3 habis bereaksi sebelum

semua O2 terpakai. Ketika ini terjadi, reaksi pasti berhenti. Tidak masalah berapa

banyak O2 yang ditambahkan ke dalam sistem, kita tidak bisa mendapatkan lebih

dari 2,25 g NO yang terbentuk dari 1,275 g NH3.

128

Gambar 21 Gram NO terbentuk oleh reaksi 1,275 gram ammonia dengan

oksigen.

Ketika tidak ada NH3 yang cukup untuk bereaksi dengan semua O2 dalam reaksi

tersebut, jumlah NH3 membatasi jumlah NO yang dapat dihasilkan. Selanjutnya

ammonia disebut pereaksi pembatas dalam reaksi ini. Karena jumlah O2 lebih

dari yang kita butuhkan maka disebut pereaksi berlebih.

Analogi Mur dan Baut

Sebuah analogi (pemisalan) dapat menjelaskan tentang apa yang terjadi pada

pereaksi pembatas ini yaitu analogi mur dan baut.

Kita mulai dengan 10 mur dan 10 baut sebagaimana ditunjukkan pada Gambar 22.

Berapa banyak “molekul” MB dapat dibuat dengan memasangkan satu mur (M)

untuk setiap baut (B) ? jawabannya jelas, kita dapat membuat tepat 10. Karena

jumlah mur dan baut tepat 10 maka tidak ada pereaksi pembatas. Setelah itu kita

melepaskan pasangan mur dan baut tersebut.

129

Gambar 22 Mulai dengan 10 mur (M) dan 10 baut (B) kita dapat membuat 10

molekul MB, tidak ada mur dan baut yang tersisa.

Sekarang kita merangkai molekul M2B dengan memasangkan 2 mur untuk setiap

baut. Dengan menggunakan 10 mur dan 10 baut, kita hanya dapat membuat 5

molekul M2B, sebagaimana ditunjukkan pada Gambar 23. Karena kita

menggunakan semua mur, maka mur menjadi pereaksi pembatas, karena ada lima

baut tersisa maka baut merupakan pereaksi berlebih.

Gambar 23 Mulai dengan 10 mur dan 10 baut, kita hanya dapat membuat 5

molekul M2B dan kita mendapatkan 5 baut tersisa. Karena jumlah molekul M2B

dibatasi oleh jumlah mur, maka mur merupakan pereaksi pembatas pada analogi

ini.

Bisa juga kita memasangkan 2 baut pada 1 mur. Mulai dengan 10 mur dan 10

baut, kita hanya dapat membuat lima molekul MB2, seperti ditunjukkan pada

Gambar 24. Sekarang, baut merupakan pereaksi pembatas dan mur adalah

pereaksi berlebih.

130

Gambar 24 Mulai dengan 10 mur dan 10 baut, kita hanya dapat membuat lima

molekul MB2, dan kita akan memiliki lima mur tersisa. Dalam kasus ini, baut

merupakan pereaksi pembatas.

Sekarang kita perluas analogi ini untuk permasalahan yang sedikit lebih sulit yaitu

kita mencoba membentuk molekul M2B dari kumpulan 30 mur dan 20 baut. Ada

tiga kemungkinan : (1) kita memiliki terlalu banyak mur dan kekurangan baut, (2)

kita memiliki terlalu banyak baut dan kekurangan mur, atau (3) kita memiliki

jumlah mur dan baut yang sesuai.

Salah satu cara untuk menyelesaikannya adalah dengan menguji kemungkinan

tersebut, karena ada lebih banyak mur (30) dibandingkan baut (20) maka kita

anggap jumlah mur terlalu banyak dan jumlah baut kurang. Dengan kata lain, kita

anggap baut sebagai pereaksi pembatas dalam soal ini. Sekarang kita uji asumsi

ini. Berdasarkan rumus M2B, kita membutuhkan 2 mur untuk setiap baut. Maka

kita membutuhkan 40 mur untuk 20 baut.

Berdasarkan perhitungan tersebut, kita membutukan lebih banyak mur (40) dari

yang kita miliki (30). Jadi asumsi tersebut salah. Kita tidak berpatokan pada

jumlah baut, tetapi pada jumlah mur.

Karena asumsi awal salah maka kita akan mencoba menguji asumsi lain.

Anggaplah mur sebagai pereaksi pembatas dan hitung jumlah baut yang

diperlukan.

131

Apakah kita memiliki jumlah baut yang cukup untuk semua mur? Ya, kita hanya

membutuhkan 15 baut dan kita memiliki 20 baut.

Asumsi kedua kita benar. Dalam hal ini pereaksi pembatas adalah mur dan

pereaksi berlebih baut. Sekarang kita dapat menghitung jumlah molekul yang

dapat dibentuk dari 30 mur dan 20 baut. Karena pereaksi pembatas adalah mur,

maka jumlah mur membatasi jumlah M2B yang dapat dibuat. Karena kita

memperolah 1 molekul M2B untuk setiap dua mur, maka kita dapat membuat 15

molekul M2B.

Hasil Teoritis dan Persen Hasil

Pada kebanyakan percobaan yang dirancang untuk sintesis kimia, jumlah hasil

reaksi yang dapat diisolasi lebih sedikit dari hasil perhitungan maksimum.

Berkurangnya hasil reaksi tersebut bisa disebabkan oleh beberapa hal. Secara

mekanis bisa disebabkan oleh zat yang melekat dan tertinggal pada peralatan

gelas. Pada beberapa reaksi, bisa juga disebabkan terjadinya penguapan hasil

reaksi yang mudah menguap (volatile). Hal lainnya bisa terjadi pada reaksi yang

menghasilkan padatan, dimana zat padat tersebut dipisahkan dengan cara

penyaringan. Meski jumlahnya sedikit, tetapi produk yang tersisa dalam larutan

cukup memberi kontribusi terhadap pengurangan hasil reaksi.

Di samping semua itu, satu penyebab yang umum dari berkurangnya hasil reaksi

dibanding perhitungan teoritis adalah karena adanya reaksi bersaing. Reaksi ini

menghasilkan produk samping, yaitu produk dari reaksi yang bersaing dengan

reaksi utama. Sebagai contoh sintesis fosfor triklorida dapat menghasilkan fosfor

pentaklorida karena PCl3 dapat bereaksi lebih lanjut dengan Cl2.

Reaksi utama: 2 P(s) + 3Cl2(g) → 2 PCl3(l)

Reaksi bersaing: PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s)

132

Persaingan terjadi antara PCl3 yang baru terbentuk dengan P untuk bereaksi

dengan Cl2.

Hasil sebenarnya dari produk yang diharapkan dihitung secara mudah dari zat

yang dapat diisolasi, dinyatakan dalam massa atau mol. Sedangkan hasil teoritis

dari produk adalah apa yang dapat diperoleh jika tidak terjadi pengurangan. Jika

hasil yang diperoleh lebih sedikit dari hasil teoritis, para kimiawan umumnya

menghitung persen hasil dari produk untuk menggambarkan seberapa baik

pemisahan terjadi. Persen hasil adalah hasil sebenarnya yang dihitung sebagai

persentase dari hasil teoritis.

Hasil teoritis dan hasil sebenarnya tentu saja keduanya memiliki satuan yang

sama. Sekarang kita akan mengerjakan contoh yang menggabungkan penentuan

reaksi pembatas dengan perhitungan persen hasil.

• Latihan 14

Seorang kimiawan melakukan sintesis fosfor triklorida dengan mencampurkan

15,0 g P (massa molar 30,97 g/mol) dengan 40,0 g Cl2 (massa molar 70,90

g/mol) dan diperoleh 47,4 g PCl3. Hitunglah persen hasil dari senyawa ini.

Persamaan untuk reaksi utama adalah sebagai berikut:

2 P(s) + 3Cl2(g) → 2 PCl3(l)

Jawaban

Perhatikan bahwa massa dari kedua pereaksi diberikan, ini merupakan ciri

bahwa kita menghadapi soal tentang pereaksi pembatas. Pertama-tama kita

harus tentukan dulu pereaksi mana, P atau Cl2, yang merupakan pereaksi

pembatas karena kita akan mendasarkan perhitungan hasil teoritis PCl3 pada

pereaksi pembatas itu.

Ingatlah bahwa pada masalah tentang pereaksi pembatas, kita harus memilih

salah satu pereaksi dan melakukan perhitungan untuk melihat apakah zat

133

tersebut benar pereaksi pembatas. Kita coba pilih fosfor dan kita lihat apakah

jumlahnya cukup untuk bereaksi dengan 40,0 g klor. Rangkaian perhitungan

berikut memberikan jawabannya. Perhitungan cepat dengan menggabungkan

berbagai faktor satuan bisa dilakukan sebagai berikut:

Karena hanya tersedia 40,0 g Cl2 sedangkan yang dibutuhkan 51,5 g, maka Cl2

yang ada tidak cukup untuk bereaksi dengan 15,0 g P. Karena itu, kita bisa

pastikan bahwa Cl2 merupakan pereaksi pembatas. Selanjutnya kita bisa

menghitung hasil teoritis PCl3 didasarkan pada Cl2.

Untuk memperoleh hasil teoritis PCl3, kita hitung berapa gram PCl3 yang

dapat dihasilkan dari 40,0 g Cl2 jika reaksi berlangsung sempurna.

Penggabungan beberapa faktor satuan menghasilkan perhitungan berikut:

gram Cl2 → mol Cl2 → mol PCl3 → gram PCl3

Hasil sebenarnya adalah 47,4 g PCl3, bukan 51,65 g, sehingga persen hasil

dapat dihitung sebagai berikut:

Maka diperoleh 93,8% dari hasil teoritis PCl3.

Reaksi Larutan

Reaksi antara dua jenis zat yang dapat larut dalam air dipengaruhi oleh

keadaannya, apakah zat itu dalam bentuk larutan atau bukan, hal tersebut bisa

menentukan apakah suatu reaksi terjadi atau tidak. Tetapi perhitungan

stoikiometri untuk reaksi larutan sama saja dengan perhitungan reaksi untuk zat

yang bukan larutan.

Reaksi Antar Dua Jenis Larutan

134

Contohnya untuk kristal timbal nitrat, Pb(NO3)2, dapat dicampur dengan kristal

kalium iodida, tetapi partikel keduanya tidak bebas bergerak dan bereaksi.

Sehingga tidak terjadi reaksi. Tapi jika larutan kalium iodida, KI(aq),

dicampurkan ke dalam larutan timbal nitrat, Pb(NO3)2(aq), maka langsung terjadi

reaksi menghasilkan padatan kuning cerah timbal iodida, PbI2(s), yang terbentuk

sebagai endapan seperti terlihat pada Gambar 25.

Gambar 25 Reaksi pengendapan timbal iodida, PbI2(s), yang berwarna kuning

cerah dari larutan kalium iodida dan timbal nitrat.

Persamaan reaksinya adalah:

Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2 KNO3(aq)

Kedua reaktan dihubungkan oleh ekivalensi mol berikut:

1 mol Pb(NO3)2 ⇔ 2 mol KI

Jika kita ingin mereaksikan 0,10 mol Pb(NO3)2 maka kita membutuhkan 0,20 mol

KI. Massa molar Pb(NO3)2 adalah 331 g/mol sedangkan KI 166 g/mol, sehingga

kita harus mengambil 33,1 g Pb(NO3)2 dan 2 x 16,6 g atau 33,2 g KI. Kita harus

135

melarutkan zat tersebut dalam air secara terpisah, dan kemudian mencampurkan

kedua larutan tersebut.

Reaksi Antara Larutan dan Bukan Larutan

Kadang hanya salah satu pereaksi yang harus berada dalam bentuk larutan,

misalnya reaksi logam seng (dalam bentuk logam padat) dengan asam klorida

(dalam bentuk larutan), seperti terlihat pada Gambar 26.

Gambar 26 Reaksi antara logam padat seng, Zn, dengan larutan asam klorida,

HCl.

Konsentrasi Larutan

Kerja secara kuantitatif dengan stoikiometri larutan memerlukan satuan

konsentrasi yang disebut konsentrasi molar atau molaritas (dilambangkan

dengan M). Molaritas larutan adalah jumlah mol zat terlarut per liter larutan. Kita

dapat menuliskan perbandingan mol zat terlarut terhadap volume larutan yang

dinyatakan dalam liter.

136

Jadi larutan yang mengandung 0,100 mol NaCl dalam 1,000 L larutan memiliki

molaritas 0,100 M, dan kita sebaiknya menuliskan larutan tersebut sebagai 0,100

molar NaCl atau sebagai 0,100 M NaCl. Konsentrasi yang sama dapat diperoleh

dengan melarutkan 0,010 mol NaCl dalam 0,100 L (100 mL) larutan karena

perbandingan mol zat terlarut terhadap volume larutan adalah sama.

Molaritas sangat bermanfaat karena memudahkan kita untuk memperoleh

sejumlah mol zat dengan cara sederhana yaitu dengan mengambil volume tertentu

dari suatu larutan yang sudah disiapkan sebelumnya, pengukuran ini bisa

dilakukan dengan cepat dan mudah di laboratorium. Contohnya jika kita memiliki

persediaan larutan 0,100 M NaCl, dan kita membutuhkan 0,100 mol NaCl untuk

suatu reaksi maka kita bisa mengukur 1,00 L larutan secara sederhana karena

dalam volume tersebut terdapat 0,100 mol NaCl.

Kita tidak perlu bekerja dengan satu liter larutan, karena perbandingan tersebut

bukan menyatakan volume keseluruhan melainkan hanya perbandingan jumlah

mol zat terlarut terhadap jumlah liter larutan. Misalnya jika kita melarutkan 0,020

mol natrium kromat, Na2CrO4, dalam 0,250 L (250 mL) volume akhir larutan,

maka molaritas larutan dapat dihitung dengan cara berikut:

Molaritas larutan dapat menghasilkan dua faktor konversi (faktor satuan) yang

meghubungkan mol zat terlarut dengan liter larutan. Contohnya larutan 0,100 M

NaCl menghasilkan faktor satuan berikut:

dan

Umumnya, volume yang digunakan dalam percobaan menggunakan satuan

mililiter dan bukan dalam liter. Banyak kimiawan yang menganggap lebih mudah

mengganti 1,00 L dalam faktor satuan di atas menjadi 1000 mL daripada

137

mengubah L menjadi mL pada bagian perhitungan lainnya. Sehingga faktor

satuan di atas dapat ditulis ulang dalam bentuk berikut:

dan

• Latihan 15

Untuk mempelajari pengaruh keberadaan garam terlarut terhadap perkaratan

sampel besi, seorang siswa membuat larutan NaCl dengan melarutkan 1,461 g

NaCl dalam 250,0 mL labu volumetrik. Berapa molaritas larutan ini?

Jawaban

Bekerja dengan molaritas mengharuskan kita untuk mengingat definisinya,

molaritas adalah perbandingan mol zat terlarut terhadap liter larutan. Untuk

menghitung perbandingan tersebut dari data yang diberikan. Pertama-tama

kita harus mengubah 1,461 g NaCl menjadi mol NaCl, dan kita harus

mengubah 250,0 mL menjadi liter. Lalu secara sederhana kita membagi

jumlah mol dengan jumlah liter untuk menghasilkan molaritas.

Jumlah mol NaCl dihitung menggunakan massa molar NaCl 58,443 g/mol.

Volume larutan yang ekivalen dengan 250,0 mL adalah 0,250 L. Maka

molaritas larutan dihitung dengan cara:

Penentuan Mol

Di laboratorium, kita seringkali harus membuat larutan dengan molaritas tertentu.

Jika kita mengetahui volume dan molaritas dari suatu larutan, maka kita bisa

menghitung jumlah mol zat terlarut dalam volume tersebut karena hasilkali

molaritas dan volume (yang dinyatakan dalam liter) sama dengan mol zat terlarut.

138

Molaritas x volume (L) = mol zat terlarut

Perhitungan ini seringkalli digunakan pada permasalahan stoikiometri larutan.

• Latihan 16

Untuk membuat 250 mL larutan 0,100 M Cd(NO3)2, berapa gram kadmium

nitrat yang diperlukan?

Jawaban

Karena kita tahu molaritas dan volume larutan maka kita dapat menghitung

jumlah mol kadmium nitrat yang ada dalam larutan setelah larutan tersebut

dibuat. Dan jika kita sudah tahu mol kadmium nitrat maka kita bisa

menghitung jumlah gramnya menggunakan massa molar garam tersebut.

Faktor satuan yang dapat dibuat dari 0,100 M Cd(NO3)2 adalah :

atau

Kita memiliki 250 mL larutan atau 0,250 L larutan Cd(NO3)2. Untuk

mendapatkan mol Cd(NO3)2 kita kalikan volume tersebut dengan faktor satuan

sebelah kiri:

Lalu kita mengubah mol menjadi gram Cd(NO3)2 menggunakan massa

molarnya yaitu 236,43 g/mol.

Jadi untuk membuat 250 mL larutan 0,100 M Cd(NO3)2, kita harus

menimbang 5,91 g Cd(NO3)2 lalu memasukkannya ke dalam labu volumetrik

139

250 mL, melarutkannya dengan cara menambahkan air ke dalamnya hingga

batas volume.

Pengenceran Larutan

Ketika ke dalam suatu larutan yang sudah diketahui konsentrasinya ditambahkan

pelarut, maka konsentrasi larutan akan berkurang. Peristiwa ini disebut

pengenceran. Satu hal yang harus diingat, pada proses pengenceran terjadi

perubahan volume dan molaritas larutan, tetapi jumlah mol zat terlarut tidak

berubah. Karena hasil kali molaritas dan volume adalah mol, maka dapat ditulis

hubungan berikut:

(V lar encer) x (M lar encer) = (V lar pekat) x (M lar pekat)

Vencer x Mencer = Vpekat x Mpekat

Pada perhitungan ini bisa digunakan satuan apapun untuk volume, asalkan satuan

yang digunakan sama untuk kedua sisi persamaan. Umumnya volume yang

digunakan adalah mililiter.

• Latihan 17

Berapa banyak larutan 0,200 M K2Cr2O7 yang diperlukan untuk membuat 100

mL larutan 0,040 M K2Cr2O7?

Jawaban

Lebih dulu kita menuliskan data apa yang diberikan dan data apa yang kurang.

Vencer = 100 mL

Mencer = 0,040 M

Mpekat = 0,200 M

Vpekat = ?

Berdasarkan persamaan: Vencer x Mencer = Vpekat x Mpekat

Maka kita bisa menghitung volume larutan pekat sebagai berikut:

140

Jawaban ini menunjukkan bahwa kita harus mengukur 20,0 mL larutan 0,200

M K2Cr2O7, menyimpannya dalam labu volumetrik 100 mL, lalu

menambahkan air hingga batas volume.

Stoikiometri dalam Reaksi Larutan

Melalui contoh berikut, kita akan melihat bagaimana menyelesaikan perhitungan

stoikiometri pada larutan yang diketahui konsentrasinya.

• Contoh

Suatu zat padat yang ada dalam film photografi adalah perak bromida, AgBr.

Senyawa ini tak larut dalam air, dan salah satu cara untuk membuat senyawa

tersebut adalah dengan mencampurkan dua macam larutan dari senyawa yang

dapat larut dalam air, perak nitrat dan kalsium bromida. Persamaan reaksinya

adalah:

2 AgNO3(aq) + CaBr2(aq) → 2 AgBr(s) + Ca(NO3)2(aq)

Berapa mililiter larutan 0,125 M CaBr2 harus digunakan untuk bereaksi

dengan 50,0 mL larutan 0,115 M AgNO3?

Untuk menjawab soal di atas kita harus melihat ekivalensi antara AgNO3 dan

CaBr2.

2 mol AgNO3 ⇔ 1 mol CaBr2

Kita dapat menghitung mol AgNO3 dari data yang diberikan, menggunakan

volume dan molaritas larutan AgNO3.

Lalu kita gunakan koefisien dalam persamaan untuk menentukan mol CaBr2.

141

Akhirnya kita gunakan mol CaBr2 yang sudah kita ketahui dan molaritas

larutan CaBr2 sebagai faktor konversi untuk menghitung volume larutan yang

diperlukan.

Jadi 0,023 L atau 23,0 mL larutan 0,125 M CaBr2 mengandung jumlah zat

terlarut yang cukup untuk bereaksi dengan 50,0 mL larutan 0,115 M AgNO3