.::>fosforsmansa<::.

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
1 mol H2 bereaksi dengan ½ mol O2 membentuk 1 mol H2O. 2 gram H2 bereaksi dengan 16 gram O2 membentuk 18 gram H2O. Massa total reaktan sama dengan massa produk yang terbentuk.
2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)
“perbandingan massa unsur-unsur pembentuk senyawa selalu tetap, sekali pun dibuat dengan cara yang berbeda”
Contoh :
S(s) + O2(g) → SO2(g)
Perbandingan massa S terhadap massa O2 untuk membentuk SO2 adalah 32 gram S berbanding 32 gram O2 atau 1 : 1. Hal ini berarti, setiap satu gram S tepat bereaksi dengan satu gram O2 membentuk 2 gram SO2. Jika disediakan 50 gram S, dibutuhkan 50 gram O2 untuk membentuk 100 gram SO2.
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
Perbandingan massa H2 terhadap massa O2 untuk membentuk H2O adalah 2 gram H2 berbanding 16 gram gram O2 atau 1 : 8. Hal ini berarti, setiap satu gram H2 tepat bereaksi dengan 8 gram O2 membentuk 9 gram H2O. Jika disediakan 24 gram O2, dibutuhkan 3 gram H2 untuk membentuk 27 gram H2O.
3. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac)
Hanya berlaku pada reaksi kimia yang melibatkan fasa gas
“pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas pereaksi dengan volume gas hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana (sama dengan perbandingan koefisien reaksinya)”
Menurut Gay Lussac 2 volume gas Hidrogen bereaksi dengan 1 volume gas
Oksigen membentuk 2 volume uap air. Pada reaksi pembentukan uap air, agar
reaksi sempurna, untuk setiap 2 volume gas Hidrogen diperlukan 1 volume gas
Oksigen, menghasilkan 2 volume uap air.
“ Semua gas yang direaksikan dengan hasil reaksi, diukur pada suhu dan rekanan yang sama atau (T.P) sama.”
Contoh :
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas N2 tepat bereaksi dengan 3 mL gas H2 membentuk 2 mL gas NH3. Dengan demikian, untuk memperoleh 50 L gas NH3, dibutuhkan 25 L gas N2 dan 75 L gas H2.
CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas CO tepat bereaksi dengan 1 mL gas H2O membentuk 1 mL gas CO2 dan 1 mL gas H2. Dengan demikian, sebanyak 4 L gas CO membutuhkan 4 L gas H2O untuk membentuk 4 L gas CO2 dan 4 L gas H2.
4. Hukum Avogadro
Hanya berlaku pada reaksi kimia yang melibatkan fasa gas
“pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama”
Hukum Avogadro berkaitan erat dengan Hukum Gay Lussac
Contoh :
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Perbandingan mol sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mol gas N2 tepat bereaksi dengan 3 mol gas H2 membentuk 2 mol gas NH3. Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 L gas N2 tepat bereaksi dengan 3 L gas H2 membentuk 2 L gas NH3. Dengan demikian, jika pada suhu dan tekanan tertentu, 1 mol gas setara dengan 1 L gas, maka 2 mol gas setara dengan 2 L gas. Dengan kata lain, perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas.

Berikut ini diberikan beberapa contoh soal serta penyelesaian perhitungan kimia yang menggunakan hukum-hukum dasar kimia :
1. Serbuk kalsium sejumlah 20 gram (Ar Ca = 40) direaksikan dengan 20 gram belerang (Ar S = 32) sesuai dengan persamaan reaksi Ca + S → CaS. Zat apakah yang tersisa setelah reaksi selesai?Berapa massa zat yang tersisa setelah reaksi selesai?
Penyelesaian :
Perbandingan mol Ca terhadap S adalah 1 : 1. Hal ini berarti, setiap 40 gram Ca tepat bereaksi dengan 32 gram S membentuk 72 gram CaS. Perbandingan massa Ca terhadap S adalah 40 : 32 = 5 : 4.
Jika 20 gram S tepat habis bereaksi, dibutuhkan (5/4) x 20 = 25 gram Ca, untuk membentuk 45 gram CaS. Sayangnya, jumlah Ca yang disediakan tidak mencukupi.
Oleh karena itu, 20 gram Ca akan tepat habis bereaksi. Massa S yang diperlukan sebesar (4/5) x 20 gram = 16 gram. Dengan demikian, zat yang tersisa adalah belerang (S). Massa belerang yang tersisa adalah 20-16=4 gram.
2. Gas A2 sebanyak 10 mL tepat habis bereaksi dengan 15 mL gas B2 membentuk 10 mL gas AxBy pada suhu dan tekanan yang sama. Berapakah nilai x dan y?
Penyelesaian :
Perbandingan volume gas A2 terhadap gas B2 dan gas AxBy adalah 10 mL : 15 mL : 10 mL = 2 : 3 : 2. Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Dengan demikian, persamaan reaksi menjadi :
2 A2(g) + 3 B2(g) → 2 AxBy
Nilai x = 2 dan nilai y = 3.
3. Gas amonia dapat dibuat dengan mereaksikan 100 mL gas nitrogen dan 150 mL gas hidrogen dengan reaksi N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g). Hitunglah volume gas amonia yang dihasilkan pada akhir reaksi!
Penyelesaian :
Perbandingan volume gas N2 terhadap gas H2 dan NH3 sama dengan perbandingan koefisien reaksinya, yaitu 1 : 3 : 2.
Jika 100 ml gas N2 tepat habis bereaksi, dibutuhkan 300 mL gas H2. Sayangnya, jumlah gas H2 yang disediakan tidak mencukupi.
Dengan demikian, 150 mL H2 lah yang tepat habis bereaksi. Volume gas N2 yang dibutuhkan sebesar (1/3) x 150 mL = 50 mL. Setelah reaksi selesai, masih tersisa 50 mL gas N2. Volume gas NH3 yang dihasilkan adalah sebesar (2/3) x 150 mL = 100 mL.
4. Pada suhu dan tekanan tertentu, sebanyak 0,5 L gas hidrogen (Ar H = 1) memiliki massa sebesar 0,05 gram. Berapakah volume gas oksigen yang dapat dihasilkan jika sebanyak 12,25 gram padatan KClO3 dipanaskan? (Mr KClO3 = 122,5)
Penyelesaian :
mol H2 = gram / Mr = 0,05 / 2 = 0,025 mol
Persamaan reaksi pemanasan KClO3 adalah sebagai berikut :
KClO3(s) → KCl(s) + 3/2 O2(g)
mol KClO3 = gram / Mr = 12,25 / 122,5 = 0,1 mol
Dengan demikian, mol O2 = (3/2) x 0,1 mol = 0,15 mol
Pada suhu dan tekanan yang sama, Hukum Avogadro berlaku pada sistem gas. Perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Dengan demikian :
mol H2 : mol O2 = volume H2 : volume O¬2
0,025 : 0,15 = 0,5 : volume O2
Volume O2 = ( 0,15 x 0,5) / 0,025 = 3 L
5. Suatu campuran gas terdiri atas 2 mol gas N2O3 dan 4 mol gas NO. Jika campuran gas ini terurai sempurna menjadi gas nitrogen dan gas oksigen, berapakah perbandingan volume gas nitrogen terhadap gas hidrogen dalam campuran tersebut?
Penyelesaian :
Persamaan reaksi penguraian masing-masing gas adalah sebagai berikut :
N2O3(g) → N2(g) + 3/2 O2(g)
NO(g) → ½ N2(g) + ½ O2(g)
Sebanyak 2 mol gas N2O3 akan terurai dan menghasilkan 2 mol gas N2 dan 3 mol gas O2. Sementara itu, sebanyak 4 mol gas NO akan terurai dan menghasilkan 2 mol gas N2 dan 2 mol gas O2.
Dengan demikian, mol total gas N2 yang terbentuk adalah 2 + 2 = 4 mol N2. Mol total gas O2 yang terbentuk adalah 3 + 2 = 5 mol O2. Perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Jadi, perbandingan volume gas nitrogen terhadap gas hidrogen dalam campuran tersebut adalah 4 : 5.
Perhitungan Kimia
1.Penentuan Volume Gas Pereaksi dan Hasil Reaksi
Contohnya: Pada reaksi pembentukkan uap air.
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)
Jika volume gas H2 yang diukur pada suhu 25o C dan tekanan 1 atm adalah 10
liter, maka 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 = ½ x 10 L = 5 Liter
Coba Anda tentukan volume H2O
Jawab :
Volume H2O = 2/2 x 10 L = 10 Liter

2. Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif
“ Berdasarkan perhitungan para ahli, satu atom Hidrogen memiliki massa
1,67 x 10 -27 Kg “
Untuk membandingkan massa atom yang berbeda-beda, para ahli menggunakan
skala massa atom relatif dengan lambang “ Ar “
Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa molekul (Mr). Massa
molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau senyawa terhadap
1/12 x massa atom C-12.
Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atomatom
pembentuk molekul tersebut.
Mr = ΣAr
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
Penyelesaian :
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
3. Konsep Mol dan Tetapan Avogadro
Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari konsep mol, konsep persamaan reaksi kimia, menggunakan konsep mol dalam menentukan jumlah produk yang dihasilkan oleh suatu reaksi kimia, menuliskan rumus empiris dan rumus molekul senyawa kimia, serta menggunakan konsep pereaksi pembatas dalam menyelesaikan soal perhitungan kimia.
Dalam kimia, perhitungan jumlah partikel, seperti atom dan molekul, umumnya melibatkan bilangan yang sangat besar. Untuk menghitungnya secara efisien dan cepat, kita perlu mengetahui berapa bobot (massa) setiap atom dan molekul. Bobot (massa) setiap atom dapat dilihat pada tabel periodik. Sementara, untuk menentukan bobot (massa) suatu molekul, dapat dilakukan dengan menambahkan bobot (massa) setiap atom dalam senyawa tersebut. (lihat : Massa Atom Relatif, Massa Molekul Relatif, dan Mol)
Bobot (massa) setiap atom dapat ditemukan dalam tabel periodik, sehingga massa suatu molekul dapat diperoleh dengan cara menambahkan massa setiap atom di dalam senyawa tersebut. Sebagai contoh, amonia, NH3, tersusun atas tiga atom hidrogen dan satu atom nitrogen. Dengan melihat pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom hidrogen sama dengan 1,008 sma dan massa satu atom nitrogen adalah 14,00 sma. Dengan demikian, massa satu molekul amonia dapat diperoleh dengan menjumlahkan massa tiga atom hidrogen dan massa satu atom nitrogen.
Mr NH3 = 3 x Ar H + 1 x Ar N = 3 x 1,008 + 1 x 14,00 = 17,024 sma
Contoh lain, pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom tembaga adalah 63,55 sma dan massa satu atom belerang adalah 32,07 sma. Sementara, massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma, sedangkan massa satu atom hidrogen adalah 1,008 sma. Dengan demikian, massa satu molekul CuSO4.5H2O adalah sebagai berikut:
Mr CuSO4.5H2O = 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x Mr H2O
= 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x (2 x Ar H + 1 X Ar O)
= 1 x 63,55 + 1 x 32,07 + 4 x 16,00 + 5 x (2 x 1,008 + 1 x 16,00)
= 249,700 sma
Dalam kehidupan sehari-hari, kita menggunakan istilah tertentu untuk menyatakan jumlah. Sebagai contoh, istilah sepasang menyatakan jumlah sebanyak 2; satu lusin setara dengan 12; dan satu rim sama dengan 500. Masing-masing istilah tersebut adalah satuan untuk pengukuran dan hanya sesuai untuk benda tertentu. Tidak pernah kita membeli satu rim anting-anting atau satu pasang kertas.
Demikian halnya dalam ilmu kimia. Ketika para ilmuwan membicarakan tentang atom dan molekul, dibutuhkan satuan yang sesuai dan dapat digunakan untuk ukuran atom dan molekul yang sangat kecil. Satuan ini disebut mol.
Kata mol mewakili suatu bilangan, yaitu 6,022 x 1023, yang umumnya disebut sebagai bilangan Avogadro. Nama ini diberikan menurut nama Amedeo Avogadro, seorang ilmuwan yang meletakkan dasar untuk prinsip mol. (lihat : Massa Atom Relatif, Massa Molekul Relatif, dan Mol)
Bilangan Avogadro merupakan bilangan tertentu untuk sesuatu dan umumnya, sesuatu itu adalah atom dan molekul. Dengan demikian, mol berhubungan dengan dunia mikroskopis atom dan molekul. Mol juga berhubungan dengan dunia makroskopis, yaitu bobot (massa). Satu mol adalah jumlah partikel yang terdapat dalam tepat 12 gram atom C-12. Jadi, 12 gram atom C-12 tepat mengandung 6,022 x 1023 atom C-12, yang juga merupakan satu mol atom C-12. Untuk unsur lainnya, satu mol adalah bobot atom yang dinyatakan dalam gram. Untuk senyawa, satu mol adalah bobot molekul (senyawa) dalam satuan gram. (lihat : Massa Atom Relatif, Massa Molekul Relatif, dan Mol)
Massa molekul relatif (Mr) air adalah 18,015 sma. Oleh karena satu mol adalah bobot molekul (senyawa) dalam satuan gram, maka dapat dikatakan bahwa satu mol air setara dengan 18,015 gram air. Kita juga dapat mengatakan bahwa di dalam 18,015 gram air terdapat 6,022 x 1023molekul air. Satu mol air tersusun oleh dua mol hidrogen dan satu mol oksigen.
Mol adalah jembatan yang menghubungkan antara dunia mikroskopis dan makroskopis. Hubungan antara bilangan Avogadro, mol, dan bobot (massa) atom/molekul adalah sebagai berikut :
6,022 x 1023 partikel ↔ mol ↔ bobot (massa) atom atau molekul (gram)
Sebagai contoh, banyak molekul air yang terdapat di dalam 5,50 mol air adalah sebanyak 5,50 mol x 6,022 x 1023 molekul/mol = 3,31 x 1024 molekul air. Sementara, jumlah mol air di dalam 25 gram air adalah sebanyak 25 gram /18,015 gram.mol-1 = 1,39 mol air.
Konsep mol dapat digunakan untuk menghitung rumus empiris suatu senyawa. Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan paling sederhana mol unsur-unsur pembentuk senyawa. Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan melalui data komposisi persentase tiap unsur yang menyusun senyawa tersebut. Komposisi persentase merupakan persentase berdasarkan bobot (massa) setiap unsur dalam senyawa tersebut.
Penentuan komposisi persentase unsur merupakan salah satu dari analisis pertama yang dilakukan oleh para kimiawan saat mempelajari senyawa baru. Sebagai contoh, suatu senyawa mempunyai persentase massa unsur sebagai berikut : 26,4% Na, 36,8% S, dan 36,8% O. Kita dapat mengasumsikan massa senyawa sebesar 100 gram (basis persentase adalah per 100), sehingga persentase tersebut dapat digunakan sebagai massa unsur. Dengan demikian, mol masing-masing unsur dapat ditentukan.
mol Na = 26,4 gram / 22,99 gram.mol-1 = 1,15 mol Na
mol S = 36,8 gram / 32,07 gram.mol-1 = 1,15 mol S
mol O = 36,8 gram / 16,00 gram.mol-1 = 2,30 mol O
Rumus empiris senyawa tersebut adalah Na1,15S1,15O2,30. Angka subskrip pada rumus kimia harus merupakan bilangan bulat. Dengan demikian, setelah masing-masing angka tersebut dibagi dengan 1,15, akan diperoleh rumus NaSO2. Senyawa tersebut dikatakan memiliki rumus empiris NaSO2. Massa molekul relatif (Mr) untuk rumus empiris tersebut adalah 22,99 + 32,07 + 2(16,00) = 87,06 gram/mol.
Pada percobaan lain, telah diketahui berdasarkan analisis spektromassa, bahwa senyawa tersebut memiliki bobot (massa) molekul sebesar 174,12 gram/mol. Bobot (massa) molekul suatu senyawa menunjukkan jenis dan jumlah masing-masing unsur yang menyusun senyawa tersebut, bukan perbandingan paling sederhana. Dengan demikian, rumus molekul (formula) suatu senyawa merupakan kelipatan dari rumus empiris senyawa bersangkutan. Dengan membagi 174,12 gram dengan 87,06 gram (membagi bobot (massa) molekul sesungguhnya dengan bobot (massa) molekul relatif), diperoleh angka dua. Hal ini berarti, rumus molekul (formula) adalah dua kali rumus empirisnya. Rumus molekul (formula) senyawa tersebut sesungguhnya adalah (NaSO2)2 = Na2S2O4.
Reaksi kimia adalah proses perubahan dari suatu zat menjadi zat baru. Untuk mempelajari perubahan yang terjadi di dalam reaksi kimia, para ahli kimia biasanya menggunakan notasi (simbol) dan dinyatakan dalam persamaan reaksi kimia. Persamaan reaksi kimia menggunakan notasi kimia (simbol kimia) untuk memperlihatkan proses yang terjadi selama reaksi kimia berlangsung. Seorang kimiawan menggunakan sesuatu yang disebut reaktan dan membuat sesuatu yang baru dari reaktan tersebut (disebut produk).
Sebagai contoh, reaksi yang terjadi pada Proses Haber, suatu metode untuk menghasilkan gas amonia (NH3) dari gas nitrogen (N2) dan gas hidrogen (H2), adalah sebagai berikut :
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Reaksi tersebut dapat dibaca sebagai berikut : satu molekul gas nitrogen bereaksi dengan tiga molekul gas hidrogen menghasilkan dua molekul gas amonia.
1 molekul N2(g) + 3 molekul H2(g) → 2 molekul NH3(g)
1 lusin molekul N2(g) + 3 lusin molekul H2(g) → 2 lusin molekul NH3(g)
1000 molekul N2(g) + 3000 molekul H2(g) → 2000 molekul NH3(g)
1 juta molekul N2(g) + 3 juta molekul H2(g) → 2 juta molekul NH3(g)
1 x 6,022 x 1023 molekul N2(g) + 3 x 6,022 x 1023 molekul H2(g) → 2 x 6,022 x 1023 molekul NH3(g)
1 mol molekul N2(g) + 3 mol molekul H2(g) → 2 mol molekul NH3(g)
Ternyata koefisien reaksi pada persamaan reaksi kimia yang telah disetarakan tidak hanya menyatakan jumlah atom dan molekul, tetapi ini juga menyatakan jumlah mol. Dengan mengetahui massa molekul relatif (Mr) dari reaktan dan produk, jumlah reaktan yang dibutuhkan dan jumlah produk yang dihasilkan dapat ditentukan. Sebagai contoh, lihatlah kembali persamaan kimia pada Proses Haber.
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
1 mol N2(g) + 3 mol H2(g) → 2 mol NH3(g)
1 mol N2 = 1 mol x 28,00 gram/mol = 28,00 gram
3 mol H2 = 3 mol x 2,016 gram/mol = 6,048 gram
2 mol NH3 = 2 mol x 17,024 gram/mol = 34,048 gram
Dengan mengetahui hubungan massa antara reaktan dan produk, kita dapat mengerjakan soal-soal stoikiometri. Stoikiometri adalah studi kuantitatif mengenai jumlah reaktan dan produk yang terlibat dalam reaksi kimia. Stoikiometri pada persamaan kimia menyatakan hubungan massa.
Pada persamaan reaksi Proses Haber, terlihat bahwa satu mol gas nitrogen dapat bereaksi dengan tiga mol gas hidrogen untuk menghasilkan dua mol gas amonia. Misalkan kita ingin mengetahui jumlah gram gas amonia yang dapat dihasilkan dari reaksi 75 gram gas nitrogen dengan gas hidrogen berlebih. Kuncinya adalah konsep mol. Koefisien pada reaksi yang telah disetarakan tidak hanya menunjukkan jumlah setiap atom atau molekul saja, tetapi juga jumlah mol.
Pertama, kita dapat mengubah 75 gram gas nitrogen menjadi mol gas nitrogen. Kemudian kita dapat menggunakan nisbah (perbandingan) mol gas amonia terhadap mol gas nitrogen dari persamaan reaksi yang telah disetarakan, untuk mendapatkan jumlah mol gas amonia. Akhirnya, kita mendapatkan mol amonia dan mengubahnya menjadi bentuk gram. Persamaannya adalah sebagai berikut :
Massa NH3 = (75 gram N2/28,00 gram N2.mol-1 N2) x (2 mol NH3/1 mol N2) x (17,024 gram NH3/mol NH3)
= 91,2 gram NH3
Nisbah (perbandingan) mol NH3 terhadap mol N2 disebut sebagai nisbah (perbandingan) stoikiometri. Nisbah ini dapat digunakan untuk mengubah mol suatu bahan pada persamaan reaksi menjadi mol bahan lainnya.
Secara umum, berikut ini adalah langkah-langkah dalam menyelesaikan soal stoikimoetri :
1. Tuliskan terlebih dahulu persamaan reaksi kimia yang telah disetarakan
2. Ubahlah satuan reaktan dari gram atau satuan lainnya menjadi satuan mol
3. Gunakan nisbah stoikiometri untuk menentukan jumlah mol produk yang terbentuk
4. Ubahlah mol produk yang dihasilkan menjadi satuan gram atau satuan lainnya
Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi reduksi karat (Fe2O3) menjadi logam besi dengan menggunakan karbon (kokas). Persamaan reaksi kimia setaranya adalah sebagai berikut :
2 Fe2O3(s) + 3 C(s) → 4 Fe(s) + 3 CO2(g)
Pada contoh ini, bobot (massa) molekul relatif dari setiap bahan adalah sebagai berikut :
Fe2O3 : 159,69 gram/mol
C : 12,01 gram/mol
Fe : 55,85 gram/mol
CO2 : 44,01 gram/mol
Misalkan, kita ingin menentukan berapa gram karbon yang diperlukan untuk tepat bereaksi dengan 1 kilogram karat besi. Langkah pertama yang harus dikerjakan adalah mengubah kilogram karat besi menjadi gram karat besi, kemudian mengubahnya menjadi mol karat besi. Langkah berikutnya, kita menggunakan nisbah stoikiometri untuk mengubah dari mol karat besi menjadi mol karbon. Akhirnya, setelah mendapatkan mol karbon, massa karbon dapat ditentukan dengan menggunakan massa atom relatif karbon.
1 kilogram Fe2O3 = 1000 gram Fe2O3
Mol Fe2O3 = 1000 gram/159,69 gram.mol-1 = 6,262 mol Fe2O3
Nisbah stoikiometri C terhadap Fe2O3 adalah 3 : 2
Mol Fe2O3 : Mol C = Koefisien reaksi Fe2O3 : Koefisien reaksi C
6,262 : Mol C = 2 : 3
Mol C = 3/2 x Mol Fe2O3 = 3/2 x 6,262 mol = 9,393 mol C
Massa C = mol C x Ar C = 9,393 mol Cx 12,01 gram C/mol C = 112,8 gram C
Kita juga dapat menghitung jumlah atom karbon yang digunakan untuk bereaksi dengan 1 kilogram karat besi. Pada dasarnya, perhitungan yang digunakan sama, tetapi pada tahap pengubahan mol karbon menjadi gram karbon, diganti dengan pengubahan mol karbon menjadi atom karbon dengan menggunakan bilangan Avogadro.
Jumlah Atom C = mol C x Bilangan Avogadro = 9,393 mol C x 6,022 x 1023 atom C/mol C
= 5,656 x 1024 atom C
Selanjutnya, kita ingin menentukan berapa gram besi yang dihasilkan dari reaksi 1 kilogram karat besi. Langkah pertama yang harus dikerjakan adalah mengubah kilogram karat besi menjadi gram karat besi, kemudian mengubahnya menjadi mol karat besi. Langkah berikutnya, kita menggunakan nisbah stoikiometri untuk mengubah dari mol karat besi menjadi mol besi. Akhirnya, setelah mendapatkan mol besi, massa besi dapat ditentukan dengan menggunakan massa atom relatif besi.
1 kilogram Fe2O3 = 1000 gram Fe2O3
Mol Fe2O3 = 1000 gram/159,69 gram.mol-1 = 6,262 mol Fe2O3
Nisbah stoikiometri Fe terhadap Fe2O3 adalah 4 : 2
Mol Fe2O3 : Mol Fe = Koefisien reaksi Fe2O3 : Koefisien reaksi Fe
6,262 : Mol Fe = 2 : 4
Mol Fe = 4/2 x Mol Fe2O3 = 4/2 x 6,262 mol = 12,524 mol Fe
Massa Fe = mol Fe x Ar Fe = 12,524 mol Fe x 55,85 gram Fe/mol Fe = 699,47 gram Fe
Dengan demikian, kita dapat meramalkan bahwa pada akhir reaksi, 1 kilogram karat besi dapat menghasilkan 699,47 gram logam besi. Namun, bagaimana jika setelah melakukan reaksi ini, kita hanya mendapatkan 525 gram logam besi? Ada beberapa alasan sehingga kita mendapatkan hasil yang jauh lebih kecil dari yang kita harapkan. Misalkan, reaktan yang digunakan tidak murni. Atau mungkin saja teknik reaksi yang digunakan tidak begitu baik. Tidak menutup kemungkinan, reaksi ini merupakan reaksi kesetimbangan (reversibel, lihat : Kesetimbangan Kimia), sehingga kita tidak akan pernah memperoleh hasil 100% dari perubahan reaktan menjadi produk.
Efisiensi suatu reaksi kimia dapat ditentukan melalui perhitungan persentase hasil. Hampir di semua reaksi, kita akan mendapatkan hasil yang lebih sedikit dari yang diharapkan. Hal ini terjadi karena sebagian besar reaksi merupakan reaksi kesetimbangan (lihat : Kesetimbangan Kimia) atau karena adanya beberapa kondisi reaksi yang menyebabkan reaksi tidak berjalan sempurna. Para kimiawan dapat memperoleh efisiensi reaksi dengan menghitung persentase hasil sebagai berikut :
Persentase hasil = (hasil sesungguhnya/hasil teoritis) x 100%
Hasil sesungguhnya adalah berapa banyak produk yang diperoleh setelah reaksi selesai. Hasil teoritis adalah berapa banyak produk yang diperoleh berdasarkan perhitungan stoikiometri. Perbandingan dari kedua hasil ini memberikan penjelasan tentang seberapa efisien reaksi tersebut. Pada contoh sebelumnya, hasil teoritis logam besi adalah 699,47 gram. Sedangkan hasil sesungguhnya adalah 525 gram. Oleh karena itu, persentase hasilnya adalah :
% hasil = (525 gram/699,47 gram) x 100% = 75,05%
Persentase hasil 75% bukan merupakan hasil yang terlalu buruk. Akan tetapi, para kimiawan dan insinyur kimia lebih senang mendapatkan hasil yang lebih besar dari 90%. Salah satu industri yang menggunakan Proses Haber memiliki persentase hasil yang lebih dari 99%.
Pada beberapa reaksi kimia, reaktan yang disediakan tidak selalu sesuai dengan nisbah stoikiometrinya. Hal ini berarti, kita akan kehabisan salah satu reaktan dan masih menyisakan reaktan lainnya. Reaktan yang habis terlebih dahulu dikenal dengan istilah pereaksi pembatas. Pereaksi pembatas menentukan jumlah produk yang akan dihasilkan oleh suatu reaksi kimia. Berikut ini kita akan membahas bagaimana cara menentukan pereaksi pembatas melalui contoh berikut :
4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(l)
Kita mulai dengan 100 gram gas amonia yang direaksikan dengan 100 gram gas oksigen. Reaktan manakah yang merupakan pereaksi pembatas? Berapakah gram gas nitrogen monoksida (NO) yang dapat dihasilkan?
Untuk menentukan reaktan mana yang merupakan pereaksi pembatas, kita dapat menggunakan nisbah (perbandingan) mol terhadap koefisien reaksinya. Kita menghitung jumlah mol masing-masing dan kemudian dibagi dengan koefisien reaksinya masing-masing berdasarkan persamaan reaksi kimia yang telah disetarakan. Nisbah mol terhadap koefisien yang terkecil merupakan pereaksi pembatas.
Mol NH3 = 100 gram/17,024 gram.mol-1 = 5,874 mol
Mol NH3/koefisien NH3 = 5,874/4 = 1,468
Mol O2 = 100 gram/32,00 gram.mol-1 = 3,125 mol
Mol O2/koefisien O2 = 3,125/5 = 0,625
Gas amonia mempunyai nisbah mol terhadap koefisien sebesar 1,468. Sementara, gas oksigen mempunyai nilai nisbah 0,625. Dengan demikian, gas oksigen merupakan pereaksi pembatas. Perhitungan produk yang akan dihasilkan bergantung pada mol gas oksigen.
Nisbah stoikiometri NO terhadap O2 adalah 4 : 5
Mol O2 : Mol NO = Koefisien reaksi O2 : Koefisien reaksi NO
3,125 : Mol NO = 5 : 4
Mol NO = 4/5 x Mol O2 = 4/5 x 3,125 mol = 2,5 mol NO
Massa NO = mol NO x Ar NO = 2,5 mol NO x 30,00 gram NO/mol NO = 75,00 gram NO
Nilai 75,00 gram NO merupakan hasil teoritis. Jika hasil sesungguhnya adalah 70,00 gram, persentase hasil reaksi tersebut adalah sebesar (70,00 gram/75,00 gram) x 100 % = 93,33%.
Kita juga dapat menghitung berapa banyak gas amonia yang tersisa. Perhitungan mol gas amonia yang digunakan dalam reaksi bergantung pada mol gas oksigen sebagai pereaksi pembatas.
Nisbah stoikiometri NH3 terhadap O2 adalah 4 : 5
Mol O2 : Mol NH3 = Koefisien reaksi O2 : Koefisien reaksi NH3
3,125 : Mol NH3= 5 : 4
Mol NH3 = 4/5 x Mol O2 = 4/5 x 3,125 mol = 2,5 mol NH3
Massa NH3 = mol NH3 x Ar NH3 = 2,5 mol NH3 x 17,024 gram NH3/mol NH3 = 42,56 gram NH3
Dengan demikian, jumlah gas amonia yang tersisa (tidak digunakan) adalah sebanyak 100 gram - 42,56 gram = 57,44 gram.
Note:
• 1 mol zat mengandung 6,022 x 10 23 partikel
• Massa satu mol zat dinamakan massa molar (lambang M).Besarnya massa molar zat adalah massa atom relatif atau massa molekul relatif zat yang dinyatakan dalam satuan gram.Massa = M x n
• “ Volume satu mol zat dalam wujud gas dinamakan volume molar (dengan lambang, Vm) zat tersebut”. P . V = n . R . T
Dimana:
P = tekanan (satuan atmosfir, atm)
V = volume (satuan liter, L)
n = jumlah mol gas
R = tetapan gas ( 0,08205 L atm/mol. K )
T = suhu mutlak ( oC + 273,15K )
• Pada keadaan standar (STP): Vm = 22,4 L
V = n x 22,4 L
• “Pada suhu dan tekanan yang sama (TP sama), maka perbandingan
mol gas sama dengan perbandingan volume gas” v=n1/n2 = v1/v2
• Perbandingan massa dan kadar unsur dalam suatu senyawa dapat ditentukan dari
rumus molekulnya. %unsur = (jumlah atom x Ar unsur / Mr ) x100%
• “Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atomatom
dari unsur-unsur yang menyusun senyawa”
• Rumus Molekul = (Rumus Empiris)n
Mr Rumus Molekul = n x (Mr Rumus Empiris)
n = bilangan bulat
Untuk menentukan 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. Untuk mencari rumus molekul dengan cara :
( Rumus Empiris ) n = Mr → n dapat dihitung
5.Kemudian kalikan n yang diperoleh dari hitungan, dengan rumus empiris.
• Rumus kimia senyawa kristal padat : x.H2O
• Hidrat : senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H2O)
• Pereaksi pembatas adalah pereaksi yang habis bereaksi lebih dahulu dalam reaksi kimia
Konsep mol menggambarkan keterkaitan antara mol (jumlah partikel dalam
• zat) dengan massa molar atau volume molar.