Rabu, 06 Januari 2010

Contoh Makalah Kimia "Stoikiometri"

STOIKIOMETRI


Windy Asriani
X7 / 38
XII IPS 3 / 37

SMA NEGERI 1 KEBUMEN
2009/2010


MOTTO

1) Tidak ada manusia yang pandai, kecuali dengan perbandingan dengan manusia lain yang mengerti lebih sedikit daripadanya. (Edgar Watson Howe)
2) Hari esok harus lebih baik dari hari ini


MAKALAH
”STOIKIOMETRI”


DISUSUN OLEH: WINDY ASRIANI

SMA Negeri 1 Kebumen
Jalan Mayor Jendral Sutoyo 7
KEBUMEN
2009/2010
HALAMAN PENGESAHAN
Makalah dengan judul “ STOIKIOMETRI” yang disusun oleh : Windy Asriani sebagai tugas perbaikan nilai rapor kelas X semester I dan II yang dibimbing oleh Ibu Tri Lestari S.Pd, selaku guru pembimbing kimia kelas X.


Telah disahkan pada tanggal 26 Desember 2009

Oleh


Tri Lestari S.Pd.
Guru Pembimbing


KATA PENGANTAR

Segala puja dan puji syukur kehadirat allah SWT. Karena dengan anugerah dan kasih sayang, petunjuk dan kekuatannya yang telah diberikan pada penulis sehingga penulis dapat menyelesaikan makalah ini. Makalah ini merupakan salah satu persyaratan untuk memperbaiki nilai rapor semester I dan II.
Makalah ini tidak mungkin terwujud tanpa bantuan dari beberapa pihak yang telah bersedia meluangkan waktunya untuk membantu penulis, oleh karena itu pada kesempatan ini penulis mengucapkan terima kasih yang sebesar-besarnya kepada :
1. Ibu Tri Lestari S.Pd, yang telah memberi kesempatan pada penulis untuk memperbaiki nilai rapor kelas X semester I dan II.
2. Teman- teman XII IPS pada umumnya dan XII IPS 3 pada khususnya yang telah bersedia mendukung perjuangan penulis menyelesaikan makalah ini.
Penulis telah berusaha semaksimal mungkin dalam menyelesaikan makalah ini untuk mendapatkan hasil yang sebaik-baiknya. Namun penulis menyadari bahwa makalah ini jauh dari kesempurnaan oleh karena itu penulis mengharapkan kritik dan saran dari pembaca makalah ini demi kesempurnaan makalah selanjutnya. dan semoga juga pihak-pihak yang telah membantu penulis dibalas oleh Allah dengan balasan yang setimpal. Amin.



DAFTAR ISI


HALAMAN JUDUL i
HALAMAN MOTTO ii
HALAMAN PENGESAHAN iii
KATA PENGANTAR iv
DAFTAR ISI v
STOIKIOMETRI........................................................................................... vi
A. TATA NAMA SENYAWA SEDERHANA............................................. vi
B. HUKUM-HUKUM DASAR KIMIA........................................................ xiv
C. PERSAMAAN REAKSI........................................................................... xvi
D. KONSEP MOL......................................................................................... xviii
KESIMPULAN............................................................................................. xxxiii
DAFTAR PUSTAKA……………………………………………………… xxxv


STOIKIOMETRI
A. Tata Nama Senyawa
1. Tata Nama Senyawa Anorganik
Tata nama senyawa anorganik secara umum dikelompokkan menjadi 2, yaitu :
a. Penamaan Senyawa Biner
Senyawa biner adalah senyawa yang terdiri atas dua jenis unsur.
• Senyawa Biner Ionik
Senyawa biner dari logam dan logam merupakan senyawa ion. Senyawa ion terdiri dari ion positif (kation) yang merupakan ion logam dan ion negatif (anion) yang merupakan ion nonlogam.
Tabel Kation dan anion dari Senyawa Biner Logam dan Nonlogam
Jenis Ion Rumus Ion Nama Ion Rumus Ion Nama Ion
Kation Na+ Natrium Fe3+ Besi (III)
K+ Kalium Cu+ Tembaga (I)
Mg2+ Magnesium Cu2+ Tembaga (II)
Ca2+ Kalsium Co2+ Kobalt (II)
Ba2+ Barium Co3+ Kobalt (III)
Al3+ Aluminium Sn2+ Timah (II)
Ni2+ Nikel Sn4+ Timah (IV)
Zn2+ Seng Pb2+ Timbel (II)
Ag+ Perak Pb4+ Timbel (IV)
Anion F- Fluorida H- Hidrida
Cl- Klorida O2- Oksida
Br- Bromida S2- Sulfida
I- Iodida N3- Nitrida

Senyawa biner logam dan nonlogam bersifat netral (tak bermuatan), artinya besar muatan kation dan anion adalah sama atau jumlah muatan kation dan anion dalam senyawa adalah nol.
Secara Umum : Ay+
AxBy
Bx-
Ion Ay+ berikatan dengan ion Bx- membentuk senyawa ionik AxBy , yaitu muatan ion Ay+ menjadi indeks B dan muatan Bx- menjadi indeks A.
Aturan penulisan dan dan penamaan senyawa biner logam dan nonlogam ini adalah sebagai berikut :
1) Penulisan rumus senyawa, kation di depan dan kation di belakang.
2) Logam yang hanya mempunyai satu muatan ion (muatan listrik), penamaan senyawanya adalah nama ion logam di depan dan nama ion nonlogam di belakang. Logam yamg seperti ini adalah logam alkali (IA), alkali tanah (IIA), dan alumunium.
3) Logam yang mempunyai beberapa muatan ion (muatan listrik), Penamaan senyawanya adalah nama ion logam di depan disertai dengan menuliskan muatan ionnya dengan angka romawi dalam tanda kurung, sedangkan nama ion nonlogam di belakang.
Senyawa yang termasuk ke dalam senyawa biner logam dan nonlogam, yaitu ;
1) Senyawa Garam
Senyawa garam diperoleh dari reaksi antara asam dengan basa. Senyawa Garam dirumuskan sebagai berikut.


Senyawa garam tersebut dibentuk dari ion logam Ly+ dan ion sisa asam Ax- membentuk senyawa garam LxAy
2) Oksidasi Logam (Oksidasi Basa)
Oksidasi logam adalah merupakan oksidasi pembentuk basa dalam air. Rumus Oksidasi logam adalah sebagai berikut.


Senyawa oksidasi logam tersebut dibentuk dari ion logam Ly+ dan ion Ox- membentuk senyawa oksida logam.
Tabel Nama Oksidasi Logam dan Basa yang Dibentuk
Oksidasi Logam Nama Oksidasi Logam Basa yang dibentuk
Li2O Litium Oksida LiOH
Na2O Natrium oksida NaOH
K2O Kalium oksida KOH
MgO Magnesium oksida Mg(OH)2
SrO Stronsium oksida Sr(OH)2
BaO Barium oksida Ba(OH)2
Al2O3 Aluminium oksida Al(OH)3
Cr2O3 Kromium (III) oksida Cr(OH)3
FeO Besi (II) oksida Fe(OH)2
Fe2O3 Besi (III) oksida Fe(OH)3

• Senyawa Biner Nonlogam dan nonlogam (Senyawa Kovalen)
Senyawa biner nonlogam dengan nonlogam merupakan senyawa kovalen. Partikel terkecil dari senyawa ini adalah molekul. Senyawa Kovalen dapat dirumuskan sebagai berikut.


A dan B merupakan unsur nonlogam. Unsur A lebih cenderung bermuatan positif dan unsur B lebih cenderung bermuatan negatif. Huruf x adalah indeks unsur A, yaitu jumlah atom A penyusun molekul AxBy. Huruf y adalah indeks unsur B, yaitu jumlah atom B penyusun molekul AxBy. Pembentukan molekul senyawa AxBy berdasarkan pemakaian bersama pasangan elektron.
Penulisan dan aturan penamaan senyawa biner antara nonlogam dan nonlogam (senyawa kovalen) adalah sebagai berikut.
1) Untuk atom yang cenderung bermuatan positif ditulis di depan dan atom yang cenderung bermuatan negatif ditulis di belakang.
Contoh: N dengan O, rumus senyawanya N2O bukan ON2
2) Untuk senyawa nonlogam yang hanya membentuk satu senyawa, penamaannya adalah dengan menyebutkan nama kedua unsur tersebut dan unsur yang kedua diberi akhiran ida.
Contoh:
HCL : Hidrogen Klorida
H2S : Hidrogen Sulfida
3) Untuk senyawa nonlogam yang dapat membentuk dua atau lebih senyawa, penamaannya seperti penamaan di atas, tetapi masing-masing diberi awalan yang menyatakan jumlah atom tiap unsur dan diakhiri dengan ida. Awalan tersebut merupakan angka indeks bahasa Yunani. Awalan yang digunakan adalah sebagai berikut.
1 = mono
2 = di
3 = tri
4 = tetra
5 = penta
6 = heksa
7 = hepta
8 = okta
Contoh :
N2O : dinitrogen monoksida
NO : nitrogen monoksida
NO2 : nitrogen dioksida
Catatan :
Awalan mono tidak dipakai di depan unsur yang terletak di depan, misalnya NO2 tidak perlu dibaca mononitrogen dioksida.
4) Senyawa yang sudah umum dan terkenal tidak mengikuti aturan di atas.
Contoh :
H2O : Air
NH3 : Amonia

Senyawa biner kovalen terdiri atas senyawa asam monoksi dan oksida nonlogam.
1) Senyawa Asam Nonoksi
Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dapat melepas ion H+ dalam air. Asam seperti ini dinamakan asam nonoksi Karena tidak mengandung oksida asam. Sebaliknya, asam oksida adalah asam yang mengandung oksida asam.
Penamaan senyawa asam nonoksi dapat dituliskan sebagai berikut.


Contoh :
HF : asam florida
HCl : asam klorida
Hbr : asam bromida
HI : Asam Ionida
Catatan :
HCN bukanlah senyawa biner, tetapi penamaannya sama seperti asam nonoksi. Penamaan HCN adalah asam sianida.
2) Oksida Nonlogam
Oksida adalah senyawa dari suatu unsur dengan oksigen. Oksida nonlogam adalah oksida unsur nonlogam yang jika dilarutkan dalam air membentuk senyawa asam. Oksida nonlogam disebut juga oksida asam. Akan tetapi, tidak semua oksida nonlogam termasuk oksida asam. Rumus umum oksida nonlogam adalah sebagai berikut.


Penamaan oksida nonlogam ini sudah dijelaskan pada penamaan senyawa biner nonlogam dan nonlogam.
oksida nonlogam Nama oksida nonlogam Asam yang dibentuk
SO2 belerang dioksida H2SO3
SO3 belerang trioksida H2SO4
N2O3 Dinitrogen trioksida HNO2
N2O5 Dinitrogen pentaoksida HNO3
P2O3 Difosfor trioksida H3PO3
P2O5 Difosfor pentaoksida H3PO4
b. Penamaan Senyawa Poliatom
Senyawa Poliatom adalah senyawa yang disusun oleh lebih dari dua jenis unsur. Senyawa poliatom terdiri dari :
• Senyawa Poliatom Ionik
Senyawa poliatom ionik adalah senyawa poliatom yang partikel terkecilnya merupakan ion. Senyawa poliatom ionic terdiri dari kation dan anion yaitu :
1) Senyawa Garam Poliatom
Senyawa Garam Poliatom adalah senyawa garam yang kation atau anionnya merupakan ion poliatom.
2) Senyawa Basa
Menurut Arrhenius, basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH- dalam air. Larutan basa rasanya agak pahit dan bersifat kausatik (licin seperti sabun). Senyawa basa merupakan senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion OH- (kecuali NH4OH). Senyawa basa dapat dirumuskan sebagi berikut.


L : logam
OH-: hidroksida (pembawa sifat basa)
x : valensi basa ( sama dengan bilangan oksida L)
Penamaan senyawa basa adalah sebagai berikut:
 Senyawa basa yang dibentuk oleh logam yng mempunyai muatan ion tunggal. Misalnya alkali, alkali tanah , dan alumunium. Penamaan senyawanya dirumuskan sebagai berikut:


 Basa yang dibentuk oleh logam yang mempunyai beberapa muatan ion, penamaan senyawanya dirumuskan sebagai berikut:


• Senyawa Poliatom Kovalen
Senyawa poliatom kovalen adalah senyawa poliatom yang partikel terkecilnya adalah molekul. Senyawa yang termasuk ke dalam senyawa poliatom kovalen adalah senyawa asam oksi.
Penamaan senyawa asam oksi adalah sebagai berikut.
1) Unsur nonlogam yang hanya membentuk satu senyawa, senyawanya berakhiran –at.
2) Unsur nonlogam yang membentuk dua jenis asam, asam yang mempunyai oksigen banyak berakhiran –at.
3) Asam oksi halogen adalah asam yang mempunyai oksida asam dan merupakan oksida halogen. Secara sederhana, asam oksi halogen berarti asam yang atom pusatnya adalah unsure halogen. Penamaan asam oksida halogen tergantung pada bilangan oksidasi atau jumlah oksigennya.
2. Tata Nama Senyawa Organik
a. Senyawa Hidrokarbon Sederhana
Senyawa hidrokarbon masih diklasifikasikan menjadi alkana, alkena, dan alkuna. Pembagian senyawa tersebut didasarkan pada ada tidaknya ikatan rangkap dalam senyawa hidrokarbon.
Tata nama IUPAC untuk senyawa alkena dan alkuna didasarkan pada tata nama alkana dengan jumlah atom C yang bersesuaian dengan mengubah akhirannya sesuai dengan nama masing-masing senyawa.
Perbandingan Nama-Nama Senyawa Organik Sederhana
Jumlah atom C Nama Alkana Nama Alkena Nama Alkuna
1 Metana - -
2 Etana Etena Etuna
3 Propana Propena Propuna
4 Butana Butena Butuna
5 Pentana Pentena Pentuna
6 Heksana Heksena Heksuna
7 Heptana Heptena Heptuna
8 Oktana Oktena Oktuna
9 Nonana Nonena Nonuna
10 Dekana Dekena Dekuna

b. Senyawa Alkohol Sederhana
Tata nana senyawa alkohol hampir sama dengan tata nama senyawa hidrokarbon sederhana. Penamaannya, senyawa alkohol sederhana adalah sebagai berikut.
CH3OH : Metanol
C2H5OH : Etanol
C3H7OH : Propanol
c. Senyawa Asam Organik
Asam organik atau asam karboksilat berdasarkan IUPAC dinamakan asam alkanoat. Rumus umumnya adalah R-COOH. Penamaan diurutkan sebagai berikut.


R (alkil) adalah alkana yang kehilangan satu atom H.

B. Hukum – hukum Dasar Kimia
• HUKUM KEKEKALAN MASSA (HUKUM LAVOISIER)
"Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap".
Contoh:
hidrogen + oksigen = hidrogen oksida
(4g) (32g) (36g)
• HUKUM PERBANDINGAN TETAP (HUKUM PROUST)
"Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap"
Contoh:
a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H
= 1 Ar . N : 3 Ar . H
= 1 (14) : 3 (1) = 14 : 3
b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0
= 1 Ar . S : 3 Ar . O
= 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3
Keuntungan dari hukum Proust:
bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut maka massa unsur lainnya dapat diketahui.
Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)
Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3
= 12/100 x 50 gram = 6 gram
massa C
Kadar C = massa C / massa CaCO3 x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%
• HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON
"Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana".
Contoh:
Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,
NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8
NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16
Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2
• HUKUM-HUKUM GAS
Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT
dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = suhu mutlak (Kelvin)
Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:


HUKUM BOYLE
Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2
HUKUM GAY-LUSSAC
"Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bila diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana".
Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2
HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC
Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:
P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
HUKUM AVOGADRO
"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.
Contoh:
Berapa volume 8.5 gr amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)
Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol
Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter
Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:
P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27) . V2 = 12.31 liter

C. Persamaan Reaksi
Persamaan reaksi mempunyai sifat :
1) Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
2) Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
3) Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu dan tekanannya sama)
Langkah-Langkah Penulisan Persamaan Reaksi
1) Nama-nama reaktan dan hasil reaksi dituliskan. Penulisan ini disebut
persamaan sebutan.
2) Tuliskan persamaan reaksi dengan menggunakan lambang-lambang, yaitu
rumus-rumus kimia zat, dan wujud reaksi. Penulisan ini disebut persamaan kerangka.
3) Setarakan persamaan kerangks tersebut sehingga diperoleh persamaan
reaksi setara yang disebut persamaan kimia.
Penyetaraan persamaan reaksi
Penyetaraan persamaan raksi sesuai dengan hukum kekebalan reaksi Lavoisier dan teori atom Dalton. Menurut hukum Lavoisier, pada reaksi kimia tidak terjadi perubahan massa. Artinya, jumlah dan jenis atom di ruas kiri (reaktan) sama dengan jumlah dan jenis atom di ruas kanan (hasil reaksi). Sesuai teori atom Dalton, dalam reaksi kimia tidak ada atom yang hilang atau tercipta, yang terjadi hanyalah penataan ulang atom-atom reaktan membentuk susunan baru, yaitu hasil reaksi. Agar jenis dan jumlah atom di ruas kiri sama dengan di ruas kanan, persamaan reaksi disetarakan (diseimbangkan) dengan cara mengatur angka di depan reaktan dan hasil reaksi. Angka yang diberikan di depan reaktan dan hasil reaksi disebut koefisien. Angka satu sebagai koefisien tidak dituliskan. Oleh karena itu persamaan reaksi dapat dituliskan sebagai berikut.
Tahap-tahap penyetaraan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan:
1) Tuliskan persamaan kerangka, yaitu persamaan reaksi yang belum setara, dengan reaktan di ruas kiri dan hasil reaksi di ruas kanan.
2) Tetapkan koefisien zat/senyawa yang lebih rumit adalah satu.
3) Setarakan reaksi dengan mengatur koefisien reaktan dan hasil reaksi yang lain.


D. Konsep Mol
mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = Mr senyawa itu.
Jika bilangan Avogadro = L maka :
L = 6.023 x 1023
1 mol atom = L buah atom, massanya = Ar atom tersebut.
1 mol molekul = L buah molekul massanya = Mr molekul tersebut.

Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat
Contoh:
Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?
Jawab:
Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40
mol NaOH = massa / Mr = 20 / 40 = 0.5 mol
Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 1023 molekul.

Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel
Telah diketahui bahwa 1mol zat X = l buah partikel zat X, maka
2 mol zat X = 2 x L partikel zat X
5 mol zat X = 5 x L partikel zat X
n mol zat X = n x L partikel zat X

Jumlah partikel = n x L

Contoh soal:
Berapa mol atom timbal dan oksigen yang dibutuhkan untuk membuat 5 mol timbal dioksida (PbO2).
Jawab :
1 mol timbal dioksida tersusun oleh 1 mol timbal dan 2 mol atom oksigen (atau 1 mol molekul oksigen, O2). Sehingga terdapat
Atom timbal = 1 x 5 mol = 5 mol
Atom oksigen = 2 x 5 mol = 10 mol (atau 5 mol molekul oksigen, O2)
Contoh soal
Berapa jumlah atom besi (Ar Fe = 56 g/mol) dalam besi seberat 0,001 gram.
Jawab


Masa Atom dan Masa Rumus
1) Massa Atom
Massa atom didefinisikan sebagai massa suatu atom dalam satuan atomic mass unit (amu) atau satuan massa atom (sma). Satu amu didefinisikan sebagai 1/12 kali massa satu atom C-12. Karbon-12 adalah salah satu isotop karbon yang memiliki 6 proton dan 6 neutron. Unsur ini dijadikan sebagai standar pembanding sebab unsur ini memiliki sifat yang sangat stabil dengan waktu paruh yang panjang. Dengan menetapkan massa atom C-12 sebesar 12 sma, kita dapat menentukan massa atom unsur lainnya. Sebagai contoh, diketahui bahwa satu atom hidrogen hanya memiliki massa 8,4% dari massa satu atom C-12. Dengan demikian, massa satu atom hidrogen adalah sebesar 8,4% x 12 sma atau 1,008 sma. Dengan perhitungan serupa, dapat diperoleh massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma dan massa satu atom besi adalah 55,85 sma. Hal ini berarti bahwa satu atom besi memiliki massa hampir 56 kali massa satu atom hidrogen.
2) Massa Atom Relatif (Ar)
Massa atom unsur sebenarnya belum dapat diukur dengan alat penimbang massa atom, karena atom berukuran sangat kecil. Massa atom unsur ditentukan dengan cara membandingkan massa atom rata-rata unsur tersebut terhadap 1/12 massa rata-rata satu atom karbon 12 sehingga massa atom yang diperoleh adalah massa atom relatif (Ar).

3) Massa Molekul Relatif
Unsur dan senyawa yang partikelnya berupa molekul, massanya dinyatakan dalam massa molekul relatif (Mr). Pada dasarnya massa molekul relatif (Mr) adalah perbandingan massa rata-rata satu molekul unsur atau senyawa dengan 1/12 massa rata-rata satu atom karbon-12.


Jenis molekul sangat banyak, sehingga tidak ada tabel massa molekul relatif. Akan tetapi, massa molekul relatif dapat dihitung dengan menjumlahkan massa atom relatif atom-atom pembentuk molekulnya.

Mr = ∑Ar

Untuk senyawa yang partikelnya bukan berbentuk molekul, melainkan pasangan ion-ion, misalnya NaCl maka Mr senyawa tersebut disebut massa rumus relatif. Massa rumus relatif dihitung dengan cara yang sama dengan seperti perhitungan massa molekul relatif, yaitu dengan menjumlahkan massa atom relatif unsur-unsur dalam rumus senyawa itu.
4) Massa Molar
Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang mengandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Sehingga terlihat bahwa massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar sama dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat yang dinyatakan dalam gram.

Massa molar = Mr atau Ar suatu zat (gram)






Contoh:
Massa dan Jumlah Mol Atom/Molekul
Hubungan mol dan massa dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat dapat dicari dengan

Gram = mol x Mr atau Ar

Contoh soal:
Berapa mol besi seberat 20 gram jika diketahui Ar Fe = 56 g/mol
Jawab :
Besi tersusun oleh atom-atom besi, maka jumlah mol besi



Contoh soal :
Berapa gram propana C3H8 dalam 0,21 mol jika diketahui Ar C = 12 dan H = 1
Jawab:
Mr Propana = (3 x 12) + (8 x 1) = 33 g/mol, sehingga,
gram propana = mol x Mr = 0,21 mol x 33 g/mol = 9,23 gram



5) Volume Molar
Avogadro mendapatkan hasil dari percobaannya bahwa pada suhu 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) didapatkan tepat 1 liter oksigen dengan massa 1,3286 gram. Maka,




Karena volume gas oksigen (O2) = 1 liter,




Pengukuran dengan kondisi 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) disebut juga keadaan STP (Standard Temperature and Pressure). Pada keadaan STP, 1 mol gas oksigen sama dengan 22,3 liter.
Avogadro yang menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekul sama maka jumlah molnya akan sma. Sehingga, pada suhu dan tekanan yang sama, apabila jumlah mol gas sama maka volumenya pun akan sama. Keadaan standar pada suhu dan tekanan yang sma (STP) maka volume 1 mol gas apasaja/sembarang berharga sama yaitu 22,3 liter. Volume 1 mol gas disebut sebagai volume molar gas (STP) yaitu 22,3 liter/mol.

Volume Gas Tidak Standar
Persamaan gas ideal
Persamaan gas ideal dinyatakan dengan:

PV=nRT

keterangan:
P; tekanan gas (atm)
V; volume gas (liter)
N; jumlah mol gas
R; tetapan gas ideal (0,082 liter atm/mol K) T; temperatur mutlak (Kelvin)

Gas Pada Suhu dan Tekanan Sama
Avogadro melalui percobaannya menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekulnya sama maka jumlah molnya sama. Jadi pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Maka,




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

Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan molekul.
“Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun senyawa”

Rumus molekul, rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa.
Contoh : Anda perhatikan pada tabel berikut.
Rumus molekul dan rumus empiris beberapa senyawa

Rumus Molekul = ( Rumu 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 :
11
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.

Contoh :
1. Suatu senyawa terdiri dari 43,7% P dan 56,3% O. Tentukan rumus empirisnya! (Ar P = 3 dan O = 16)

Jawab :
...Misal massa senyawa = 100 gram
...Maka massa P dan O masing-masing 43,7 g dan 56,3 g
...Perbandingan mol P : mol O = :
........................................= 1,41 : 3,52
........................................= 1 : 2,5
........................................= 2 : 5
Jadi rumus empirisnya P2O5
2. Suatu senyawa terdiri dari 60% Karbon, 5% Hidrogen, dan sisanya Nitrogen. Jika Mr senyawa itu = 80 (Ar C = 12 ; H = 1 ; N = 14). Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa itu!
Jawab :
Persentase Nitrogen = 100% - ( 60% + 5% ) = 35%
Misal massa senyawa = 100 gram
Maka massa C : N : H = 60 : 35 : 5
Perbandingan mol C : mol H : mol N = : :
= 5 : 5 : 2,5
= 2 : 2 :1
Maka rumus empiris = C2H2N
( C2H2N ) n = 80
( 24 + 2 + 14 ) n = 80
( 40 ) n = 80 n = = 2
Jadi rumus molekul senyawa tersebut = ( C2H2N ) 2
= C4H4N2

MENENTUKAN RUMUS KIMIA HIDRAT (AIR KRISTAL)
Hidrat adalah senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H2O). Rumus kimia senyawa kristal padat sudah diketahui. Jadi pada dasarnya penentuan rumus hidrat adalah penentuan jumlah molekul air kristal (H2O) atau nilai x.
Secara umum, rumus hidrat dapat ditulis sebagai :

Rumus kimia senyawa kristal padat : x.H2O

Sebagai contoh garam Kalsium Sulfat, memiliki rumus kimia CaSO4 . 2 H2O, artinya dalam setiap mol CaSO4 terdapat 2 mol H2O. Beberapa senyawa berhidrat / berair kristal dapat Anda lihat pada tabel berikut.


Beberapa senyawa berhidrat








Contoh:
1. 5,0 gram hidrat dari Tembaga (II) Sulfat dipanaskan sampai semua air kristalnya menguap. Jika massa Tembaga (II) Sulfat padat yang terbentuk 3,20 gram. Tentukan rumus hidrat tersebut! (Ar Cu = 63,5 ; S = 32 ; O = 16 ; H = 1)
Jawab :
Langkah-langkah penentuan rumus hidrat :
- Misalkan rumus hidrat adalah CuSO4 . x H2O
- Tulis persamaan reaksinya
- Tentukan mol zat sebelum dan sesudah reaksi
- Hitung nilai x, dengan menggunakan perbandingan mol CuSO4 : mol H2O
CuSO4 . x H2O (s) CuSO4 (s) + x H2O
5 gram 3,2 gram 1,8 gram
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = :
= 0.02 : 0,10
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = 1 : 5
Jadi Rumus hidrat dari tembaga (II) sulfat adalah CuSO4 . 5 H2O.
2. Bagaimanakah Rumus kimia garam Barium Klorida Berhidrat (BaCl2.x H2O) bila 12,2 gram garam tersebut dipanaskan menghasilakan zat yang tersisa sebanyak 10,4 gram.
Ar Ba = 137 ; Cl = 35,5 ; O = 16 ; H = 1
Jawab:
....BaCl2 . x H2O .....BaCl2 .....+..... x H2O
............ ...........,.... ...................
....12,2 gram ..........10,4 gram .......(12,2 - 10,4) = 1,8 gram
....Perbandingan, mol BaCl2 : mol H2O =
...................................................= 0,05 : 0,1
...................................................= 1 : 2
Jadi rumus kimia garam tersebut BaCl2 . 2 H2O

Molaritas
Larutan merupakan campuran antara pelarut dan zat terlarut. Jumlah zat terlarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi. Salah satu cara untuk menyatakan konsentrasi dan umumnya digunakan adalah dengan molaritas (M). molaritas merupakan ukuran banyaknya mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

pengenceran dilakukan apabila larutan terlalu pekat. Pengenceran dilakukan dengan penambahan air. Pengenceran tidak merubah jumlah mol zat terlarut. Sehingga,
V1M1 = V2M2

keterangan:
V1 = volume sebelum pengenceran
M1 = molaritas sebelum pengenceran
V2 = volume sesudah pengenceran
M2 = molaritas sesudah pengenceran

Pembuatan Larutan
PEREAKSI PEMBATAS
Di dalam suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat-zat pereaksi yang dicampurkan tidak selalu sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti bahwa ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dahulu.
X + 2Y...... ......XY2


Gambar : Pereaksi Pembatas
Reaksi di atas memperlihatkan bahwa menurut koefisien reaksi, 1 mol zat X membutuhkan 2 mol zat Y. Gambar di atas menunjukkan bahwa 3 molekul zat X direaksikan dengan 4 molekul zat Y. Setelah reaksi berlangsung, banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya 2 molekul dan 1 molekul yang tersisa, sedangkan 4 molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat Y ini disebut pereaksi pembatas.
Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak bersisa di akhir reaksi.
Dalam hitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan dengan cara membagi semua mol reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang mempunyai nilai hasil bagi terkecil, merupakan pereaksi pembatas.

Contoh :
1. Diketahui reaksi sebagai berikut
..... .....S (s) + 3 F2 ..... ..... (g) SF6 (g)
Jika direaksikan 2 mol S dengan 10 mol F2
a. Berapa mol kah SF6 yang terbentuk?
b. Zat mana dan berapa mol zat yang tersisa?
Penyelesaian :
..... .....S + 3 F2 ...... ... ... SF6
Dari koefisien reaksi menunjukkan bahwa:
.....1 mol S membutuhkan 3 mol F2

Kemungkinan yang terjadi:
* JIka semua S bereaksi maka F2 yang dibutuhkan
.....mol F2 = x 2 mol S
..... ..... .....= x 2 mol
..... ..... .....= 6 mol
Hal ini memungkinkan karena F2 tersedia 10 mol.
* Jika semua F2 habis bereaksi, maka S yang dibutuhkan
.....mol S = x 10 mol F2
..............= x 10 mol
..............= 3,33 mol
Hal ini tidak mungkin terjadi, karena S yang tersedia hanya 2 mol.
Jadi yang bertindak sebagai pereaksi pembatas adalah S!
Banyaknya mol SF6 yang terbentuk = x mol S
a. mol SF6 =1 x 2 mol = 2 mol
b. zat yang tersisa adalah F2, sebanyak = 10 mol – 6 mol
= 4 mol F2

Soal di atas dapat juga diselesaikan dengan:
- setarakan reaksinya
- semua pereaksi diubah menjadi mol
- bagikan masing-masing mol zat dengan masing-masing koefisiennya.
- Nilai hasil bagi terkecil disebut pereaksi pembatas (diberi tanda atau lingkari)
- cari mol zat yang ditanya.
- Ubah mol tersebut menjadi gram/liter/partikel sesuai pertanyaan.

Penyelesaian:
.....S .....+ .....3 F2 SF6
..... ...............
.....2 mol ........10 mol
..... ...............
..... = 2.......... = 3,33 (Nilai 2 < 3,33)

Berarti zat pereaksi pembatas : S

Sehingga ditulis:
.....S .....+ .....3 F2... .. SF6
..... ...............
.....2 mol ........10 mol

a. mol SF6 = x 2 mol S
...............=1 x 2 mol = 2 mol
b. mol F2 yang bereaksi = x 2 mol S
.................................= x 2 mol = 6 mol
....mol F2 sisa = mol tersedia - mol yang bereaksi
....................= 10 mol - 6 mol = 4 mol

2. 10 gram Fe dipanaskan dengan 3,2 gram S membentuk besi sulfida, menurut persamaan:
.....Fe (s) .....+..... S (s) . .FeS (s)
a. tentukan pereaksi pembatas
b. gram FeS yang terbentuk
c. massa zat yang tersisa
....( Ar Fe = 56 ; S = 32 )

Penyelesaian:

.....Fe (s)..... +..... S (s)... .. FeS (s)
..... ....................
.....10 gram.......... 3,2 gram
.....= mol ..........= mol


.....= 0,178 mol .....= 0,1 mol
........ .....................
.....= 0,178 ..........= 0,1 (Nilai 0,1 < 0,178)

Sehingga:
.....Fe (s)..... +..... S (s)... .. FeS (s)
..... ....................
.....0,178 ..............0,1 mol
a. Pereaksi pembatas S

b. FeS yang terjadi = x 0,1 mol
...........................= 0,1 mol
.....g FeS = 0,1 x Mr FeS
.............= 0,1 x 88
.............= 8,8 gram

c. Fe yang bereaksi = x 0,1
...........................= 0,1 x 56
...........................= 5,6 gram
....Fe sisa = 10 - 5,6 gram = 4,4 gram















BAB IV
KESIMPULAN DAN PENUTUP

A. Kesimpulan
Berdasarkan teori-teori yang telah tersebutkan didalam makalah ini dan apabila pembaca telah membaca makalah ini maka dapat mengetahui bahwa :
1) Tata nama senyawa bertujuan untuk member identitas suatu senyawa sehingga dapat membedakan senyawa tersebut dari senyawa lain.
2) Senyawa biner adalah senyawa yang terdiri atas dua jenis unsur. Senyawa biner antara unsur logam dan nonlogam merupakan senyawa ion, sedangkan senyawa biner antara unsur nonlogam dan nonlogam merupakan senyawa kovalen
3) Senyawa asam yang tidak mempunyai oksida asam disebut senyawa asam nonoksi.
4) Oksidasi nonlogam adalah oksidasi unsure nonlogam yang jika dilarutkan ke dalam air membentuk senyawa asam.
5) Senyawa poliatom ionik adalah senyawa garam yang kation dan anionnya merupakan ion poliatom.
6) Senyawa basa merupakan senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion OH-.
7) Penamaan senyawa basa yang dibentuk oleh logam yang mempunyai bilangan oksidasi tungal.
8) Asam oksi halogen adalah asam yang mempunyai oksida asam dan merupakan oksida halogen.
9) Senyawa-senyawa organik yang hanya terdiri dari unsur karbon (C) dan hidrogen (H) disebut senyawa hidrokarbon .
10) Menurut persamaan umum gas, volume suatu gas berbanding lurus dengan jumlah mol gas dan temperatur mutlak, tetapi berbanding terbalik dengan tekanan gas.

B. Penutup
Demikian laporan ini saya susun. Dan penulis mengucapkan banyak terima kasih atas pihak yang telah membantu penulis dalam penyusunan makalah ini, sehingga penulis dapat menyelesaikannya.
Penulis merasa cukup sekian kata penutup yang disampaikan. “Tak ada gading yang tak retak”. Dalam laporan ini penulis merasa masih banyak kekurangan. Oleh karena itu saran dan kritik yang dapat membangun perbaikan makalah ini dan sedikit banyaknya saya ucapkan terima kasih.























DAFTAR PUSTAKA

Wiratmo, dkk. 1994. Ilmu kimia Jilid 1. Klaten : Macanan Jaya Cemerlang.
Djojosuwito, Subandio, dkk. 1994. Kimia 1. Jakarta : Yudhistira.
Purba, Michael. 2006. Kimia. Jakarta : Erlangga.
Parning, dkk. 2007. Kimia. Jakarta : Yudhistira.
Harnanto, Ari, dkk. 2009. Kimia 1. Klaten : BSE.

0 komentar:

Poskan Komentar