Embedded Files
Tahap 1: Menyiapkan Belajar
Tujuan Pembelajaran
Mahasiswa secara mandiri mampu mengidentifikasi massa atom dan molekul berdasarkan teori melalui bahan ajar yang disediakan dengan tepat.
Mahasiswa secara mandiri dan berkelompok mampu mengidentifikasi persamaan kimia dan hukum dasar kimia melalui percobaan digital (dan/atau riil) dengan baik.
Mahasiswa secara berkelompok mampu menganalisis hasil percobaan digital dan menghubungkannya dengan konsep stoikiometri dengan tepat.
Pendahuluan
Bayangkan Anda ingin membuat kue. Resepnya meminta 2 butir telur, 200 gram tepung, dan 150 gram gula. Apa yang terjadi jika Anda hanya menggunakan 1 butir telur tetapi tetap menggunakan 200 gram tepung? Hasil kuenya pasti akan gagal, karena perbandingan bahannya tidak tepat.
Di dapur kimia (yaitu laboratorium) prinsipnya sama persis. Stoikiometri adalah "ilmu resep" dalam reaksi kimia. Ini adalah cabang kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif antara pereaksi (reaktan) dan hasil reaksi (produk) dalam suatu reaksi kimia.
Dalam topik ini, kita akan belajar:
"Membaca Resep" Kimia: Memahami makna koefisien dalam persamaan reaksi yang sudah setara.
"Menimbang Bahan": Menghitung massa, mol, dan volume reaktan yang dibutuhkan.
"Memprediksi Hasil Kue": Memprediksi jumlah produk yang dihasilkan dan mengidentifikasi reaktan pembatas yang akan habis lebih dulu.
Dengan menguasai stoikiometri, Anda tidak lagi sekadar mencampurkan bahan. Anda dapat merancang reaksi yang efisien, meminimalkan limbah, dan memprediksi hasil dengan tepat—keterampilan yang sangat penting dalam industri obat-obatan, material, makanan, dan energi.
Mari belajar "memasak" dengan presisi seorang ilmuwan!
A. MASSA ATOM DAN MOLEKUL
Massa Atom
Massa suatu atom bergantung pada jumlah elektron, proton, dan neutron yang dimilikinya. Mengetahui massa atom sangat penting dalam pekerjaan laboratorium, tetapi karena atom adalah partikel yang sangat kecil maka tidak mungkin menimbang satu atom secara langsung. Namun, kita bisa menentukan massa relatif suatu atom dibandingkan dengan atom lain secara eksperimental.
Langkah pertama yang dilakukan adalah menetapkan nilai massa untuk satu atom dari unsur tertentu agar bisa digunakan sebagai standar. Berdasarkan kesepakatan internasional, massa atom (kadang disebut berat atom) dinyatakan dalam satuan massa atom, sma (atomic mass unit, amu). Satu sma/amu didefinisikan sebagai massa yang tepat sama dengan satu per dua belas massa satu atom karbon-12. Karbon-12 adalah isotop karbon yang memiliki 6 proton dan 6 neutron, dan penetapan massa atom karbon-12 sebesar 12 amu menjadi standar untuk mengukur massa atom lainnya.
Sebagai contoh, hasil eksperimen menunjukkan bahwa rata-rata massa atom hidrogen hanya sekitar 8,4% dari massa atom karbon-12. Maka, jika massa satu atom karbon-12 adalah tepat 12 amu, maka massa atom hidrogen adalah 0,084 × 12,00 amu = 1,008 amu.
Massa Atom Rata-Rata
Massa atom karbon dalam tabel SPU nilainya bukan 12,00 amu, melainkan 12,01 amu. Perbedaan ini terjadi karena sebagian besar unsur yang terdapat di alam (termasuk karbon) memiliki lebih dari satu isotop. Artinya, ketika kita mengukur massa atom suatu unsur, kita biasanya harus menerima massa rata-rata dari campuran isotop yang secara alami ada di alam.
Sebagai contoh, kelimpahan alami karbon-12 dan karbon-13 masing-masing adalah 98,90% dan 1,10%. Massa atom karbon-13 telah ditentukan sebesar 13,00335 amu. Maka, massa atom rata-rata karbon alami dapat dihitung sebagai berikut:
massa atom rata-rata karbon = (0,9890 × 12,0000 amu) + (0,0110 × 13,00335 amu) = 12,01 amu
Gambar A.1. Massa Karbon pada SPU
Sumber: Chang, Raymond (2008)
Bilangan Avogadro & Massa Molar
Kita telah melihat bahwa 1 mol atom karbon-12 memiliki massa tepat 12 gram dan mengandung 6,02 × 10²³ atom. Massa karbon-12 ini disebut massa molar (molar mass), yang didefinisikan sebagai massa (dalam gram atau kilogram) dari 1 mol satuan (seperti atom atau molekul) suatu zat. Perlu diperhatikan bahwa massa molar karbon-12 (dalam gram) secara numerik sama dengan massa atomnya dalam satuan amu.
Demikian pula, massa atom natrium (Na) adalah 22,99 amu dan massa molarnya adalah 22,99 gram; massa atom fosfor adalah 30,97 amu dan massa molarnya adalah 30,97 gram; dan seterusnya. Jika kita mengetahui massa atom suatu unsur, maka kita juga mengetahui massa molarnya.
Massa atom Natrium = 22,99 amu
Massa molar Natrium = 22,99 g setiap 1 mol Natrium
Dengan mengetahui massa molar dan Bilangan Avogadro, kita dapat menghitung massa satu atom tunggal dalam satuan gram. Misalnya, kita tahu bahwa massa molar karbon-12 adalah 12,00 gram dan terdapat 6,022 × 10²³ atom karbon-12 dalam 1 mol zat tersebut. Oleh karena itu, massa satu atom karbon-12 adalah sesuai persamaan (a).
Kita dapat menggunakan hasil sebelumnya untuk menentukan hubungan antara satuan massa atom (amu) dan gram. Karena massa setiap atom karbon-12 adalah tepat 12 amu, maka jumlah satuan massa atom yang setara dengan 1 gram dapat dihitung sesuai persamaan (b).
Dengan kata lain, 1 gram setara dengan 6,022 × 10²³ amu. Ini menunjukkan bahwa satuan massa atom dan gram terhubung secara langsung melalui Bilangan Avogadro dan massa atom karbon-12.
Contoh persamaan (c) menunjukkan bahwa Bilangan Avogadro dapat digunakan untuk mengonversi dari satuan massa atom (amu) ke massa dalam gram, dan sebaliknya.
(a)
(b)
(c)
Sumber: Chang, Raymond (2008)
Massa Molekul
Jika kita mengetahui massa atom dari unsur-unsur penyusun suatu molekul, kita dapat menghitung massa molekul tersebut. Massa molekul (kadang disebut juga berat molekul) adalah jumlah dari massa-massa atom (dalam satuan amu) yang terdapat dalam suatu molekul. Sebagai contoh, massa molekul H₂O adalah:
2 × massa atom H + massa atom O = 2 (1,008 amu) + 16,00 amu = 18,02 amu
Secara umum, untuk menghitung massa molekul, kita mengalikan massa atom setiap unsur dengan jumlah atom unsur tersebut dalam molekul, lalu menjumlahkannya untuk seluruh unsur yang ada. Dari massa molekul tersebut, kita dapat menentukan massa molar dari suatu molekul atau senyawa. Massa molar suatu senyawa (dalam gram) secara numerik sama dengan massa molekulnya dalam satuan amu.
Misalnya, karena massa molekul air adalah 18,02 amu, maka massa molar air adalah 18,02 gram. Artinya, 1 mol air memiliki massa 18,02 gram dan mengandung 6,022 × 10²³ molekul H₂O, sama seperti 1 mol karbon unsur mengandung 6,022 × 10²³ atom karbon.
Contoh:
Metana (CH₄) adalah komponen utama dari gas alam. Berapa mol CH₄ yang terdapat dalam 6,07 gram CH₄?
Hitung massa molar :
Massa Molar CH₄ = 12,1 g + 4 (1,008 g) = 16,04 g
(Setiap 1 mol CH₄ tedapat 16,04 g molekul CH₄)
Cari nilai (X) mol CH₄ yang terdapat dalam 6,07 gram :
Jika, 1 mol CH₄ adalah 16,04 gram dan X adalah 6,07 gram, maka:
1 mol CH₄ : X = 16,04 gram : 6,07 gram
X = 6,07 gram : 16,04 gram
= 0,378 mol CH₄
(Di dalam 0,378 mol CH₄ terdapat 6,07 gram molekul CH₄)
Persentase Komposisi Senyawa
Seperti yang telah kita pelajari, rumus kimia suatu senyawa menunjukkan jumlah atom dari masing-masing unsur dalam satu unit senyawa tersebut. Namun, misalkan kita perlu memverifikasi kemurnian suatu senyawa untuk keperluan eksperimen di laboratorium. Kita dapat menghitung persentase massa dari setiap unsur yang menyusun senyawa tersebut berdasarkan rumus kimianya. Kemudian, hasil ini dibandingkan dengan komposisi persen yang diperoleh secara eksperimental dari sampel kita. Dengan membandingkan keduanya, kita dapat menentukan apakah sampel tersebut murni atau mengandung pengotor.
Komposisi persen adalah persentase massa dari masing-masing unsur dalam suatu senyawa. Komposisi ini diperoleh dengan cara membagi massa unsur tersebut dalam 1 mol senyawa dengan massa molar total senyawa, lalu dikalikan dengan 100 persen. Secara matematis, rumusnya adalah:
Komposisi % suatu unsur = (n × massa molar unsur : massa molar senyawa) × 100%
di mana n adalah jumlah mol unsur tersebut dalam 1 mol senyawa.
Contoh:
Pada 1 mol hidrogen peroksida (H₂O₂), terdapat 2 mol atom H, 2 mol atom O. Massa molar H₂O₂ = 34,02 g, H = 1,008 g, O = 16,00 g. maka komposisi persen tiap atomnya adalah.
%H = (2 x 1,008 g : 34,02 g) x 100 % = 5,926%
%O = (2 x 16,00 g : 34,022 g) × 100% = 94,06%
Jumlah dari persentase massa unsur-unsur tersebut adalah 5,926% + 94,06% = 99,99%. Perbedaan kecil dari 100% ini disebabkan oleh pembulatan nilai massa molar unsur-unsur yang digunakan dalam perhitungan. Ini adalah hal yang umum terjadi dalam perhitungan kimia, terutama saat menggunakan angka dengan jumlah desimal terbatas.
Hubungan Mol dengan Massa
Hubungan jumlah mol (n) dengan massa zat (m) adalah:
m = n × mm atau massa = n × Ar atau massa = n × Mr
dengan:
m = massa zat (gram)
n = jumlah mol (mol)
mm = massa molar = Ar atau Mr (gram/mol)
Jadi banyak mol menjadi:
n = massa : mm
n = massa : Ar , atau
n = massa : Mr
Penentuan Rumus Empiris Melalui Percobaan
Fakta bahwa kita dapat menentukan rumus empiris suatu senyawa jika kita mengetahui komposisi persennya memungkinkan kita untuk mengidentifikasi senyawa secara eksperimental. Prosedurnya secara umum adalah sebagai berikut:
Analisis kimia dilakukan untuk mengetahui massa masing-masing unsur dalam sejumlah sampel senyawa.
Massa tiap unsur kemudian dikonversi menjadi jumlah mol masing-masing unsur.
Dengan jumlah mol ini, kita dapat menentukan rasio mol sederhana untuk menyusun rumus empiris senyawa tersebut.
Gambar A.2. Percobaan Rumus Empiris Etanol
Sumber: Chang, Raymond (2008)
Contoh Khusus: Etanol
Contoh Khusus: Etanol
Sebagai ilustrasi, kita ambil contoh senyawa etanol. Ketika etanol dibakar dalam alat (seperti yang ditunjukkan pada Gambar A.2), gas karbon dioksida (CO₂) dan uap air (H₂O) dilepaskan.
Karena tidak ada karbon maupun hidrogen dalam gas yang masuk ke sistem, maka kita dapat menyimpulkan bahwa unsur karbon (C) dan hidrogen (H) pasti berasal dari etanol itu sendiri. Selain itu, karena proses pembakaran menggunakan oksigen molekuler (O₂) dan uap air juga mengandung oksigen, maka sebagian oksigen tersebut mungkin juga berasal dari etanol.
Dalam eksperimen tersebut, gas hasil pembakaran ditangkap oleh alat penyerap CO₂ dan H₂O, dan kenaikan massa alat penyerap mencerminkan massa dari CO₂ dan H₂O yang dihasilkan. Data Eksperimen adalah:
Massa etanol yang dibakar: 11,5 g
Massa CO₂ yang dihasilkan: 22,0 g, Massa molarnya: 44,01 gram
Massa H₂O yang dihasilkan: 13,5 g, Massa molarnya: 18,02 gram
Kita dapat menghitung massa karbon (C) dan hidrogen (H) dari 11,5 gram sampel awal etanol sebagai berikut:
Massa C = Massa CO₂ x Massa Molar C : Massa Molar CO₂
= 22,0 g x 12,01 g : 44,01 g
= 6,00 g
Massa H = Massa H₂O x Massa Molar H : Massa Molar H₂O
= 13,5 g x 1,008 g : 18,02 g
= 1,51 g
Jadi, dalam 11,5 gram etanol terdapat 6 gram karbon dan 1,51 gram hidrogen. Lalu, massa oksigennya tentulah merupakan sisanya.
Massa O = Massa Etanol - (Massa C + Massa H)
= 11,5 g - (6,00 g + 1,51 g)
= 4,0 g
Jumlah mol dari tiap unsur dalam 11,5 gram etanol adalah:
mol C = Massa C : Massa Molar C
= 6,00 g : 12,01 g
= 0,50 mol
mol H = Massa H : Massa Molar H
= 1,51 g : 1,008 g
= 1,50 mol
mol O = Massa O : Massa Molar O
= 4,00 g : 16,00 g
= 0,25 mol
Dengan demikian, rumus etanol adalah C₀.₅₀H₁.₅O₀.₂₅ (kita membulatkan jumlah mol hingga dua angka signifikan). Namun karena jumlah atom dalam rumus kimia harus berupa bilangan bulat, maka kita membagi semua subskrip dengan 0,25, yaitu subskrip terkecil, sehingga diperoleh rumus empiris: C₂H₆O
Dengan ini, kita bisa memahami lebih dalam makna kata “empiris” yang secara harfiah berarti “berdasarkan pengamatan dan pengukuran.” Dengan kata lain, rumus empiris menggambarkan perbandingan paling sederhana antara jumlah atom tiap unsur dalam suatu senyawa, bukan struktur kimianya.
Penentuan Rumus Molekul
Rumus yang dihitung dari komposisi persen massa selalu menghasilkan rumus empiris, karena subskrip dalam rumus tersebut telah disederhanakan menjadi bilangan bulat terkecil. Namun, untuk menghitung rumus molekul sebenarnya, kita perlu mengetahui massa molar (massa molekul relatif) dari senyawa tersebut selain rumus empirisnya.
Contoh:
Suatu sampel senyawa mengandung 1,52 g nitrogen (N) dan 3,47 g oksigen (O). Diketahui bahwa massa molar senyawa tersebut berada antara 90 g dan 95 g. Tentukan rumus molekul dan massa molar akurat dari senyawa tersebut!
Untuk menentukan rumus molekul, langkah pertama adalah menentukan rumus empiris. Untuk itu, kita ubah massa unsur menjadi mol menggunakan massa molar sebagai faktor konversi. Setelah rumus empiris diperoleh, kita bandingkan massa molar empiris dengan massa molar senyawa aktual untuk menentukan perbandingan antara rumus empiris dan rumus molekul.
Misalkan nN dan nO adalah mol Nitrogen dan mol oksigen, jadi:
nN = 1,52 g x 1 mol N : 14,01 g
= 0,108 mol N
nO = 3,47 g x 1 mol O : 16,00 g
= 0,217 mol O
Dengan demikian, kita memperoleh rumus N0,108O0,217 yang menunjukkan jenis dan perbandingan atom dalam senyawa tersebut. Namun, rumus kimia harus dituliskan dalam bilangan bulat.
Untuk mengubahnya menjadi bilangan bulat, kita membagi semua subskrip dengan subskrip terkecil, yaitu 0,108:
0,108 : 0,108 = 1
0,217 : 0,108 ≈ 2
Sehingga kita peroleh rumus empirisnya adalah NO₂.
Rumus molekul bisa saja sama dengan rumus empiris atau merupakan kelipatan bulat dari rumus empiris, misalnya dua, tiga, atau empat kali rumus empiris tersebut.
Untuk mengetahui hubungan antara rumus empiris dan rumus molekul, kita bandingkan massa molar empiris dengan massa molar aktual senyawa. Massa molar dari rumus empiris NO₂ adalah:
Massa molar NO₂ = 14,01 g/mol (N) + (2 × 16,00 g/mol (O))
= 46,01 g/mol
Selanjutnya, kita tentukan perbandingan antara massa molar senyawa dengan massa molar rumus empirisnya:
Massa molar senyawa : Massa molar rumus empiris = 90 g : 46,01 g ≈ 2
Artinya, massa molar senyawa dua kali lipat dari massa molar rumus empirisnya. Ini menunjukkan bahwa dalam setiap molekul senyawa tersebut terdapat dua unit NO₂, sehingga rumus molekulnya adalah (NO₂)₂ atau N₂O₄. Dengan demikian, massa molar aktual senyawa tersebut adalah: 2 × 46,01 g = 92,02 g
yang memang berada dalam rentang antara 90 g hingga 95 g, seperti yang telah diberikan.
B. HUKUM DASAR KIMIA & PERSAMAAN KIMIA
Hukum-Hukum Dasar Kimia
Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani, yaitu dari kata stoicheion yang berarti unsur dan metron yang berarti mengukur. Ilmu ini membahas tentang hubungan massa antarunsur dalam suatu senyawa (stoikiometri senyawa) dan hubungan massa antarzat dalam suatu reaksi (stoikiometri reaksi). Pengukuran massa dalam reaksi kimia pertama kali dilakukan oleh :
Antoine Laurent Lavoisier (1743–1794) yang menemukan bahwa massa tidak berubah dalam reaksi kimia, yang kemudian dikenal sebagai hukum kekekalan massa.
Setelah itu, Joseph Louis Proust (1754–1826) menemukan bahwa unsur-unsur membentuk senyawa dalam perbandingan massa tertentu, yang dikenal sebagai hukum perbandingan tetap.
Sebagai bagian dari upaya menyusun teori atom, John Dalton kemudian merumuskan hukum dasar kimia ketiga, yaitu hukum kelipatan perbandingan.
Ketiga hukum ini menjadi dasar dari teori atom pertama yang dikemukakan oleh John Dalton sekitar tahun 1803. Menurut Dalton, setiap materi tersusun atas atom, unsur terdiri dari atom-atom sejenis, sedangkan senyawa terdiri dari atom-atom berbeda dalam perbandingan tertentu. Namun demikian, Dalton belum mampu menentukan perbandingan atom dalam senyawa, atau rumus kimia zat. Penetapan rumus kimia baru dapat dilakukan setelah adanya penemuan dari Gay-Lussac dan Avogadro, yang memungkinkan kita menentukan rumus kimia senyawa secara lebih tepat. Dengan diketahuinya rumus kimia, maka perbandingan massa antaratom (Ar) maupun antarmolekul (Mr) dapat dihitung. Pengetahuan tentang massa atom relatif dan rumus kimia senyawa inilah yang menjadi dasar dari semua perhitungan kimia dalam stoikiometri.
1.Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)
Perhatikan reaksi pembakaran kertas. Secara kasatmata, kita dapat melihat bahwa massa abu hasil pembakaran tampak lebih kecil dibandingkan dengan massa kertas yang dibakar. Lalu, apakah pembakaran kertas menyebabkan pengurangan massa?
Antoine Laurent Lavoisier, seorang ilmuwan kimia ternama, melakukan penelitian mengenai massa zat sebelum dan sesudah reaksi kimia. Ia menimbang zat sebelum reaksi, lalu menimbang hasil akhirnya setelah reaksi berlangsung. Hasilnya menunjukkan bahwa massa zat sebelum dan sesudah reaksi selalu sama. Berdasarkan pengamatan ini, Lavoisier merumuskan sebuah prinsip penting dalam ilmu kimia yang dikenal sebagai Hukum Kekekalan Massa, yang berbunyi:
“Dalam sistem tertutup, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.”
Namun, dalam kehidupan sehari-hari, sebagian besar reaksi kimia terjadi dalam wadah terbuka. Dalam kondisi ini, jika salah satu hasil reaksi berupa gas, seperti pada pembakaran kertas, maka gas dapat lepas ke udara, dan massa zat yang tertinggal tampak berkurang. Sebaliknya, pada reaksi yang mengikat zat dari lingkungan, seperti oksigen dari udara, massa hasil reaksi bisa menjadi lebih besar dibandingkan massa zat semula.
Contohnya, pada reaksi perkaratan besi, besi (Fe) bereaksi dengan oksigen (O₂) di udara dan membentuk besi(III) oksida (Fe₂O₃). Dalam reaksi ini, massa senyawa hasil (Fe₂O₃) merupakan gabungan dari massa besi dan massa oksigen yang bereaksi.
Persamaan reaksinya dapat dituliskan sebagai:
Fe(s) + O₂(g) → Fe₂O₃(s)
Reaksi ini membuktikan bahwa tidak ada massa yang hilang, melainkan hanya berubah bentuk dan berdistribusi sesuai produk reaksi. Dengan demikian, hukum kekekalan massa tetap berlaku, terutama bila kita memperhitungkan semua zat, termasuk yang berada dalam bentuk gas.
2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)
Pada tahun 1799, seorang ilmuwan kimia bernama Joseph Louis Proust menemukan salah satu sifat penting dari senyawa, yang kemudian dikenal sebagai Hukum Perbandingan Tetap (Law of Definite Proportions). Berdasarkan berbagai penelitian terhadap beragam jenis senyawa, Proust menyimpulkan bahwa:
"Perbandingan massa unsur-unsur dalam satu senyawa adalah tertentu dan tetap."
Artinya, komposisi senyawa bersifat konsisten, tidak bergantung pada asal daerah bahan atau cara pembuatannya. Senyawa yang sama, meskipun diperoleh dari tempat yang berbeda atau melalui metode sintesis yang berbeda, tetap memiliki perbandingan massa unsur yang sama.
Tabel B.1. Perbandingan Massa Besi (Fe) dan Belerang (S) pada FeS
Sumber: Utami, B., dkk (2009)
Sebagai contoh yaitu menentukan perbandingan massa unsur-unsur dalam senyawa. Tabel B.1. menunjukkan data hasil percobaan reaksi besi dengan belerang membentuk senyawa besi sulfida (FeS). Berdasarkan data tersebut ternyata perbandingan massa besi dan belerang pada senyawa besi sulfida (FeS) selalu tetap, yaitu 7 : 4.
3. Hukum Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton)
Hukum Proust dikembangkan lebih lanjut oleh para ilmuwan untuk unsur-unsur yang dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa. Salah seorang di antaranya adalah John Dalton (1766 – 1844). Dalton mengamati adanya suatu keteraturan yang terkait dengan perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa. Untuk memahami hal ini, perhatikan tabel hasil percobaan reaksi antara nitrogen dengan oksigen berikut (Tabel B.2). Dengan massa oksigen yang sama, ternyata perbandingan massa nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida dan senyawa nitrogen monoksida merupakan bilangan bulat dan sederhana.
Tabel B.2. Reaksi Antara Nitrogen dan Oksigen
Sumber: Utami, B., dkk (2009)
Massa nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida : Massa nitrogen dalam senyawa nitrogen monoksida
= 1,75 gram : 0,875 gram
= 2 : 1
Berdasarkan hasil percobaannya, Dalton merumuskan hukum kelipatan perbandingan (hukum Dalton) yang berbunyi:
“Jika dua jenis unsur bergabung membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika massa-massa salah satu unsur dalam senyawa-senyawa tersebut sama, sedangkan massa-massa unsur lainnya berbeda, maka perbandingan massa unsur lainnya dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana. “
4. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac)
Pada awalnya, para ilmuwan menemukan bahwa gas hidrogen dapat bereaksi dengan gas oksigen membentuk air. Hasil pengamatan menunjukkan bahwa perbandingan volume antara gas hidrogen dan oksigen selalu tetap, yaitu 2 : 1. Pada tahun 1808, ilmuwan Perancis bernama Joseph Louis Gay-Lussac melakukan serangkaian percobaan reaksi antara berbagai macam gas. Dari eksperimen-eksperimen tersebut, ia menemukan bahwa perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dalam suatu reaksi kimia selalu merupakan bilangan bulat sederhana.
Contoh hasil percobaannya sebagai berikut:
2 volume gas hidrogen + 1 volume gas oksigen → 2 volume uap air
1 volume gas nitrogen + 3 volume gas hidrogen → 2 volume gas amonia
1 volume gas hidrogen + 1 volume gas klorin → 2 volume gas hidrogen klorida
Percobaan-percobaan yang dilakukan oleh Gay-Lussac dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan reaksi kimia berikut:
2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l)
N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)
H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)
Dari hasil eksperimen ini, Gay-Lussac merumuskan Hukum Perbandingan Volume, yang berbunyi:
"Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana."
Hukum ini menyatakan bahwa perbandingan volume antar gas dalam reaksi kimia sebanding dengan koefisien masing-masing gas dalam persamaan reaksi. Oleh karena itu, untuk dua gas yang terlibat dalam reaksi (misalnya gas A dan gas B), berlaku hubungan sebagai berikut:
Volume A : Volume B = Koefisien A : Koefisien B, atau apabila ingin mencari Volume A:
Volume A = (Koefisien A : Koefisien B) x Volume B
5. Hipotesis Avogadro
Mengapa perbandingan volume gas-gas dalam suatu reaksi merupakan bilangan bulat sederhana? Pertanyaan ini sempat membingungkan para ilmuwan, termasuk John Dalton dan Joseph Louis Gay-Lussac. Meskipun Gay-Lussac berhasil menemukan hukum perbandingan volume, baik ia maupun Dalton gagal menjelaskan penyebabnya. Kelemahan utama Dalton terletak pada anggapannya bahwa semua unsur selalu terdiri dari atom tunggal (monoatomik).
Baru pada tahun 1811, ilmuwan asal Italia, Amedeo Avogadro, mampu memberikan penjelasan yang logis terhadap fenomena ini. Avogadro menyatakan bahwa partikel unsur tidak selalu berupa atom tunggal, melainkan dapat terdiri atas dua atom (diatomik) atau lebih (poliatomik). Ia menyebut partikel terkecil dari suatu unsur atau senyawa yang masih memiliki sifat kimia sebagai molekul.
Sebagai contoh, dalam reaksi menurut Gay-Lussac:
2 volume gas hidrogen + 1 volume gas oksigen → 2 volume uap air
Avogadro menjelaskan bahwa:
2 molekul H₂ + 1 molekul O₂ → 2 molekul H₂O
Dari penjelasan ini, Avogadro mengajukan Hipotesis Avogadro, yang berbunyi:
"Pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas dengan volume yang sama mengandung jumlah molekul yang sama."
Artinya, perbandingan volume gas-gas dalam reaksi juga mencerminkan perbandingan jumlah molekulnya, yang setara dengan perbandingan koefisien dalam persamaan reaksi. Konsep ini tidak hanya menjelaskan hukum perbandingan volume, tetapi juga menjadi dasar dalam penentuan rumus molekul berbagai unsur dan senyawa. Dengan demikian, Hipotesis Avogadro menjadi tonggak penting dalam perkembangan teori molekul modern.
Reaksi Kimia dan Persamaan Kimia
Reaksi kimia merupakan proses yang mengubah zat-zat asal (pereaksi) menjadi zat baru (produk). Berdasarkan teori yang dikemukakan oleh John Dalton, jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tetap — tidak berubah — namun ikatan kimia antaratom mengalami perubahan. Dalam proses ini, ikatan kimia pada pereaksi diputuskan, kemudian terbentuk ikatan baru pada produk. Dengan kata lain, atom-atom ditata ulang untuk membentuk susunan baru sebagai hasil reaksi.
Perubahan ini dapat dijelaskan dengan cara menuliskan rumus kimia dari zat-zat yang terlibat, dalam suatu bentuk yang disebut persamaan reaksi. Dalam persamaan reaksi, rumus kimia zat pereaksi (reaktan) ditulis di sebelah kiri anak panah, sedangkan rumus kimia zat hasil reaksi (produk) ditulis di sebelah kanan anak panah. Anak panah tersebut berarti “membentuk” atau “bereaksi menjadi”, yang menunjukkan arah berlangsungnya reaksi.
Setiap zat yang dicantumkan dalam persamaan reaksi juga menunjukkan keadaan fisiknya, yang terdiri dari empat macam: gas (g), cairan (liquid atau l), padatan (solid atau s), dan larutan (aqueous atau aq). Di depan setiap rumus kimia, terdapat angka yang disebut koefisien reaksi, yang berfungsi untuk menyetarakan jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi, sesuai dengan hukum kekekalan massa. Selain itu, koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan paling sederhana dari partikel-partikel zat yang terlibat dalam reaksi tersebut.
Sebagai contoh, perhatikan reaksi antara gas hidrogen (H₂) dan gas oksigen (O₂) yang menghasilkan air (H₂O). Reaksinya dapat dituliskan sebagai berikut:
Pereaksi atau reaktan ⟶ Hasil reaksi/produk
2 H₂(g) + O₂(g) ⟶ 2 H₂O(l)
Koefisien H₂ = 2, O₂ = 1, dan H₂O = 2
Artinya, dua molekul hidrogen bereaksi dengan satu molekul oksigen membentuk dua molekul air. Penulisan koefisien seperti ini penting untuk menggambarkan bahwa reaksi kimia melibatkan partikel-partikel utuh, seperti atom atau molekul. Oleh karena itu, penggunaan koefisien berupa pecahan sebaiknya dihindari, karena dapat menimbulkan kesalahpahaman bahwa partikel materi bisa dipecah, padahal partikel seperti molekul tidak dapat dibagi dalam reaksi kimia biasa.
Untuk menuliskan persamaan reaksi kimia dengan benar, ada dua langkah utama yang perlu dilakukan:
Menuliskan rumus kimia zat-zat pereaksi dan hasil reaksi, lengkap dengan keterangan wujud masing-masing zat, yaitu (g) untuk gas, (l) untuk cairan, (s) untuk padatan, dan (aq) untuk larutan.
Melakukan penyetaraan, yaitu menambahkan koefisien angka di depan rumus kimia agar jumlah atom setiap unsur di sisi kiri (pereaksi) sama dengan jumlah atom di sisi kanan (produk). Ini sesuai dengan hukum kekekalan massa, yang menyatakan bahwa massa zat tidak berubah dalam reaksi kimia.
Contoh Reaksi: Aluminium + Asam Sulfat
Ketika logam aluminium (Al) bereaksi dengan larutan asam sulfat (H₂SO₄), akan terbentuk larutan aluminium sulfat [Al₂(SO₄)₃] dan gas hidrogen (H₂). Reaksi ini dapat ditulis dan disetarakan melalui beberapa langkah sistematis.
Langkah 1: Menuliskan persamaan reaksi awal (belum setara)
Langkah 1: Menuliskan persamaan reaksi awal (belum setara)
Al(s) + H₂SO₄(aq) → Al₂(SO₄)₃(aq) + H₂(g)
Langkah 2: Menyetarakan atom Aluminium (Al)
Langkah 2: Menyetarakan atom Aluminium (Al)
Pada ruas kanan terdapat 2 atom Al dalam senyawa Al₂(SO₄)₃, sedangkan di ruas kiri baru terdapat 1. Maka, kita letakkan koefisien 2 di depan Al:
2Al(s) + H₂SO₄(aq) → Al₂(SO₄)₃(aq) + H₂(g)
Langkah 3: Menyetarakan atom Sulfur (S) dan Oksigen (O)
Langkah 3: Menyetarakan atom Sulfur (S) dan Oksigen (O)
Al₂(SO₄)₃ mengandung 3 gugus sulfat (SO₄). Maka, agar jumlah atom S dan O seimbang, kita tambahkan koefisien 3 di depan H₂SO₄:
2Al(s) + 3H₂SO₄(aq) → Al₂(SO₄)₃(aq) + H₂(g)
Langkah 4: Menyetarakan atom Hidrogen (H)
Langkah 4: Menyetarakan atom Hidrogen (H)
Dari 3 H₂SO₄, terdapat total 6 atom H di ruas kiri. Maka di ruas kanan, untuk menyeimbangkan, kita letakkan koefisien 3 di depan H₂:
2Al(s) + 3H₂SO₄(aq) → Al₂(SO₄)₃(aq) + 3H₂(g)
Persamaan Reaksi Setara:
Persamaan Reaksi Setara:
2Al(s) + 3H₂SO₄(aq) → Al₂(SO₄)₃(aq) + 3H₂(g)
Pereaksi Pembatas
Dalam reaksi kimia, sering kali kita tidak memiliki jumlah reaktan yang sempurna atau seimbang secara stoikiometri. Ketika dua atau lebih zat direaksikan bersama, ada kalanya salah satu zat akan habis terlebih dahulu, sementara zat lainnya masih tersisa. Zat yang habis lebih dulu ini disebut reaktan pembatas (limiting reactant). Reaktan pembatas sangat penting untuk ditentukan karena ia menentukan jumlah maksimum produk yang dapat dihasilkan dalam suatu reaksi. Konsep ini merupakan bagian dari kajian stoikiometri, yang berfokus pada hubungan kuantitatif antara reaktan dan produk dalam reaksi kimia.
Reaktan Pembatas dalam Kehidupan Sehari-Hari
Reaktan Pembatas dalam Kehidupan Sehari-Hari
Untuk memahami konsep reaktan pembatas secara lebih intuitif, kita dapat mengambil analogi dari aktivitas sehari-hari, yaitu membuat sandwich. Bayangkan kamu akan membuat sandwich dengan bahan-bahan yang terdiri dari dua lembar roti, satu lembar keju, dan satu lembar daging untuk setiap sandwich. Sekarang, misalnya kamu memiliki 6 lembar roti, 4 lembar keju, dan 2 lembar daging. Pertanyaannya, berapa sandwich yang bisa kamu buat?
Dengan 6 lembar roti, kamu bisa membuat tiga sandwich karena setiap sandwich membutuhkan dua lembar. Dengan 4 lembar keju, kamu bisa membuat empat sandwich. Namun, kamu hanya memiliki 2 lembar daging, sehingga hanya bisa membuat dua sandwich saja. Meskipun roti dan keju masih tersedia untuk membuat lebih banyak sandwich, kekurangan daging membatasi jumlah total sandwich yang bisa dibuat. Dalam konteks ini, daging bertindak sebagai reaktan pembatas.
Gambar B.1. Komposisi Membuat 1 Sandwich
Sumber: phet.colorado.edu
Gambar B.2. Membuat Sandwich dengan 6 Roti, 4 Keju, dan 2 Daging
Sumber: phet.colorado.edu
Menghubungkan dengan Reaksi Kimia
Menghubungkan dengan Reaksi Kimia
Analogi sandwich ini dapat diterapkan secara langsung pada reaksi kimia. Misalnya, pada reaksi antara gas hidrogen dan gas oksigen untuk membentuk air:
2H₂ + O₂ → 2H₂O
Persamaan ini menunjukkan bahwa dua mol gas hidrogen bereaksi dengan satu mol gas oksigen untuk menghasilkan dua mol air. Sekarang, jika kita memiliki 5 mol gas hidrogen dan 2 mol gas oksigen, kita perlu menentukan zat mana yang menjadi pembatas. Berdasarkan rasio stoikiometri, dua mol hidrogen dibutuhkan untuk setiap mol oksigen. Jadi, 2 mol oksigen akan memerlukan 4 mol hidrogen. Karena kita memiliki 5 mol hidrogen (lebih dari cukup), tetapi hanya 2 mol oksigen, maka oksigenlah yang habis terlebih dahulu. Dengan demikian, oksigen adalah reaktan pembatas, dan reaksi akan berhenti setelah oksigen habis, walaupun hidrogen masih tersisa.
Gambar B.3. Komposisi Pembentukan Air
Sumber: phet.colorado.edu
Gambar B.4. Membentuk Air dengan 5H₂ dan 2O₂
Sumber: phet.colorado.edu
Menghubungkan dengan Reaksi Kimia
Menghubungkan dengan Reaksi Kimia
Gas manakah yang berperan sebagai pereaksi pembatas jika 8 gram gas metana direaksikan dengan 16 gram gas oksigen menurut reaksi berikut?
CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O
Langkah 1, menyetarakan reaksi.
Reaksi di atas belum setara karena jumlah atom-atom di sisi reaktan dan sisi produk belum sama. Oleh karena itu, kita harus setarakan reaksi, yaitu:
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Langkah 2, menghitung perbandingan mol terhadap koeisien sesuai Tabel B.3.
mol CH₄ : koefisien CH₄ = 0,5 : 1 = 0,5
mol O₂ : koefisien O₂ = 0,5 : 2 = 0,25
0,5 > 0,25
Tabel B.3. Perbandingan Mol dan Koefisien
Dari Tabel B.3 terlihat bahwa perbandingan mol terhadap koeisien gas oksigen lebih kecil dari gas metana, sehingga kita bisa simpulkan bahwa gas oksigen berperan sebagai pereaksi pembatas.
Volume Molar Gas
Hipotesis Avogadro menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas yang memiliki volume yang sama akan mengandung jumlah partikel (molekul) yang sama pula. Karena 1 mol dari setiap jenis gas mengandung jumlah molekul yang sama, maka pada kondisi suhu dan tekanan yang sama, 1 mol dari setiap gas juga akan menempati volume yang sama. Volume yang ditempati oleh 1 mol gas ini disebut volume molar dan dilambangkan dengan Vm.
Persamaannya:
V = n × Vm
dengan:
V = volume gas (liter)
n = jumlah mol (mol)
Vm = volume molar (liter/mol)
Volume molar gas bergantung pada suhu dan tekanan. Beberapa keadaan suhu dan tekanan yang biasa dijadikan acuan penentuan volume gas sebagai berikut:
1. Keadaan Standar
Kondisi dengan suhu 0°C dan tekanan 1 atm disebut keadaan standar dan dinyatakan dengan STP (Standard Temperature and Pressure).
PV = nRT
dengan:
P = tekanan (atm)
V = volume gas (liter)
n = jumlah mol (mol)
R = tetapan gas = 0,082 L atm/mol K
T = 0 °C = 273 K
V = nRT : P
= (1 mol × 0,082 L atm/mol K × 273 K) : 1 atm
= 22,4 Liter
Jadi, pada keadaan standar (STP), volume gas adalah 22,4 Liter. Sehingga volume molar (volume dalam 1 mol gas) adalah 22,4 liter/mol.
2. Keadaan Kamar
Kondisi pengukuran gas pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm disebut keadaan kamar dan dinyatakan dengan RTP (Room Temperature and Pressure).
PV = nRT
dengan:
P = tekanan (atm)
V = volume gas (liter)
n = jumlah mol (mol)
R = tetapan gas = 0,082 L atm/mol K
T = 25°C = 298 K
V = nRT : P
= (1 mol × 0,082 L atm/mol K × 298 K) : 1 atm
= 24,4 Liter
Jadi, pada keadaan kamar (RTP), volume gas adalah 24,4 Liter. Sehingga volume molar (volume dalam 1 mol gas) adalah 24,4 liter/mol.
3. Keadaan Tertentu dengan Suhu dan Tekanan yang Diketahui
Volume gas pada suhu dan tekanan yang diketahui dapat dihitung dengan menggunakan persamaan gas yang disebut persamaan gas ideal. Persamaan gas ideal, yaitu PV = nRT, untuk menentukan volume gas menjadi:
V = nRT : P
dengan:
P = tekanan (atm)
V = volume gas (liter)
n = jumlah mol (mol)
R = tetapan gas = 0,082 L atm/mol K
T = Suhu mutlak gas (K = 273 + suhu celcius)
4. Keadaan yang Mengacu pada Keadaan Gas Lain
Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas hanya bergantung pada jumlah molnya. Misalkan:
Gas pertama dengan jumlah mol n1 dan volume V1
Gas kedua dengan jumlah mol n2 dan volume V2
Maka pada suhu dan tekanan yang sama berlaku:
V1 : V2 = n1 : n2 atau n1 : V1 = n2 : V2
Contoh
Tentukan volume dari 2 mol gas nitrogen jika diukur pada: 1) keadaan standar (STP), 2) keadaan kamar (RTP), 3) suhu 30 °C dan tekanan 1 atm, dan 4) suhu dan tekanan yang sama di mana 0,5 mol gas oksigen mempunyai volume 15 liter!
1. Keadaan Standar (STP)
Pada keadaan standar (STP),Vm = 22,4 liter/mol
V = n × Vm
= 2 mol × 22,4 liter/mol
= 44,8 liter
2. Keadaan Kamar (RTP)
Pada keadaan kamar (RTP),Vm = 24,4 liter/mol
V = n × Vm
= 2 mol × 24,4 liter/mol
= 48,8 liter
3. Suhu 30°C & tekanan 1 atm
Suhu : 30°C = 303 K
V = nRT : P
= (1 mol × 0,082 L atm/mol K × 303 K) : 1 atm
= 49,692 Liter
4. Suhu & tekanan sama, saat 0,5 mol gas oksigen V = 15 liter
V1 : V2 = n1 : n2
VN2 : VO2 = nN2 : nO2
VN2 = nN2 : nO2 x VO2
= 2 : 0,5 x 15 L
= 60 Liter
Sumber :
Chang, R. (2008). General Chemistry The Essential Concept (Fifth Edition). New York: McGraw-Hill.
Jespersen, N.D., Brady, J.E., & Hyslop, A. (2012). Chemistry The Molecular Nature of Matter (Sixth Edition). Danvers: John Wiley & Sons, Inc.
Manik, S., Sudirman., Nurdeni., Silalahi, E., Gustina., Pujianti, A., Septhiani, S., Bahriah, E., Kartini, K., Nursa'adah, F., Hamsyah, E. (2023). Kimia Dasar. Bandung: Media Sains Indonesia
Overby, J. & Chang, R. (2022). Chemistry (14th Edition). New York: McGraw-Hill.
Tahap 3: Mengevaluasi Awal
Kerjakan soal evaluasi berikut melalui LMS yang disediakan!
Senyawa magnesium karbonat (MgCO₃) tersusun atas unsur Mg, C, dan O. Hitung persen massa masing-masing unsur dalam senyawa MgCO₃! dan Jika tersedia 50 gram MgCO₃, berapa gram unsur magnesium yang terkandung di dalamnya?
Suatu sampel senyawa Na₂CO₃ memiliki massa 10,6 gram. Hitung jumlah mol Na₂CO₃ dalam sampel tersebut! Berapa jumlah atom natrium (Na) yang terkandung dalam sampel tersebut?
Diketahui reaksi berikut: Al + HCl → AlCl₃ + H₂. Setarakan reaksi di tersebut! Jika 6,75 gram aluminium bereaksi sempurna dengan HCl, berapa volume gas H₂ (dalam liter) yang dihasilkan pada STP?
Page updated
Report abuse