BAHAN AJAR HUKUM DASAR DAN PERHITUNGAN KIMIA Kelompok 3 1. Dea Sulistia Putri 2. Hanifa Zahra Salsabila 3. Aisyah Nursa’adah 4. Eka Safitri 5. Nurfitri Widi 6. Windi Puji Astuti

11190162000044 11190162000045 11190162000046 11190162000047 11190162000048 111901620000

HUKUM DASAR DAN PERHITUNGAN KIMIA Kompetensi Dasar: KD 3.10 Menerapkan hukum-hukum dasar kimia, konsep massa molekul relatif, persamaan kimia, konsep mol, dan kadar zat untuk menyelesaikan perhitungan kimia Indikator Pencapaian Kompetensi KD 3.10 3.10.1 Menghitung Massa Atom Relatif (Ar) Unsur-Unsur dan Menghitung Massa Molekul Relatif (Mr) Senyawa. 3.10.2 Menentukan pereaksi dan hasil reaksi dalam suatu persamaan reaksi dan menyetarakan persamaan reaksi kimia. 3.10.3 Menerapkan hukum Kekekalan Massa (Lavoisier) dan hukum Perbandingan Tetap (Proust). 3.10.4 Menerapkan hukum Perbandingan Berganda (Dalton) dalam Perhitungan Kimia. 3.10.5 Menerapkan Hukum Perbandingan Volume (Gay Lussac) dan Hukum Avogadro dalam Perhitungan kimia. 3.10.6 Menentukan hubungan antara mol dengan massa, volum dan jumlah partikel 3.10.7 Menentukan rumus empiris dan Menentukan rumus molekul senyawa 3.10.8 Menentukan kadar unsur atau senyawa dalam suatu sampel 3.10.9 Menentukan pereaksi pembatas dalam suatu reaksi 3.10.10 Menerapkan penggunaan konsep mol untuk menyelesaikan perhitungan kimia KD 4.10 Menganalisis data hasil percobaan menggunakan hukum-hukum dasar kimia kuantitatif. Indikator Pencapaian Kompetensi KD 4.10 4.10.1 Melakukan percobaan, menganalisis data dan percobaan tentang Hukum Kekekalan Massa (Lavoisier) 4.10.2 Melakukan percobaan, menganalisis data dan percobaan tentang hukum Perbandingan Tetap (Proust) 4.10.3 Melakukan percobaan, menganalisis data dan percobaan tentang Perbandingan Berganda (Dalton) 4.10.4 Melakukan percobaan, menganalisis data dan percobaan tentang hukum Perbandingan Volume (Gay-Lussac) 4.10.5 Melakukan percobaan, menganalisis data dan percobaan tentang Hipotesis Avogadro

menyajikan laporan menyajikan laporan menyajikan laporan menyajikan laporan menyajikan laporan

MASSA ATOM RELATIF (Ar) DAN MASSA MOLEKUL RELATIF (Mr) 3.10.1 Menghitung Massa Atom Relatif (Ar) Unsur-Unsur dan Menghitung Massa Molekul Relatif (Mr) Senyawa. Massa Atom Massa atom terkait dengan partikel yang sangat kecil. Debu terkecil yang dapat dilihat oleh mata mengandung kurang lebih 6 10.000.000.000.000.000 atau 1 x 10 atom. Oleh karena itu, tidak mungkin mengukur massa dengan menimbang satu atom. Namun demikian, dengan perkembangan teknologi massa atom dapat ditentukan dengan alat Spektrometer massa. Alat ini bukan suatu neraca, tetapi suatu alat rekayasa teknologi yang mampu untuk menentukan massa partikel-partikel yang sangat kecil.

1. Massa Atom Rata-rata Atom-atom unsur yang sama tidak selalu mempunyai massa yang sama. Hal ini kita kenal dengan istilah isotop. Massa atom-atom unsur ini dapat dianalogikan dengan massa beras. Meskipun dari jenis beras yang sama, tetapi massa butir beras yang satu dengan yang lain tidaklah sama persis. Hasil pengukuran menggunakan spektrometer massa merupakan kurva yang menunjukkan massa dan persentase kelimpahan isotop dari atom-atom tersebut di alam. Oleh karena atom-atom di alam dapat mempunyai massa yang berbeda, maka massa atom dihitung berdasarkan massa rata-rata dari seluruh atom yang ada di alam. Dengan menggunakan spektrometer massa diketahui bahwa atom hidrogen merupakan atom yang paling ringan dengan massa 1,67 x 10-27 kg. Oleh karena nilainya yang sangat kecil, maka dibuatlah suatu cara untuk mempermudah perhitungan, dimana massa suatu partikel yang massanya 1,67 x 10-27 kg disebut dengan 1 sma (satuan massa atom). Jadi, massa 1 atom hidrogen dianggap sama dengan 1 sma. Contoh lainnya adalah atom karbon yang mempunyai isotop dengan massa 12 sma dan 13 sma, serta atom neon yang mempunyai isotop Ne-20, Ne-21, dan Ne-22 yang masing-masing mempunyai massa 20 sma, 21 sma, dan 22 sma. Dengan adanya beberapa isotop tersebut, maka massa atom merupakan massa rata-rata dari seluruh isotop yang ada di alam.

Perhatikan dan pahami contoh soal berikut ini! Atom klorin di alam terdapat dalam dua macam isotop, yaitu 75% sebagai CI-35 yang massanya 35 sma, dan 25% sebagai CI-37 yang massanya 37 sma. Massa rata-rata atom klorin adalah: Penyelesaian: Diketahui: % massa CI-35 = 75% % massa CI-37 = 25% massa CI = 35 sma massa CI = 37 sma Ditanya: Massa rata-rata atom klorin ? Jawab: Dengan menggunakan rumus mencari massa rata-rata atom menghitung massa rata-rata atom klorin sebagai berikut: Massa rata-rata atom CI = =

untuk

Σ 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝐿−35 + Σ 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑖−37 𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑠𝑒𝑙𝑢𝑟𝑢ℎ 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶𝐼 𝑑𝑖 𝑎𝑙𝑎𝑚 (75% 𝑥 35) + (25% 𝑥 37) 100%

= 35,5 sma Jadi, massa rata-rata atom klorin adalah 35,5 sma.

2. Massa Atom Relatif (Ar) Unsur-Unsur Mengukur massa adalah membandingkan massa suatu benda terhadap benda yg lain, di mana massa benda pembanding disebut sebagai massa standar. Misalnya, apabila kita menimbang gula dan dinyatakan massanya 1 kg, maka sebenarnya massa gula tersebut adalah sama (sebanding) dengan massa anak timbangan 1 kg. Sebagai standar massa dalam penimbangan gula tersebut adalah massa anak timbangan. Atom merupakan partikel amat kecil, dan untuk menentukan massanya diperlukan alat khusus yang disebut Spektrometer-massa. Dengan alat ini dapat ditetapkan massa sebuah atom hidrogen, H yakni besarnya 1,6736 x 10-24 gram. Betapa kecilnya massa atom H ini bahkan atom yang paling besar sekali pun, massanya kurang dari 5,000 x 10-24 gram. Bilangan berpangkat ini kurang praktis penggunaannya; oleh karena itu para ahli sepakat untuk menggunakan satuan khusus untuk massa atom. Satuan ini diberi nama: satuan massa atom (sma; atau amu = atomic mass units) dengan simbol: µ Melalui pertimbangan ilmiah, atom C-12 dipilih sebagai atom acuan, dan ditetapkan bahwa massa sebuah atom C-12 adalah tepat sebesar 12 µ. Massa sebuah atom C-12 yang sebenarnya adalah 19,9268 x 10-24 g; dan dengan menggunakan satuan massa atom penyederhana (µ) dapat disederhanakan menjadi sebesar 12,0000µ . Dengan demikian satuan massa atom penyederhana ( µ ) besarnya adalah:

Bila satuan penyederhana diterapkan terhadap massa atom H di atas, maka massa atom H dalam satuan µ, besarnya adalah:

Dalam menentukan massa atom, sebagai standar massa atom adalah massa 1 atom karbon-12 (atom karbon yang massanya 12 sma). Jadi, massa atom yang yang diperoleh dari pengukuran adalah massa atom relatif terhadap atom karbon-12. Dari pengukuran diketahui bahwa massa atom hidrogen ternyata 0,08400 kali relatif terhadap massa atom C12. Jika dihitung akan diperoleh bahwa massa atom hidrogen adalah 0,08400 x 12 sma atau 1,008 sma. Massa atom relatif diberi lambang Ar , yaitu perbandingan massa rata-rata 1 atom terhadap

1 12

massa 1 atom C-12, atau secara matematis

dirumuskan sebagai: Ar X =

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑟𝑎𝑡𝑎−𝑟𝑎𝑡𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑋 1 12

𝑋 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

dengan: Ar X = massa atom relatif X Massa 1 atom C-12 = 12 sma Tabel berikut hanya mencakup beberapa nilai Ar unsur (disertai nilai pembulatan untuk penyederhanaan perhitungan);

Massa rata-rata atom X merupakan massa rata-rata dari semua isotop X yang ada di alam. Massa atom relatif tidak mempunyai satuan. Perhatikan dan pahami contoh soal berikut: Jika massa rata-rata 1 atom N adalah 14 sma, berapa massa atom relatif N? Penyelesaian: Diketahui: Massa rata-rata 1 atom N = 14 sma Ditanya : Berapa massa atom relatif N ? Jawab: Dengan menggunakan rumus mencari massa atom relatif untuk menghitung massa atom relatif N sebagai berikut: Ar N = =

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑟𝑎𝑡𝑎−𝑟𝑎𝑡𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑁 1 12

𝑋 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

14 𝑠𝑚𝑎 1 12

𝑥 12 𝑠𝑚𝑎

= 14 Jadi, massa atom relatif N sebesar 14. Kerjakanlah soal dibawah ini dengan benar! 1. Jika 0,56 g logam M bereaksi dengan HCl(aq) dan membentuk 0,005 mol H2 dan larutan MCl2, maka massa atom relatif M adalah….. 2. Sebanyak 31,8 gram Na2CO3 direaksikan dengan XSO4.berlebih menurut persamaan reaksi. XSO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → XCO3 (s) + Na2SO3 (aq) Jika dari reaksi tersebut dihasilkan 30 gram XCO3, massa atom relatif dari unsur X adalah … (Ar Na = 23; C = 12; S = 32; dan O = 16) 3. Massa rata-rata 1 atom unsur Y adalah 4,037×10-23 gr. Sedangkan massa 1 atom C-12 adalah 2×10-23 gr. Berapakah massa Ar unsur Y tersebut?

3. Massa Molekul Relatif dan Massa Rumus Relatif (Mr) Kita telah tahu bahwa molekul merupakan gabungan dari dua atom atau lebih. Oleh karena itu, massa molekul ditentukan oleh massa atom-atom penyusunnya, yaitu merupakan jumlah dari massa seluruh atom yang menyusun molekul tersebut. Bagi senyawa ion, di mana struktur tidak dapat ditentukan dengan pasti, massa molekul tidak tepat untuk digunakan. Oleh karena itu, massanya dihitung berdasarkan setiap satuan rumus empirisnya dan dinamakan sebagai massa rumus. Seperti halnya massa atom relatif, massa molekul juga merupakan perbandingan massa rata-rata 1 molekul atau satuan rumus suatu zat relatif (dibandingkan) terhadap

1 12

kali massa 1 atom C-12, atau dirumuskan:

Mr Ax By =

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑟𝑎𝑡𝑎−𝑟𝑎𝑡𝑎 1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝐴𝑥 𝐵𝑦 1 12

𝑋 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

dan bila dijabarkan lebih lanjut didapatkan: Mr Ax By =

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑟𝑎𝑡𝑎−𝑟𝑎𝑡𝑎 (𝑥 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑋 + 𝑦 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐵 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 1 12

𝑋 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

sehingga dapat disederhanakan menjadi: Mr Ax By = (x Ar A + y Ar B) Jadi, massa molekul relatif suatu senyawa molekul merupakan jumlah massa atom relatif dari seluruh atom penyusun molekul. sedangkan massa rumus relatif suatu senyawa ion merupakan jumlah massa atom relatif dari seluruh atom penyusun satu satuan rumus kimia senyawa tersebut. Perhatikan contoh soal berikut: Hitunglah Mr (NH4)2 SO4 jika diketahui: Ar N = 14, H = 1, S = 32, dan O = 16. Penyelesaian: Diketahui: Ar N = 14, H = 1, S = 32, dan O = 16 Ditanya : Mr dari (NH4)2 SO4 ? Jawab: Untuk menghitung Mr dari suatu senyawa dapat dihitung menggunakan rumus seperti berikut: Mr (NH4)2 SO4 = 2 x Ar N + 8 x Ar H + 1 x Ar S + 4 x Ar O = ( 2 x 14) + (8 x 1) + (1 x 32) + (4 x 16) = 28 + 8 + 32 + 64 = 132 Jadi, Mr dari (NH4)2 SO4 adalah 132.

Kerjakanlah latihan soal dibawah ini! 1. Jika Ar H=1, Ar O=16 dan massa 1 atom C12=2 x 10-23 gram.

Tentukan massa 10 molekul air ? 2. Suatu senyawa mempunyai rumus empiris CH3, jika Mr senyawa tersebut 30, tentukan rumus molekul dari senyawa tersebut. 3. Diketahui rumus molekul air adalah H2O, dan karbon dioksida adalah CO2. Jika Ar dari H=1; C=12; dan O=16, maka: a. Berapa perbandingan massa antar unsur pembentuk masing-masing senyawa? b. Berapa komposisi (dalam %-massa) dari masing-masing unsur dalam kedua senyawa di atas?

PERSAMAAN REAKSI 3.10.2 Menentukan pereaksi dan hasil reaksi dalam suatu persamaan reaksi dan menyetarakan persamaan reaksi kimia. 1. Persamaan Reaksi Kimia Apa yang kalian ketahui tentang persamaan reaksi dan bagaimana menuliskannya? Persamaan reaksi adalah penulisan simbolis dari suatu reaksi kimia. Pada reaksi kimia tidak terjadi perubahan massa zat, karena dalam reaksi kimia hanya terjadi penyusunan kembali atom-atom zat yang bereaksi membentuk susunan baru dalam zat hasil reaksi. Oleh karena itu, jumlah atom-atom sebelum reaksi harus sama dengan jumlah atom-atom sesudah reaksi. Antara zat yang bereaksi dengan zat hasil reaksi dihubungkan dengan tanda panah. Perhatikan reaksi antara gas hidrogen dan gas oksigen membentuk air.

Dari reaksi diatas dapat dilihat sebagai berikut. 1. Zat-zat yang berada di sebelah kiri tanda anak panah adalah zat yang bereaksi, disebut juga dengan pereaksi atau reaktan. 2. Zat-zat yang berada di sebelah kanan tanda panah adalah zat hasil reaksi atau produk. 3. Huruf dalam tanda kurung menyatakan wujud zat yang bersangkutan , seperti: s/solid = padat g/gas = gas l/liquid = cair aq/aqueous = larutan dalam air 4. Angka di belakang zat disebut indeks.

5. Angka di depan zat disebut koefisien reaksi,.koefisien reaksi adalah angka yang ditetapkan agar jumlah atom-atom di sebelah kiri tanda anak panah (reaktan) sama dengan jumlah atom-atom di sebelah kanan tanda anak panah (produk). Angka koefisien satu ttidak ditulis. 6. Persamaan reaksi yang sudah mempunyai koefisien yang sesuai disebut persamaan reaksi setara. Cara menyatakan persamaan reaksi adalah sebagai berikut: 1. Menentukan jumlah atom masing-masing unsur di ruas kiri dan ruas kanan persamaan reaksi. 2. Memberikan koefisien untuk tiap rumus kimia pada persamaan reaksi sehingga persamaan reaksi setara. 2. Penyetaraan Persamaan Reaksi Kimia Telah disebutkan bahwa pada reaksi kimia, atom-atom mengalami penataan ulang, tetapi jenis dan jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi adalah sama. Hal tersebut harus dinyatakan sesuai dengan fakta dan Hukum Lavoisier. Hukum Lavoisier menyatakan bahwa "Jumlah massa zat sebelum reaksi, sama dengan jumlah massa zat setelah reaksi.”. Dalam reaksi kimia, jumlah pereaksi yang berubah sama dengan jumlah massa produk reaksi. Untuk memenuhi persyaratan ini, maka jumlah atom-atom yang sejenis sebelum dan sesudah reaksi harus sama. Untuk menyamakan jenis dan jumlah atom tersebut, reaksi perlu direaksikan, yaitu dengan memberi koefisien yang tepat. Banyak reaksi yang dapat disetarakan dengan cara menebak, akan tetapi sebagai permulaan, ikuti langkah-langkah berikut. a. Tetapkan koefisien salah satu zat, biasanya zat yang rumusnya paling kompleks, sama dengan 1, sedangkan zat lain diberikan koefisien sementara dengan huruf. b. Setarakanlah terlebih dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang diberi koefisien 1 tersebut. c. Setarakan unsur lainnya, biasanya akan membantu jika atom O disetarakan paling akhir.

Perhatikan contoh soal di bawah ini! 1. Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi antara besi(III) oksida dengan larutan asam sulfat membentuk larutan besi(III) sulfat dan air. Penyelesaian: Diketahui: Reaksi antara besi(III) oksida dengan larutan asam sulfat membentuk larutan besi(III) sulfat dan air. Ditanya :

Setarakan persamaan reaksi antara besi(III) oksida dengan larutan asam sulfat membentuk larutan besi(III) sulfat dan air? Jawab: Langkah-langkah penyelesaian: Langkah 1, Menuliskan rumus kimia dan persamaan reaksi. Fe2O3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l) Langkah 2, Penyetaraan: a. Tetapkan koefisien Fe2(SO4)3 = 1, sedangkan koefisien zat-zat lainnya dimisalkan dengan huruf atau variabel. a Fe2O3(s) + b H2SO4(aq) → 1 Fe2(SO4)3(aq) + c H2O(l) b. Setarakan jumlah atom Fe dan S (untuk atom O terakhir)

kita masukkan a dan b, sehingga persamaan reaksi menjadi: 1 Fe2O3(s) + 3 H2SO4(aq) → 1 Fe2(SO4)3(aq) + c H2O(l) c. Setarakan jumlah atom H.

Kita masukkan koefisien c, sehingga persamaan reaksinya menjadi: 1 Fe2O3(s) + 3 H2SO4(aq) → 1 Fe2(SO4)3(aq) + 3 H2O(l) Karena semua senyawa sudah mempunyai koefisien, maka jumlah atom O mestinya sudah setara.

Jadi, setara dari persamaan reaksi antara besi(III) oksida dengan larutan asam sulfat membentuk larutan besi(III) sulfat dan air adalah 1 Fe2O3(s) + 3 H2SO4(aq) → 1 Fe2(SO4)3(aq) + 3 H2O(l) Kerjakanlah latihan soal di bawah ini dengan benar! 1. Tulis dan samakan persamaan reaksi antara logam aluminium dengan larutan asam klorida membentuk larutan aluminium klorida dan gas hidrogen. 2. Tulis dan samakan persamaan reaksi antara logam tembaga dengan larutan asam nitrat encer membentuk larutan tembaga (II) nitrat, gas nitrogen oksida, dan air. 3. Setarakanlah persamaan reaksi diberikut. a. Ba(OH)2 + P2O5 → Ba3(PO4)2 + H2O b. Al2(CO3)3 + H2O → Al(OH) 3 + CO2 c. Mg(NO3)2 + Na3PO4 → Mg3(PO4)2 + NaNO

HUKUM DASAR ILMU KIMIA 3.10.3 Menerapkan hukum Kekekalan Massa (Lavoisier) dan hukum Perbandingan Tetap (Proust). 4.10.1 Melakukan percobaan tentang hukum kekekalan Massa 1. Hukum Lavoisier (Hukum Kekekalan Massa) Antoine Laurent Lavoisier lahir di Paris, Prancis pada tanggal 26 Agustus 1743. Ia dibesarkan dalam keluarga bangsawan dan kaya. Ayahnya adalah seorang pengacara dan ibunya meninggal ketika dia baru berusia lima tahun. Antoine menemukan kecintaannya pada sains saat kuliah. Namun, ia awalnya akan mengikuti jejak ayahnya mendapatkan gelar sarjana hukum untuk menjadi pengacara. Lavoisier tidak pernah melakukan praktik hukum sebagai seorang pengacara walaupun ia bergelar sarjana hukum. Karena menurutnya ilmu sains jauh lebih menarik baginya. Lavoisier terpilih di Royal Academy of Science pada tahun 1764. Pada tahun 1775, Lavoisier mendirikan laboratorium di Paris, tempat dimana dia bisa menjalankan eksperimen sains. Laboratoriumnya menjadi tempat berkumpulnya para ilmuwan. Di laboratorium inilah Lavoisier membuat banyak penemuan penting di bidang kimia. Dalam melakukan penelitian, Lavoisier menganggap penting untuk

menggunakan eksperimen, pengukuran yang tepat, dan pendalaman fakta dalam sains. Dalam menemukan Hukum Kekekalan Massa, Lavoisier melakukan penelitian terhadap proses pembakaran dari beberapa zat. Dalam percobaan tersebut diamati proses reaksi antara raksa (merkuri) dengan oksigen untuk membentuk merkuri oksida yang berwarna merah. Dapat diketahui, bila senyawa merkuri oksida dipanaskan, akan menghasilkan logam merkuri dan gas oksigen. Ketika logam merkuri dipanaskan dengan oksigen akan dihasilkan juga merkuri oksida. Kemudian, dari percobaan ini dapat diketahui bahwa massa oksigen yang dibutuhkan pada proses pemanasan logam merkuri sama dengan massa oksigen yang dihasilkan dari pemanasan merkuri oksida. Maka, di kemukakanlah Hukum Lavoisier (Hukum Kekekalan Massa): "Massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat zat hasil reaksi." “Nothing is lost, nothing is created, everything is transformed” —Antoine Lavoisier—

Percobaan lavoisier Mula-mula tinggi cairan merkuri dalam wadah yang berisi udara adalah A, tetapi setelah beberapa hari, tínggi permukaannya menjadi B. Hal ini menunjukkan bahwa oksigen dari udara telah digunakan oleh merkuri di atas pemanas untuk membentuk merkuri oksida. Pemanasan merkuri oksida di atas pemanas akan mengakibatkan permukaan merkuri turun menjadi A lagi setelah semua merkuri oksida terurai menjadi merkuri kembali. Berdasarkan percobaan tersebut, Lavoisier mendapatkan hasil yaitu massa sebelum reaksi (merkuri dan oksigen) sama dengan massa setelah reaksi (merkuri oksida hasil reaksi). Jadi, kesimpulannya adalah massa zat sebelum reaksi sama dengan massa zat sesudah reaksi. Perhatikan contoh soal berikut ini!

Logam magnesium bermassa 4 gram dibakar dengan oksigen menghasilkan magnesium oksida. Jika massa oksigen yang digunakan 6 gram, berapa gram massa magnesium oksida yang dihasilkan? Jawab Diketahui: m.Mg = 4 g m.O = 6 g Ditanya: m.MgO? Penyelesaian: massa zat-zat hasil reaksi = massa zat-zat sebelum reaksi (ini berdasarkan teori hukum kekekalan massa) massa magnesium oksida = massa magnesium + massa oksigen = 4 gram + 6 gram = 10 gram

Praktikum Hukum Kekekalan Massa Tujuan: Mengamati hubungan massa zat-zat sebelum reaksi dan sesudah reaksi

Alat dan Bahan: 1. 1 buah neraca 2. 1 buah gelas kimia 500 mL 3. 2 buah tabung reaksi 4. 1 buah tabung erlenmeyer 5. 1 buah silinder ukur 10 mL 6. Sebuah pipet 7. NaOH (natrium hidroksida) 0,1 M 8. KI (kalium iodida) 0,1 M 9. Pb(NO3)2 (timbal (II) nitrat) 0,1 M 10. CuSO4 (tembaga(II) sulfat) 0,1 M Cara Kerja: 1. Reaksi Pb(NO3)2 dan KI:

○

Ambil larutan 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 sebanyak 3 ml menggunakan gelas ukur

○

Masukkan larutan 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 sebanyak 3 ml yang telah ditakar ke dalam

tabung reaksi kemudian timbang massa larutan dan catat hasilnya ○ Cuci gelas ukur ○ Ambil larutan KI sebanyak 3 ml menggunakan gelas ukur ○ Masukkan larutan KI sebanyak 3 ml yang telah ditakar ke dalam tabung reaksi kemudian timbang massa larutan dan catat hasilnya ○ Mengambil zat dari tabung reaksi dan masukkan cairan dalam tabung reaksi ke dalam labu Erlenmeyer ○ Catat hasil campuran kedua zat 𝑃𝑏(𝑁𝑂 ) + KI 3 2 ○ Timbang massa larutan dan catat hasilnya 2. Reaksi NaOH dan Cu(SO)4 :

Ulangi langkah seperti pada reaksi 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 dan KI dengan menggunakan campuran larutan kedua yaitu NaOH + CuSO4

Buatlah Laporan hasil percobaan menggunakan sistematika berikut! A. Judul Praktikum B. Tujuan Praktikum C. Alat dan Bahan D. Langkah Kerja E. Tabel Hasil Pengamatan No.

Perlakuan

Gambar Hasil Pengamatan

F. Data percobaan :

G. Pembahasan H. Pertanyaan 1. Apakah massa sebelum dan sesudah reaksi sama? 2. Apakah kesimpulan Anda berdasarkan massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi?

3. Bagaimana bunyi hukum Lavoisier berdasarkan percobaan di atas? I. Daftar Pustaka Kerjakanlah latihan soal berikut ini! 1. Sejumlah logam besi dipijarkan dengan 3,2 gram belerang menghasilkan 8,8 gram senyawa besi(II) sulfida. Berapa gram logam besi yang telah bereaksi? 2. Sebanyak 18 gram glukosa dibakar dengan oksigen menghasilkan 26,4 gram gas karbon dioksida dan 10,8 gram uap air. Berapa gram Oksigen yang telah bereaksi pada pembakaran tersebut?

2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust) Pada sekitar tahun 1799, Joseph Louis Proust dari Perancis melakukan eksperimen, yaitu mereaksikan unsur hidrogen dan unsur oksigen Proust menemukan bahwa unsur hidrogen dan unsur oksigen selalu bereaksi membentuk senyawa air dengan perbandingan massa yang tetap, yaitu 1:8.

Hasil eksperimen Proust Massa zat sebelum reaksi

Massa zat setelah reaksi

Hidrogen (gram)

Oksigen (gram)

Air (gram)

Sisa unsur yang tidak bereaksi

1

8

9

0

2

8

9

1 g hidrogen

1

9

9

1 g hidrogen

2

16

18

0

Proust juga meneliti pada elektrolisis air ledeng, air sumur, dan air sungai akan menghasilkan gas hidrogen dan gas oksigen dengan perbandingan volume kedua gas itu adalah 2:1 dan perbandingan massanya 1:8. Perbandingan volume dan perbandingan massa kedua gas itu tetap, tidak bergantung pada jenis air yang

dielektrolisis apakah air ledeng, air sumur, atau air sungai, sehingga memperoleh kesimpulan yang sama, yaitu perbandingan berat unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa tidak pernah berubah. Hukum Perbandingan tetap berbunyi: “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap.” Dengan memakai pemahaman hukum perbandingan tetap, definisi senyawa dapat diperluas sebagai berikut: “senyawa adalah zat yang terbentuk oleh dua atau lebih unsur yang berbeda jenis dengan perbandingan massa unsur-unsur penyusunnya adalah tetap.” Perhatikan contoh soal berikut ini! Air tersusun dari unsur hidrogen dan unsur oksigen dengan perbandingan massa H : O = 1:8 dari manapun air tersebut berasal dan bagaimanapun cara air tersebut terbentuk. Air dalam keadaan sebagai es atau uap air, mengandung unsur hidrogen dan oksigen dengan perbandingan H : O = 1:8. Apabila ada senyawa yang tersusun dari unsur hidrogen dan unsur oksigen dengan perbandingan yang berbeda, maka senyawanya pasti bukan air. Sebagai contoh, hidrogen peroksida (zat pemutih rambut atau kain) juga terbentuk dari hidrogen dan oksigen, tetapi perbandingan antara hidrogen dan oksigen adalah 1:16. Dengan menggunakan Hukum Proust, dapat dihitung dengan cermat jumlah gram suatu unsur yang diperlukan untuk membuat suatu senyawa dengan massa tertentu, sesuai yang diinginkan. Sebaliknya, berapa gram massa suatu unsur yang terdapat dalam suatu senyawa tertentu juga dapat dihitung. Perhatikan contoh soal berikut ini! Perbandingan massa unsur oksigen dan hidrogen di dalam air adalah 8:1. Jika 100 gram unsur oksigen dan 3 gram unsur hidrogen bergabung membentuk senyawa (air), berapa gram air yang dapat dihasilkan? Jawab: Diketahui: m.O = 100 g m.H = 3 g Ditanya: m.H2O? Penyelesaian: Perbandingan massa oksigen dan hidrogen dalam air adalah massa O : massa H = 8:1 (Perbandingan ini selalu tetap sesuai dengan hukum perbandingan tetap) Jika semua unsur O habis bereaksi, diperlukan H = 1/8 x 100 gram = 12,5 gram

Dalam reaksi, tidak mungkin zat yang bereaksi melebihi yang disediakan. Oleh karena hanya tersedia 3 gram unsur hidrogen, tidak mungkin hidrogen yang bereaksi 12,5 gram. Berarti, yang habis bereaksi membentuk senyawa adalah unsur hidrogen sebesar 3 gram. Jika hidrogen yang membentuk senyawa 3 gram, maka oksigen yang diperlukan: ● Massa oksigen = 8/1 x 3 gram = 24 gram ● Oksigen yang tersisa = 100 - 24 gram = 76 gram ● Massa air yang terjadi = massa oksigen + massa hidrogen = 24 gram + 3 gram = 27 gram Dalam reaksi kimia dimungkinkan adanya zat yang habis atau tersisa, tetapi tidak mungkin ada zat yang kurang.

Praktikum Hukum Perbandingan Tetap I.

Pendahuluan Air dibentuk oleh dua unsur yaitu unsur Hidrogen dan Oksigen. Bagaimana kita mengetahui massa unsur hidrogen dan oksigen yang terdapat dalam air? Pada tahun 1799, seorang ahli kimia Perancis, yang bernama Joseph Louis Proust (1754-1826), mengemukakan tentang perbandingan massa unsur unsur dalam senyawa dan penemuannya disebut Hukum Perbandingan Tetap. Untuk memahami hukum Perbandingan Tetap, cobalah lakukan percobaan berikut dalam kelompok dengan hati-hati dan teliti. Jawablah pertanyaan berdasarkan data pengamatan dan hasil pengolahan data.

II.

Tujuan Menyelidiki hubungan antara massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa

III.

Alat dan Bahan Alat: - Tabung reaksi 5 buah - Pembakar spiritus - Statif dan klem - Spatula - Penjepit tabung - Neraca Bahan: - Pita logam Cu - Serbuk belerang - Ampelas

IV.

Langkah Kerja 1. Siapkan lima tabung reaksi, kemudian masukkan serbuk belerang; Pada tabung 1; 0,025 gram belerang Pada tabung 2; 0,050 gram belerang Pada tabung 3; 0,075 gram belerang Pada tabung 4; 0,100 gram belerang Pada tabung 5; 0,125 gram belerang 2. Siapkan 5 lempeng tembaga (60 mm x 80 mm) yang sudah diamplas 3. Masukkan lempeng tembaga itu pada bagian sisi tabung dan hati-hati jangan sampai masuk ke dasar tabung reaksi yang berisi belerang seperti pada gambar di bawah.

4. Panaskan lempeng Cu yang ada pada sisi tabung, sampai warna lempeng berubah, lihat gambar setelah lempeng Cu berubah warna, masukkan Cu itu pada dasar tabung dengan cara ditegakkan, pemanasan dilanjutkan. 5. Lanjutkan pemanasan sampai berpijar dan belerang habis bereaksi. 6. Ukurlah panjang tembaga yang tidak bereaksi dan hitung. 7. Ulangi eksperimen di atas dengan serbuk belerang 2, 3, 4, dan 5 kali jumlah semula. Tabel 7. Data Pengamatan Hukum Perbandingan Tetap

V.

Tugas: Buatlah grafik panjang lempeng tembaga yang bereaksi terhadap jumlah belerang.

VI.

Pertanyaan 1) Bagaimana hubungan antara panjang lempeng tembaga yang bereaksi dengan jumlah belerang?

2) Bagaimana hubungan antara massa tembaga dan massa belerang yang bereaksi?(Asumsi: dalam eksperimen ini massa lempeng tembaga sebanding dengan panjangnya) 3) Berdasarkan grafik, ramalkan berapa panjang lempeng tembaga yang akan bereaksi jika digunakan belerang sebanyak 6 kali awal. 4) Buatlah kesimpulan dari percobaan ini!

Kerjakanlah latihan soal berikut ini! 1. Di dalam senyawa AB, perbandingan massa A:B = 2:1. Jika terdapat 120 gram senyawa AB, tentukan masing-masing unsur dalam senyawa tersebut. 2. Logam magnesium yang dibakar dengan gas oksigen akan menghasilkan senyawa magnesium oksida hasil percobaan tertera pada tabel berikut. Massa Magnesium (gram)

Massa oksigen (gram)

Massa Magnesium oksida (gram)

unsur yang bersisa

45

8

20

33 gram Mg

12

20

20

12 gram O

6

40

10

36 gram O

45

16

40

21 gram Mg

Apakah data pada tabel menunjukkan berlakunya hukum perbandingan tetap? Jika berlaku, berapa perbandingan massa masing-masing magnesium dan oksigen di dalam senyawa magnesium oksida? 3.10.4 Menerapkan hukum Perbandingan Berganda (Dalton) dalam Perhitungan Kimia. 1. Hukum Perbandingan Berganda Seorang ilmuwan asal Inggris, John Dalton pada 1803 melakukan penelitian dengan membandingkan massa unsur-unsur pada beberapa senyawa. Senyawa yang digunakan Dalton adalah karbon monoksida (CO) dan karbon dioksida (CO2).

Perhatikan tabel dibawah ini! Senyawa

Massa C

Massa O

Massa C : Massa O

CO

1,2 gram

1,6 gram

3:4

CO2

1,2 gram

3,2 gram

3:8

Jika massa karbon di dalam CO dan CO2 sama, massa oksigen di dalamnya akan memenuhi perbandingan tertentu. Perbandingan massa oksigen pada senyawa CO dan CO2 yang diperoleh Dalton adalah 4 : 8 = 1 : 2 Dari penelitiannya tersebut Dalton mendapatkan suatu pola keteraturan, “Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika massa salah satu unsur tersebut tetap (sama), maka perbandingan massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana.” Kemudian, pernyataan ini disebut Hukum Perbandingan Berganda atau Hukum Dalton. Perhatikan contoh soal berikut ini! Unsur X dan unsur Y dapat membentuk dua senyawa yang masing-masing mengandung 50% dan 60% unsur X. Tentukan perbandingan massa unsur Y pada X tetap. Jawab : Pada senyawa pertama, massa unsur X = 50%, maka unsur Y=50%. Sedangkan pada senyawa yang kedua, massa unsur X=60%, maka massa unsur Y=40%. Jadi : Senyawa I → X : Y = 50% : 50% = 1 : 1 Senyawa II → X : Y = 60% : 40% = 3 : 2 Untuk X tetap berarti nilai X harus sama, maka Senyawa I → X : Y = 3 : 3 Senyawa I → X : Y = 3 : 2 Berarti, Y pada senyawa I : II = 3 : 2

3.10.5 Menerapkan Hukum Perbandingan Volume (Gay Lussac) dan Hukum Avogadro dalam perhitungan kimia

1. Hukum Perbandingan Volume (Gay Lussac) Sejarah Joseph Louis Gay-Lussac Joseph Louis Gay Lussac adalah seorang ahli kimia Prancis yang lahir di Saint Leonard de Nobalt, Prancis, pada tanggal 6 Desember 1778. Pada umur 19 tahun, ia belajar di Ecole Polytechnique. Setelah lulus, Gay Lussac bekerja di laboratorium Bertholet dan Pierre Simon Laplace. Pada tahun 1802, ia ditunjuk sebagai demonstrator pada A. F. Fourcroy di École Polytechnique. Selanjutnya, pada tahun 1809, ia menjadi guru besar kimia. Beberapa hasil karyanya adalah mengisolasi boron, menemukan hidrometer dan alkoholmeter, serta menjadi orang pertama yang menerbangkan balon udara. Penemuannya yang terbesar adalah hukum tentang gas. Sejarah Hukum Gay-Lussac Sekitar awal abad 19, perilaku atau sifat gas menjadi perhatian para ilmuan. Mereka menemukan beberapa gejala dari gas-gas yang tidak sesuai dengan teori atom Dalton yang menyatakan “atom-atom dapat bergabung membentuk molekul dengan perbandingan bilangan bulat sederhana”. Pembuktian teori atom Dalton dimulai pada tahun 1808 ketika Gay-Lussac melaporkan tentang penemuannya, dan kemudian diperbaiki pada tahun 1811 oleh Avogadro melalui hipotesisnya. Di awal tahun 1781, Joseph Priestley (1733–1804) menemukan hidrogen dapat bereaksi dengan oksigen membentuk air, kemudian Henry Cavendish (1731–1810) menemukan volume hidrogen dan oksigen yang bereaksi membentuk uap air mempunyai perbandingan 2 : 1. Dilanjutkan William Nicholson dan Anthony Carlise berhasil menguraikan air menjadi gas hidrogen dan oksigen melalui proses elektrolisis, ternyata perbandingan volume hidrogen dan oksigen yang terbentuk adalah 2 : 1. Lalu, pada tahun 1808, penelitian dilanjutkan oleh Joseph Louis-Gay Lussac, Ia mengamati volume gas-gas yang terlibat dalam suatu reaksi.

Pengamatan menunjukkan bahwa pada reaksi pengukuran temperatur dan tekanan yang sama diperoleh hasil sebagai berikut: a. Satu bagian volume gas hidrogen bereaksi dengan satu bagian volume gas klorin menghasilkan dua volume gas hidrogen klorida. Perbandingan volumenya adalah 1 : 1 : 2 (merupakan perbandingan bilangan bulat sederhana). H2(g) + Cl2(g)→ 2 HCl(g) b. Dua bagian volume gas hidrogen bereaksi dengan satu bagian volume gas oksigen menghasilkan 2 bagian volume uap air. Perbandingan volumenya adalah 2 : 1 : 2 (merupakan perbandingan bilangan bulat sederhana). 2 H2(g) + O2(g)→ 2 H2O(g) Berdasarkan penjelasan pengamatan tersebut, dihasilkan perbandingan volume sebagai berikut: Vgas hidrogen : Vgas klor : Vgas hidrogen klorida = 1 : 1 : 2 Vgas hidrogen : Vgas oksigen : Vuap air = 2 : 1 : 2 Dari data tersebut, Gay Lussac menyimpulkan Hukum Perbandingan Volume. "Volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi bila diukur pada suhu dan tekanan yang sama, berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana.” Pada masa itu, molekul unsur belum dikenal sehingga unsur hidrogen dan unsur klor dianggap terdiri dari partikel-partikel atom (sesuai dengan teori atom Dalton yang dianut ketika itu). Akibat dari hukum itu dan Hukum Kekekalan Massa, bila 2 gas yang bereaksi bervolum sama pada kondisi yang sama maka atom yang dikandung oleh kedua gas itu jumlahnya harus sama pula.

Menurut Gay-Lussac, perbandingan itu hanya terjadi pada gas, bukan pada massa tetapi pada volumenya. Gejala pada gas ini tidak terjadi pada padatan dan cairan. Ilustrasi Gay Lussac tersebut mendapat sanggahan dari Dalton karena bertentangan dengan bahwa “atom tidak dapat dipecah”. Rumus Hukum perbandingan volume (Gay Lussac): 𝑃𝑉 𝑇

= 𝑘𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛 atau

𝑃1 𝑇1

𝑃2

= 𝑇2

Keterangan : P = tekanan gas (atm) T = suhu (K) V = volume gas (L) Bila dihubungkan dengan teori atom Dalton, terdapat ketidaksesuaian dalam konsep atom sebagai bagian terkecil dari suatu zat. Simak penjelasan berikut: Dari percobaan Gay-Lussac didapatkan bahwa: 2 satuan volume Hidrogen + 1 satuan volume Oksigen → 2 volume uap Air 1 satuan volume Hidrogen + ½ satuan volume Oksigen → 1 volume uap Air

Apabila satuan volume diperkecil hingga suatu saat volume tersebut hanya dapat memuat sebuah atom, maka didapatkan: 1 atom hidrogen + ½ atom oksigen → 1 atom uap air Konsep setengah atom bertentangan dengan teori atom Dalton karena tidak ada atom yang hanya setengah. Untuk menghindari hal tersebut, maka

Amadeo Avogadro mengusulkan hipotesis yang dikenal sebagai Hipotesis Avogadro. Perhatikan dan pahami contoh soal berikut ini!

Tiga liter gas propana (C3H8) dibakar sempurna dengan gas oksigen membentuk gas karbon dioksida dan air, sesuai persamaan reaksi berikut. C3H8(g) + O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) Hitunglah oksigen yang diperlukan dan berapa liter gas karbon dioksida dan air yang terbentuk jika semua volume diukur pada suhu dan tekanan yang sama? Penyelesaian: Diketahui: Persamaan reaksi: C3H8(g) + O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) Ditanya: a. Berapa liter gas Oksigen yang diperlukan? b. Berapa liter gas Karbon dioksida dan Air yang terbentuk? Jawab: 1. Setarakanlah terlebih dahulu persamaan reaksinya: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) 2. Berdasarkan Hukum Gay-Lussac, koefisien reaksi dapat digunakan sebagai perbandingan volume, yaitu: C3H8 : c : CO2 : H2O = 1 : 5 : 3 : 4 3. Dengan menggunakan perbandingan koefisien O2 dan C3H8, maka dapat ditentukan volume O2 yang diperlukan, yaitu: Volume O2 = Volume O2 =

𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝑂2 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶3𝐻𝐵 5 x 3 liter 1

x volume C3H8

Volume O2 = 15 liter 4. Dengan menggunakan perbandingan koefisien CO2 dan C3H8, maka dapat ditentukan volume CO2 yang terbentuk, yaitu: Volume CO2 = Volume CO2 =

𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶𝑂2 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶3𝐻8 3 x 3 liter 1

x volume C3H8

Volume CO2 = 9 liter 5. Dengan menggunakan perbandingan koefisien H2O dan C3H8, maka dapat ditentukan volume H2O yang terbentuk, yaitu:

Volume H2O = Volume H2O =

𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐻2𝑂 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶3𝐻8 4 x 3 liter 1

x volume C3H8

Volume H2O = 12 liter Jadi, jumlah oksigen yang diperlukan dan gas karbon dioksida dan air yang terbentuk jika semua volume diukur pada suhu dan tekanan yang sama adalah masing-masing sebesar 15 liter, 9 liter, dan 12 liter. Kerjakanlah latihan soal dibawah ini! 1. Lima liter gas asetilena dibakar sempurna sesuai persamaan reaksi berikut. 2 C2H2(g) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(g) Pada suhu dan tekanan yang sama, tentukan: a. volume gas oksigen yang diperlukan b. volume gas karbon dioksida yang dihasilkan c. volume air yang dihasilkan 2. Sepuluh liter gas hidrogen bromida terurai sebagai berikut. 2 HBr(g) → H2(g) + Br2(g) Pada suhu dan tekanan yang sama, tentukan volume gas hidrogen dan volume gas bromin yang dihasilkan! 3. Perhatikan reaksi pembentukan amonia berikut: N2(g) + H2(g) ⇌ NH3(g) Pada suhu dan tekanan yang sama, tentukan perbandingan volume gas-gas yang terlibat dalam reaksi tersebut secara berurutan!.

2. Hipotesis Avogadro Sejarah Amadeo Avogadro Amedeo Avogadro lahir di Turin, Italia, pada 9 Agustus 1776. Latar belakang keluarganya adalah aristokrat. Ayahnya, Filippo, adalah hakim dan senator yang memiliki gelar Count. Ibunya adalah wanita bangsawan, Anna Vercellone dari Biella. Amedeo Avogadro mewarisi gelar Count dari ayahnya. Bahkan, nama lengkap Amedeo Avogadro adalah Count Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Cerreto. Avogadro sangat cerdas. Pada 1796, ketika ia baru berusia 20 tahun, ia dianugerahi gelar doktor dalam hukum kanonik dan mulai berlatih sebagai pengacara gerejawi. Meskipun ia mengikuti tradisi keluarga dengan mempelajari hukum, ia secara bertahap kehilangan minat dalam masalah hukum.

Dia menemukan bahwa sains jauh lebih merangsang secara intelektual. Matematika dan fisika pada khususnya menarik pikirannya yang logis. Dia dibantu dalam hal ini oleh fisikawan matematis yang menonjol, yaitu Profesor Vassalli Eandi. Pada 1811 Avogadro menerbitkan sebuah makalah di Journal de Physique, the French Journal of Physics. Ini sekarang disebut hukum Avogadro. Sejarah Hukum Avogadro Pada tahun 1811, Amadeo Avogadro (Italia), melalui tulisannya berhasil menunjukkan kesesuaian antara Hukum Perbandingan Volum dan Teori Atom Dalton dengan mengajukan dua anggapan (postulat) berikut: a. Volum yang sama dari gas yang berbeda, pada suhu dan tekanan yang sama akan mengandung jumlah partikel yang sama. b. Partikel dasar dari gas bukan atom tetapi molekul. Atas dasar postulatnya tersebut, Avogadro mengajukan hipotesisnya yang terkenal, yaitu: “Gas-gas (atau uap) yang bervolum sama akan mengandung jumlah molekul yang sama jika kondisi (suhu dan tekanan) gas-gas itu sama” Berdasarkan postulat itu, Avogadro memperkenalkan molekul unsur sebagai partikel dasar dari gas, dan bukan atom seperti yang dikemukakan oleh Gay Lussac dalam menjelaskan hukumnya. Hipotesis Avogadro berhasil meyakinkan kesesuaian antara Hukum Perbandingan Volum dan Teori Atom Dalton. Di samping itu, hipotesis Avogadro juga bersesuaian dengan hasil eksperimen pada waktu itu yang membuktikan bahwa perbandingan volum dari gas hidrogen, gas oksigen, dan uap air adalah 2 : 1 : 2. Hipotesis Avogadro berhasil menjelaskan Hukum Perbandingan Volum, dan juga tidak bertentangan dengan Teori Atom Dalton. Avogadro menggunakan ilustrasi di bawah ini untuk menjelaskan hal tersebut. Satu volum gas apa saja, pada suhu dan tekanan yang sama, akan mengandung jumlah molekul yang sama. Jika dimisalkan 1 volum ada 4 molekul gas maka penggabungan 2 jenis gas yang bervolume sama dapat digambarkan seperti di bawah ini.

Uraian di atas memperlihatkan bahwa hipotesis Avogadro dapat membuktikan bahwa Hukum Perbandingan Volum adalah benar dan tidak bertentangan dengan Teori Atom Dalton. Tampak bahwa partikel dasar unsur berwujud gas dapat berupa molekul. Molekul-molekul unsur ini sebagai hasil penggabungan beberapa atom. CATATAN: Di kemudian hari ditemukan adanya zat berwujud gas dengan partikel dasar berupa atom (misalnya dengan ditemukannya gas mulia). Selain dapat membuktikan kebenaran Hukum Perbandingan Volum, hipotesis Avogadro juga memperlihatkan adanya hubungan antara volum dan koefisien masing-masing gas dalam persamaan reaksinya. Pada suhu dan tekanan yang sama:

2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(g) Oleh karena itu, berdasarkan hipotesis Avogadro, untuk antar zat berwujud gas pada suhu dan tekanan yang sama bila diketahui persamaan reaksinya, berlaku perbandingan: 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑔𝑎𝑠 𝐴 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑔𝑎𝑠 𝐵

=

𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝑔𝑎𝑠 𝐴 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝑔𝑎𝑠 𝐵

Untuk reaksi pembentukan uap air di atas, masing-masing koefisien dalam persamaan reaksinya merupakan bilangan dari perbandingan volum gas-gasnya. volume gas H2 : volume gas O2 : volume gas H2O = 2 : 1 : 2 CATATAN:

Hipotesis Avogadro baru dapat dibuktikan kebenarannya secara eksperimen setelah ½ abad kemudian. Pada tahun 1858, Stanislao Cannizzaro (Italia) melakukan penetapan massa atom relatif unsur berdasarkan hipotesis Avogadro. Dengan menerapkan massa molekul hidrogen sebesar 2 g pada suhu 0C dan tekanan 1 atm berdasarkan massa atom relatif atom H = 1, Cannizzaro berhasil menghitung bahwa volum dari 2 g gas hidrogen pada kondisi itu adalah sebesar 22,4 L. Pada kondisi yang sama, volum dari 32 g gas oksigen (dengan massa atom relatifnya = 16) adalah sama, yakni 22,4 L. Pada tahun 1865, hipotesis Avogadro kembali dibuktikan kebenarannya oleh J. Loschmidt (Austria). Berdasarkan teori kinetika tumbukan, melalui perhitungan, Loschmidt menemukan bahwa gas oksigen dengan volum 22,4 L pada 0C dan 1 atm mengandung jumlah molekul sebanyak 6 x 1023. Bilangan ini kemudian disebut bilangan Avogadro sebagai penghormatan kepada Avogadro. Sejak pembuktian Cannizzaro dan Loschmidt, hipotesis Avogadro kemudian dinyatakan sebagai Hukum Avogadro karena telah berhasil dibuktikan kebenarannya. Hukum Avogadro memiliki aplikasi luas dalam perhitungan yang berhubungan dengan gas-gas. Amadeo Avogadro juga berpendapat bahwa satuan terkecil dari suatu zat tidak harus atom, tetapi dapat berupa gabungan atom-atom yang sejenis maupun berbeda jenis, yang disebut molekul. Sehingga, bila bagian terkecil dari gas hidrogen dan oksigen adalah molekul yang merupakan gabungan dari dua atom, maka didapatkan: 1 molekul hidrogen + ½ molekul oksigen → 1 molekul air (2 atom hidrogen) + (1 atom oksigen) → (2 atom hidrogen + 1 atom oksigen) Berdasarkan konsep tersebut, maka sampai sekarang gas-gas (kecuali gas mulia) dianggap sebagai molekul diatomik (gabungan dari dua atom) sehingga penulisan rumus kimia gas hidrogen adalah H2; oksigen O2; nitrogen N2; dan seterusnya. Perhatikan dan pahami contoh soal berikut ini!

Gas-gas yang terlibat reaksi memenuhi persamaan reaksi: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 1. Berapakah koefisien reaksi masing-masing zat yang terlibat reaksi ? 2. Berapa perbandingan volum antar gas yang terlibat reaksi ? Penyelesaian: Diketahui: Persamaan reaksi: N2(g) + 3 H2(g)

→ 2 NH3(g)

Ditanya : a. Berapa koefisien reaksi masing-masing zat yang terlibat reaksi? b. Berapa perbandingan volume antar gas yang terlibat reaksi? Jawab : 1. Lihatlah persamaan reaksi, apabila belum setara, setarakan terlebih dahulu: Persamaan reaksi: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 2. Menentukan perbandingan koefisien masing-masing gas secara berurutan berdasarkan persamaan reaksi, yaitu: Perbandingan koefisien: koefisien N2 : koefisien H2 : koefisien NH3 = 1 : 3 : 2 3. Menurut hukum avogadro, perbandingan volume gas merupakan perbandingan jumlah molekul. Maka: volume gas N2 : volume gas H2 : volume gas NH3 = 1 : 3 : 2 Jadi, koefisien reaksi masing-masing zat yang terlibat reaksi memiliki perbandingan 1 : 3 : 2 dan perbandingan volume antar gas yang terlibat reaksi berurutan adalah 1 : 3 : 2.

Praktikum Hukum Avogadro Tujuan Percobaan 1.Menentukan Bilangan Avogadro (No). 2.Mempraktekkan konsep bilangan Avogadro (No). B.Landasan Teori Pada tahun 1811, Amedeo Avogadro memecahkan dilema ini dengan mengajukan bukan saja hipotesis “volume sama - jumlah sama”, melainkan juga bahwa molekul gas dapat pecah menjadi setengah molekul jika molekul-molekul itu bereaksi. Dengan menggunakan istilah modern, kita akan mengatakan bahwa molekul 𝑂2 terbelah menjadi atom-atomnya, yang kemudian bergabung dengan molekul 𝐻2 membentuk molekul 𝐻2𝑂 dengan cara ini, volume oksigen yang diperlukan hanya setengah dari volume hidrogen

Kerjakanlah latihan soal di bawah ini! 1. Gas hidrogen yang volumenya 10 liter direaksikan dengan gas oksigen yang volumenya 10 liter membentuk uap air dengan persamaan reaksi: H2 (g) + O2 (g) → H2O (g) (belum setara) Bila volume diukur pada suhu dan tekanan yang sama, berapa volume maksimum uap air yang dapat dihasilkan?

2. Hasil percobaan pada reaksi antara 2 volum gas N2 (pada T dan P) dan 5 volum gas O2 (pada T dan P) menghasilkan 2 volum NxOy (pada T dan P). Tentukanlah: a. Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi. b. Tetapkanlah rumus molekul gas NxOy. 3. Diketahui 0,5 liter gas hidrokarbon CxHy tepat bereaksi dengan 1,75 liter gas oksigen menghasilkan 1 liter gas karbon dioksida dan 1,5 liter uap air.Semuanya diukur pada suhu dan tekanan yang sama. Tentukan rumus kimia gas hidrokarbon tersebut!

KONSEP MOL 3.10.6 Menentukan hubungan antara mol dengan massa, volume dan jumlah partikel MOL Menurut Dalton, reaksi kimia adalah proses penataan ulang susunan atom-atom dalam suatu molekul. Diawali dari terurainya atom-atom dari suatu molekul, kemudian bergabung kembali dengan susunan yang berbeda membentuk molekul berbeda. Perhatikan ilustrasi berikut ini! Gas oksigen dan hidrogen bereaksi membentuk udara. Reaksi dimulai dari terpecahnya molekul gas oksigen dan molekul gas hidrogen menjadi atom-atom oksigen dan hidrogen. Kemudian atom-atom oksigen dan hidrogen tersebut bergabung membentuk molekul baru (air). Reaksi : 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)

Dari ilustrasi tersebut, dapat dihitung bahwa untuk menghasilkan 1 mL air (33.500.000.000.000.000.000.000 molekul udara) diperlukan molekul hidrogen sebanyak 33.500.000.000.000.000.000.000 molekul dan 16.750.000.000.000.000.000.000 molekul oksigen permasalahannya, bagaimana Anda dapat mengambil dan menghitung molekul-molekul sebanyak itu?

Seperti halnya beras, gula, minyak, dan kacang tanah, atom merupakan partikel yang sangat kecil. Jadi, tidak mungkin untuk mengambil atom dalam bilangan butir, tetapi juga tidak mungkin menimbang beberapa atom butir. Sebenarnya, reaksi-reaksi kimia melibatkan banyak atom, molekul, atau ion. Pada reaksi antara gas oksigen dan hidrogen seperti diatas, terlibat triliunan molekul oksigen dan hidrogen. Oleh karena ukurannya yang sangat kecil, maka tidak mungkin digunakan satuan kodi, rim, lusin, atau satuan-satuan lain yang banyak dikenal dalam kehidupan sehari-hari. Untuk alasan kepraktisan, maka dalam menentukan jumlah partikel para ahli kimia mencari satuan yang mudah digunakan, yaitu satuan jumlah partikel yang disebut mol. Mol merupakan jumlah tertentu untuk menyatakan banyaknya suatu zat yang berukuran mikroskopis. Satu mol adalah jumlah partikel yang terkandung di dalam satuan zat yang jumlahnya sama dengan banyaknya atom yang terdapat di dalam 12.00 gram C-12. Dari percobaan yang dilakukan oleh Joseph Loschmidt dan kemudian dibenarkan oleh Avogadro, ternyata banyak atom karbon yang terdapat dalam 12.00 gram C-12 23

adalah 6, 02𝑥10 butir atom. Hal ini disepakati oleh pakar ilmu kimia dan bilangan ini selanjutnya disebut dengan bilangan Avogadro atau tetapan Avogadro dan diberi lambang L (diambil dari nama Loschmidt). Karena ukurannya yang sangat kecil, maka, untuk memudahkan pengukuran, ahli kimia menggunakan standar. Standar yang digunakan untuk menyatakan 1 mol adalah jumlah partikel dalam isotop atom C-12 (karbon) bermassa 12 gram. Jumlah partikel atom karbon yang terdapat dalam 12 gram atom C-12 merupakan suatu bilangan yang sangat besar dan disebut tetapan Avogadro. Besarnya tetapan avogadro dapat dihitung dengan cara berikut Dibuktikan dengan, −24

1 sma = 1,661 x 10

gram. −24

Massa 1 gram atom C-12 = 12 sma = 12 x 1,661 x 10 𝐵𝑎𝑛𝑦𝑎𝑘𝑛𝑦𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑑𝑎𝑙𝑎𝑚 12 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝑘𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛 =

12 𝑔𝑟𝑎𝑚 −23

1,99 𝑥 10

g. 23

𝑥 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 = 6, 02 𝑥 10 23

maka, 1 mol zat = 6, 02𝑥10 Jumlah partikel = mol (n) x L

1. Massa Molar

−23

g= 1,9932 x 10

𝑎𝑡𝑜𝑚

Hubungan massa dengan jumlah partikel dinyatakan dalam massa molar, 23

yaitu massa zat yang mengandung 1 mol zat = 6, 02𝑥10 partikel zat tersebut. Berdasarkan standar mol yang menyatakan bahwa di dalam 12 23

gram C-12 terdapat 6, 02𝑥10 atom C-12, maka dapat dihitung hubungan antara massa molar dengan massa atom relatif sebagai berikut, ● Untuk menghitung berapa gram massa 1 mol A dapat digunakan konsep massa atom relatif: Ar 𝐴 =

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑟𝑎𝑡𝑎−𝑟𝑎𝑡𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐴 1 12

𝑥 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

............ (1)

Massa 1 mol A = Jumlah 1 mol atom A x Massa rata-rata 1 atom 23

= 6, 02𝑥10 𝑥 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑟𝑎𝑡𝑎 − 𝑟𝑎𝑡𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐴 …(2) ● Dari persamaan (1) didapatkan: Massa rata-rata 1 atom A = A r A 𝑥

1 12

𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶 − 12 ..... (3)

● Massa 1 atom C-12 dapat ditentukan dari : 23

12 gram C-12 mengandung 6, 02𝑥10 Jadi, massa 1 atom C-12 adalah

atom karbon

12 23

6,02𝑥10

gram …. (4)

● Jika persamaan (3) dan (4) disubstitusikan ke persamaan (2), diperoleh : 23

Massa 1 mol A = 6, 02𝑥10 𝑥 𝐴𝑟𝐴 𝑥

1 12

𝑥

12 23

6,02𝑥10

● Jadi, massa 1 mol A = (𝐴𝑟𝐴) gram Jadi kesimpulannya, massa molar adalah massa zat itu yang sama dengan massa atom atau massa rumus zat tersebut dinyatakan dalam gram. Satuan massa molar adalah gram/mol. 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑀) = 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑋 = (𝐴𝑟𝑋) gram Karena 𝑀𝑟 dari suatu molekul atau satuan rumus kimia senyawa adalah jumlah 𝐴𝑟 atom-atom penyusunnya, maka: 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑀) = 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝐴𝑥𝐵𝑦 = (𝑀𝑟𝐴𝑥𝐵𝑦) gram Berdasarkan pengertian massa molar (M), maka jumlah mol suatu zat dapat dihitung: 𝐽𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑢𝑎𝑡𝑢 𝑧𝑎𝑡 (𝑚𝑜𝑙) =

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑔𝑟𝑎𝑚) 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑔𝑟𝑎𝑚/𝑚𝑜𝑙)

atau 𝑛=

𝑎 (𝑔𝑟𝑎𝑚) 𝑀 (𝑔𝑟𝑎𝑚/𝑚𝑜𝑙)

keterangan : n = Jumlah mol zat (mol) a = massa zat (gram) M = massa molar = Mr (gram/mol)

2. Volume Molar Volume molar ini biasanya berlaku pada gas, maka Volume molar gas adalah volume 1 mol gas pada suhu dan tekanan tertentu. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar atau STP (Standard Temperature Pressure), yaitu pada suhu 0℃ dan tekanan gas 1 atm. Untuk mendapatkan volume molar gas terdapat hubungannya dengan konsep gas ideal, dengan rumus, 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 Keterangan : P = Tekanan (atm) V = Volume (L) n = mol R = Tetapan gas ideal = 0,08206 L.atm/mol.K T = Suhu (K) Jika pengukuran dilakukan dalam keadaan standar atau STP (Standard Temperature Pressure), yaitu pada suhu 0℃ (273 K) dan tekana gas 1 atm, maka, 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑛𝑅𝑇 𝑃 𝑛 𝑥 0,08206 𝑙.𝑎𝑡𝑚/𝑚𝑜𝑙.𝐾 1 𝑎𝑡𝑚

𝑉=

𝑉=

𝑉 = 𝑛 𝑥 22, 40238 𝐿 jika dibulatkan, 𝑉 = 𝑛 𝑥 22, 4 𝐿 Sehingga didapatkan rumus volume molar dalam keadaan standar adalah, 𝑉 (𝑆𝑇𝑃) = 𝑛 𝑚𝑜𝑙 𝑥 22, 4 𝐿/𝑚𝑜𝑙 keterangan : V = Volume keadaan STP (L) n = jumlah mol gas (mol)

3.10.7 Menentukan rumus empiris dan Menentukan rumus molekul senyawa Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul Jika suatu senyawa dibuat atau ditemukan maka unsur-unsur yang terkandung dalam senyawa itu perlu dianalisis baik secara kualitatif maupun kuantitatif. Hal tersebut agar diperoleh data persentase komposisi unsur sehingga dapat ditentukan empiris dan rumus molekul senyawa tersebut. 1. Rumus Empiris

Rumus empiris merupakan rumus perbandingan paling sederhana dari atom-atom berbagai unsur dalam senyawa. Rumus empiris dapat ditentukan kan dari data: 1. Macam unsur senyawa (analisis kualitatif). 2. Persentase komposisi unsur (analisis kuantitatif). 3. Massa atom relatif unsur-unsur yang bersangkutan. Cara menentukan rumus empiris suatu senyawa dapat dilakukan sesuai tahap berikut: 1. Tentukan massa setiap unsur dalam sejumlah massa tertentu senyawa. 2. Bagilah massa setiap unsur dengan massa atom relatifnya sehingga diperoleh perbandingan mol tiap unsur. 3. Ubahlah perbandingan Mol yang diperoleh menjadi bilangan sederhana. Perhatikan contoh soal berikut: 1. Fermentasi buah anggur menghasilkan suatu zat organik. Zat ini mengandung 52,2% karbon, dan selebihnya adalah oksigen. Tentukan rumus empiris zat organik tersebut! (Ar H=1, C=12, O=16) Jawab: Misalkan massa zat organik = 100 gram Unsur

C

H

O

Persentase

52,2%

13%

34,8%

Massa dalam 100 gram

52,2 gram

13 gram

34,8 gram

Jumlah mol

52,2 𝑚𝑜𝑙 12

= 4,35 mol

13 𝑚𝑜𝑙 1

= 13 mol

34,8 𝑚𝑜𝑙 16

= 4,35

mol Perbandingan mol

2

6

1

Perbandingan mol C : mol H : mol O = 2 : 6 : 1 Jadi rumus empiris zat organik tersebut adalah C2H6O 2. Sebanyak 1,12 gram unsur X tepat bereaksi dengan gas oksigen membentuk 1,60 gram senyawa dengan rumus empiris X2O3. Jika Ar O = 16, tentukan Ar X. Jawab: Diketahui: massa senyawa = 1,60 gram massa X = 1.12 g Ditanya: Ar X? Penyelesaian:

massa O dalam senyawa = (1,60-1,12) g = 0,48 g Rumus kimia X2O3 berarti perbandingan mol atom X : O = 2 :3 maka, 2:3= 2:3= Ar x =

1,12 0,48 : 𝐴𝑟 𝑂 𝐴𝑟 𝑥 1,12 0,48 : 16 𝐴𝑟 𝑥 3 𝑥 1,12 𝑥 16 2 𝑥 0,48

= 56 2. Rumus Molekul Rumus molekul menggambarkan jumlah atom tiap unsur yang membentuk molekul senyawa. Rumus molekul dapat ditentukan dari rumus empiris. Rumus molekul merupakan kelipatan bilangan bulat (kelipatan 1, 2, 3, 4 dan seterusnya) dari rumus empirisnya. Kelipatan bilangan bulat tersebut biasa dinyatakan dengan n. apabila rumus empiris serta massa molekul relatif diketahui maka rumus molekul suatu senyawa dapat ditentukan. Perhatikan contoh soal berikut: Sebanyak 1,5 gram suatu senyawa hidrokarbon mengandung 0,3 gram hidrogen. Jika massa molekul relatif hidrokarbon adalah 30, tentukanlah: a. rumus empiris senyawa hidrokarbon b. rumus molekul hidrokarbon! (Ar C = 12, H =1) Jawab: a. Massa karbon dalam hidrokarbon = 1,5 gram - 0,3 gram = 1,2 gram Unsur

C

H

Massa

1,2 gram

0,3 gram

Jumlah mol Perbandingan mol

12,2 𝑚𝑜𝑙 12

= 0,1 mol 1

0,3 𝑚𝑜𝑙 1

= 0,3 mol 3

Perbandingan jumlah mol C : mol H = 1 : 3 Jadi, rumus empiris senyawa hidrokarbon tersebut adalah CH3 b. Rumus molekul: (CH3)n = 30 (12+3x1)n = 30 15n = 30 n =2 Jadi rumus molekulnya adalah (CH3)2 atau C2H6

3.10.8 Menentukan kadar unsur atau senyawa dalam suatu sampel Kadar Zat dalam Campuran Reaksi-reaksi kimia di laboratorium atau dalam kehidupan sehari-hari umumnya banyak terjadi dalam bentuk larutan. Perhatikan Contoh Ilustrasi Berikut Ini ! Pernahkan Anda mengunjungi sahabat atau kerabat di rumah sakit. Sebagian orang sakit, harus diberi cairan infus untuk berbagai keperluan. Kalau Anda perhatikan, pada botol infus biasanya tertera tulisan “NATRIUM KLORIDA 0,9%”?. Mengapa cairan infus mengandung natrium klorida 0,9%?. Bagaimana caranya membuat cairan infus yang mengandung natrium klorida 0,9%. Anda harus mempelajari konsentrasi larutan dan cara mengubah dari satu sistem konsentrasi ke konsentrasi lainnya. Kegiatan Belajar ini membantu Anda untuk memahami konsentrasi.

Reaksi kimia sering berlangsung ketika dua larutan dicampur. Untuk melakukan perhitungan stoikiometri dalam kasus tersebut, kita harus tahu dua hal: (1) sifat reaksi, yang tergantung pada sifat-sifat bahan kimia yang ada dalam larutan, dan (2) jumlah bahan kimia yang hadir dalam larutan, biasanya dinyatakan sebagai komposisi.

Jadi

komposisi

itu

digunakan

untuk

masing-masing komponen yang hadir dalam suatu larutan.

menyatakan

banyaknya

Perhatikan gambar berikut ini!

Sebagai contoh, di dalam tubuh makhluk hidup zat-zat makanan mengalami reaksi dengan zat lainnya dalam keadaan terlarut di dalam air.

Di dalam larutan, zat-zat terlarut bercampur secara homogen dan merata sehingga interaksi antara zat-zat yang bereaksi akan mudah terjadi. Adanya interaksi tersebut dapat menimbulkan reaksi. Semakin banyak interaksi terjadi, kemungkinan terjadinya reaksi juga semakin besar. Larutan merupakan campuran yang homogen dan komposisinya tidak menentu. Pahami Contoh berikut! Apabila sejumlah garam dapur dilarutkan ke dalam air, maka akan didapatkan komposisi yang berbeda tergantung pada banyaknya air yang digunakan untuk melarutkan. Keadaan ini dapat diatasi dengan menyatakan komposisi relatif yang didasarkan pada Perbandingan jumlah zat terlarut terhadap komponen pelarutnya. Perbandingan relatif zat terlarut terhadap pelarut dari suatu larutan disebut dengan konsenterasi (kepekatan).

Solute adalah zat terlarut berupa partikel garam (NaCl). Solvent adalah pelarut berupa air (𝐻2𝑂). Sehingga terbentuklah solution adalah larutan yang berupa

campuran dari zat terlarut dengan pelarutnya. Apabila suatu larutan mengandung jumlah zat terlarut yang besar (dalam sejumlah pelarut tertentu), maka dikatakan sebagai larutan yang berkonsentrasi tinggi (Larutan Pekat). Sebaliknya, apabila zat terlarut jumlahnya sangat sedikit dibandingkan dengan jumlah pelarutnya, maka dikatakan sebagai Larutan Encer.

Perhatikan Gambar Ilustrasi Berikut ! Apakah anda pernah membuat teh pada pagi atau sore hari? Teh Bagaimana yang anda inginkan?, Yang pekat atau yang encer?. Bila anda senang teh yang pekat, pasti banyak ekstrak teh yang anda larut kan dalam pelarut air sebaliknya bila anda senang teh encer, hanya sedikit ekstrak teh yang anda larutkan dalam air. Dalam pembuatan larutan di laboratorium, kita kenal istilah konsentrasi. Bila larutan pekat berarti konsentrasinya tinggi, dan bila larutan encer berarti larutan tersebut mempunyai

konsentrasi rendah. Larutan dengan konsentrasi tinggi berarti

memerlukan lebih banyak zat terlarut daripada larutan dengan konsentrasi rendah.

Lebih jelasnya Perhatikan gambar untuk memvisualisasikan perbedaan larutan pekat dan larutan encer

Jika suatu larutan dalam air dicampur dengan larutan lainnya, yang bereaksi biasanya adalah zat terlarut. Untuk menyatakan banyaknya zat terlarut dalam suatu larutan atau dalam sejumlah pelarut digunakan istilah konsentrasi. Jadi konsentrasi larutan menunjukkan banyaknya zat terlarut dalam suatu larutan atau dalam sejumlah pelarut. Walaupun istilah konsentrasi lebih populer daripada komposisi, namun keduanya dapat Anda gunakan. Apabila jumlah zat terlarut banyak, secara

kualitatif disebut larutan pekat dan jika jumlah zat terlarutnya sedikit maka larutannya disebut encer. Ukuran yang menyatakan suatu larutan termasuk larutan pekat atau encer merupakan pernyataan kualitatif yang nilainya relatif. Pahami Contoh berikut! Larutan yang di dalam tiap liternya mengandung 4 mol HCI termasuk larutan encer, sedangkan larutan yang di dalam tiap liternya mengandung 1 mol amonia sudah disebut sebagai larutan pekat. Konsentrasi larutan secara kuantitatif dinyatakan dalam berbagai satuan, misalnya Persentase zat dalam campuran (%), bagian per juta (bpj) atau part per million (ppm), molar (M), molal (m), dan fraksi mol (X). 1. Persen (%) Persen (%) menyatakan banyaknya zat terlarut dalam seratus bagian campuran zat. Persen dapat dinyatakan dalam berat (b) dan volume (v). Jika zat terlarut dinyatakan dengan x dan campurannya dinyatakan dengan y, ● Persen Massa (%) Persen massa menyatakan massa suatu zat (dalam gram) yang terdapat dalam setiap 100 gram campuran.

% 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 =

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑧𝑎𝑡 𝑑𝑎𝑙𝑎𝑚 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑒𝑙𝑢𝑟𝑢ℎ 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛

𝑥 100%

Perhatikan Contoh Soal Berikut!

1. Berapa gram NaOH yang terdapat dalam 500 ml. larutan NaOH 20% jika massa jenis larutan dianggap 1 g/ml? Jawab : Massa larutan = 1 g/mL x 500 mL = 500 gram Kadar larutan 20%, maka massa NaOH dalam larutan adalah: =

20 100

𝑥 500 𝑔𝑟𝑎𝑚 = 100 𝑔𝑟𝑎𝑚

2. Hitunglah persentase massa masing-masing unsur yang terdapat dalam pupuk urea yang rumusnya Penyelesaian : Persentase massa masing-masing unsur :

Maka untuk masing-masing unsur adalah :

Oleh karena itu, persen C sebanyak 20%, O sebanyak 26,67%, N sebanyak 46,67%, dan H sebanyak 6,67%. 3. Berapa persen massa 12,5 gram dalam 125 ml air? (Massa jenis air = 1 gram/ml) Pembahasan: Persen massa (%m) menyatakan massa suatu zat (dalam gram) yang terdapat dalam setiap 100 gram campuran. Berdasarkan data pada soal, massa zat (misal X) dapat dirumuskan sebagai berikut:

Untuk itu, kita cari terlebih dahulu massa air sesuai massa jenis yang diketahui.

Maka, persen massa zat adalah:

Dengan demikian, persen massa zat tersebut adalah 10%.

4. Berikut ini adalah rumus struktur guanidin yang terdapat dalam urin dari hasil metabolisme protein:

Persen massa nitrogen dalam guanidin adalah .... Penyelesaian : Guanidin memiliki rumus molekul . Maka, Menghitung Massa molekul relatif dari Guanidin :

Selanjutnya, mencari persen massa nitrogen dalam guanidin (

)

Jadi, persen massa nitrogen dalam guanidin adalah 71,19 %.

● Persen Volume (%) Persen volume menyatakan volume zat yang terdapat dalam setiap 100 bagian volume campuran.

% 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 =

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑧𝑎𝑡 𝑑𝑎𝑙𝑎𝑚 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑠𝑒𝑙𝑢𝑟𝑢ℎ 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛

𝑥 100%

Perhatikan Contoh Soal Berikut!

1. Berapa volume alkohol (dalam mL) yang terlarut dalam 500 mL larutan alkohol yang memiliki kadar 30% ? Jawab :

% 𝑎𝑙𝑘𝑜ℎ𝑜𝑙 =

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑎𝑙𝑘𝑜ℎ𝑜𝑙 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

𝑥 100%

% 𝑎𝑙𝑘𝑜ℎ𝑜𝑙 =

30% 𝑥 50 𝑚𝑙 100%

𝑥 100% = 150 𝑚𝐿

2. Berapa volume air (dalam mL) yang harus ditambahkan ke dalam 40 ml. larutan alkohol 40% agar didapatkan larutan alkohol 10%? Jawab : V alkohol dalam 40 mL larutan alkohol 40% adalah: 40% 𝑥 40 𝑚𝑙 100%

𝑥 100% = 16 𝑚𝐿

Misalnya air yang ditambahkan x ml, maka V campuran menjadi: V akhir = (40+ x) mL maka, 10% =

16 𝑚𝑙 (40+𝑥) 𝑚𝑙

𝑥 100%

400 + 10x = 1.600 10x x

= 1.200 = 120 mL

Jadi volume air yang harus ditambahkan adalah 120 mL

2. Bagian Per Juta (bpj) atau part per million (ppm) Kadar zat yang sangat kecil dalam campuran dapat dinyatakan dengan ukuran bagian per juta, yaitu kadar zat yang menyatakan banyaknya bagian zat yang terdapat dalam setiap satu juta bagian campuran. Satuan part per million (ppm) atau bpj pada dasarnya sama seperti perhitungan dengan satuan persen. Hanya saja satuan ppm atau bpj menyatakan banyaknya zat terlarut dalam satu juta bagian campuran. Konsentrasi bpj digunakan apabila banyaknya zat yang terlarut dalam suatu campuran jumlahnya sangat sedikit. Jika zat tersebut dinyatakan dalam satuan persen maka nilainya akan sangat kecil.

𝑝𝑝𝑚/𝑏𝑝𝑗 =

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑧𝑎𝑡 𝑑𝑎𝑙𝑎𝑚 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑒𝑙𝑢𝑟𝑢ℎ 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛

𝑥 1. 000. 000

Dalam perhitungan bpj (ppm) karena jumlah zat terlarut sangat sedikit maka dalam kondisi ini diasumsikan massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarut. Apabila pelarutnya air, maka massa jenis larutan sama dengan 1 kg/liter atau 1 g/mL, sehingga berat larutan sama dengan volumenya.

Perhatikan Contoh Soal Berikut! 1. Di dalam udara kering yang bersih terdapat gas karbon dioksida sebanyak 0,03 % volume (artinya, di dalam setiap 100 liter udara terdapat 0,03 liter gas karbon dioksida). Nyatakan kadar tersebut dalam bagian per juta! Jawab : 0,03 100

𝐾𝑎𝑑𝑎𝑟 𝑔𝑎𝑠 𝑘𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑑𝑖𝑜𝑘𝑠𝑖𝑑𝑎 =

𝑥 1. 000. 000 = 300 𝑏𝑝𝑗

2. Kadar gas metana di udara maksimum hanya diperbolehkan sebesar 0,0002% volume. Berapa kadar gas metana tersebut jika dinyatakan dalam satuan bpj? Jawab : Misalkan volume udara 100 mL, maka volume metana adalah 0,0002 mL. 𝐾𝑎𝑑𝑎𝑟 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑎 =

0,0002 100 𝑚𝐿

𝑥 1. 000. 000 = 2 𝑏𝑝𝑗

3. Air dari PDAM mengandung kaporit dengan kadar yang sangat sedikit, berfungsi sebagai desinfektan. Jika dalam 10 liter air PDAM ditemukan kaporit sebanyak 30 mg, berapa kadar kaporit dalam air tersebut? Penyelesaian : Oleh karena kedua komponen larutan berbeda satuan (air dalam liter, kaporit dalam gram). Maka perlu dilakukan penyamaan satuan lebih dulu. Besaran yang menghubungkan massa dan volume adalah massa jenis. Massa jenis air adalah 1 g/mL Massa air = massa jenis air x volume air = 1g/mL x 10.000 mL = 10.000 g Massa Kaporit = 300 mg atau 0,03 g Kadar kaporit adalah =

0,03 𝑔 10.000 𝑔

6

= 10 𝑝𝑝𝑚 = 3 𝑝𝑝𝑚

Jadi, kadar kaporit dalam air PDAM adalah 3 ppm. 4. Seorang peneliti ingin mengetahui kadar klorin dalam kolam renang X. Sebanyak 100 g air dari kolam tersebut diteliti di laboratorium. Ternyata air kolam tersebut mengandung klorin sebanyak 2 ppm. Artinya, massa klorin yang terkandung dalam 100 g air tersebut sebanyak...

Penyelesaian : Massa larutan air = 100 g ppm klorin = 2 ppm Maka, kita harus mencari massa klorin dengan menggunakan rumus ppm : ppm

=

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 (𝑚𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 (𝐿)

ppm

=

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 (𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 (𝑔)

𝑥 10

2

=

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 (𝑔) 100 𝑔

𝑥 10

6 6 6

200 g = massa zat terlarut x 10 Massa klorin =

2

2 𝑥 10

𝑔

6

10

−4

Massa klorin = 2 x 10

−1

Massa klorin = 2 x 10

𝑔 𝑚𝑔

Massa klorin = 0,2 mg

3. Molaritas (M) Molaritas (M) Konsentrasi dapat dinyatakan dalam berbagai satuan, salah satunya yang paling sering dipakai adalah molaritas (M), atau konsentrasi molar. Molaritas adalah jumlah mol zat terlarut dalam setiap liter larutan. Molaritas atau kemolaran suatu larutan menyatakan banyaknya mol zat terlarut yang terlarut di dalam satu liter larutan. Volume satu liter yang dimaksud termasuk volume zat terlarut dan volume pelarutnya. Secara kuantitatif, molaritas merupakan perbandingan antara mol zat terlarut tiap liter larutan dan dapat dirumuskan sebagai :

Jika yang diketahui berat zat dan volume larutan dinyatakan dalam satuan mililiter (mL), maka rumusnya menjadi:

Dimana : M : molaritas (Molar) w : massa zat terlarut (gram) V : volume larutan (mL) BM : Berat molekul (gram/mol) Jika yang diketahui massa jenis larutan (𝜌) dan kadar/ persen massa (%), maka molaritas dapat dinyatakan dengan rumus:

Dimana 𝜌 dalam satuan g/mL atau kg/liter dan BM menyatakan berat molekul zat (gram/mol)

Jendela Ilmu Dari Mana Asal Angka 10 Rumus Konversi Molaritas itu? Beberapa buku kimia terdapat rumus konversi satuan konsentrasi larutan dari kadar (a%), massa jenis (ρ, dibaca rho), dan data massa molar zat.

Dari manakah angka 10 pada rumus molaritas itu. Beberapa siswa tidak dapat menjelaskan asal muasal angka 10 itu. Mereka lupa tidak menghubungkan konsep konsentrasi dan konsep mol yang pernah didapat. Molaritas suatu larutan = jumlah zat (mol) : volume larutan, dan jumlah zat (mol) dapat dihitung dengan membagi massa zat dengan massa molar zat tersebut.

Lalu apa hubungan kadar (%), massa jenis atau kerapatan atau densitas (ρ) dengan molaritas itu? Kadar dan massa jenis ini dikaitkan untuk konversi massa zat. Mari simak baik-baik satuan massa jenis yang diberikan. Biasa massa jenis memiliki satuan g/mL. Sementara itu konsentrasi larutan bersatuan mol/L. Dari sinilah semua itu berasal. Agar mudah dalam memahaminya

sebaiknya dikonversi satuan volume kedua variabel itu sehingga sama. Misal massa jenis = 1,80 g/mL, bila ingin dikonversi ke satuan g/L maka: 1,80 g/mL × 1000 mL/L = 1.8 g/L × 1000 Dengan catatan kadarnya 100%. Perlu diingat bahwa 100% = 100/100. Ketika kadar 100% atau 100/100, setiap 1 L larutan itu massa zat = 1.8 g × 1000 × 100/100 massa zat = 1.8 g × 1000 × 100/100 Bila kadarnya hanya 90% atau 90/100, setiap 1 L larutan itu massa zat = 1,8 g × 1000 × 90/100 massa zat = 1,8 g × 1000 × 90/100 Bila kadarnya a% atau a/100, setiap 1 L larutan itu massa zat = 1,8 g × 1000 × a/100 massa zat = 1,8 g × 1000 × a/100 massa zat = (1,8 × a × 10) g Bila kadarnya a% atau a/100, dengan massa jenis ρ, maka setiap 1 L larutan itu, maka : massa zat = ρ g × 1000 × a/100 massa zat = ρ g × 1000 × a/100 massa zat = (a × ρ × 10) g

Contoh Soal : Diketahui suatu larutan pekat H2SO4 dengan massa jenis (kerapatan atau densitas) 1,80 g/mL dan kadar 90%. Hitunglah konsentrasi molar (molaritas) larutan tersebut bila massa molar H2SO4 98 g/mol! Penyelesaian :

Perhatikan dengan seksama contoh soal berikut ! 1. Pada botol reagen yang berisi larutan NaOH tertulis label “NaOH 0,1 M” a. Apa arti dari label tersebut? b. Bila di dalam botol tersebut hanya berisi 250 mL larutan, berapa mol NaOH yang terlarut di dalamnya? Jawab: Botol reagen yang berisi larutan NaOH 0,1 M a. Larutan NaOH 0,1 M, artinya dalam satu liter larutan terlarut NaOH 0,1 mol NaOH. b. Bila volumenya 250 mL, jumlah mol NaOH yang terlarut sebanyak n=MxV = 0,1 mol/L x 0,25 L = 0,025 mol 2. Sebanyak 6 gram kristal 𝑀𝑔𝑆𝑂4, dilarutkan dalam air hingga volumenya 500 ml. Berapa konsentrasi molar (molaritas) larutan yang terjadi? (𝑀𝑟 𝑀𝑔𝑆𝑂4 = 120) Jawab: 𝑛 𝑀𝑔𝑆𝑂4 =

6 𝑔𝑟𝑎𝑚 120 𝑔𝑟𝑎𝑚/𝑚𝑜𝑙

= 0, 05 𝑚𝑜𝑙 𝑉 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 = 500 𝑚𝑙 = 0, 5 𝐿 𝑀=

0,05 𝑚𝑜𝑙 0,5 𝐿

= 0, 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 3. 2,00 gram natrium hidroksida, NaOH, dilarutkan dalam air dan membentuk larutan dengan volume 200 mL. Berapa molaritas NaOH dalam larutan? Jawab : Untuk menghitung molaritas, kita ambil perbandingan antara jumlah mol solut dengan jumlah liter larutan. Ini berarti kita mengetahui jumlah NaOH dalam mol dan volume larutan dalam liter.

Massa rumus NaOH 40,0 g/mol, dengan demikian: 2, 00 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 40,0 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

= 0, 0500 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

Jika dinyatakan dalam liter, 200 mL menjadi 0,200 L. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑡𝑎𝑠 =

0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 0,2 𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

= 0, 250 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻/𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 = 0, 250 𝑀 𝑁𝑎𝑂𝐻 Sehingga konsenterasi NaOH dalam larutan tersebut sebesar 0,250 M NaOH. Alasan molaritas merupakan konsenterasi yang sangat berguna adalah karena jika kita mengetahui molaritas suatu larutan, kita dapat menentukan jumlah mol solut yang diinginkan dengan cara mengukur volume yang tepat. Sebagai contoh, misalnya kita mempunyai suatu wadah yang besar dan berisi 0.250 M larutan NaOH dan kita membutuhkan suatu reaksi jumlah NaOH tepat 0,250 mol. Label yang ada pada wadah itu tertulis setiap liter larutan mengandung 0,250 mol NaOH, dengan demikian apa yang akan kita kerjakan adalah mengambil sejumlah 1 L larutan dan kita akan memperoleh 0.25 mol NaOH. Demikian juga, jika kita ingin membutuhkan 0,5 mol NaOH untuk suatu percobaan, kita dapat mengambil larutan itu sejumlah 2 L. larutan dan jika yang dibutuhkan hanya 0,125 mol NaOH, kita dapat mengambil sejumlah 0.5 L (500 mL) larutan. Oleh sebab itu untuk penggunaan molaritas secara tepat, kita harus mempelajari hubungan mol suatu solut dengan volume larutan dan contoh-contoh berikut ini memperlihatkan bagaimana hubungan tersebut. 4. Berapa mililiter dari larutan 0,25 M NaOH yang dibutuhkan untuk mendapatkan 0,02 mol NaOH? Analisa: Untuk perhitungan, molaritas merupakan jembatan antara mol zat terlarut dan volume larutan. Pada label tertulis 0,25 M NaOH, dalam 1 liter larutan mengandung 0.25 mol NaOH. Angka ini dapat digunakan sebagai faktor konversi yang langsung dapat digunakan atau diubah lebih dahulu : 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑘𝑎𝑙𝑎𝑢 𝑑𝑖𝑏𝑎𝑙𝑖𝑘

1 𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

Kita dapat juga mengubah satuan faktor volume dari satuan liter menjadi mililiter dan ditulis sebagai berikut : 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1000 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑘𝑎𝑙𝑎𝑢 𝑑𝑖𝑏𝑎𝑙𝑖𝑘

1000 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

Kemudian, untuk menjawab soal ini,kita mulai dengan mengubah arti molaritas yang tertulis menjadi faktor konversi. Dengan demikian, soal ini dapat dijawab secara tepat. Penyelesaian : Kita dapat mengubah bentuk soal ini menjadi : Dari besarnya mol NaOH setara besarnya mL larutan NaOH 0,25 M. Untuk mengubah mol NaOH menjadi mililiter larutan kita butuhkan faktor konversi “mol NaOH” dalam denominator. Karena kita membutuhkan jawaban dalam mililiter, maka: 0, 02 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 (

100 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

) = 80 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

Dengan demikian apabila kita ambil 80 mL larutan 0,25 M larutan NaOH, sama dengan halnya kita mengambil 0,02 mol NaOH. 5. Berapa gram NaOH yang ada dalam 50 mL larutan (0,4 M NaOH? Analisa: Kita dapat menulis soal ini menjadi: 50 mL larutan setara dengan berapa g NaOH Molaritas dapat digunakan sebagai faktor konversi untuk mengubah "mL larutan" menjadi mol NaOH dan kemudian kita gunakan massa molekul relatif (Mr NaOH) untuk mendapatkan jumlah gramnya. Penyelesaian: Mula-mula, 0,4 M diubah menjadi perbandingan mol dengan volume. 0, 400 𝑀 𝑏𝑒𝑟𝑎𝑟𝑡𝑖

0,4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1000 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

Kemudian perbandingan ini digunakan sebagai faktor konversi untuk menghitung "ml. larutan". 0,4 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

50 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 𝑥 ( 1000 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 ) = 0, 02 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 Massa molekul relatif (Mr NaOH adalah 40,0g/mol). Maka : 0, 02 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥

40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

= 0, 8 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻

Dengan demikian 50 ml. NaOH 0,4 M mengandung 0,8 g NaOH. Kadang-kadang jika sedang bekerja di laboratorium, kita membutuhkan

larutan dengan konsentrasi tertentu. Untuk membuat larutan ini tidak begitu sukar, seperti dapat dilihat pada contoh berikut : 6. Berapa gram perak nitrat (𝐴𝑔𝑁𝑂3) yang dibutuhkan untuk membuat 500 mL larutan 𝐴𝑔𝑁𝑂3 0,300 M ? Analisa : Apa yang sebetulnya kita butuhkan disini adalah berapa gram 𝐴𝑔𝑁𝑂3 yang harus ada dalam larutan akhir. Jika kita dapat membayangkannya, kita dapat menimbang solut yang dibutuhkan, kemudian dilarutkan dalam pelarut secukupnya sesuai dengan larutan yang diinginkan. Dengan demikian soal ini dapat dijawab seperti yang disajikan berikut : Penyelesaian : Mula-mula, molaritas diubah menjadi : 0,300 M 𝐴𝑔𝑁𝑂3 berarti

0,3 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3 1000 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

Dalam larutan akhir, jumlah 𝐴𝑔𝑁𝑂3 yang harus ada adalah : 0,3 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂

3 500 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 𝑥( 1000 𝑚𝐿 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 ) = 0, 15 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3

Massa molar 𝐴𝑔𝑁𝑂3 adalah 170 g/mol. Dengan demikian : 0, 15 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3 𝑥

170 𝑔 𝐴𝑔𝑁𝑂3 1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3

= 25, 5 𝑔 𝐴𝑔𝑁𝑂3

Untuk mempersiapkan larutan yang diminta pada contoh di atas, kita harus melarutkan 25,5 g 𝐴𝑔𝑁𝑂3 dalam sejumlah air sehingga volume akhir menjadi tepat 500 mL. Untuk mengukur volume dengan tepat digunakan labu takar (labu ukur). Labu ini berisi volume tertentu jika diisi sampai tanda garis yang melingkar pada leher labu tersebut. Sebagai langkah akhir untuk pembuatan larutan dalam contoh ini adalah volume larutan diisi sampai volume akhir tepat 500 mL. Kita tidak boleh menambah air 500 mL ke perak nitrat. Karena hal ini, menyebabkan volume akhir menjadi sedikit lebih besar dari 500 mL (baik solut maupun pelarut mengambil ruang yang ada dalam labu takar). Jika benar dilaksanakan penambahan air 500 mL, maka konsenterasi akan menjadi sedikit lebih kecil dari 0,3 M (sesuai dengan konsenterasi yang kita inginkan),

karena solut lebih terpencar dalam volume yang sedikit lebih besar dari yang diharapkan.

Menentukan Molaritas Larutan Pekat Bahan atau zat berupa larutan yang tersedia di laboratorium, seperti 𝐻𝑁𝑂3, 𝐻2𝑆04, 𝑁𝐻3, HCI dan lain-lain umumnya berupa larutan pekat yang dikemas dalam suatu botol. Masing-masing larutan pekat tersebut diberi label perihal keterangan mengenai larutan. Konsentrasi larutan pekat yang tersedia di laboratorium umumnya diberikan dalam bentuk persen (%). Larutan H₂SO4/p biasanya mempunyai persentase 95-97 %, HCl/p antara 31 - 33 %. Bila kita menginginkan konsentrasi larutan dalam bentuk molaritas atau yang lainnya, maka perlu diperhatikan keterangan lain yang terdapat pada label dari larutan tersebut, seperti berat jenis, massa molar (Mm), dan yang lainnya. Sebelumnya telah dibicarakan bahwa konsentrasi larutan dalam molaritas menyatakan banyaknya mol suatu senyawa setiap liter larutan. Yang perlu diperhatikan dalam mengubah konsentrasi dari % ke konsentrasi lainnya adalah masalah satuan. Kalau kita akan merubah konsentrasi menjadi molaritas. Maka kita harus tahu terlebih dahulu satuan dari molaritas molaritas yaitu mol suatu zat per liter larutan. Untuk mengubahnya dapat dilakukan sebagai berikut: massa zat per liter larutan = p(kg/L) x persen(/100) x

1000 𝑔 1 𝑘𝑔

sehingga konsentrasi molaritas dapat ditulis :

Molaritas (zat X)=

𝑝 (𝑘𝑔/𝐿) . % .

1000 𝑔 1 𝑘𝑔

𝑀𝑚 (𝑥)

Sedangkan untuk zat berupa padatan molaritas larutan dapat dihitung dengan persamaan :

𝑚 (𝑋) 𝑀𝑚 (𝑋)

𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑡𝑎𝑠 =

1 𝑉 (𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟)

𝑥

Perhatikan Contoh Berikut ! Asam sulfat pekat yang diproduksi dari pabrik dan sering digunakan di laboratorium mempunyai konsenterasi antara 95%-97%. Berat jenis larutan tersebut adalah 1,84 kg/L (Mr = 98,08). Kalau larutan tersebut diubah konsenterasinya menjadi molaritas, berapa M konsenterasinya. Penyelesaian : p = 1,8 kg/L % = 96 % = 96/100 Mr 𝐻2𝑆𝑂4 = 98,08 Maka Molaritas 𝐻 𝑆𝑂 = 2

4

1,84 𝑘𝑔/𝐿 𝑥

96 100

𝑥

1000 𝑔 1 𝑘𝑔

𝑀𝑚 𝐻2𝑆𝑂4

= 18,01 mol/L = 18 M

4. Molalitas (m) Molalitas atau kemolalan menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalam setiap 1.000 gram pelarut. Untuk larutan dalam air, massa pelarut dapat −1

dinyatakan dalam volume pelarut, sebab massa jenis air adalah 1 gram 𝑚𝐿 Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dinyatakan dengan rumus: 𝑚 = 𝑛𝑥

1000 𝑃

dengan, m = molalitas larutan (mol/kg) n = jumlah mol zat terlarut (mol) P = massa pelarut (kg) Istilah molalitas dibentuk dalam analogi terhadap molaritas yang merupakan konsentrasi molar dari suatu larutan. Penggunaan awal yang diketahui dari molalitas sifat intensif serta satuan kerjanya, diterbitkan oleh G.N. Lewis dan M. Randall dalam publikasi pada tahun 1923, yaitu Thermodynamics and The Free Energies of Chemical Substances. Satuan SI untuk molalitas (m) adalah mol per kilogram. Suatu larutan dengan molalitas 3 mol/kg terkadang disebut sebagai 3 molal. Namun

apabila mengikuti sistem satuan SI dalam National Institute of Standards and Technology, otoritas pengukuran di Amerika Serikat, penyebutan ataupun penulisan satuan molalitas yang benar adalah mol/kg. Perhatikan Contoh Soal Berikut ! 1. Hitunglah molalitas larutan yang terjadi bila 24 gram kristal 𝑀𝑔𝑆𝑂4, dilarutkan dalam 400 gram air. (𝑀𝑟 𝑀𝑔𝑆𝑂4 = 120) Jawab: 𝑛 =

24 120

𝑚𝑜𝑙 = 0, 2 𝑚𝑜𝑙

𝑃 = 400 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝑚 = 0, 2 𝑥 (

1000 400

) = 0, 5 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙

2. Tentukan molalitas larutan yang mengandung 10 gram air. (massa jenis air =

dalam 200 mL

)

Jawab : Molalitas adalah ukuran konsentrasi dari suatu zat terlarut di dalam suatu larutan dalam hal jumlah zat dalam 1 kg massa pelarut. ● Menghitung

:

● Menghitung mol NaCl

● Menghitung massa pelarut (air) :

● Menghitung molalitas :

Jadi, molalitasnya adalah 0,85 molal.

Pembuatan larutan 1 molal dilakukan dengan cara mengambil 1 mol zat dan 1.000 gram pelarutnya (misalnya air) dan kemudian mencampurkannya. Perbedaan antara molaritas dan molalitas terletak pada jumlah pelarutnya. Untuk molalitas, pelarutnya harus 1.000 gram, sedangkan untuk molaritas, volume pelarut dan zat terlarut 1 liter. Perbedaan Molalitas dan Molaritas Antara molalitas dan molaritas keduanya merupakan pengukuran konsentrasi larutan. Molaritas adalah perbandingan mol terhadap volume larutan sedangkan molalitas adalah rasio mol terhadap massa larutan. Namun, molalitas lebih mudah digunakan apabila larutan akan mengalami perubahan suhu, karena pada dasarnya perubahan suhu akan mempengaruhi volume larutan tersebut. Untuk larutan yang menggunakan air sebagai pelarut pada suhu kamar, perbedaan antara molar dan molal dapat diabaikan. Hal ini dikarenakan pada suhu kamar, air memiliki kerapatan 1 kg/L. Ini berarti “/L” molaritas sama dengan “/kg” dari molaritas. Seperti pelarut seperti etanol yang memiliki densitas 0.789 kg/L, larutan 1 M akan menjadi 0.789 m. 5. Fraksi mol (X) Fraksi mol suatu zat dalam suatu larutan menyatakan perbandingan banyaknya mol dari zat tersebut terhadap jumlah mol seluruh komponen dalam larutan. Bila 𝑛𝐴 mol zat A bercampur dengan 𝑛𝐵 » mol zat B, maka fraksi mol zat A ( 𝑋𝐴) dan fraksi mol zat B (𝑋𝐵) dinyatakan dengan: 𝑋𝐴= Sehingga,

𝑛𝐴 𝑛𝐴+𝑛𝐵

𝑋𝐵=

𝑛𝐵 𝑛𝐴+𝑛𝐵

𝑋𝐴 + 𝑋𝐵 =

𝑛𝐴 𝑛𝐴+𝑛𝐵

+

𝑛𝐵 𝑛𝐴+𝑛𝐵

𝑋𝐴 + 𝑋𝐵 = 1 Dari kedua rumus tersebut, dapat disimpulkan bahwa jumlah fraksi mol dari seluruh komponen dalam campuran adalah 1.

Perhatikan dengan seksama Contoh Soal Berikut! 1. Hitunglah fraksi mol glukosa dalam larutan glukosa 36% (𝑀𝑟 glukosa dan 𝑀𝑟 air = 18). Jawab: Misalnya dianggap massa larutan keseluruhan adalah 100 gram, maka: Massa glukosa = 36 gram Massa air = 64 gram 𝑛𝑔𝑙𝑢𝑘𝑜𝑠𝑎 =

36 180

𝑋𝑔𝑙𝑢𝑘𝑜𝑠𝑎 =

0,2 0,2+3,56

𝑛𝑎𝑖𝑟 =

64 18

𝑋𝑎𝑖𝑟 =

3,56 0,2+3,56

𝑚𝑜𝑙 = 0, 2 𝑚𝑜𝑙 = 0, 053

𝑚𝑜𝑙 = 3, 56 𝑚𝑜𝑙 = 0, 947

2. Hitunglah fraksi mol garam dapur dan air dalam larutan garam 10% jika diketahui

garam = 58,5 g/mol dan

air = 18 g/mol!

Pembahasan: Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang menyatakan perbandingan antara jumlah mol salah satu komponen larutan (jumlah mol zat pelarut atau jumlah mol zat terlarut) dengan jumlah mol total larutan. Fraksi mol disimbolkan dengan X. Di dalam larutan akan mengandung 2 komponen,

yaitu zat terlarut dan pelarut, maka fraksi mol zat terlarut disimbolkan

dan

untuk fraksi mol zat pelarut. Rumus menghitung fraksi mol zat terlarut dan pelarut adalah sebagai berikut.

Keterangan: = fraksi mol zat terlarut = fraksi mol pelarut = mol zat terlarut = mol zat pelarut. Untuk dapat menjawab soal di atas, maka dapat dilakukan dengan langkah-langkah berikut: 1. Massa total larutan garam tidak diketahui, tetapi diketahui konsentrasi larutan garamnya, yaitu 10%, maka massa total larutan garam dapat dimisalkan yaitu sebesar 100 gram. Kemudian dihitung massa zat terlarut (garam) dan pelarut (air) di dalamnya.

2. Kemudian dihitung mol dari garam (zat terlarut) dan air (pelarut) dari massanya masing-masing yang telah diketahui sebelumnya.

3. Selanjutnya dihitung fraksi mol masing-masing zat sebagai berikut.

Dengan demikian, maka fraksi mol zat terlarut mol pelarut

= 0,33 dan fraksi

= 0,67.

Jadi, fraksi mol garam dapur dan air dalam larutan garam 10% berturut-turut adalah 0,033 dan 0,67.

3.10.9 Menentukan pereaksi pembatas dalam suatu reaksi Pengertian Pereaksi Pembatas Seperti yang telah diketahui bahwa koefisien reaksi merupakan perbandingan mol dari zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Bila dua zat direaksikan akan didapat dua kemungkinan. Kemungkinan pertama, kedua pereaksi tepat habis bereaksi, maka

campuran pereaksi tersebut ekuivalen dengan perbandingan jumlah molnya sesuai dengan koefisien reaksi. Kemungkinan kedua, jika zat-zat yang direaksikan tidak sesuai dengan perbandingan koefisien reaksinya (tidak ekuivalen), salah satu dari zat pereaksi itu akan habis lebih dahulu dan zat pereaksi yang lainnya akan bersisa, maka zat yang habis terlebih dahulu disebut dengan pereaksi pembatas. Banyaknya hasil reaksi akan tergantung pada jumlah mol pereaksi pembatas. Perhatikan dan pahami contoh soal berikut ini! 1. Sebanyak 10 gram tembaga direaksikan dengan 20 gram belerang dengan reaksi: Cu(s) + S(s) ➜ CuS(s) (Ar Cu = 63,5 dan S = 32) a. Manakah pereaksi pembatasnya? b. Berapa gram CuS yang terbentuk? c. Manakah zat yang bersisa dan berapa gram massanya? Langkah-langkah penyelesaian: Diketahui: ● Massa Cu = 10 gram ● Massa S = 20 gram ● Ar Cu = 63,5 dan S = 32 ● Reaksi : Cu(s) + S(s) ➜ CuS(s)

Ditanya: ● Pereaksi Pembatasnya = ? ● Massa CuS yang terbentuk = ? ● Apa dan berapa massa zat yang bersisa = ?

Jawab: 1). Menentukan pereaksi pembatas: untuk menentukkan pereaksi pembatas, selidiki salah satu pereaksi dengan mengambil perbandingan mol zat dari reaksi setara. Kemudian, dari perbandingan tersebut dapat diketahui jumlah zat yang tersedia cukup atau tidak. Dalam reaksi kimia, tidak mungkin zat yang bereaksi melebihi zat yang tersedia. Jadi, pereaksi pembatas adalah zat yang pasti habis dalam reaksi tersebut. 𝑀𝑜𝑙 𝐶𝑢 = 𝑀𝑜𝑙 𝐶𝑢 =

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐴𝑟/𝑀𝑟 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐴𝑟/𝑀𝑟

= =

10 𝑔 = 0, 157 𝑚𝑜𝑙 63,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 20 𝑔 = 0, 625 𝑚𝑜𝑙 32 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Dari perbandingan koefisien, jika 0,157 mol Cu bereaksi semuanya, maka diperlukan 0,157 mol S, sedangkan mol S yang tersedia 0,625 mol, sehingga jumlah belerang yang tersedia mencukupi. tetapi sebaliknya, tidak mungkin bila belerang bereaksi semuanya, sebab akan memerlukan Cu sebanyak 0,0625 mol, sedangkan mol Cu yang tersedia hanya 0,0157 mol. Jadi pereaksi pembatasnya adalah Cu. Cara lain yang biasa digunakan untuk mencari pereaksi pembatas adalah dengan membagi jumlah mol zat yang diketahui dengan koefisien masing-masing dan hasil yang didapat dibandingkan, maka pereaksi yang hasil baginya kecil akan habis atau sebagai pereaksi pembatas. Pada soal di atas, perbandingannya: Cu : S =

0,157 1

:

0,625 1

Karena hasil bagi mol dengan koefisien dari Cu lebih kecil, maka Cu habis bereaksi atau sebagai pereaksi pembatas. 2). Gunakan perhitungan selanjutnya berdasarkan jumlah zat pereaksi pembatas. Oleh karena tembaga yang menjadi pereaksi pembatas, maka kita digunakan untuk menghitung CuS yang terbentuk. Mol CuS

= =

𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶𝑢𝑆 × 𝑚𝑜𝑙 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶𝑢 1 × 0, 157 𝑚𝑜𝑙 1

𝐶𝑢

= 0, 157 𝑚𝑜𝑙 Massa CuS = 𝑀𝑜𝑙 𝐶𝑢𝑆 × 𝑀𝑟 𝐶𝑢𝑆 = 0, 157 𝑚𝑜𝑙 × 95, 5 𝑔𝑟𝑎𝑚/𝑚𝑜𝑙 = 14, 99 𝑔𝑟𝑎𝑚 Mol S yang bereaksi

=

1 1

× 0, 157 𝑚𝑜𝑙

= 0, 157 𝑚𝑜𝑙 Massa S yang bereaksi = 𝑀𝑜𝑙 𝑆 × 𝐴𝑟 𝑆 = 0, 157 𝑚𝑜𝑙 × 32 𝑔𝑟𝑎𝑚/𝑚𝑜𝑙 = 5, 024 𝑔𝑟𝑎𝑚 2. Larutan KI 1 M yang volumenya 100 mL direaksikan dengan 75 mL larutan Pb(NO3)2 1 M dengan reaksi: KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) ➜ PbI2(s) + KNO3(aq) (belum setara) a. Tentukan pereaksi pembatasnya.

b. Hitunglah massa endapan PbI2 yang dapat dihasilkan jika diketahui Ar Pb = 207 dan I =127. c. Tentukan zat yang tersisa dan jumlahnya. Diketahui: ● Volume KI = 100 mL ● Molaritas KI = 1 M ● Volume Pb(NO3)2 = 75 mL ● Molaritas Pb(NO3)2 = 1 M ● Ar Pb = 207 dan I =127 ● Reaksinya: KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) ➜ PbI2(s) + KNO3(aq) (belum setara) Ditanya : ● Tentukan pereaksi pembatasnya = ? ● Massa endapan PbI2 yang dihasilkan = ? ● Tentukan zat yang tersisa dan jumlahnya.= ? Jawab: Langkah-langkah penyelesaian: 1). Ubah satuan jumlah zat yang ada menjadi satuan mol. Larutan KI = 1 M, 100 mL n KI = 1

𝑚𝑜𝑙 𝐿

× 0, 1 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 = 0, 1 𝑚𝑜𝑙

Larutan Pb(NO3)2 = 1 M, 75 mL n Pb(NO3)2 = 1

𝑚𝑜𝑙 𝐿

× 0, 075 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 = 0, 075 𝑚𝑜𝑙

2). Tulis persamaan reaksi dan setarakan. 2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) ➜ PbI2(s) + 2 KNO3(aq) 3). Cari perbandingan mol dan tentukan zat yang habis bereaksi. 2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) ➜ PbI2(s) + 2 KNO3(aq)

0,1 mol

0,075 mol

Jumlah mol dibagi dengan koefisiennya dan pereaksi yang hasil baginya kecil berarti habis bereaksi (sebagai pereaksi pembatas) 2 KI(aq) 0,1 𝑚𝑜𝑙 2

+

Pb(NO3)2(aq) 0,075 𝑚𝑜𝑙 1

= 0, 050 𝑚𝑜𝑙

➜

PbI2(s)

+

2 KNO3(aq)

= 0, 075 𝑚𝑜𝑙

Hasil bagi mol dengan koefisien menunjukkan bahwa KI habis bereaksi.

4). Karena KI sebagai pereaksi pembatas, maka jumlah mol KI sebanyak 0,1 mol sebagai dasar untuk menghitung jumlah mol Pb(NO3)2(aq) yang bereaksi. 5). Dengan menggunakkan perbandingan koefisien tersebut, maka: 2 KI(aq)

+

Pb(NO3)2(aq)

➜

PbI2(s)

+

2 KNO3(aq)

Tersedia

: 0,1 mol

0,075 mol

Bereaksi

: -0,1 mol

-0, 050 𝑚𝑜𝑙

0, 050 𝑚𝑜𝑙

0, 1 𝑚𝑜𝑙

0,025 mol

0, 050 𝑚𝑜𝑙

0, 1 𝑚𝑜𝑙

Setelah reaksi (sisa) :

0

6). Dari langkah nomor 5, maka dapat dijawab: a. Pereaksi pembatas adalah KI b. Mol endapan PbI2 = 0,050 mol Massa endapan PbI2 = 0,050 mol × M PbI2 = 0,050 mol × 461 gram/mol = 23,05 gram c. Zat yang tersisa adalah Pb(NO3)2 sebanyak 0,025 mol

Kerjakanlah latihan soal dibawah ini! 1. 0,5 mol Mg(OH)2 bereaksi dengan 0,5 mol HCl sesuai persamaan reaksi: Mg(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l)

Tentukan: a. pereaksi pembatas b. pereaksi yang sisa c. mol MgCl2 dan mol H2O 2. 3,2 gram metana (CH4) dibakar dengan 16 gram oksigen. Persamaan reaksinya: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) Tentukan: a. pereaksi pembatas b. massa gas CO2 yang terbentuk (Ar C = 12, O = 16, dan H = 1)

3.10.10 Menerapkan perhitungan kimia

penggunaan

konsep

mol

untuk

menyelesaikan

Pahami Contoh Berikut Ini ! Berapa mol 𝐻2𝑂 yang dihasilkan jika 2 mol 𝑂2 direaksikan dengan gas 𝐻2 berlebih? Pernyataan “berlebih” mengindikasikan bahwa jumlah 𝐻2 lebih melimpah dari yang diperlukan untuk bereaksi secara tepat dengan 2 mol 𝑂2. Oleh karena itu, jumlah 𝐻2𝑂 yang dihasilkan bergantung pada jumlah mol 𝑂2. 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) Berdasarkan persamaan reaksi, 2 mol H2 bereaksi dengan 1 mol O2 menghasilkan 2 mol H2O. Jika O2 yang bereaksi sebanyak 2 mol maka jumlah mol H2O dapat ditentukan dari rasio stoikiometri (RS H2O/O2).

𝑅𝑆 𝐻2𝑂/𝐻2𝑂 =

2 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂 1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2

× 2 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 = 4 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂

Penerapan Konsep Mol Pada Reaksi Pembakaran Pahami Contoh Berikut ! Tentukan massa air yang dihasilkan jika 0,25 mol gas butana dibakar dalam oksigen berlebih. Jawab: Persamaan kimia yang terjadi adalah sebagai berikut. 2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(g)

Dalam persamaan tersebut, 10 mol H2O dihasilkan dari 2 mol C4H10 atau RS (H2O : C4H10) = 10 : 2. Maka jumlah mol air yang dihasilkan adalah:

RS × mol butana =

10 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂 2 𝑚𝑜𝑙 𝐶4𝐻10

× 0, 25 𝑚𝑜𝑙 𝐶4𝐻10 = 1, 25 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂

Massa molar H2O = Mr H2O = (2 × 1) + (1 × 16) = 18 g mol-1 Maka, massa H2O dihitung dengan menggunakan rumus berikut. Massa H2O = mol × Massa molar Massa H2O = 1,25 mol × 18 g mol-1 = 22,5 g.

Penerapan Konsep Mol dalam Proses Fotosintesis Pahami Contoh Berikut Ini ! Berapa jumlah molekul CO2 yang diperlukan untuk membentuk 90 g glukosa pada proses fotosintesis dengan bantuan energi matahari? Jawab: Pertama, tentukan dulu jumlah mol glukosa untuk mengetahui mol CO2 melalui RS (glukosa : CO2). Kedua, tentukan jumlah molekul CO2 melalui tetapan Avogadro. Persamaan reaksi yang terjadi adalah 6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 12O2(g) Jumlah mol glukosa yang terbentuk dapat dihitung dengan menggunakan rumus: Jumlah mol glukosa = massa glukosa/massa molar glukosa =

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑔𝑙𝑢𝑘𝑜𝑠𝑎 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑔𝑙𝑢𝑘𝑜𝑠𝑎

×

90 𝑔 180 𝑔/𝑚𝑜𝑙

= 0, 5 𝑚𝑜𝑙

Jumlah mol karbon dioksida yang diperlukan: 𝑅𝑆 × 𝑚𝑜𝑙 𝑔𝑙𝑢𝑘𝑜𝑠𝑎 =

6 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶6𝐻12𝑂6

× 0, 5 𝑚𝑜𝑙 𝐶6𝐻12𝑂6 = 3 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2

Maka Jumlah molekul (partikel) CO2 yang diperlukan, dapat ditentukan dengan menggunakan rumus berikut. Jumlah partikel = mol × tetapan Avogadro Jumlah mol CO2 = 3 mol × 6,02 × 1023 molekul mol-1 Jumlah mol CO2 = 18,06 × 1023 molekul Dengan demikian, CO2 yang diperlukan adalah 18,06 × 1023 molekul. Pahami Contoh Berikut !

Oktana (C8H18) dibakar dalam mesin mobil. Berapa volume CO2 yang dihasilkan pada pembakaran sempurna 2 liter oktana? Semua diukur pada STP (Standard Temperature and Pressure). Jawab: Tahap 1: Menentukan persamaan reaksi setara, yaitu sebagai berikut. 2C8H18(g)+ 25O2(g) → 16CO2(g) + 18H2O(g) Tahap 2: Mengubah satuan volume oktana menjadi mol menggunakan volume molar. Pada keadaan STP, volume molar (Vm) semua gas adalah 22,4 liter. Dengan demikian, jumlah mol gas oktana dapat dihitung dengan rumus berikut. Jumlah mol = volume/volume molar Jumlah mol oktana = 2 liter/22,4 liter mol-1 Jumlah mol oktana = 0,09 mol Tahap 3: Menentukan jumlah mol karbon dioksida menggunakan RS (CO2 : C8H18). Mol CO2 = RS × mol C8H18 mol CO2

=

16 mol CO2 2 mol C8H18

×

0,09 mol C8H18

=

0,72 mol CO2

Tahap 4: Mengubah mol CO2 ke dalam satuan volume melalui volume molar. Volume = jumlah mol × volume molar Volume CO2 = 0,72 mol × 22,4 liter mol-1

Volume CO2 = 16,128 L Jadi, volume CO2 yang dihasilkan dari pembakaran 2 liter oktana adalah 16,128 liter

Kerjakan Latihan Soal Berikut !

3

1. Logam aluminium berlebihan direaksikan dengan 100 𝑐𝑚 larutan asam sulfat 2 M dengan reaksi: 𝐴𝑙 (𝑠) + 𝐻2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞) → 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4 )3(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) (𝑏𝑒𝑙𝑢𝑚 𝑠𝑒𝑡𝑎𝑟𝑎) a. Berapa gram logam aluminium yang habis bereaksi dengan 100 mL larutan 𝐻2𝑆𝑂4 2 M tersebut? b. Berapa liter gas hidrogen yang dapat dihasilkan dalam keadaan STP? (𝐴𝑟 𝐴𝑙 = 27) Hukum Perbandingan Berganda (Dalton) A. Tujuan: Membuktikan hukum perbandingan berganda (Dalton) berdasarkan data hasil percobaan B. Alat dan Bahan Tabel hasil percobaan C. Petunjuk Kerja Amati tabel dibawah ini dan isi data tabel yang masih kosong 1) Karbon dan oksigen dapat membentuk senyawa karbon monoksida dan karbon dioksida Senyawa I: karbon + oksigen → karbon monoksida Senyawa II: karbon + oksigen → karbon dioksida

Sehingga perbandingan O pada senyawa 1 : senyawa II adalah =...... : .......= ...... : ...... 2) Belerang dengan oksigen dapat membentuk senyawa belerang dioksida dan belerang trioksida Senyawa I: belerang + oksigen → belerang dioksida Senyawa II: belerang + oksigen → belerang trioksida

Berdasarkan data percobaan tersebut, jawablah pertanyaan berikut: 1. Bagaimanakah perbandingan oksigen pada kedua pasangan senyawa di atas? 2. Apakah perbandingannya menghasilkan bilangan bulat dan sederhana? 3. Kesimpulan apa yang anda peroleh dari kegiatan ini

Hukum Perbandingan Volume (Gay Lussac) A. Tujuan: Menghitung volum gas pereaksi dan hasil reaksi berdasarkan Hukum Gay Lussac B. Alat dan Bahan Tabel hasil percobaan C. Petunjuk Kerja Amati persamaan reaksi dan tabel ini kemudian isi data tabel yang masih kosong Persamaan Reaksi: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4 H2O(g) Tabel 8. Data isian Hukum Gay Lussac

Berdasarkan data percobaan tersebut,jawablah pertanyaan berikut: 1. Hitunglah berapa volume O2, CO2 dan H2O pada percobaan 3? 2. Hitunglah volum C3H8 dan H2O pada percobaan 4? 3. Dengan cara yang sama hitung masing masing volum pada percobaan 5 dan 6? 4. Hitunglah perbandingan volume C3H8, CO2 dan H2O pada setiap percobaan? 5. Apakah perbandingan volum zat zat yang bereaksi dan volum zat zat hasil reaksi sama dengan koefisiennya?

6. Kesimpulan apa yang anda peroleh dari kegiatan ini!

Hukum Avogadro A. Tujuan: Menganalisis hubungan volume gas dengan jumlah molekulnya B. Alat dan Bahan Tabel hasil percobaan C. Petunjuk Kerja Amati persamaan reaksi dan tabel ini kemudian isi data tabel yang masih kosong Persamaan Reaksi: 1 L gas Hidrogen + 1 L gas Klor → 2 L gas Hidrogen klorida Tabel 9. Data Isian Hukum Avogadro

Berdasarkan data percobaan tersebut, jawablah pertanyaan berikut: 1. Hitunglah jumlah molekul hidrogen, klor, dan hidrogen klorida pada percobaan 4 dan percobaan 5. 2. Buat perbandingan paling sederhana dari jumlah molekul gas hidrogen, gas klor dan gas hidrogen klorida di tiap percobaan di atas! 3. Buat perbandingan paling sederhana dari volume gas hidrogen, gas klor dan gas hidrogen klorida pada percobaan di atas! 4. Bagaimana perbandingan jumlah molekul dengan perbandingan volume gas-gas pada percobaan di atas 5. Tuliskan bunyi hipotesis Avogadro! Berdasarkan diskusi kelompok yang telah kalian lakukan? 6. Berdasarkan diskusi kelompok yang telah kalian lakukan, Bagaimana kaitannya antara data percobaan di atas dengan hukum Avogadro?