BAB 1
PENAHULUAN
1.1
Latar belakang
Perhitungan kimia sangat penting di laboratorium, di pabrik,
tetapi juga tidak jarang di rumah dan untuk kebutuhan – kebutuhan lain.
Perhitungan ini meliputi misalnya: berapa banyak bahan baku yang diperlukan
bila ingin memperoleh sejumlah hasil tertentu. Atau sebaliknya, bila tersedia
sejumlah bahan baku, berapa paling banyak hasil yang didapat diperoleh. Dapat
juga ibu rumah tangga yang mempunyai hobi menanam anggrek dan tanaman hias lain
dan ingin menyemprot tanaman kesayangannya dengan pupuk langsung ke daunnya,
lalu perlu membuat larutan dengan konsentrasi tertentu.
Perhitungan ini menyangkut reaksi – reaksi kimia dan ini
yang menjadi sasaran utama dalam penulisan ini.; akan tetapi seperti contoh ibu
rumah tangga tadi, juga diperlukan hitungan yang tidak langsung berhubungan
dengan reaksi kimia. Perhitungan semacam itu juga perlu dibahas karena
merupakan hal-hal yang kemudian dipakai dalam hitungan reaksi. Contoh lain
ialah perhitungan yang berkaitan dengan banyaknya gas – berapa mol gas terdapat
dalam gas dengan volume, tekanan dan suhu tertentu.
Stoikiometri sendiri adalah hubungan kuantitatif antara
zat-zat yang terkait dalam suatu reaksi kimia. Percobaan ini sendiri dilakukan
untuk menentukan titik maksimum dan titik minimum pada suatu system. Selain
itu, untuk menentukan reaksi itu berlangsung stoikiometri atau non
stoikiometri. Sedangkan reaksi stoikiometri adalah reaksi yang dimana reaksinya
habis bereaksi dan reaksi non stoikiometri adalah reaksi yang dimana reaktannya
tidak habis bereaksi.
1.2 Tujuan
percobaan
- Menentukan titik maksimum dan titk
minimum pada stoikiometri system NaOH – H2SO4
- Menentukan titik maksimum dan titk
minimum pada stoikiometri system NaOH – HNO3
- Mengetahui konsep dari reaksi
stoikiometri dan reaksi non stoikiometri
BAB 2
TINJAUAN PUSTAKA
Pada tahun 1774, Lavoiser memanaskan timah dengan oksigen dalam wadah tertutup.
Dengan menimbang secara teliti ia berhasil membuktikan bahwa dalam reaksi itu
tidak terjadi perubahan massa. Ia mengemukakan pernyataan yang disebut 
hukum
kekekalan massa, yang berbunyi :
hukum
kekekalan massa, yang berbunyi :
Pada reaksi kimia, massa zat pereaksi sama dengan massa zat
hasil reaksi
Dengan kata lain dapat dinyatakan :
Materi
tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan
Pada mulanya para ahli meyakini kebenaran hukumini karena berdasarkan
percobaan. Akan tetapi kemudian timbul masalah pada reaksi eksotermik dan
endotrmik, karena menurut albert Einstein massa setara dengan energi, yaitu E =
mc² dengan E = energi (s), m = massa materi (g), dan c = kecepatan cahaya(3 ´
108 m/s )
Artinya, energi yang timbul dalam suatu peristiwa mengakibatkan hilangnya
sejumlah massa. Sebaliknya, energi yang diserap suatu peristiwa akan disertai
terciptanya sejumlah materi. Namun demikian, perhitungan menunjukkan bahwa
perubahan massa dalam reaksi sangat kecil sehingga dapat diabaikan. Contohnya
reaksi 2 g Hidrogen dengan 16 g Oksigen menjadi air melepaskan energi setara
dengan 10-9g massa. Jadi, hukum kekekalan massa
masih tetap berlaku, dan dalam versi modern berbunyi ;
Dalam reaksi kimia tidak dapat dideteksi perubahan massa
Jika Lavoisier meneliti massa zat, Proust mempelajari zat – zat atau
unsure-unsur dalam senyawa. Yang menjadi pertanyaan Proust adalah perbandingan
massa unsur tersebut. Misalnya air, berapakah perbandingan massa hydrogen dan
oksigen. Bila direaksikan 10 g oksigen ternyata diperlukan 0,125 g hydrogen.
Sesuai dengan hukum Lavoisier akan terbentuk 10,125 g air.
Olsigen
+ Hidrogen
à
Air
10
g
0,125
g
10,125 g
Atau
8
1
9
Sebaliknya, jika 100 g air diuraikan
ternyata menghasilkan 88,9 g oksigen dan 11,1 g hydrogen, atau
Air à
Oksigen +
Hidrogen
100
g
88,9
g
11,1 g
Atau
9
8
1
Percobaan diatas menunjukkan bahwa
untuk membentuk air diperlukan oksigen dan hydrogen dengan perbandingan yang
tetap, yaitu 8 : 1. dengan kata lain, air mengandung oksigen dan hydrogen
dengan perbandingan massa 8 dan 1. Demikian juga jika direaksikan 28 g besi
(Fe) akan diperlukan 16 g belerang (s) dan akan terbentuk 44 g besi belerang,
atau
Besi +
Belerang à
Besi belerang
28
g
16 g
44 g
Atau
7
g
4 g
11 g
Bila di reaksikan 14 g besi maka diperlukan 8 g belerang dan terbentuk 22 g
besi belerang. Jadi, ternyata bahwa perbandingan massa besi dan belerang dalam
reaksi diatas adalah sama walaupun jumlah massanya diubah. Dengan kata lain,
perdandingan massa besi dan belerang dalam senyawa besi belerang selalu tetap
walaupun dibuat dengan cara apapun.
Berdasarkan
percobaan seperti diatas, akhirnya Proust memutuskan dan merumuskan pernyataan
yang disebut hukum perbandingan tetap.
Pada suatu reaksi kimia, massa zat yang bereaksi dengan zat
lain sejumlah tertentu zat lain selalu tetap.
Atau
Suatu senyawa selalu terdiri atas unsur-unsur yang sama
dengan perbandingan massa yang tetap.
Rumusan yang pertama berlaku untuk
semua reaksi kimia, sedangkan yang kedua untuk senyawa, baik berupa
padat, cair ataupun gas.
Pada mulanya sebagian ahli meyakini kebenaran hukum Proust, tetapi sebagian
masih mempertanyakan dan mengujinya dengan percobaan lain. Ternyata sampai
sekarang masih dapat diterima kebenarannya, walaupun ditemukan beberapa
penyimpangan yang masih dapat diterangkan. Dicatat ada dua penyimpangan, yaitu
pada senyawa nonstoikiometri dan senyawa yang unsurnya berisotop.
John Dalton tertarik dengan mempelajari dua unsure yang dapat mementuk lebih
dari satu senyawa, seperti tembaga dengan oksigen, karbon dengan oksigen,
belerang dengan oksigen, dan fosfor dengan klor.
Molekul adalah sekumpulan atom-atom yang terikat dan merupakan kesatuan serta
mempunyai sifat – sifat fisik dan kimiawi yang khas. Rumus kimia yang didasarkan
pada satuan rumus disebut rumus sederhana atau rumus empiris. Rumus yang
didasar atas sebuah molekul yang sebenarnya disebut rumus molekul.
Terdapat tiga kemungkinan hubungan yang perlu dipertimbangkan :
-
Rumus empiris dan rumus molekul
dapat identik, seperti CCl4
-
Rumus molekul dapat merupakan sebuah
penggandaan dari rumus empiris (rumus molekul H2O2,
adalah dua kali dari rumus empiris HO ).
-
Suatu senyawa dalam keadaan padat
dapat memiliki rumus empiris ( seperti NaCl, MgCl2, atau NaNO3
) dan tidak memiliki rumus molekul.
Bobot rumus dan bobot molekul
Apabila satuan rumus telah dikenali, ini merupakan cara seserhana untuk
menentukan bobot rumus suatu senyawa. Bobot rumus adalah massa dari satuan
rumus relatif terhadap massa yang ditentukan 12,00000 untuk atom 6C.
karena bobot atom adalah juga relatif terhadap 6C, bobot rumus dapat
ditentukan dngan penjumlahan bobot atom-atomnya.
Untuk Natrium Klorida, NaCl :
Satu satuan rumus NaCl mengandung satu Na+ dan satu Cl-
Bobot rumus NaCl = bobot atom (BA) +
BA Cl
= 22,9 + 35,45 = 58,44
Dan untuk Magnesium Klorida, MgCl2
:
Bobot rumus MgCl2 = BA
Mg + ( 2 ´ BA Cl )
= 24,30 + ( 2 ´
35,45 ) = 95,20
Bila sebuah senyawa mengandung molekul-molekul diskrit, dapat juga
didefinisikan bobot molekulnya. Bobot molekul adalah massa dari sebuah molekul
nisbi terhadap massa yang telah ditentukan 12,00000 untuk satu atom 6C.
Dari rumus kimia yang telah dipelajari dapat diperoleh banyak informasi, tetapi
bagaimanakah rumus kimia dapat diperoleh ? caranya sama dengan yang dilakukan
oleh Dalton yaitu menyimpulkan rumus tersebut dari percobaan penentuan
komposisi suatu senyawa. Melalui usaha Dalton ini kita telah mempunyai tabel
bobot atom.
Persentase turunan menunjukkan perbandingan missi-missi unsur-unsur suatu
senyawa berdasar massa. Rumus kimia memerlukan persen susunan ini yang
dinyatakan dalam jumlah atom, yaitu berdasar mol. Prinsip yang digunakan dalam
contoh adalah : jumlah atom nishi dari tiap jenis tidak tergantung dari satuan
rumus tunggal, mol atau massa senyawa yang dipakai dalam penelaahan. Banyaknya
contoh yang digunakan, 100,0 g, memudahkan konversi persen menjadi massa unsur
yang sebenarnya.
Rumus yang diperoleh dengan cara pada contoh adalah rumus yang paling sederhana
yang mungkin disebut rumus empiris. Rumus empiris dapat digunakan untuk
menghitung bobot rumus senyawa. Bobot molekul diperoleh dengan cara yang sama
atau dengan melakukan perkalian dengan bilangan tertentu terhadap bobot rumus.
Rumus molekul dapat diperoleh dengan mengalikan semua tik bawah (subscripts)
dalam rumus empiris dengan bilangan pengali menghubungkan bobot molekul dengan
bobot rumus.
Satu komponen yang menentukan keadaan larutan apakah sebagai padatan, cairan,
atau gas disebut pelarut (solvent). Komponen-komponen lain disebut zat terlarut
(solute). Lambang NaCl (aq) misalnya, menunjukkan bahwa air sebagai
pelarut dan Natrium Klorida, sebagai zat terlarut. Dalam air laut, air juga
merupakan pelarut, tetapi banyak sekali zat terlarutnya, dan NaCl yang paling
banyak terdapat.
Jumlah zat terlarut yang dapat dilarutkan dalam sebuah pelarut sangat
bervariasi. Itulah sebabnya, perlu mengetahui susunan atau konsentrasi yang
tepat suatu larutan bila harus dilakukan perhitungan pada reaksi kimia dalam
larutan.
Sebagian besar dari pereaksi yang berlebih tetap berada dalam campuran sampai
reaksi berakhir. Pereaksi yang menentukan hasil, disebut pereaksi pembatas dan
pereaksi ini habis bereaksi. Dalam suatu keadaan dapat terjadi bahwa pereaksi
pembatas tidakdinyatkan secara tegas. Dalam beberapa kasus pereaksi pembatas
harus ditentukan dengan perhitungan.
Dalam suatu reaksi reduksi – oksidasi zat yang di oksidasi memungkinkan zat
lain untuk di reduksi. Zat yang di oksidasi disebut zat pereduksi. Dengan
keterangan yang sama, zat yang di reduksi memberi kesempatan pada zat lain
untuk di oksidasi.
Hasil analisa dari suatu senyawa besarnya dinyatakan dengan berat prosen dari
masing-masing unsure penyusunnya. Dari data ini dapat dihitung rumue empiris
(rumus perbandingan). Rumus ini menunjukkan perbandingan yang paling sederhana
dari jumlah atom, yang menyusun satu molekul senyawa tersebut.
Rumus molekul menunjukkan jumlah yang sesungguhnya dari atom masing-masing
unsure yang menyusun satu molekul suatu senyawa. Rumus molekul dapat membedakan
senyawa-senyawa yang mempunyai rumus empiris yang sama, misalnya formaldehida,
asam asetat, gliseraldehida dan glukosa semuanya mempunyai rumus empiris CH2O,
tetapi rumus molekulnya berlainan yaitu :
Formaldehida : CH2O
Gliseraldehida : C3H6O3
Asam asetat : C2H4O2
Glukosa
: C6H12O6
Reaksi kimia dituliskan dengan simbol-simbol yang disebut persamaan kimia, yang
menyatakan semua reaktan yang terlibat dalam reaksi tersebut dan semua produk
yang terbentuk. Karena berat sebelum dan setelah reaksi harus sama, maka jumlah
atom dari masing-masing unsure harus tetap pula. Sehingga kadang-kadang
diperlukan angka-angka (disebut koefisien), untuk menyamakan jumlah ato-atom
ini, sebagai contoh misalnyareaksi antara Zn dan HCl.
Zn + 2 HCl à ZnCl2
+ H2
Kadang-kadang pula dituliskan
keadaan dari zat-zat yang ada, misalnya pada contoh di atas :
Zn (p) + 2 HCl (l) à
ZnCl2 (l) + H2 (g)
Dalam percobaan yang sesungguhnya kwantitas relative dari reaktan dapat berbeda
dengan jumlah yang berimbang dalam persamaan reaksinya. Kalau salah satu
reaktan ada dalam jumlah yang lebih banyak dari pada yang diperlukan, maka
kelebihan reagen ini tidak bereaksi.
Untuk mengetahui perubahan electron pada reaksi oksidasi – reduksi, perlu
diketahui bilangan oksidasi, atau disebut pula tingkat oksidasi, yang dideinisikan
sebagai muatan yang nampaknya dimiliki oleh atom, bila electron dihitung dengan
cara sebagai berikut :
- Elektron yang dimiliki bersama oleh dua atom yang berbeda
- Elektron yang dimiliki bersama oleh dua atom yang sama
BAB 3
METODOLOGI PERCOBAAN
3.1 Alat dan bahan
3.1.1 Alat-alat
- Bekker gelas
- Termometer
- Gelas ukur
- Pipet tetes
- Pipet Volume 10 ml
- Balp
3.1.2 Bahan-bahan
- Larutan NaOH 2M
- Larutan H2SO4 2M
- Larutan HNO3 2M
- Aquades
3.2 Prosedur percobaan
®
Stoikiometri system NaOH – H2SO4
-
Diambil 2 ml larutan NaOH 2M
-
Diukur dan dicatat suhu NaOH
-
Diambil 6 ml larutan H2SO4
2M
-
Diukur dan dicatat suhu H2SO4
-
Dicampurkan 2 ml NaOH dan 6 ml H2SO4
2m
-
Diukur dan dicatat suhu campuran
-
Diulangi hal yang sama untuk
campuran 4 ml NaOH 2M dengan 4 ml H2SO4 2M dan campuran 6
ml NaOH 2M dengan 2 ml H2SO4 2M
®
Stoikiometri system NaOH _ HNO3
- Dilakukan hal yang sama seperti system NaOH – H2SO4
dimana H2SO4 diganti dengan HNO3.
BAB
4
HASIL DAN PEMBAHASAN
4.1 Hasil pengamatan
Sistem NaOH – H2SO4
2
M NaOh (ml)
|
2M
H2SO4 (ml)
|
T°C NaOH 2 M
|
T°C
H2SO4 2M
|
T°C
Campuran
|
2
|
6
|
29
|
29
|
30
|
4
|
4
|
29
|
28
|
33
|
6
|
2
|
29
|
28
|
35
|
System NaOH – HNO3
2M
NaOH (ml)
|
2M HNO3 (ml)
|
T°C
NaOH 2M
|
T°C
HNO3 2M
|
T°C
Campuran
|
2
|
6
|
29
|
29
|
30
|
4
|
4
|
28
|
30
|
34
|
6
|
2
|
28
|
29
|
30
|
4.2 Reaksi dan Perhitungan
- Stoikiometri
system NaOH – H2SO4
§ Percobaan 1
2 NaOH + H2SO4
à Na2SO4
+ 2 H2O
M
4
12
R
4
2
2
4
S
-
10
2
4
Þ Reaksi non stoikiometri
Massa Na2SO4 = mmol . Mr Na2SO4
= 2 . 142 = 248 mgr
§ Percobaan 2
2 NaOH + H2SO4
à Na2SO4
+ 2 H2O
M
8
8
R
8
4
4
8
S
-
4
4
8
Þ Reaksi non stoikiometri
Massa Na2SO4 = mmol . Mr Na2SO4
= 4 . 142 = 568 mgr
§ Percobaan 3
2 NaOH + H2SO4
à Na2SO4
+ 2 H2O
M
12
4
R
8
4
4
8
S
4
-
4
8
Þ Reaksi non stoikiometri
Massa Na2SO4 = mmol . Mr Na2SO4
= 4 . 142 = 568 mgr
-
Stoikiometri system NaOH – HNO3
§ Percobaan 1
NaOH + HNO3
à NaNO3
+ H2O
M
4 12
R
4
4
4
4
S
-
8
4
4
Þ Reaksi non stoikiometri
Massa NaNO3 = mmol . Mr NaNO3
= 4 . 85 = 340 mgr
§ Percobaan 2
NaOH + HNO3
à NaNO3
+ H2O
M
8
8
R
8
8
8
8
S
-
-
8
8
Þ Reaksi stoikiometri
Massa NaNO3 = mmol . Mr NaNO3
= . 85 = 680 mgr
§ Percobaan 3
NaOH + HNO3
à NaNO3
+ H2O
M
12 4
R
4
4
4
4
S
8
-
4
4
Þ Reaksi non stoikiometri
Massa NaNO3 = mmol . Mr NaNO3
= 4 . 85 = 340 mgr
4.3 Pembahasan
Prinsip percobaan untuk system NaOH - H2SO4 adalah
menentukan titik maksimum dan titik minimum serta reaksi stoikiometri dan reaksi
non stoikiometri pada system NaOH - H2SO4. prinsip
percobaan untuk system NaOH – HNO3 adalah menentukan titik maksimum
dan titik minimum serta reaksi stoikiometri dan reaksi non stoikiometri pada
system NaOH – HNO3.
Reaksi stoikiometri adalah suatu pereaksi yang jika direaksikan akan habis
tanpa sisa. Dan untuk reaksi non stoikiometri adalah pereaksi yang jika
direaksikan maka akan bersisa. Reaksi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan
kalor atau energi dari system ke lingkungan, sedangkan reaksi endoterm adalah
reaksi yang memerlukan kalor atau energi dari lingkungan ke system. Titik
maksimum adalah titik ketika dimana reaksi mencapai keadaan stoikiometri, dan
titik minimum adalah titik di mana reaksi mencapai keadaan non stoikiometri.
Reaksi pembatas adalah prediksi yang habis lebih dahulu apabila zat-zat yang
direaksikan tidak ekuivalen, maka salah satu prediksi yang lain bersisa jumlah
reaksi bergantung pada jumlah pereaksi yang habis terlebih dahulu. Reaksi sisa
merupakan reaktan yang tidak habis bereaksi dan masih bersisa.
Hubungan antara suhu dan reaksi stoikiometri adalah suhu akan mencapai titik
maksimum atau nilai maksimum bila reaksi tersebut adalah reaksi stoikiometri.
Pada percobaan yang dilakukan terdapat dua system, yaitu system campuran NaOH –
H2SO4 dan system NaOH _ HNO3. Pada kedua
system tersebut memiliki prinsip menentukan reaksi stoikiometri dan non
stoikiometri. Pada system NaOH – HNO3 terdapat reaksi stoikiometri
pada 4 ml NaOH 2M dicampurkan 4 ml HNO3 2 M.
® Stoikiometri system NaOH - H2SO4
- Percobaan pertama, 2 ml NaOH
2 M dengan 6 ml H2SO4 2 M
Pada percobaan ini, reaksinya tidak
terjadi reaksi stoikiometri melainkan non stoikiometri karena masih ada reaksi
yang tersisa yaitu H2SO4.
- Percobaan kedua, 4 ml NaOH 2
M dengan 4 ml H2SO4 2 M
Pada percobaan ini, reaksinya tidak
terjadi reaksi stoikiometri melainkan non stoikiometri karena masih ada reaksi
yang tersisa yaitu H2SO4.
-
Percobaan ketiga, 6 ml NaOH 2 M dengan 2 ml H2SO4 2 M
Pada percobaan ini, reaksinya tidak
terjadi reaksi stoikiometri melainkan non stoikiometri karena masih ada reaksi
yang tersisa yaitu NaOH.
Maka dari ketiga percobaan itu tidak
ada yang termasuk dalam reaksi stoikiometri.
® Stoikiometri system NaOH – HNO3
- Pada percobaan pertama, 2 ml
NaOH 2 M dengan 6 ml HNO3 2 M
Pada percobaan ini, bukan termasuk
reaksi stoikiometri, karena pereaksinya masih ada yang sisa, yaitu HNO3
- Pada percobaan kedua, 2 ml
NaOH 2 M dengan 6 ml HNO3 2 M
Pada percobaan ini, termasuk reaksi
stoikiometri karena pereaksinya habis bereaksi.
- Pada percobaan ketiga, 6 ml
NaOH 2 M dengan 2 ml HNO3 2 M
Pada percobaan ini, bukan termasuk
reaksi stoikiometri, melainkan non stoikiometri, karena pereaksinya masih
bersisa, yaitu HNO3
Pada percobaan stoikiometri system NaOH – HNO3, percobaan pertama
dan ktiga bukan termasuk reaksi stoikiometri dan percobaan kedua adalah reaksi
stoikiometri.
Faktor yang mempengaruhi kesalahan adalah pada saat pengukuran suhu larutan,
thermometer belum stabil sehingga mengakibatkan kesalahan pada suhu campuran
tersebut.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar