Laporan Kimia Dasar I Stoikiometri

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

ss=MsoNormal align=center style='text-align:center;line-height:150%'> 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 :

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  ZnCl_{2  (l)}  +  H_{2 (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 :

1. Elektron yang dimiliki bersama oleh dua atom yang berbeda
2. Elektron yang dimiliki bersama oleh dua atom yang sama

h �

ss=MsoNormal align=center style='text-align:center;line-height:150%'>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 HNO_3.

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.

DAFTAR PUSTAKA

Petrucci, H.R.1985.Kimia dasar edisi keempat jilid 1.Jakarta:Erlangga.

Respati.1992.Dasar-dasar ilmu kimia.Jakarta:Rineka cipta.

S, Syukri.1999.kimia dasar 1.Bandung.ITB.