DAFTAR PUSTAKA
1. Sanger, M.J., (2005), Evaluating Students’ Conceptual Understanding of Balance Equations and Stoichiometric Ratios Using a Particulate Drawing, J.
Chem. Educ., Vol.82, No.1, pp.131-134, Online:
http://www.JCE.DivCHED.org/
2. Wood, C., and Breyfogle, B., (2006), Interactive Demonstrations for Mole Ratios and Limiting Reagent, J. Chem. Educ., Vol. 83, No.1, pp.741-748, Online: http://www.JCE.DivCHED.org/
3. Sidauruk, S., (2005), Miskonsepsi Stoikiometri pada Siswa SMA, Jurnal Penelitian dan Evaluasi Pendidikan, Vo.VII (2). Online:
http://digilib.ums.ac.id/
4. Gauchon, L., & Měheut, M., (2007), Learning about Stoichiometry: from Students’ Preconceptions to the Concept of Limiting Reactant, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.8 (4), pp.362-375. Online:
http://www.rsc.org/
5. Ault, A., (2006), Mole City: A Stoichiometry Analogy, J. Chem. Educ., Vol.83, No. 11, pp. 1587, Online: http://www.JCE.DivCHED.org/
6. Fach, M., de Boer, T., Parchmann, I., (2007), Result of an Interview Study as Basis for the Development of Stepped Supporting Tools for Stoichiometric Problems, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.8 (1), pp.13-31..
Online: http://www.rsc.org/
7. Schmidt, H.J., & Jigněus, C., (2003), Student’ Strategies in Solving Algorithmic Stoichiometry Problems, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.4, pp.305-317. . Online : http://www.rsc.org/
8. Warsidi, (2002), Analisis Eksplanasi Guru Ditinjau dari Keterampilan Intelektual pada Topik Reaksi Redoks, Tesis PPS UPI, tidak diterbitkan.
9. Cardellini, L., (2003), An Interview with Hans Jürgen Schmidt, Chemistry Education: Research and Practice, Vol.4(1), pp.11-17. . Online : http://www.uoi.gr/
10. Spiro, R. J., Feltovich, P. J., Jacobson, M. J., & Coulson, R. L. (1992).
Cognitive Flexibility, Constructivism, and Hypertext : Random Access Instruction for Advanced Knowledge Acquisition in Ill-Structured Domains.
11. Spiro, R. J., & Jehng, J. C. (1990). Cognitive Flexibility and Hypertext:
Theory and Technology for the Nonlinear and Multidimensional Transversal of Complex Subject Matter. In D. Nix, & R. J. Spiro (Eds.), Cognition, education, and multimedia: Exploring ideas in high technology (pp. 163-205).
Hillsdale, NJ: Lawrence Erlbaum Associates.
12. Mehall, S.B., Cognitive Flexibility Theory: Implications for Teaching and Teacher Education, Department of Curriculum and Instruction, Houston, Texas, 77024. Online: http://www.kdassem.dk/didaktik/14-16.htm
13. Yoder, C.H., (1994), Interactive Learning: A Hypertext Introductory Chemistry Text, Project Supported by the NSF Division of Undergraduate Education, J.Chem.Educ, Edited by: Susan H. Hixson & Curtis T. Sears, Vol.71, pp.506. http://www.JCE.DivCHED.org/
14. Foltz, P.W., (1993), Reader’s Comprehension an Strategies in Hypertext, Unpublished Doctoral Dissertation, The University of Colorado, Boulder, Online: http://www.acm.com/
15. Denniston, M., (2006), Stoichiometry, Lesson Plan 1, Chemistry for Enabling Student 027, Curtin University of Technology, Online: http://www.uwsp.edu/
16. Brady, J.E., Russell, W.J., Holum, J.R., (2000), Chemistry Matter and Its Changes, John Willey and Sons, Inc., New York.
17. Bodner, G.M., Rickard, L.H., Spencer, J.N., (1996), Chemistry; Structure and Dynamics, John Wiley and Sons Inc., New York.
18. Chang, R., (2003), Kimia Dasar ; Konsep-Konsep Inti, Jilid 1, Edisi Ketiga, Alihbahasa Muhamad Abdulkadir Martoprawiro dkk, Penerbit Erlangga, Jakarta.
19. Jaude, S.B., and Barakat, H., (2003), Students’ Problem Solving Strategies in Stoichiometry and their Relationships to Conceptual Understanding and Learning Approaches, Electronic Journal of Science Education, Vol.7, No.3.
Online: http://ejse.southwestern.edu/
20. Syuhendri, (2003), Analisis Dokumen Hiperteks Berdasarkan Aspek Wacana Argumentatif dalam Rangka Penggalian Karakteristik Hiperteks Akademis untuk Pembelajaran Lanjut, Tesis PPS UPI, tidak diterbitkan.
21. Kopak, R.W., (1999), Functional Link Typing in Hypertext, ACM Computing Survey, Vol. 4, article no.16, online : http://www.acm.com/
22. Spiro, R. J., Feltovich, P. J., Jacobson, M. J., & Coulson, R. L. (1991).
Knowledge representation, content specification, and the development of skill in situation-specific knowledge assembly: Some constructivist issues as they relate to cognitive flexibility theory and hypertext. Educational Technology,Vol. 31 (9), pp. 22-25.
23. FTSM UKM, Hiperteks, Hipermedia, Multimedia dan WWW, Presentasi Perkuliahan Bab 7, Online : http://www.ftsm.ukm.my/
24. Bernstein, M., (1998), Pattern of Hypertext, Center for Computing in the Humanities, King’s College London.
25. Milama, B., (2005), Dasar Wacana Argumentatif dari Hiperteks untuk Mengatasi Konsep-Konsep Rumit Topik Stoikiometri, Pengalihan Teks Menjadi Hiperteks Argumentatif, Tesis PPS UPI, tidak dipublikasikan.
26. Siregar, N.P., et al., (2003), Dasar Wacana Argumentatif dari Hiperteks Ilmiah untuk Meningkatkan Pemanfaatannya oleh Komunitas Akademik, Proposal Hibah Penelitian Tim Pascasarjana UPI, tidak dipublikasikan.
27. McCormack, C., and Jones, D., (1998), Building a Web-Based Education System, John Wiley & Sons, Inc., New York.
28. Surakhmad, W., (1990), Pengantar Penelitian Ilmiah : Dasar-Metoda- Teknik, Penerbit Tarsito, Bandung.
LAMPIRAN
Lampiran 1: Teks Dasar (Teks Masukan)
HIPERTEKS STOIKIOMETRI Pengantar
Hiperteks Stoikiometri ini merupakan satu media pembelajaran alternatif yang merepresentasikan konsep-konsep kimia dalam topik Stoikiometri dengan menggunakan pendekatan Fleksibilitas Kognitif. Dengan memberi link pada konsep-konsep terkait, diharapkan dapat membantu untuk memahami konsep- konsep stoikiometri.
Hiperteks Stoikiometri ini dirancang dengan cara merepresentasikan teks sekuensial dari buku Chemistry Structure and Dynamics (Bodner, 1996 : 23-63 ) serta dilengkapi juga oleh dua teks sekuensial lain yaitu dari buku Chemistry Matter and Its Changes (Brady, 2000 : 97-138) dan Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti (Chang alihbahasa M. Abdulkadir Martoprawiro dkk., 2003 : 57-88 ).
Sebagian besar gambar-gambar dan ilustrasi dalam hiperteks ini juga diambil dari ketiga buku tersebut dilengkapi dengan berbagai sumber lain.
Semoga bermanfaat
Pendahuluan
Pengertian Stoikiometri
Stoikiometri (stoy-kee-ah-meh-tree) berasal dari bahasa Greek stoicheion yang berarti unsur dan metron yang berarti pengukuran. Bidang bahasan stoikiometri menyangkut studi kuantitatif, atau pengukuran, yang berhubungan dengan banyaknya unsur dalam senyawa dan dalam reaksi kimia. Secara sederhana, stoikiometri merujuk pada perbandingan unsur dalam molekul dan perbandingan zat dalam reaksi-reaksi kimia. Topik stoikiometri didominasi oleh konsep mol.
Dalam hiperteks ini, konsep mol dipandang sebagai jembatan kimia antara dunia makroskopik dan dunia atom.
Stoikiometri merupakan konsep yang sangat mendasar, sentral, dan cenderung abstrak dalam ilmu kimia. Konsepnya cukup esensial untuk memahami aspek kualitatif dan kuantitatif dari suatu reaksi kimia, sehingga menjadi dasar untuk menyelesaikan banyak permasalahan dalam kimia.
Daftar Isi
Konsep-Konsep dalam Topik Stoikiometri
Mol : Penghubung antara Dunia Makroskopik dan Dunia Atom dalam Kimia.
• Tiga dunia dalam kimia.
• Massa atom.
• Mol sebagai jembatan kimia.
• Mol unsur.
• Pengubahan gram menjadi mol.
• Rumus kimia.
• Kesetaraan stoikiometri.
• Mol senyawa.
• Hukum kekekalan massa.
• Persamaan kimia.
• Tinjauan molekul vs mol.
• Penyetaraan persamaan kimia.
• Perbandingan mol dalam persamaan kimia.
• Tahap perhitungan stoikiometri.
• Penentuan rumus senyawa.
• Analisis unsur.
• Pereaksi pembatas.
• Hasil teoritis dan persen massa.
• Reaksi larutan.
• Pengenceran larutan.
• Stoikiometri dalam reaksi larutan.
Tiga Dunia dalam Kimia
Ilmu kimia seringkali dipandang sebagai ilmu yang rumit, terutama oleh para siswa yang baru pertama kali belajar kimia. Kerumitan tersebut disebabkan oleh
“bahasa” yang dipakai oleh para kimiawan tidak mudah dipahami. Hal ini terkait dengan adanya tiga dunia yang sangat berbeda di dalam ilmu kimia, yaitu dunia makroskopik (macroscopic), dunia atom (atomic), dan dunia lambang (symbolic).
• Dunia makroskopik
Kebanyakan pengukuran dalam percobaan di laboratorium kimia dilakukan dalam skala makroskopik, yaitu skala pengukuran dengan objek yang dapat dilihat oleh mata telanjang. Berbagai botol, tabung, labu, dan gelas ukur yang terdapat di laboratorium kimia dirancang untuk meneliti sampel-sampel dalam jumlah yang cukup banyak. Meskipun ada juga beberapa instrumen canggih yang dapat digunakan untuk menganalisis sampel dalam jumlah yang sangat sedikit, tetapi jumlah sampel tersebut masih dapat dilihat oleh mata telanjang. Sampel-sampel tersebut berada pada skala makroskopik.
• Dunia atom
Meskipun percobaan kimia dilakukan pada zat-zat dalam skala makroskopik, namun kimiawan juga berpikir tentang implikasi percobaan tersebut dalam tingkatan atom atau molekuler, yaitu tentang bagaimana karakteristik dan tingkah-laku dari atom-atom atau molekul yang terjadi selama percobaan berlangsung. Dalam dunia atom ini, air bukan hanya suatu cairan yang membeku pada 0 0C dan mendidih pada 100 0C tetapi setiap molekulnya mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen.
• Dunia lambang
Adanya dua dunia yang disebutkan di atas menjadi satu tantangan untuk para siswa yang baru pertama kali mempelajari kimia, bahwa percobaan yang dilakukan dalam skala makroskopik harus diinterpretasikan ke dalam struktur materi pada skala atom. Tugas menjembatani jarak antara dunia makroskopik
dan dunia atom ini lebih dipersulit oleh fakta bahwa para kimiawan bekerja juga dalam dunia lambang, dimana mereka menyatakan air dalam lambang H2O dan bahkan mereka menuliskan proses pembentukan air dari hidrogen dan oksigen hanya dengan persamaan sederhana seperti terlihat di bawah ini.
2 H2 + O2 → 2 H2O Tinjauan Tiga Dunia terhadap Air
Dalam ilmu kimia, air bisa dipandang menurut tiga dunia. Menurut skala makroskopik, air dipandang sebagai zat cair bening tak berwarna dan bentuknya mengikuti wadah yang ditempatinya. Dalam skala atom, air merupakan suatu molekul senyawa yang mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen dalam setiap molekulnya. Sedangkan menurut dunia lambang, air dapat dinyatakan dengan lambang H2O. Tinjauan kimia dalam memandang air menurut tiga dunia ini dapat dilihat pada Gambar 1.
Gambar 1 Ilmu kimia memandang air dalam tiga dunia yaitu : (1) dunia makroskopik, (2) dunia atom, dan (3) dunia lambang.
Peranan Dunia Lambang
Dunia lambang mewakili dunia makroskopik dan dunia atom
Permasalahan yang muncul dari dunia lambang adalah bahwa para kimiawan menggunakan lambang (simbol) yang sama untuk menjelaskan apa yang terjadi pada skala makroskopik maupun pada skala atom. Contohnya lambang "H2O"
bisa digunakan untuk menyatakan satu buah molekul air (mewakili skala atom)
dan bisa juga mewakili segelas air (skala makroskopik). Hal ini kadang membingungkan jika tidak disertai dengan keterangan yang mengikutinya.
Dan memang pada kenyataannya seringkali terlupakan bahwa suatu lambang itu dapat mewakili reaksi yang terjadi pada skala makroskopik dan dapat juga mewakili karakteristik dan tingkah laku partikel-partikel yang terlibat pada skala atom. Gambar 2 memberikan contoh bagaimana kita membayangkan apa yang terjadi dalam skala atom pada reaksi penguraian air. Molekul air yang mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen terurai menjadi molekul hidrogen dan oksigen yang masing-masing molekulnya mengandung sepasang atom. Dalam dunia lambang, reaksinya dapat ditulis sebagai berikut:
2 H2O → 2 H2 + O2
Gambar 2 Model mekanika reaksi penguraian air.
Massa Atom
Fakta berikut ini menunjukkan betapa kecil ukuran atom, butir debu terkecil yang masih dapat kita lihat dengan mata telanjang mengandung sekitar 1 x 1016 atom, dan sepotong logam tembaga yang masih bisa dideteksi oleh timbangan analitik mengandung sekitar 1 x 1017 atom! Karena itu, sangat sulit dan bahkan tidak mungkin bisa mengukur massa absolut (massa sebenarnya) dari satu buah atom
tunggal. Namun demikian, kita dapat mengukur massa relatif suatu atom terhadap massa atom lainnya.
Massa Atom Relatif
Alat yang dapat digunakan untuk menentukan massa relatif suatu atom atau molekul adalah spektrometer massa. Pada diagram spektrometer massa yang ditujukkan oleh Gambar 3, sampel diinjeksikan ke dalam suatu rongga tertutup.
Partikel-partikel dalam sampel mengalir melalui filamen, dimana partikel-partikel tersebut bertabrakan dengan berkas elektron berenergi tinggi. Akibatnya, atom- atom atau molekul-molekul netral dalam sampel kehilangan elektron membentuk ion bermuatan positif. Ketika bergerak di antara dua kutub magnet, ion-ion ini berinteraksi dengan medan magnet. Interaksi antara medan magnet dan muatan ion membelokkan jalannya ion tersebut. Makin besar massa ion, makin kecil sudut belokkan yang terbentuk sebelum ion mencapai detektor. Dari data inilah dapat ditentukan massa relatif dari suatu atom.
Gambar 3 Diagram spektrometer massa.
Karena spektrometer massa hanya dapat mengukur massa atom relatif, maka dibutuhkan standar untuk pembanding dalam pengukuran tersebut. Standar yang digunakan untuk kalibrasi dalam pengukuran tersebut adalah isotop karbon-12 (C- 12).
Satuan Massa atom
Pengukuran massa atom dapat dinyatakan dalam gram atau satuan massa atom (sma). Karena dalam gram diperoleh angka yang sangat kecil, maka lebih sederhana menggunakan satuan massa atom. Massa suatu atom terkait erat dengan jumlah elektron, proton dan neutron yang dimiliki atom tersebut. Berdasarkan perjanjian internasional, 1 atom dari isotop C-12 yang mempunyai 6 proton dan 6 neutron memiliki massa tepat 12 satuan massa atom (12 sma). Jadi massa dari satu atom isotop C-12 ini tepat sama dengan nomor massanya dengan menggunakan satuan sma.
Berdasarkan uraian di atas, maka 1 satuan massa atom didefinisikan sebagai suatu massa yang besarnya tepat sama dengan seperduabelas massa dari satu atom C-12.
massa 1 atom C-12 = 12 sma
Contoh berikut menunjukkan bagaimana massa suatu atom dapat ditentukan dari data percobaan. Pengukuran yang dilakukan dengan spektrometer massa menunjukkan bahwa massa satu atom O-16 adalah 1,3329 kali lebih berat dari atom C-12.
Selanjutnya dapat dihitung massa atom O-16 dalam satuan sma dengan cara mengalikan 1,3329 dengan massa atom C-12.
Massa O-16 = 1,3329 x 12,000 sma = 15,995 sma.
Massa Atom Rata-Rata
Sebagian besar unsur di alam merupakan campuran dari beberapa isotop.
Sebagaimana kita ketahui, grafit yang terdapat dalam pensil disusun oleh campuran 98,892% isotop C-12 yang massanya 12,000 sma, 1,108% isotop C-13 dengan massa 13,033 sma, dan sedikit isotop C-14. Isotop-isotop itu dihitung dalam penentuan massa rata-rata dari sampel atom karbon. Adanya perbedaan kelimpahan isotop di alam menyebabkan massa rata-rata atom karbon harus dihitung berdasarkan massa dari isotop-isotop tersebut. Karena jumlah atom C-14 hanya sedikit, maka massa rata-rata atom karbon hanya dihitung berdasarkan kelimpahan dua jenis isotop karbon lainnya.
Massa rata-rata 1 atom karbon lebih dekat ke massa atom C-12 daripada atom C- 13 karena kelimpahan alami isotop terbanyak dalam sampel adalah C-12. Berat rata-rata dari kelimpahan isotop di alam ini dikenal dengan berat atom dari suatu unsur. Nilai tersebut dicantumkan bersama lambang unsur dalam tabel periodik.
Penting untuk diketahui bahwa ketika disebutkan massa atom dari suatu unsur maka yang dimaksud adalah massa rata-rata dari atom unsur tersebut. Berat atom karbon adalah 12,011 sma, namun demikian di alam yang ada hanya atom karbon dengan massa 12,000 sma atau 13,033 sma, tidak ada satu pun atom karbon sebenarnya yang memiliki massa 12,011 sma.
• Contoh nilai rata-rata
Karakteristik berat rata-rata dapat ditunjukkan dengan contoh umum berikut ini. Nilai raport yang diperoleh seorang siswa untuk sepuluh mata pelajaran yang diterimanya pada satu semester adalah sebagai berikut : 74, 77, 82, 77, 82, 86, 82, 77, 74, 77. Nilai rata-rata untuk siswa tersebut adalah hasil rata- rata yang diperoleh dari sepuluh mata pelajaran. Langkah pertama dalam penentuan nilai rata-rata adalah menghitung persentase mata pelajaran yang memperoleh tiap nilai.
Nilai Jumlah Persentas e
86 1 10%
82 3 30%
77 4 40%
74 2 20%
Nilai rata-rata untuk siswa tersebut dapat dihitung berdasarkan tabel di atas.
Nilai rata-rata untuk siswa tersebut adalah 78,8, namun demikian tidak ada satu pun mata pelajaran yang diperoleh siswa tersebut mendapatkan nilai 78,8. Sama halnya dengan berat rata-rata atom karbon yang nilainya 12,011 sma, tidak ada satu pun atom karbon yang memiliki massa sebesar itu.
• Latihan 1
Jika kelimpahan alami isotop neon (Ne) adalah 90,92% yang memiliki massa 19,9924 sma, 0,26% memiliki massa 20,994 sma, dan 8,82% memiliki massa 21,9914 sma, maka berat atom Ne adalah....
A. 19,9924 sma B. 20,9940 sma C. 20,1713 sma D. 20,9926 sma E. 21,9914 sma Jawaban benar: C
Persen artinya "per seratus". Neon merupakan campuran atom sebanyak 90,92% memiliki massa 19,9924 sma, 0,26% memiliki massa 20,994 sma,
dan 8,82% memiliki massa 21,9914 sma. Maka berat atom neon adalah 20,1713 sma yang dihitung dengan cara berikut:
• Latihan 2
Logam tembaga, seperti dapat dilihat pada Gambar 4, sudah dikenal sejak zaman dulu untuk berbagai keperluan seperti untuk kawat listrik dan bahan dasar pembuatan uang logam. Isotop stabilnya terdiri dari 69,09% atom Cu dengan massa 62,93 sma dan 30,91% yang massanya 64,9278 sma. Tentukan massa atom rata-rata dari tembaga (Cu)!
Gambar 4 Tembaga A. 62,93 sma
B. 63,55 sma C. 63,93 sma D. 64,92 sma E. 64,93 sma Jawaban benar: B
Tiap isotop memberi kontribusi terhadap massa atom tembaga bergantung dari kelimpahan alaminya. Maka massa atom rata-rata dari tembaga dapat dihitung sebagai berikut:
Cara lain untuk menghitung massa atom rata-rata dari suatu unsur adalah dengan terlebih dulu mengubah persentase kelimpahan alaminya ke dalam bentuk desimal. Untuk massa rata-rata atom Cu ini dihitung sebagai berikut:
(62,93 sma x 0,6909) + (64,9278 sma x 0,3091) = 63,55 sma
Pengubahan bentuk persen menjadi “per seratus” atau menjadi bentuk desimal akan memberikan hasil perhitungan yang sama.
Mol sebagai Jembatan Kimia
Dalam kehidupan sehari-hari kita sering menjumpai istilah-istilah tertentu untuk menyatakan jumlah zat. Misalnya untuk membuat kue kita membutuhkan resep yang biasanya mencantumkan bahan-bahan seperti telur, gula, tepung, susu, dan lain-lain dalam jumlah atau takaran tertentu. Dalam resep bisa ditulis 6 butir telur, 1 gelas gula halus, ½ gelas tepung, dan 1 kaleng susu. Kita lihat bahwa jumlah telur bisa disebutkan 1 butir telur, tetapi tidak pernah menyebutkan jumlah gula sebagai 1 butir gula karena 1 butir gula terlalu kecil untuk diukur. Begitu pula dengan tepung dan susu, bahkan lebih sulit lagi karena tidak mungkin mengambil 1 butir tepung.
Pengertian Mol
Dalam kimia dijumpai permasalahan yang sama dalam menentukan satuan jumlah partikel yang memiliki ukuran sangat kecil. Bahkan karena partikel zat (atom, molekul, atau ion) berukuran sangat kecil maka dibutuhkan sejumlah atom yang sangat banyak dalam sampel yang cukup besar untuk dapat dilihat dengan mata telanjang. Sebagai gambaran setitik grafit dari pensil yang masih dapat ditimbang dengan timbangan analitik mengandung sekitar 5 x 1019 atom. Karena itu dibuatlah satuan yang disebut mol (dari bahasa Latin yang berarti "sebuah tumpukan besar") yang dapat berperan sebagai jembatan kimia antara skala makroskopik dan skala atom.
Mol didefinisikan sebagai berikut,
Satu mol dari suatu zat mengandung jumlah partikel unsur yang sama dengan jumlah atom dalam 12,000 gram isotop C-12.
Ingatlah bahwa isotop karbon-12 dijadikan sebagai standar, dimana satu atom tunggal C-12 memiliki massa tepat 12 sma, dan dalam 12 gram atom C-12 ini terdapat jumlah atom yang dinyatakan sebagai 1 mol.
1 atom C-12 = 12,000 sma 1 mol atom C-12 = 12,000 g Massa Molar
Mol menjadi satuan dasar dalam kimia karena kita dapat menentukan jumlah partikel unsur dari suatu zat murni yang diketahui massanya. Contohnya, jika kita ingin memperoleh atom besi (Fe) sebanyak atom yang terkandung dalam 1 mol atom C-12, maka kita mulai dengan melihat data berat atom (massa atom) besi dalam tabel periodik.
1 atom Fe = 55,847 sma
Satu atom besi memiliki massa rata-rata sebesar 55,847 sma. Jika kita membandingkan massa 1 atom Fe terhadap massa 1 atom C-12, maka kita dapatkan perhitungan berikut :
Kita lihat bahwa satu atom besi memiliki massa 4,6539 kali massa atom C-12.
Jika satu mol besi mengandung jumlah atom yang tepat sama seperti dalam satu mol C-12, maka satu mol besi tentu memiliki massa 4,6539 kali massa satu mol atom C-12.
1 mol Fe = 4,6539 x 12,000 g = 55,847 g
Jadi satu mol besi memiliki massa 55,847 g. Begitu pula bila kita menghitung massa 1 mol unsur lainnya akan diperoleh gram unsur yang nilainya sama dengan berat atomnya.
Kesimpulan dari pernyataan di atas adalah:
Satu mol unsur apa saja memiliki massa dalam gram yang sama dengan berat atom unsur tersebut.
Selanjutnya, massa 1 mol unsur apa saja dapat dibaca secara langsung dari tabel periodik. Massa 1 mol zat seringkali disebut massa molar. Sebagai contoh, massa molar C-12 adalah 12 gram per mol (hasil pembulatan). Massa molar sampel karbon yang terdiri dari isotop C-12 dan C-13 sesuai kelimpahannya di alam adalah 12,011 g/mol.
Jembatan Kimia
Hubungan antara massa atom dan massa molar berlaku untuk semua unsur.
Unsur Massa Atom Massa Molar
Karbon 12,011 sma 12,011 g
Merkuri 200,59 sma 200,59 g
Belerang 32,06 sma 32,06 g
Tembaga 63,546 sma 63,546 g
Besi 55,847 sma 55,847 g
Gambar 5 menunjukkan jumlah satu mol berbagai unsur yang massanya sesuai dengan massa atom rata-rata dari masing-masing unsur tersebut dalam satuan gram.
Gambar 5 Satu mol berbagai unsur dengan massa (gram) yang sesuai dengan massa atom dari masing-masing unsur tersebut.
Kunci untuk memahami konsep mol adalah mengetahui bahwa 12,011 gram karbon mengandung jumlah atom yang sama seperti dalam 200,59 gram merkuri, atau dalam 32,06 gram belerang, atau dalam 63,546 g tembaga, atau dalam 55,847 gram besi. Kuantitas dari setiap unsur tersebut masing-masing mengandung jumlah atom sebanyak 1 mol. Ini berarti bahwa konsep mol adalah konsep yang menjembatani gram suatu unsur (skala makroskopik) dengan jumlah atom di dalamnya (skala atom).
Mol Unsur
Untuk melakukan reaksi kimia perlu diketahui jumlah relatif partikel setiap reaktan. Karena itu, selama beberapa tahun para kimiawan berusaha menentukan jumlah partikel dalam satu mol suatu zat. Jika sudah diketahui berapa banyak atom C-12 dalam 1 mol unsur tersebut, maka kita juga dapat mengetahui jumlah atom dalam satu mol zat murni apa saja. Setelah diketahui jumlah atom dalam satu mol zat maka dengan menggunakan data massa molar kita dapat mengitung jumlah partikel dalam sejumlah massa tertentu suatu zat murni apa saja.
Dengan demikian pekerjaan kita menjadi lebih sederhana, kita bisa menentukan jumlah partikel suatu zat hanya dengan mengukur massanya. Satu-satunya cara
untuk mencapai tujuan tersebut adalah dengan mengukur sekaligus skala atom (jumlah partikel) dan skala makroskopik (massa) dari sejumlah tertentu suatu unsur.
Bilangan Avogadro
Pada tahun 1910 Robert Millikan mengukur muatan satu elektron tunggal untuk pertama kalinya yaitu sebesar 1,6021892 x 10-19 Coulomb. Karena muatan dalam satu mol elektron sudah diketahui dari pengukuran eksperimental yaitu sebesar 96484,56 Coulomb, maka dapat dihitung jumlah elektron dalam satu mol dengan cara berikut:
Jumlah tersebut dikenal sebagai bilangan Avogadro, atau lebih tepatnya tetapan Avogadro sebagai tanda penghormatan untuk ilmuwan Perancis, Amedeo Avogadro.
Gambar Amedeo Avogadro
Mol sebagai Kumpulan Atom
Bilangan Avogadro yang sangat besar sulit untuk dijabarkan dalam bentuk lain.
Untuk mendapatkan 6 x 1023 bintang, dibutuhkan 6 trilyun galaxy seukuran Milky Way. Untuk menempuh perjalanan 6,02 x 1023 mil pada kecepatan cahaya, dibutuhkan waktu selama 102 milyar tahun. Dan jika kita menghitung seluruh tetes air lautan di seluruh permukaan bumi maka jumlahnya hanya sekitar 40 kali bilangan Avogadro tersebut.
Satuan dalam kehidupan sehari-hari seperti lusin (12), kodi (20) atau gross (144) digunakan untuk menghitung kumpulan benda. Mol kadang-kadang dirujuk sebagai “Lusinnya Kimiawan”. Tiap kali kita gunakan istilah tersebut, kita merujuk pada bilangan Avogadro.
6,022 x 1023 elektron = 1 mol elektron
6,022 x 1023 atom C-12 = 1 mol atom C-12
6,022 x 1023 atom Fe = 1 mol atom Fe
6,022 x 1023 atom Hg = 1 mol atom Hg
6,022 x 1023 atom Cu = 1 mol atom Cu
6,022 x 1023 atom S = 1 mol atom S
Jadi mol bisa digunakan sebagai satuan jumlah zat dalam kimia, di mana 1 mol atom dari unsur apa saja mengandung jumlah atom sebanyak bilangan Avogadro, yaitu sebesar 6,022 x 1023 atom. Gambar 6 menunjukkan beberapa jenis unsur yang masing-masing berjumlah 1 mol, artinya di dalam sejumlah tersebut terdapat 6,022 x 1023 atom
Gambar 6 Masing-masing unsur berjumlah 1 mol.
Pengubahan Jumlah Atom - Massa
Setelah kita tahu jumlah partikel dalam satu mol, kita dapat menentukan jumlah partikel dalam sampel zat murni secara sederhana dengan menimbang sampel tersebut. Hubungan antara menghitung jumlah partikel (skala atom) dan menimbang massanya (skala makroskopik) dapat dijelaskan dengan pemisalan
berikut. Selusin bola yang ditempatkan dalam sebuah timbangan, seperti ditunjukkan dalam Gambar 7, memiliki massa 107 gram. Jika bola yang tidak diketahui jumlahnya memiliki massa 178 gram, berapa banyak bola di dalamnya?
Gambar 7 Selusin bola massanya 107 gram.
Kita dapat membuat dua faktor satuan dari massa 1 lusin bola yang kita dapatkan.
1 lusin bola = 107 gram
Persamaan ini dapat diubah menjadi 2 faktor satuan, yaitu:
dan
Permasalahannya adalah : Faktor satuan mana yang akan kita gunakan?
Teknik yang dikenal sebagai analisis dimensional dapat menunjukkan faktor satuan yang tepat. Kita harus tetap memperhatikan satuan apa yang kita inginkan dalam perhitungan dan satuan mana yang harus dihilangkan. Dalam hal ini, kita tahu massa dari selusin bola, dan kita juga tahu massa dari bola yang tidak diketahui jumlahnya. Maka kita lakukan perhitungan berikut:
Sekarang kita dapat menghitung jumlah bola dalam sampel dari fakta bahwa ada 12 bola dalam 1 lusin.
Dalam contoh ini, lusin dianalogikan sebagai mol, dan 107 g/lusin dianalogikan sebagai massa molar dari suatu unsur. Anda mungkin berpikir, tidakkah lebih mudah jika menentukan jumlah bola dengan cara menghitungnya secara langsung tanpa perlu menimbang massanya? Dalam hal bola, tentu lebih mudah menghitungnya daripada menimbang lalu melakukan perhitungan seperti di atas.
Sekalipun bola dianggap mewakili atom, namun atom terlalu kecil dan terlalu banyak jumlahnya. Menghitung atom tidak mungkin dilakukan. Satu-satunya cara menentukan jumlah atom dalam sampel murni adalah dengan menimbang sampel lalu menghitung jumlah atom di dalamnya melalui perhitungan seperti di atas.
• Contoh
Kita dapat menggunakan logika yang sama seperti contoh di atas (penentuan jumlah bola yang diketahui massanya) untuk menghitung jumlah atom karbon dalam berlian 1 karat. Yang perlu kita ketahui adalah bahwa berlian dapat dianggap sebagai kristal tunggal yang hanya terdiri dari atom karbon dan bahwa massa 1 karat sebagaimana dirumuskan tahun 1877 adalah 205,3 milligram (mg).
Pembahasan
Massa 1 karat berlian adalah 0,2053 gram.
Berat atom karbon adalah 12,011 sma, artinya massa molar karbon adalah 12,011 g/mol.
1 atom C = 12,011 sma
6,02 x 1023 atom C = 1 mol C = 12,011 g Lalu kita menghitung jumlah mol karbon dalam berlian.
Kemudian kita gunakan bilangan Avogadro untuk menghitung jumlah atom karbon dalam berlian 1 karat.
Pengubahan Massa – Mol – Jumlah Atom
Karena mol merupakan jembatan kimia antara skala makroskopik dan skala atom, maka perhitungan paling umum dalam kimia melibatkan pengubahan hasil pengukuran massa sampel (skala makroskopik) menjadi jumlah mol zat yang terkandung di dalamnya (skala atom).
Perhitungan
• Contoh 1
Berapa mol atom sulfur yang terdapat dalam sampel sulfur, seperti terlihat pada Gambar 8, yang memiliki massa 50,0 gram?
Gambar 8 Sampel sulfur.
Informasi apa yang kita butuhkan untuk konversi gram suatu zat menjadi mol?
gram → mol
Pertama kita tentukan dulu gram per mol sulfur. Pada tabel periodik, massa atom sulfur adalah 32,07 sma. Artinya bahwa satu mol atom sulfur memiliki massa 32,07 gram.
1 mol S = 32,07 g S Persamaan ini dapat diubah menjadi dua faktor satuan.
dan
Dengan mengalikan gram sampel sulfur dengan faktor satuan sebelah kiri maka kita mendapatkan mol atom sulfur dalam sampel.
Sampai di sini, kita sudah mendapatkan jawaban dari pertanyaan di atas.
Namun setelah kita tahu jumlah mol atom sulfur, maka kita bisa juga menentukan jumlah atom sulfur dalam sampel dengan menggunakan bilangan Avogadro.
Umumnya, kita membutuhkan 2 macam informasi untuk melakukan perhitungan di atas. Kita perlu tahu massa satu mol zat (massa molar) dan juga harus tahu jumlah partikel dalam satu mol (bilangan Avogadro).
• Contoh 2
Bagaimana rumus oksida karbon jika 5,46 gram karbon bergabung dengan 14,54 gram oksigen saat karbon terbakar?
Pembahasan
Tahap pertama untuk menjawab permasalahan ini adalah dengan menggambarkan diagram untuk mengorganisir informasi dan memvisualisasikan proses yang akan dikerjakan. Kita bisa mulai dengan diagram sederhana seperti Gambar 9, yang menunjukkan hubungan antara massa karbon dan gas oksigen yang terlibat dalam reaksi ini.
Gambar 9 Diperlukan 5,46 g karbon untuk bereaksi dengan 14,54 g oksigen.
Tahap berikutnya seperti dalam setiap permasalahan seperti ini adalah mengkonversi gram menjadi mol. Untuk melakukan ini, kita harus tahu hubungan antara jumlah gram dan jumlah mol zat. Tidak masalah dari unsur mana kita mulai karena pastinya kita harus menghitung keduanya, maka cobalah kita mulai dengan karbon.
Berat atom karbon adalah 12,011 sma, artinya bahwa 1 mol karbon memiliki massa 12,011 gram. Kita dapat menggunakan informasi ini untuk membangun dua faktor satuan.
ata u
Konversi gram karbon menjadi mol membutuhkan faktor satuan yang memiliki satuan mol sebagai pembilang dan gram sebagai penyebut, maka kita pilih faktor satuan sebelah kiri. Analisis dimensional dilakukan sebagai berikut:
Format yang sama dapat digunakan untuk konversi gram oksigen menjadi mol atom oksigen.
Sekarang kita tahu bahwa reaksi 5,46 g karbon dengan 14,54 g oksigen, adalah reaksi antara 0,4545 mol karbon dengan 0,909 mol oksigen. Karena atom-atom tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan dalam reaksi kimia, maka harus ditemukan jumlah atom yang sama dari kedua unsur di tiap sisi persamaan reaksi. Hasil reaksi harus memiliki massa 20,00 g (5,46 + 14,54) dan harus mengandung 0, 4545 mol atom karbon dan 0,909 mol atom oksigen.
Kemudian kita baca lagi soal tersebut dan bertanya : “Sudahkah kita membuat langkah maju dalam menjawabnya?” Dalam hal ini, kita berusaha untuk menemukan rumus kimia untuk oksida karbon yang menyatakan perbandingan atom karbon dan atom oksigen. Jika rumusnya adalah CO, maka terdapat jumlah atom karbon sebanyak atom oksigen dalam senyawa tersebut. Jika rumusnya CO2, maka terdapat atom oksigen sebanyak dua kali atom karbon dalam senyawa tersebut. Langkah berikutnya dalam masalah ini adalah perhitungan yang melibatkan jumlah mol atom karbon dan mol atom oksigen dalam sampel kita.
Terdapat mol oksigen sebanyak dua kali mol karbon dalam sampel. Karena satu mol unsur apa saja selalu mengandung jumlah atom yang sama, maka kesimpulannya adalah jumlah atom oksigen besarnya dua kali jumlah atom karbon dalam senyawa tersebut. Dengan kata lain, rumus oksida karbon tersebut adalah CO2.
Contoh ini telah memperjelas fakta bahwa konsep mol merupakan jembatan antara pengukuran makroskopik (massa karbon dan oksigen) dan dunia atomik mikroskopik (jumlah atom karbon dan oksigen dalam molekul karbon dioksida).
Latihan
• Latihan 3
Menurut tabel periodik massa molar logam emas (Au) adalah 196,97 g /mol, maka massa sampel logam emas yang mengandung 0,200 mol atom emas adalah....
A. 19,7 gram B. 39,4 gram C. 98,5 gram D. 197 gram E. 394 gram Jawaban benar: B
Massa molar emas dapat dinyatakan dalam dua bentuk faktor satuan berikut:
dan
Dalam aturan pengubahan mol ke gram kita membutuhkan faktor satuan yang menunjukkan berapa banyak gram emas dapat dijumpai dalam satu mol logam ini, maka kita pilih faktor satuan sebelah kanan.
• Latihan 4
Jika diketahui massa molar silikon 28,09 g/mol dan bilangan Avogadro 6,02 x 1023, maka jumlah atom dalam cuplikan 0,25 gram sampel silikon adalah....
A. 5,36 x 1021 atom Si B. 1,50 x 1023 atom Si C. 5,36 x 1023 atom Si D. 3,01 x 1024 atom Si E. 4,23 x 1024 atom Si
Jawaban benar: A
Sebelum kita mengerjakan perhitungan, kita harus tahu jumlah mol silikon dalam sampel. Ini dapat dihitung dari massa sampel dan massa molar silikon yang diubah menjadi faktor pengubah.
Sekarang kita dapat menggunakan bilangan Avogadro untuk menghitung jumlah atom dalam sampel.
Rumus Kimia
Rumus kimia dari suatu senyawa menyatakan komposisi unsur-unsur penyusun senyawa tersebut. Angka subskrip dalam rumus kimia menunjukkan jumlah atom penyusun dalam molekul senyawa. Jika tanpa subskrip, seperti untuk karbon dalam rumus CO2, maka nilainya dianggap satu. Jadi, rumus CO2 mewakili suatu molekul yang mengandung satu atom karbon dan dua atom oksigen.
Unsur-unsur yang sama dapat bergabung dalam berbagai perbandingan menghasilkan senyawa yang berbeda seperti divisualisasikan oleh Gambar 10.
Karbon dioksida, CO2, yaitu gas yang dihasilkan oleh pernafasan (kita melepaskan CO2 saat bernafas), mengandung atom karbon dan oksigen dengan perbandingan 2:1. Selain itu, karbon dan oksigen juga dapat membentuk senyawa karbon monoksida, CO, gas yang sangat beracun. Dalam senyawa ini perbandingan karbon dan oksigen adalah 1:1.
Untuk menyatakan jumlah unit senyawa, kita menggunakan koefisien di depan rumus kimia. Jika kita ingin menyatakan 3 molekul karbon dioksida yang di dalamnya terdapat total 3 atom karbon dan 6 atom oksigen maka kita menuliskan 3 CO2.
Gambar 10 Komposisi suatu senyawa dinyatakan oleh rumus.
Kesetaraan Stoikiometri
Ketika kita menyebut satu mol dari suatu zat, maka penting untuk diidentifikasi secara jelas apa yang dimaksud dengan “zat” itu. Contohnya pernyataan “satu mol hidrogen”, pernyataan ini bersifat ambigu (memiliki makna ganda}.
Pernyataan tersebut bisa berarti satu mol atom hidrogen dan bisa juga berarti satu mol molekul hidrogen. Untuk menghindari kesalahan makna, maka sebaiknya kita menggabungkan rumus kimia dengan satuan mol tersebut. Sehingga tidak ada lagi ambiguitas. Jika ditulis “1 mol H” artinya “satu mol atom hidrogen”, dan “1 mol H2” berarti “satu mol molekul hidrogen”.
Perbandingan Atom
Sekarang kita bisa menggunakan konsep mol untuk menyatakan kembali perbandingan atom dalam molekul air, H2O, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 11.
Gambar 11 Molekul air.
Perbandingan atom
Perbandingan lusin atom
Perbandingan mol atom
Semuanya menunjukkan perbandingan stoikiometrik 2:1. Berdasarkan perbandingan tersebut maka muncul satu konsep penting dalam kimia yaitu bahwa perbandingan mol atom dalam suatu senyawa selalu sama dengan perbandingan jumlah atom-atom tunggalnya.
Pengertian Kesetaraan Stoikiometri
Kesetaraan stoikiometrik dari dua jenis unsur dalam suatu rumus kimia adalah perbandingan mol dari unsur-unsur tersebut sesuai dengan yang tercantum dalam rumus.
• Contoh
Subskrip dalam P4O10 menunjukkan perbandingan P dan O, baik perbandingan jumlah atom-atom tersebut maupun perbandingan molnya.
Perbandingan atom : 4 atom P terhadap 10 atom O Perbandingan mol : 4 mol P terhadap 10 mol O
Dengan menggunakan simbol ⇔ untuk menyatakan “ekivalen secara stoikiometrik dengan” maka kita dapat menulis perbandingan mol dalam bentuk berikut:
4 mol P ⇔ 10 mol O
Hubungan tersebut bisa kita lihat dengan mudah dari rumus P4O10. Maka rumus kimia menjadi alat untuk menggambarkan ekivalensi stoikiometrik yang kita butuhkan saat menyelesaikan suatu permasalahan, baik dalam merencanakan kerja di laboratorium maupun dalam mengerjakan soal perhitungan dalam buku-buku teks kimia.
Ekivalensi stoikiometrik memungkinkan kita untuk memilih faktor konversi yang kita perlukan. Ekivalensi yang ditunjukkan oleh 4 mol P ⇔ 10 mol O dapat diubah secara mudah menjadi faktor konversi (faktor satuan) berikut:
atau
Rumus P4O10 juga menyatakan ekivalensi lain, masing-masing dengan dua faktor konversi .
1 mol P4O10 ⇔ 4 mol P atau dan
1 mol P4O10 ⇔ 10 mol O atau dan
Gambar 12 menunjukkan reaksi antara fosfor dengan oksigen yang menghasilkan cahaya cemerlang. Reaksi ini sering digunakan pada pertunjukan kembang api.
Gambar 12 Reaksi fosfor dengan oksigen.
• Latihan 5
Berapa mol atom klorin yang bereaksi dengan 5,60 mol atom oksigen dalam Cl2O7?
Jawaban
Perhatikan kata Berapa mol… bergabung dengan … mol. Kata-kata ini adalah tanda bahwa kita menghadapi permasalahan tentang ekivalensi stoikiometrik.
Kita dapat menyatakan kembali permasalahan dalam bentuk berikut : 5,60 mol O ⇔ ? mol Cl
Dengan kata lain, “5,60 mol O ekivalen dengan berapa mol Cl dalam Cl2O7?”
Yang kita butuhkan sekarang adalah faktor konversi mol ke mol. Subskrip dalam Cl2O7 menyatakan hal itu, karena rumus Cl2O7 memiliki makna :
2 mol Cl ⇔ 7 mol O Maka kita memperoleh faktor konversi berikut:
atau
Untuk mendapatkan mol atom Cl yang ekivalen stoikiometrik dengan 5,60 mol atom O dalam Cl2O7, maka kita kalikan 5,60 mol O dengan faktor konversi sebelah kiri. Perhatikan bagaimana satuan mol O (bukan hanya mol) dihilangkan.
Jadi 1,60 mol Cl bergabung dengan 5,60 mol O dalam Cl2O7. Mol Senyawa
Sebelum kita menerapkan konsep mol untuk senyawa, seperti karbon dioksida (CO2) atau gula yang dikenal sebagai glukosa (C6H12O6), kita harus dapat menghitung berat molekul dari senyawa tersebut. Sebagaimana kita ketahui, berat
molekul suatu senyawa adalah jumlah berat atom dari atom-atom yang ada dalam rumus senyawa.
• Latihan 6
Hitunglah massa rata-rata satu molekul tunggal dari karbon dioksida dan glukosa dan berat molekul senyawa tersebut!
Jawaban
Massa rata-rata satu molekul karbon dioksida sama dengan jumlah berat atom dari ketiga atom dalam satu molekul CO2.
Massa satu molekul tunggal CO2:
1 atom C = 1 (12,011 sma) = 12,011 sma 2 atom O = 2 (15,9994 sma) = 31,9988 sma 44,010 sma Massa satu mol karbon dioksida adalah 44,010 gram.
Massa rata-rata satu molekul glukosa sama dengan jumlah berat atom dari 24 atom dalam satu molekul C6H12O6.
Massa satu molekul tunggal C6H12O6:
6 atom C = 6 (12,011 sma) = 72,066 sma 12 atom H = 12 (1,00794 sma) = 12,0953 sma
6 atom O = 6 (15,9994 sma) = 95,9964 sma
180,158 sma
Massa satu mol glukosa adalah 180,158 gram.
Selama beberapa tahun, para kimiawan menggunakan hasil perhitungan seperti contoh di atas sebagai berat molekul dari suatu senyawa. Ternyata hal ini menyesatkan karena beberapa alasan. Pertama, tidak ada molekul C6H12O6 yang memiliki massa tepat 180,158 sma. Ini merupakan massa rata-rata dari molekul gula, yang sebagian besar hanya mengandung atom C-12 sedangkan lainnya mengandung 1 atau mungkin 2 atom C-13. Yang kedua, beberapa senyawa, sebagaimana akan kita lihat, tidak berada dalam bentuk molekul, sehingga jadi menyesatkan untuk menyebutnya berat “molekul”. Sebagian kimiawan menyarankan kita untuk menyebut hasil perhitungan tersebut sebagai massa satu mol atau massa molar dari suatu senyawa. Namun demikian, karena istilah berat molekul telah banyak digunakan secara luas dan banyak dijumpai dalam literatur kimia maka kita akan tetap menggunakan istilah tersebut selain istilah massa molar dalam bahasan selanjutnya.
Mol sebagai Kumulan Molekul
Pada Gambar 13 ditunjukkan jumlah satu mol dari empat jenis senyawa. Tiap mol senyawa tersebut mengandung jumlah satuan rumus atau molekul yang sama yaitu sebanyak bilangan Avogadro, tetapi memiliki berat molekul yang berbeda.
Gambar 13 Mol senyawa.
Pengubahan Mol – Massa – Jumlah Atom
Diagram yang kita gunakan untuk merangkum konversi mol-massa unsur-unsur, dapat digunakan juga untuk senyawa. Namun demikian kita harus melakukan satu tahap tambahan dalam perhitungan yang menggunakan rumus senyawa untuk menghitung jumlah atom dari suatu unsur dalam senyawa tersebut.
• Latihan 7
Jelaskan perbedaan antara massa 1 mol atom oksigen (O) dan massa 1 mol molekul oksigen (O2)!
Jawaban
Karena berat atom oksigen adalah 16,0 sma, maka 1 mol atom oksigen memiliki massa 16,0 gram. Setiap molekul O2 mengandung 2 atom, maka berat molekul O2 dua kali lebih besar dari berat atom unsurnya.
1 mol O = 16,0 g 1 mol O2 = 32,0 g
• Latihan 8
Tentukan jumlah atom karbon dalam 0,800 gram glukosa, C6H12O6! Jawaban
Tahap pertama dalam perhitungan ini melibatkan konversi massa sampel menjadi jumlah mol C6H12O6 . Kita membutuhkan berat molekul C6H12O6 yang telah ditentukan pada latihan 6.
Setelah kita tahu jumlah mol gula, kita dapat menggunakan bilangan Avogadro untuk menghitung jumlah molekul C6H12O6 dalam sampel.
Sekarang kita dapat menggunakan rumus kimia gula untuk menentukan jumlah atom karbon dalam sampel. Dalam rumus gula terdapat enam atom karbon dalam setiap molekul C6H12O6.
6 atom C ⇔ 1
molekul C6H12O6 atau dan
Jadi jumlah atom karbon adalah:
Hukum Kekekalan Massa
Sejauh ini kita terfokus pada senyawa tertentu yaitu karbon dioksida (CO2) dan glukosa (C6H12O6). Sebagian besar bidang bahasan kimia adalah seputar reaksi kimia. Terobosan pertama dalam studi tentang reaksi kimia dihasilkan dari kerja seorang ahli kimia berbangsa Perancis Antoine Lavoisier (1772-1794). Lavoisier membuktikan secara eksperimental bahwa jumlah massa hasil reaksi selalu sama dengan jumlah massa pereaksi awal yang digunakan dalam reaksi. Ini menjadi salah satu hukum dasar kimia : yaitu hukum kekekalan materi atau disebut juga hukum kekekalan massa, yang menyatakan bahwa materi tetap dipertahankan jumlah dan massanya dalam reaksi kimia.
Gambar Antoine Lavoisier
Hukum Lavoisier ini dapat dijelaskan dengan Gambar 14 yang menunjukkan reaksi antara 4 gram gas hidrogen dengan 32 gram gas oksigen menghasilkan 36 gram air. Dalam reaksi ini jenis, jumlah, dan massa tiap unsur dipertahankan sama antara sebelum dan sesudah reaksi.
Gambar 14 Reaksi pembentukan air yang sesuai dengan hukum kekekalan massa.
Sekarang kita mengerti mengapa materi dianggap kekal, dan seringkali dijelaskan dengan kalimat bahwa “atom-atom tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan dalam reaksi kimia”. Atom hidrogen dalam molekul H2 dapat bergabung dengan atom oksigen dalam molekul O2 untuk membentuk H2O. Tetapi jumlah atom
hidrogen dan oksigen sebelum dan sesudah reaksi sama. Jumlah massa hasil reaksi harus sama dengan jumlah massa pereaksi.
Persamaan Kimia
Reaksi kimia bisa saja digambarkan dengan kata-kata, tetapi tidak sederhana. Satu cara untuk menggambarkan reaksi kimia dengan mudah adalah melalui persamaan kimia. Rumus materi awal, atau yang biasa disebut pereaksi, ditulis di sisi kiri persamaan dan rumus hasil reaksi ditulis sebelah kanan. Sebagai ganti dari tanda sama dengan, maka pereaksi dan hasil reaksi dipisahkan oleh tanda panah.
Pengertian Persamaan Kimia
Persamaan kimia cukup baik dalam menggambarkan suatu reaksi kimia. Dengan mengetahui suatu persamaan kimia, kita terdorong untuk memikirkan reaksi yang terjadi dalam persamaan tersebut. Yang harus diingat adalah bahwa persamaan kimia merupakan pernyataan tentang apa yang dapat terjadi, bukan tentang apa yang akan terjadi.
Reaksi antara hidrogen dan oksigen membentuk air, seperti ditunjukkan dalam Gambar 15, dapat dinyatakan oleh persamaan berikut:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Gambar 15 Reaksi antara hidrogen, H2, dan oksigen, O2, membentuk air, H2O.
Jumlah dan jenis atom yang terdapat dalam pereaksi sama dengan yang ada pada hasil reaksi, demikianlah atom-atom dipertahankan.
Pada contoh persamaan di atas tidak ada jaminan bahwa hidrogen akan bereaksi dengan oksigen membentuk air. Jika kita memasukkan campuran hidrogen dan oksigen ke dalam sebuah balon maka tidak akan terjadi reaksi hingga kita memicunya dengan nyala api. Semua persamaan hanya menunjukkan tentang apa yang dapat terjadi jika, atau ketika, suatu reaksi berlangsung.
Wujud Zat
Seringkali diperlukan informasi apakah pereaksi atau hasil reaksi berwujud padat (solids), cair (liquids) atau gas (gases) yang ditulis dengan S, l, atau g dalam tanda kurung setelah 103ambing pereaksi atau hasil reaksi, sebagaimana ditunjukkan dalam persamaan berikut.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Namun pada kennyataannya sebagian besar reaksi terjadi antara campuran dua macam larutan atau dua zat yang sama-sama terlarut dalam air. Larutan zat dalam air ini disebut aqueous (dari bahasa Latin aqua, “air”) dan menggunakan lambang khusus aq untuk menjelaskannya. Cara ini dapat membedakan antara gula (glukosa) sebagai padatan, C6H12O6(s), dan larutan gula dalam air, C6H12O6(aq) . Atau antara garam sebagai padatan, NaCl(s), dan larutan garam dalam air, NaCl(aq). Proses pelaruan sampel dalam air ditunjukkan pada Gambar 16, selain itu dapat juga dituliskan dalam bentuk persamaan berikut:
Gambar 16 Proses pelarutan suatu zat dalam air.
Tinjauan Molekul vs Mol.
Persamaan kimia yang sudah kita kenali ini dapat digunakan untuk menyatakan apa yang terjadi pada skala atom maupun makroskopik.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) Persamaan ini dapat dibaca dengan dua cara berikut:
• Ketika hidrogen bereaksi dengan oksigen, dua molekul hidrogen dan satu molekul oksigen bereaksi menghasilkan 2 molekul air.
• Ketika hidrogen bereaksi dengan oksigen, 2 mol hidrogen dan 1 mol oksigen bereaksi menghasilkan 2 mol air.
• Kesetaraan
Tidak masalah apakah kita memandang suatu reaksi menurut tinjauan molekul atau mol, yang terpenting adalah persamaan kimia harus setara, yaitu memiliki jumlah atom yang sama dari setiap unsur di kedua sisi persamaan. Sehingga massa pereaksi akan sama dengan massa hasil reaksi.
Pada skala atomik, persamaan tersebut setara karena jumlah massa pereaksi dalam satuan massa atom (sma) sama dengan jumlah massa hasil reaksi.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) 2 x 2 sma + 32 sma 2 x 18 sma
36 sma 36 sma
Pada skala makroskopik, persamaan tersebut setara pula karena massa dari 2 mol hidrogen dan 1 mol oksigen pada pereaksi sama dengan massa 2 mol air yang dihasilkan.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) 2 x 2 g + 32 g 2 x 18 g
36 g 36 g
Diagram berikut menggambarkan hubungan antara pereaksi dan hasil reaksi, baik dalam jumlah atomnya maupun jumlah molnya. Kotak sebelah kiri menunjukkan pereaksi dan sebelah kanan adalah hasil reaksi. Kotak tengah di sebelah atas tanda panah menunjukkan semua atom yang terdapat dalam pereaksi maupun hasil reaksi.
Jika kita melihat reaksi ini sebagai penggabungan molekul H2 dan O2 membentuk molekul H2O, persamaan tersebut setara karena kita memiliki empat atom hidrogen dan dua atom oksigen di kedua sisi persamaan. Dan jika kita melihat reaksi ini menurut mol pereaksi dan hasil reaksi, persamaan tersebut dinyatakan setara pula karena kita memiliki 4 mol atom hidrogen dan 2 mol atom oksigen di kedua sisi persamaan.
Penting untuk diketahui bahwa reaksi-reaksi seperti itu tidak menjelaskan adanya tahap intermediet (hasil antara) yang melibatkan pembentukan zat terisolasi. Namun demikian pendekatan ini cukup bermanfaat untuk menekankan fakta bahwa atom-atom dipertahankan dalam reaksi kimia. Setiap atom yang ada di dalam pereaksi harus ditemukan juga dalam hasil reaksi.
Penyetaraan Persamaan Kimia.
Penyetaraan persamaan kimia dimaksudkan untuk menyamakan jenis dan jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi agar terpenuhinya hukum Lavoisier, yaitu hukum kekekalan massa. Tetapi idak ada satu pun aturan baku yang dapat diterapkan untuk menyetarakan semua persamaan kimia.
Kita semua dapat mencoba menuliskan koefisien reaksi di depan rumus pereaksi dan hasil reaksi sampai atom setiap unsur di kedua sisi persamaan jumlahnya sama. Angka subskrip di setiap rumus kimia tidak dapat diubah dalam penyetaraan persamaan kimia karena hal itu akan mengubah jenis zat hasil reaksi maupun pereaksi. Diperlukan ketelitian untuk menyetarakan persamaan kimia, persamaan harus ditelaah hingga diperoleh jumlah atom yang sama dari setiap unsur di kedua sisi persamaan.
Tips Penyetaraan
• Dahulukan Bagian yang Mudah
Ketika melakukan penyetaraan, dahulukan bagian yang paling mudah.
Contohnya pada persamaan reaksi pembakaran glukosa (C6H12O6). Apapun yang kita cerna, akan dihasilkan gula yang akan dioksidasi dalam proses
metabolisma menjadi energi dan bahan bakar untuk tubuh. Meskipun ada berbagai jenis gula yang dapat digunakan sebagai bahan bakar tubuh, tapi sumber utama dari energi yang mengendalikan fungsi tubuh kita adalah glukosa, atau yang kita kenal sebagai gula darah. Aliran darah mengirimkan glukosa dan oksigen ke jaringan tubuh, dimana keduanya akan bereaksi menghasilkan campuran karbon dioksida dan air.
C6H12O6(aq) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
Jika kita amati persamaan ini secara teliti, maka kita dapat menyimpulkan bahwa penyetaraan karbon dan hidrogen akan lebih mudah daripada penyetaraan oksigen. Semua atom karbon dalam glukosa berubah menjadi CO2 dan semua atom hidrogen berubah menjadi H2O, tetapi ada dua jenis senyawa sebagai sumber oksigen pada pereaksi dan juga ada dua jenis senyawa yang mengandung oksigen pada hasil reaksi. Artinya tidak dapat diprediksi jumlah molekul oksigen yang bereaksi sebelum kita tahu berapa banyak molekul CO2 dan H2O yang dihasilkan.
Pembahasan
Kita dapat mulai proses penyetaraan persamaan ini dengan mencatat adanya 6 atom karbon dalam tiap molekul C6H12O6 . jadi, 6 molekul CO2 terbentuk dari setiap molekul C6H12O6 yang bereaksi.
1 C6H12O6 + ___ O2 → 6 CO2 + ___ H2O
Terdapat 12 atom hidrogen dalam setiap molekul C6H12O6, yang artinya harus ada 12 atom hidrogen atau 6 molekul H2O di sisi kanan persamaan ini.
1 C6H12O6 + ___ O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Sekarang atom karbon dan hidrogen setara, maka kita dapat menyetarakan atom oksigen. Ada 12 atom oksigen dalam 6 CO2 dan 6 atom oksigen dalam 6 H2O. untuk menyetarakan 18 atom oksigen pada hasil reaksi maka kita membutuhkan 18 atom oksigen pada zat-zat pereaksi. Karena setiap molekul C H O sudah mengandung 6 atom oksigen, maka kita membutuhkan 6 O
pada pereaksi. Sekarang ada 6 atom karbon, 12 atom hidrogen, dan 18 atom oksigen pada setiap sisi persamaan sebagaimana digambarkan pada diagram berikut:
Persamaan reaksi setara ini ditulis sebagai berikut :
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) Tahap Penyetaraan
Penyetaraan persamaan kimia bisa dilakukan melalui beberapa tahap berikut:
• Identifikasikan semua rektan (pereaksi) dan produk (hasil reaksi) kemudian tuliskan rumus molekul yang benar masing-masing pada sisi kiri dan kanan persamaan.
• Setarakan persamaan tersebut dengan mencoba berbagai koefisien tetapi tidak mengubah angka subskrip.
• Awali penyetaraan dari unsur yang hanya muncul sekali di kedua sisi persamaan, baru kemudian setarakan juga unsur yang muncul lebih dari sekali.
• Periksa ulang hasil penyetaraan untuk memastikan jenis dan jumlah unsur sebelum reaksi sama dengan sesudah reaksi.
• Latihan 9
Tuliskan persamaan reaksi setara yang terjadi ketika ammonia terbakar di udara membentuk nitrogen oksida dan air.
___ NH3 + ___ O2 → ___ NO + ___ H2O
Jawaban
Kita bisa mulai dengan menyetarakan atom nitrogen. Jika kita mulai dengan satu molekul ammonia dan membentuk satu molekul NO, atom nitrogen sudah setara.
1 NH3 + ___ O2 → 1 NO + ___ H2O
Kita dapat beralih ke atom hidrogen. Kita memiliki 3 atom hidrogen di sisi kiri dan 2 atom hidrogen di sisi kanan persamaan. Cara untuk menyetarakan atom hidrogen adalah dengan mencari faktor persekutuan terkecil : 2 x 3 = 6, maka kita bisa menyetarakan persamaan dengan 6 atom hidrogen di kedua sisi persamaan. Caranya adalah dengan mengubah jumlah NH3 pada pereaksi menjadi 2 molekul, dan 3 molekul H2O pada hasil reaksi. Akibatnya jumlah atom N di ruas kiri berubah menjadi 2, maka molekul NO di sisi kanan juga harus dikali 2.
2 NH3 + ___ O2 → 2 NO + 3 H2O
Karena atom nitrogen dan hidrogen di kedua sisi sudah setara, tugas kita yang terakhir adalah menyetarakan atom oksigen. Ada 5 atom oksigen di sisi kanan persamaan, berarti kita membutuhkan 5 atom oksigen di sisi kiri. Ini akan didapatkan dengan menuliskan koefisien 2 ½ di depan oksigen seperti pada persamaan berikut:
2 NH3 + 2 ½ O2 → 2 NO + 3 H2O
Memang ditemukan beberapa persamaan kimia yang ditulis dengan koefisien pecahan seperti itu. Reaksi demikian hanya bisa difahami pada skala molar (makroskopik) yang menunjukkan oksigen bereaksi sebanyak dua setengah mol, tetapi tidak dapat dimaknai pada skala atomik karena 2½ molekul O2
tidak berarti molekulnya lebih besar atau ada molekul yang terpecah setengah.
Jika kita ingin persamaan kimia itu berlaku pada skala atomik dan makroskopik maka persamaan tersebut harus dikalikan 2, sehingga sekarang
terdapat 4 atom N, 12 atom H, dan 10 atom O di kedua sisi persamaan sebagaimana digambarkan oleh diagram di bawah ini.
Persamaan setara dari reaksi ini dituliskan sebagai berikut : 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)
Perbandingan Mol dalam Persamaan Kimia.
Penyetaraan persamaan kimia memberi manfaat untuk kita, selain memberi informasi apa yang dapat terjadi pada zat pereaksi dan zat apa yang dihasilkan, juga memberi informasi tambahan kepada kita untuk dapat meramalkan apa yang terjadi ketika reaksi berlangsung. Apakah zat-zat pereaksi akan bereaksi seluruhnya atau bersisa, dan berapa banyak produk yang akan dihasilkan, bisa diramalkan melalui reaksi setara.
Jika perkembangan ilmu pengetahuan memiliki dua tujuan mendasar yaitu : (1) menjelaskan hasil penelitian tentang dunia sekitar kita, dan (2) meramalkan apa yang akan terjadi pada suatu kondisi tertentu, maka persamaan kimia yang setara dapat memenuhi kedua tujuan tersebut.
Kita menggambarkan reaksi kimia dengan persamaan reaksi setara seperti kita menggambarkan pembuatan kue dengan menggunakan sebuah resep. Biasanya resep dibuat untuk menghasilkan kue dalam jumlah tertentu. Namun demikian bukan berarti kita hanya boleh membuat kue sebanyak yang terantum dalam resep saja. Kita bisa saja menggunakan setengah resep untuk mendapatkan kue yang tentu saja jumlahnya menjadi setengah dari yang seharusnya. Atau bila kita ingin mendapatkan kue yang jumlahnya 5 kali dari yang tercantum dalam resep, maka kita harus menggunakan bahan-bahan lima kali lebih banyak dari yang diresepkan.
Begitu pula bekerja di laboratorium, kita tidak dibatasi oleh apa yang tertulis dalam persamaan reaksi setara. Tetapi dengan menggunakan perbandingan mol dalam persamaan reaksi setara maka kita dapat memperoleh hubungan mol suatu zat dengan zat lain dalam suatu reaksi kimia.
Hubungan Mol antar Zat
• Pembakaran Hidrazin
Hidrazin, N2H4, dapat berfungsi sebagai bahan bakar roket. Berapa mol oksigen diperlukan untuk bereaksi sempurna dengan 2,60 mol hidrazin dalam reaksi berikut:
N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l)
Koefisien di depan hidrazin dan oksigen pada persamaan ini menunjukkan bahwa 1 mol hidrazin digunakan dalam reaksi ini untuk setiap mol oksigen.
Kita dapat menyatakan informasi ini dalam ekivalensi stoikiometrik dan perbandingan mol berikut:
1 mol O2 ⇔ 1 mol N2H4 dan atau
Dalam menentukan mol oksigen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 2,60 mol N2H4, kita harus memilih perbandingan mol yang digunakan. Analisis dimensional menunjukkan bahwa kita harus menggunakan perbandingan mol yang akan menghasilkan konversi mol hidrazin ke mol oksigen.
• Latihan 10
Berapa mol air yang terbentuk ketika 2,60 mol hidrazin bereaksi dengan oksigen berlebih?
Karena oksigen berada dalam jumlah berlebih maka reaksi ini akan berlangsung sampai semua hidrazin bereaksi kemudian berhenti. Menurut persamaan setara, 2 mol air terbentuk untuk setiap mol hidrazin yang bereaksi.
2 mol H2O ⇔ 1 mol N2H4 dan atau
Selanjutnya kita dapat menghitung jumlah mol air yang dihasilkan dalam reaksi ini dengan cara berikut:
Manfaat Reaksi Setara
• Meramalkan Jumlah Zat
Sekarang kita akan gunakan apa yang telah kita pelajari untuk mengetahui bagaimana persamaan kimia yang setara dapat digunakan untuk meramalkan berapa banyak O2 yang harus kita hirup untuk mencerna 5,00 g gula. Kita mulai dengan persamaan reaksi setara.
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
Pertanyaan yang mendasar adalah: Berapa mol molekul C6H12O6 yang terdapat dalam 5,00 gram senyawa ini?
Satu-satunya cara untuk mengubah gram suatu zat menjadi mol adalah dengan mengetahui besarnya gram per mol zat tersebut. Dengan kata lain, kita perlu tahu berat molekulnya (massa molarnya). Berat molekul glukosa yang dihitung pada latihan 6, yaitu 180,158 g/mol atau dibulatkan menjadi 180,2 g/mol, dapat digunakan untuk membuat sepasang faktor satuan.
dan
Dengan tetap memperhatikan satuan selama perhitungan, akan lebih mudah memilih faktor satuan yang tepat untuk konversi gram gula menjadi mol.
Sekarang kita beralih ke persamaan reaksi setara.
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
Persamaan ini dapat digunakan untuk membuat 2 perbandingan mol yang menggambarkan hubungan antara mol gula dan mol oksigen yang terpakai pada reaksi ini.
dan
Dengan fokus pada satuan dalam soal ini, kita dapat memilih perbandingan mol yang tepat untuk konversi mol gula menjadi mol ekivalen oksigen.
Sekarang kita hanya memerlukan satu tahap lagi untuk melengkapi perhitungan, kita perlu mengubah mol oksigen yang bereaksi menjadi gram oksigen. Pada latihan 7 kita menyimpulkan bahwa berat molekul O2 tepat 2 kali berat atom unsurnya. Tahap berikutnya pada perhitungan ini menyangkut jumlah mol O2 yang diperlukan dengan menggunakan berat molekul senyawa tersebut.
Sekarang kita telah menjawab pertanyaan awal kita. Kita harus menghirup 5,328 g oksigen untuk mencerna 5,00 gram glukosa yang dibawa melalui aliran darah kita sebagai sumber energi yang diperlukan untuk bahan bakar tubuh.
Stoikiometri Reaksi
Sekarang Anda telah mengetahui semua tahap penting dalam perhitungan yang dikenal dengan istilah stoikiometri. Tujuan dari perhitungan ini adalah menggunakan persamaan kimia setara untuk meramalkan hubungan antara jumlah pereaksi dan hasil reaksi dalam suatu reaksi kimia.
Tahap Perhitungan
Terdapat tiga tahap dalam perhitungan ini.
• Carilah pereaksi atau hasil reaksi yang diketahui massanya dalam sampel dan rumus kimianya. Gunakan berat molekul zat tersebut untuk mengubah gram sampel menjadi mol. Tahap ini adalah suatu perhitungan yang secara langsung mengubah massa menjadi mol. Anda tidak perlu memperhatikan mol zat yang digunakan dalam reaksi kimia. Hal itu akan dibahas pada tahap berikutnya.
• Gunakan persamaan reaksi setara untuk membuat perbandingan mol yang dapat mengubah mol zat tersebut menjadi mol suatu zat lainnya dalam reaksi tersebut.
• Gunakan berat molekul dari zat lain itu untuk mengubah mol zat tersebut menjadi gram. Seperti pada tahap pertama, ini adalah perhitungan massa zat dari molnya. Di sini digunakan stoikiometri dari persamaan kimia.
• Latihan 11
Hitunglah jumlah mol dan massa ammonia yang diperlukan untuk membuat 2,25 gram nitrogen oksida (NO) melalui persamaan berikut:
4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) Jawaban
Satu-satunya zat dalam reaksi ini yang diketahui rumus dan massanya adalah nitrogen oksida. Selanjutya kita mulai dengan mengubah 2,25 g NO menjadi mol senyawa tersebut. Untuk mengerjakannya, harus diketahui berat molekul NO, yaitu 30,0 g/mol. Jumlah mol NO yang terbentuk dalam reaksi ini dapat dihitung sebagai berikut:
Sekarang kita gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan perbandingan mol yang dapat digunakan untuk menghitung mol NH3 yang diperlukan untuk menghasilkan 0,075 mol NO.
Lalu kita gunakan berat molekul NH3 untuk menghitung massa ammonia yang digunakan dalam reaksi tersebut.
Berdasarkan perhitungan tersebut, kita harus mereaksikan 1,275 gram ammonia untuk memperoleh 2,25 gram nitrogen oksida.
Stoikiometri dari Breathalyzer Hasil Penelitian Tahun 1990-an.
Suatu patent dikeluarkan oleh R.F.Borkenstein pada tahun 1958 untuk Breathalyzer, yang digunakan sebagai metoda penentuan apakah seseorang berada dalam keadaan DUI, Driving Under the Influence (menyetir di bawah pengaruh), atau DWI, Driving While Intoxicated (menyetir dalam kondisi mabuk). Aspek kimia pada Breathalyzer digambarkan oleh persamaan berikut:
3CH3CH2OH(g) + 2 Cr2O72-(aq) + 16 H+(aq) → 3 CH3CO2H(aq) + 4 Cr3+(aq) + 11 H2O(l)
Pada alat tes terdapat dua ampul yang masing-amsing berisi 0,75 mg kalium dikromat (K2Cr2O7) yang terlarut dalam asam sulfat (H2SO4). Salah satu dari ampul tersebut digunakan sebagai pembanding. Ampul lainnya dibuka lalu udara dari nafas yang akan dianalisis dimasukkan ke dalam ampul. Jika dalam nafas terdapat alkohol, maka alkohol tersebut akan bereaksi dengan ion Cr2O72- yang berwarna kuning-oranye membentuk ion Cr3+ yang berwarna
