Reaksi Kimia dan Hukum Dasar Kimia

BAB II

Reaksi Kimia dan

Hukum Dasar Kimia

Tujuan Pembelajaran

1. Mendeskripsikan reaksi kimia.

2. Mendeskripsikan ciri-ciri reaksi kimia.

3. Menuliskan persamaan kimia yang setara.

4. Menganalisis konsep dan hitungan hukum dasar kimia.

5. Menentukan Ar dan Mr.

6. Menentukan mol.

7. Menentukan massa molar.

8. Menentukan volume molar.

9. Menentukan kemolaran.

10. Menerapkan hukum dasar kimia dalam kehidupan sehari-hari

A. Reaksi Kimia

 Materi dapat mengalami perubahan. Perubahan materi dapat dibedakan menjadi dua, yaitu

perubahan fisika dan perubahan kimia

 Perubahan fisika merupakan perubahan materi yang tidak menghasilkan zat baru. Misalnya, perubahan air menjadi es dan perubahan air menjadi uap.

 Perubahan kimia adalah perubahan materi yang menghasilkan zat baru. Perubahan kimia

ini disebut juga dengan istilah reaksi kimia.

1. Pengertian Reaksi Kimia

 Contoh reaksi kimia dalam kehidupan sehari- hari, di antaranya sebagai berikut.

 Kayu yang dibakar di udara terbuka akan

memerlukan oksigen dan membentuk uap air (H₂O), gas karbon dioksida (CO₂), serta zat

lainnya.

 Besi berkarat karena besi bereaksi dengan oksigen.

2. Ciri-Ciri Reaksi Kimia

a. Terjadi Perubahan Warna

Bila ke dalam larutan kalium kromat (K₂CrO₄) yang berwarna kuning ditambahkan beberapa tetes larutan asam klorida (HCl), warna larutan berubah menjadi jingga. Warna jingga

menunjukkan terjadinya reaksi kimia, karena

terbentuknya larutan kalium dikromat (K₂Cr₂O₇).

Perubahan warna kuning menjadi jingga merupakan ciri terjadinya reaksi.

b. Terbentuk Endapan

Apabila dimasukkan masing-masing kalium iodida

dan timbal (II) nitrat ke dalam air, kemudian campurkan larutan itu, akan terjadi endapan yang berwarna kuning. Terjadinya endapan tersebut

menunjukkan bahwa telah terjadi reaksi.

c. Terbentuk Gas

Jika dalam tabung reaksi yang berisi asam klorida

(HCl) dimasukkan sepotong kecil pualam (CaCO₃) maka akan terbentuk gelembung.

Gelembung-gelembung tersebut adalah gas yang menyertai

reaksi yang terjadi antara pualam dan asam klorida.

d. Terjadi Perubahan Suhu

Apabila dalam wadah atau cawan porselen yang

berisi air dimasukkan sebongkah kapur tohor maka air di dalam cawan menjadi panas. Jadi, air bereaksi ketika dicampur dengan kapur

tohor

karena ada perubahan suhu.

3. Persamaan Kimia

 Persamaan kimia (chemical equation) merupakan suatu persamaan yang ditulis untuk

menggambarkan perubahan kimia yang terjadi saat reaksi kimia berlangsung.

 Persamaan kimia ditulis menggunakan lambang kimia. Perhatikan contoh persamaan kimia

berikut.

Zn(s) + S(s) → ZnS(s)

 Zat-zat yang berada di sebelah kiri tanda panah adalah zat yang bereaksi atau disebut juga

dengan pereaksi atau reaktan.

 Zat-zat yang berada di sebelah kanan tanda panah adalah zat hasil reaksi atau disebut dengan produk.

Berdasarkan persamaan kimia tersebut, dapat diketahui beberapa hal sebagai berikut.

a. Zat-zat pereaksi atau reaktan adalah N₂ (g) + 3 H₂ (g) karena berada di sebelah kiri tanda panah.

b. Zat hasil reaksi atau produk, adalah 2 NH₃(g) yang berada di sebelah kanan tanda panah.

c. Huruf dalam tanda kurung menyatakan wujud zat yang bersangkutan.

• s (solid) berarti padat

• g (gas) berarti gas

• l (liquid) berarti cair

• aq (aqueous) berarti larutan dalam air

d. Angka di belakang zat disebut bilangan indeks.

Persamaan kimia terkadang dituliskan dalam keadaan belum setara. Jadi, cara

menyetarakan persamaan kimia adalah sebagai berikut.

a. Menentukan jumlah atom masing-masing unsur di ruas kiri dan ruas kanan

persamaan kimia.

b. Memberikan koefisien untuk tiap rumus kimia pada persamaan kimia sehingga persamaan kimia setara.

CONTOH SOAL

Setarakan reaksi berikut!

C2H4(g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O(l) Penyelesaian:

C2H4(g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O(l)

 Atom C di ruas kiri ada 2 dan di ruas kanan ada 1 maka yang di ruas kanan dikalikan 2.

C2H4(g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O(l)

 Atom H di ruas kiri ada 4 dan di ruas kanan ada 2 maka di ruas kanan dikalikan 2.

C₂H₄(g) + O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 2 H₂O(l)

Penyelesaian:

 Atom O di ruas kiri ada 2, sedangkan di ruas kanan ada 6 (4 dari CO₂ dan 2 dari H₂O).

Untuk menyamakan jumlah atom O maka di ruas kiri dikalikan 3. Jadi, persamaan kimia setara, yaitu

sebagai berikut.

C₂H₄(g) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 2 H₂O(l)

B. Hukum Dasar

Kimia

1. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

 Lavoisier menyimpulkan bahwa jika

suatu reaksi kimia dilakukan dalam tempat tertutup sehingga zat-zat tidak ada yang hilang maka massa zat-zat sebelum reaksi dan sesudah

reaksi tidak berkurang atau tidak bertambah.

 Hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) menyatakan sebagai berikut. Jumlah massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi

adalah sama.

CONTOH SOAL

Dalam tabung tertutup ditimbang 53,5 gram serbuk

tembaga dan 32 gram serbuk belerang. Setelah dicampur lalu dipanaskan dalam tabung tertutup dan reaksi

berjalan sempurna maka terbentuk zat baru, yaitu tembaga(II) sulfida. Berapa massa zat baru (produk) tersebut?

Penyelesaian:

Berdasarkan hukum kekekalan massa diperoleh

Massa zat sebelum bereaksi (reaktan) = Massa zat setelah bereaksi (produk)

Massa zat setelah bereaksi (produk) = 53,5 gram + 32 gram = 85,5 gram sehingga,

Tembaga + Belerang → Tembaga(II) sulfida 53,5 gram 32 gram 85,5 gram

Jadi, massa tembaga (II) sulfida yang terbentuk adalah 85,5 gram.

a. Massa Atom Relatif (Ar)

Massa atom relatif suatu atom unsur dapat diketahui dari tabel periodik unsur.

 Massa atom relatif suatu atom unsur tertera di setiap kotak atom unsur pada bagian

bawah dalam tabel periodik.

 Sebagai contoh, massa atom relatif atom H sama dengan 1,008.

 Massa atom relatif adalah perbandingan

massa rata-rata 1 atom suatu unsur dengan massa 1 atom C-12. Massa atom relatif ini disimbolkan dengan Ar.

 Dengan demikian, diperoleh persamaan sebagai berikut.

CONTOH SOAL

Massa rata-rata 1 atom unsur N adalah 2,3259 × 10^–23 gram. Berapa massa atom relatif (Ar) unsur N tersebut, jika diketahui massa satu atom C-12 adalah 1,99268 × 10^–23 gram?

Penyelesaian:

Jadi, massa atom relatif (Ar) unsur N adalah 14,0067.

23 23

massa rata-rata 1 atom unsur N 2,3259 10 gram

Ar unsur N = = =14,0067

1 sma 1 1,99268 10 gram

12







 

b. Massa Molekul Relatif (Mr)

 Massa molekul relatif adalah bilangan yang menyatakan harga perbandingan massa 1

molekul suatu senyawa dengan massa 1 atom C- 12.

 Massa molekul relatif ini disimbolkan dengan Mr.

 Secara umum massa molekul relaif (Mr) dapat ditentukan dengan persamaan sebagai berikut.

CONTOH SOAL

Hitunglah Mr senyawa CO(NH₂)₂

Diketahui Ar H = 1; C = 12; N = 14; dan O = 16.

Penyelesaian:

Mr CO(NH₂)₂ = (1 × Ar C) + (1 × Ar O) + (2 × Ar N) + (4 × Ar H)

= (1 × 12) + (1 × 16) + (2 × 14) + (4 × 1)

= 60

2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

 Hukum perbandingan tetap dikemukakan oleh seorang ahli kimia berkebangsaan Prancis bernama Joseph Louis Proust.

Hukum tersebut berbunyi:

Dalam suatu senyawa, perbandingan massa unsur-unsur penyusunnya selalu tetap

CONTOH SOAL

Perbandingan massa besi dengan belerang dalam

besi(II) sulfida adalah 7 : 4. Berapa gram besi(II) sulfida yang terbentuk? Zat apakah yang masih tersisa jika 17 gram besi direaksikan dengan 8 gram belerang?

Penyelesaian:

Jadi, massa besi(II) sulfida yang terbentuk adalah 22 gram, sedangkan zat yang masih tersisa adalah

besi sebanyak 3 gram.

Contoh:

Molekul H₂O

Persentase unsur-unsur molekul (H₂O), yaitu H dan O sebagai berikut.

Perbandingan massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa selalu tetap sehingga dapat dihitung

persentase unsur-unsur dalam senyawa tersebut.

Jadi, perbandingan H : O dalam H₂O

= 11, 11% : 88,89%

= 1 : 8

3. Hukum Perbandingan

Berganda (Hukum Dalton)

Hukum perbandingan berganda (hukum Dalton) menyatakan sebagai berikut.

Bila unsur-unsur dapat membentuk dua macam senyawa atau lebih, untuk massa salah satu unsur dan massa unsur kedua dalam masingmasing senyawa

berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana.

CONTOH SOAL

Unsur x dan y membentuk dua senyawa. Senyawa I mengandung 60 gram x dan 320 gram senyawa y.

Senyawa II mengandung 45 gram x dan 120 gram y.

Berapa perbandingan massa unsur sesuai hukum Dalton?

Penyelesaian:

Senyawa I

Perbandingan massa x dan y

= 60 : 320

= 3 : 16 Senyawa II

Perbandingan massa x dan y

= 45 : 120

= 3 : 8

Jadi, perbandingan massa antara atom y yang

bersenyawa dengan x yang massanya tetap adalah 16 : 8 = 2 : 1.

4. Hukum Perbandingan

Volume (Hukum Gay-Lussac)

 Hukum perbandingan volume dinyatakan sebagai berikut.

 Hukum perbandingan volume dapat juga dinyatakan sebagai berikut.

Pada temperatur dan tekanan sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana.

Pada reaksi zat yang wujudnya gas, perbandingan

koefisien reaksi ekuivalen dengan perbandingan volume jika reaksi tersebut dilakukan pada temperatur dan

tekanan yang sama.

CONTOH SOAL

Pada temperatur dan tekanan tertentu, satu

bagian volume gas hidrogen bereaksi dengan satu bagian volume gas klorin membentuk dua bagian volume gas hidrogen klorida. Persamaan kimia tersebut dapat ditulis sebagai berikut.

H₂ (g) + Cl₂ (g) → 2 HCl(g)

Tentukan perbandingan volume gas H₂, Cl₂, dan HCl!

Penyelesaian:

Perbandingan volume gas H₂ : volume gas Cl₂ : volume gas HCl adalah

H₂ (g) : Cl₂ (g) : HCl(g) = 1 : 1 : 2

Angka perbandingan tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana.

5. Hipotesis Avogadro

 Amedeo Avogadro seorang ahli fisika

berkebangsaan Italia mengemukakan hipotesis yang kemudian dikenal sebagai hipotesis

Avogadro, yaitu sebagai berikut.

 Hukum Gay-Lussac dan hipotesis Avogadro dapat disatukan menjadi hukum Gay-Lussac Avogadro, yaitu sebagai berikut.

Gas-gas yang volumenya sama jika diukur pada temperatur dan tekanan yang sama, mengandung jumlah molekul yang sama pula.

Perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan gas- gas hasil reaksi jika diukur pada temperatur dan

tekanan yang sama akan sesuai dengan perbandingan jumlah molekulnya dan akan sama dengan

perbandingan koefisien reaksinya.

CONTOH SOAL

Gas hidrogen direaksikan dengan gas oksigen pada temperatur dan tekanan yang sama

membentuk

8 liter uap air. Persamaan kimia dapat ditulis sebagai berikut.

H₂ (g) + O₂ (g) → H₂O(g) (belum setara)

Berapa liter gas hidrogen dan gas oksigen yang dibutuhkan pada reaksi tersebut?

Penyelesaian:

a. Tulis persamaan kimia yang dilengkapi dengan koefisiennya.

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O(g)

b. Dengan menggunakan harga koefisien reaksi sebagai pembanding maka dapat

ditetapkan volume gas H₂ serta volume gas O₂.

Jadi, volume gas hidrogen dan oksigen yang dibutuhkan berturut-turut adalah 8 liter dan 4 liter.

C. Bilangan Avogadro

dan Konsep Mol

 Bilangan Avogadro disimbolkan dengan L dan

jumlah mol biasanya dinyatakan dengan lambang n.

1 mol unsur = 6,02 × 10²³ atom unsur tersebut 1 mol senyawa = 6,02 × 10²³ molekul senyawa tersebut

1 mol ion = 6,02 × 10²³ ion tersebut

 Hubungan jumlah mol dengan jumlah partikel sebagai berikut.

CONTOH SOAL

 Berapa jumlah atom nikel dalam 2 mol nikel?

Penyelesaian:

Jumlah atom nikel = 2 mol nikel × 6,02 × 10²³ atom/mol nikel

= 1,20 × 10²⁴ atom

 Berapa jumlah molekul air (H₂O) dalam 0,8 mol air?

Penyelesaian:

Jumlah molekul air = 0,8 mol H₂O × 6,02 × 10²³ molekul/mol H₂O = 4,82 × 10²³ molekul

1. Massa Molar

 Massa 1 mol atom sama dengan massa atom relatif (Ar) atom tersebut dalam gram.

 Massa 1 mol senyawa sama dengan massa molekul relatif (Mr) senyawa tersebut dalam gram.

Hubungan mol dengan massa unsur sebagai berikut.

CONTOH SOAL

Berapa gram massa dari

a. 6 mol natrium (Na) (Ar Na = 23); dan

b. 0,1 mol glukosa (C₆H₁₂O₆) (Ar H = 1, C = 12, O = 16)?

Penyelesaian:

2. Volume Molar Gas

 Volume molar adalah volume satu mol gas. Satu mol setiap gas mengandung 6,02 × 10²³ molekul.

 Hal ini berarti setiap gas yang jumlah molekulnya sama mempunyai jumlah mol yang sama juga.

 Pada temperatur dan tekanan yang sama semua gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama.

a. Keadaan pada Temperatur dan Tekanan Standar

Berdasarkan hipotesis Avogadro, volume 1 mol setiap gas pada temperatur 0 °C dan tekanan 1 atm dalam keadaan standar (STP) adalah 22,4 liter.

Volume 1 mol gas 0 °C, 1 atm (STP) = 22,4 liter

CONTOH SOAL

Hitunglah volume dari 4,4 gram gas karbon dioksida (CO₂) yang diukur pada keadaan standar!

(Ar C = 12, O = 16) Penyelesaian:

Mr CO₂(g) = 44

Massa 1 mol CO₂(g) = 44 gram

Volume 1 mol CO₂(g) = 22,4 liter (STP)

b. Keadaan pada Temperatur dan Tekanan Tertentu

Volume molar gas pada keadaan temperatur dan tekanan yang diketahui dan bukan standar (temperatur (T) ≠ 0 °C dan tekanan (P) ≠ 1

atm)

tidak berlaku 1 mol gas = 22,4 liter. Akan tetapi, berlaku persamaan sebagai berikut.

Berapa volume 3 mol gas nitrogen pada temperatur 27 °C tekanan 1 atm?

Penyelesaian:

P = 1 atm n = 3 mol

R = 0,082 liter atm/mol K T = 27 °C + 273 = 300 K PV = n RT

CONTOH SOAL

Jadi, volume 3 mol gas nitrogen adalah 73,8 liter.

V nRT

 P

c. Keadaan pada Temperatur dan Tekanan Gas Lain yang Diketahui

Pada temperatur dan tekanan sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama sehingga perbandingan

volume gas pada temperatur dan tekanan

yang sama akan sama dengan perbandingan molnya.

Keterangan:

V₁ = volume gas 1 V₂ = volume gas 2

n₁ = jumlah mol gas 1 n₂ = jumlah mol gas 2

1 1

2 2

V n

V  n

Pada temperatur dan tekanan tertentu (T, P), massa 15 liter gas NO adalah 3 gram. Pada temperatur dan tekanan yang sama, berapa

volume dari 8 gram gas metana (CH₄)? (Ar H = 1, C = 12, N = 14, O = 16)

Penyelesaian:

Menurut Avogadro, pada temperatur dan tekanan yang sama, volume gas sebanding dengan

jumlah molnya.

CONTOH SOAL

Hubungan antara mol dengan massa, jumlah partikel, dan volume dapat dilihat pada

gambar berikut.

3. Kemolaran (Molaritas)

a. Pengertian Kemolaran

Larutan 1 molar (M) adalah larutan yang

mengandung 1 mol zat terlarut dalam 1 liter larutan. Dengan demikian, satuan kemolaran adalah mol/liter. Kemolaran dapat ditentukan dengan persamaan berikut.

Keterangan:

M = kemolaran

n = jumlah mol zat terlarut V = volume dalam liter

Contoh

Larutan NaOH 2 M adalah:

• 2 mol NaOH dalam 1 L larutan.

• 1 mol NaOH dalam 0,5 L larutan.

• 80 gram NaOH dalam 1.000 mL larutan.

• 8 gram NaOH dalam 100 mL larutan.

Jika zat yang akan dihitung konsentrasinya

dinyatakan dalam gram dan volumenya dalam mililiter maka kemolarannya dihitung dengan rumus berikut.

Sebanyak 5,6 gram KOH dilarutkan dalam air sehingga volume larutan mencapai 200 mL.

Hitung

konsentrasi molar larutan tersebut! (Ar K = 39, O

= 16, H = 1)

Penyelesaian:

CONTOH SOAL

Jadi, konsentrasi molar larutan KOH adalah 0,5 M.

b. Cara Membuat Larutan dengan Kemolaran Tertentu

Untuk pembuatan larutan dengan konsentrasi yang dikehendaki, misalnya pembuatan NaOH 0,1

M dalam 1 liter larutan, dapat dilakukan dengan langkah-langkah sebagai berikut.

1) Menghitung massa NaOH 0,1 M dalam 1 liter larutan sebagai berikut. (Mr NaOH = 40)

Massa NaOH = 0,1 × 40 = 4 gram

2) Menimbang NaOH sebanyak 4 gram dengan tepat.

3) Melarutkan NaOH tersebut dengan sedikit akuades (H₂O) ke dalam gelas kimia 100 mL.

4) Memasukkan larutan NaOH tersebut ke dalam labu ukur 1 liter dan membilas gelas kimia

dengan akuades. Masukkan juga air bilasan tersebut dan tambahkan akuades ke dalam labu ukur hingga volume labu ukur tepat sampai garis batasnya.

5) Menutup labu ukur dengan penutupnya dan mengocok hingga larutan tercampur

sempurna

c. Pengenceran

Pengenceran adalah penambahan zat pelarut ke dalam suatu larutan.

Karena jumlah mol sebelum dan sesudah pengenceran adalah tetap

maka n₁ = n₂, jadi diperoleh persamaan berikut

Keterangan:

V₁ = volume larutan mula-mula M₁ = kemolaran mula-mula

V₂ = volume larutan setelah pengenceran

M₂ = kemolaran larutan setelah pengenceran

V₁× M₁ = V₂ × M₂

Hitunglah kemolaran larutan, jika ke dalam 200 mL larutan H2SO4 0,2 M ditambahkan air

sehingga volumenya menjadi 500 mL!

Penyelesaian:

V₁= 200 mL V₂ = 500 mL M1= 0,2 M M2 = ...?

V1 × M1 = V2 × M2

100 mL × 0,2 M = 500 mL × M₂

CONTOH SOAL

Jadi, kemolaran larutan H₂SO₄ setelah

pengenceran (ditambah air) adalah 0,08 M.

d. Kemolaran Larutan Campuran

 Jika dua larutan atau lebih yang mempunyai

zat terlarut yang sama, sedangkan volume dan konsentrasinya berbeda maka bila dicampur akan diperoleh suatu larutan campuran dengan volume dan konsentrasi yang baru.

 Konsentrasi larutan campuran dapat dicari

dengan ketentuan bahwa jumlah mol sebelum dicampur dan sesudah dicampur adalah sama.

Konsentrasi larutan campuran dapat ditentukan dengan persamaan berikut

Keterangan:

M₃ = kemolaran campuran

Sebanyak 50 mL HCl 0,1 M dicampur dengan 75 mL HCl 0,2 M. Berapa kemolaran larutan HCl campuran?

Penyelesaian:

Misal, volume HCl 0,1 M = V1 dan volume HCl 0,2 M = V₂, maka dapat dihitung kemolalan larutan HCl campuran sebagai berikut.

CONTOH SOAL

Jadi, kemolaran larutan HCl campuran adalah 0,16 M.

D. Hukum Dasar Kimia dalam

Kehidupan Sehari-

hari

Gambar di samping

menunjukkan bahwa ilmu Kimia berperan penting dalam bidang pertanian.

Untuk meningkatkan hasil pertanian diperlukan pupuk, salah satunya adalah pupuk urea. Pupuk urea adalah

pupuk kimia yang

mengandung nitrogen (N) berkadar tinggi. Unsur

nitrogen merupakan zat hara yang sangat diperlukan

tanaman.

Unsur hara yang dikandung dalam pupuk urea sangat besar kegunaannya bagi tanaman untuk pertumbuhan dan perkembangan, antara lain sebagai berikut.

1. Membuat daun tanaman lebih hijau segar dan

banyak mengandung butir hijau daun (chlorophyl) yang mempunyai peran sangat penting dalam

proses fotosintesis.

2. Mempercepat pertumbuhan tanaman (tinggi, jumlah anakan, dan cabang).

3. Menambah kandungan protein tanaman.

4. Dapat digunakan untuk semua jenis tanaman, baik tanaman pangan, hortikultura, tanaman

perkebunan, usaha peternakan, dan usaha perikanan.

Sekian dan

Terimakasih