Stokiometri

STOIKIOMITRI

Istilah STOIKIOMETRI berasal dari kata-kata Yunani yaitu Stoicheion (partikel) dan Metron (pengukuran). STOIKIOMFTRI akhirnya mengacu kepada cara perhitungan dan pengukuran zat serta campuran Kimia.

          Definisi Stokiometri

Dalam ilmu kimia, stoikiometri (kadang disebut stoikiometri reaksi untuk membedakannya dari stoikiometri komposisi) adalah ilmu yang mempelajari dan menghitung hubungan kuantitatif dari reaktan dan produk dalam reaksi kimia (persamaan kimia). Kata ini berasal dari bahasa Yunani stoikheion (elemen) dan metriā (ukuran).

Massa Atom dan Massa Molekul Relatif

Atom adalah partikel yang sangat kecil sehingga massa atom juga terlalu kecil bila dinyatakan dengan satuan gram. Karena itu, para ahli kimia menciptakan cara untuk mengukur massa suatu atom, yaitu dengan massa atom relatif. Massa atom relatif (A_r) adalah perbandingan massa rata-rata suatu atom dengan satu per dua belas kali massa satu atom karbon-12.

Unit terkecil suatu zat dapat juga berupa molekul. Molekul disusun oleh dua atau lebih atom-atom yang disatukan oleh ikatan kimia. Massa molekul relatif (M_r) adalah perbandingan massa rata-rata suatu molekul dengan satu per dua belas kali massa satu atom karbon-12.

Ar Y = massa rata-rata 1 molekul Y / (1/12 x massa 1 atom C-12)

Dalam rumus di atas digunakan massa atom dan massa molekul rata-rata. Kenapa menggunakan massa atom rata-rata? Karena unsur di alam mempunyai beberapa isotop. Sebagai contoh, karbon di alam mempunyai 2 buah isotop yang stabil yaitu C-12 (98,93%) dan C-13 (1,07%). Jika kelimpahan dan massa masing-masing isotop diketahui, massa atom relatif suatu unsur dapat dihitung dengan rumus:

Ar X = {(% isotop 1 x massa isotop 1) + (% isotop 2 x massa isotop 2) + …}/100

Jika diketahui massa atom relatif masing-masing unsur penyusun suatu molekul, massa molekul relatifnya sama dengan jumlah massa atom relatif dari seluruh atom penyusun molekul tersebut. Molekul yang mempunyai rumus A_mB_n berarti dalam 1 molekul tersbut terdapat m atom A dan n atom B. Dengan demikian massa molekul relatif A_mB_n dapat dihitung seperti berikut.

Mr AmBn = m x Ar A + n x Ar B

 Massa Atom Relatif (A_r)

Massa Atom relatif adalah perbandingan relatif massa atom unsur tertentu terhadap massa atom unsur lainnya. Satuan Massa Atom disingkat sma.

1 sma =  x massa atom C-12

Jika massa atom Karbon (C) adalah 12,01115 » 12 maka perhitungan massa atom relatif dilakukan dengan cara sebagai berikut :

Karena massa atom C-12 sama dengan 1 sma, maka

Yang berarti :

A_r X = massa rata-rata 1 atom unsur X » A_r X = pembulatan massa rata-rata 1 atom unsur X

Contoh :

Diketahui massa atom unsur Al adalah 26,98115 tentukan massa atom relatif (Ar) unsur tersebut :

Jawab :

 » 26,98115 dibulatkan menjadi 27

2.      Massa Molekul Relatif (M_r)

Massa Molekul Relatif adalah perbandingan massa 1 molekul unsur atau senyawa terhadap massa atom C-12 dan dirumuskan sebagai berikut :

 atau

M_r = jumlah total A_r unsur-unsur penyusun senyawa

Atau

  Mr = S Jumlah Atom. Ar.b 

Jumlah Atom adalah hasil perkalian antara indeks dan koefisien. Indeks menyatakan jumlah atom masing-masing unsur yang ada didepannya. Jika terdapat indeks ganda (indeks didalam kurung dan indeks diluar kurung), maka terlebih dahulu dilakukan perkalian antar indeks untuk mendapatkan indeks yang akan dikalikan dengan koefisien nantinya.

Koefisien menyatakan jumlah keseluruhan atom unsur yang ada dibelakangnnya. Jika indeks dan koefisien tidak tertulis maka indeks dan koefisiennya adalah 1. 

aXb

Penulisan indeks dan koefisien dilambangkan sebagai berikut

dimana,      

a     =     koefisien

b     =     indeks

X    =     lambang unsur

3. KONSEP MOL

Untuk menyatakan jumlah penyusun suatu zat, dipergunakan suatu satuan jumlah zat yaitu : mol. Satu mol zat ialah sejumlah zat yang mengandung 6.0225.10²³ butir partikel (sejumlah bilangan Avogadro). Jadi bilangan Avogadro merupakan “faktor penghubungA” antara jumlah mol zat dengan jumlah partikel yang dikandung zat

   Jumlah partikel                                Jumlah partikel
Jumlah mol =    ————————————  =  ———————————

                                             Bilangan Avogadro                             6,0025.10²³

Massa 1 mol suatu zat   = massa molekul dalam satuan gram

  =  Mr x 1 gram

Massa dari 1 mol atom disebut massa molar, misalnya 1 mol atom klor mempunyai massa molar ; 35,435 g C1/mol Cl.

Hubungan mol dengan tetapan Avogadro, Kuantitas atom, molekul dan ion dalam suatu zat  dinyatakan dalam satuan mol. Misalnya, untuk mendapatkan 18 gram air maka 2 gram gas hidrogen direaksikan dengan           16 gram gas oksigen.  2H₂O + O₂ → 2H₂O

Dalam 18 gram air terdapat 6,023x10²³ molekul air, karena jumlah partikel ini sangat besar maka tidak praktis untuk memakai angka dalam jumlah yang besar. Sehingga iistilah mol diperkenalkan untuk menyatakan kuantitas ini. Satu mol adalah jumlah zat yang mangandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12).

Jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram karbon-12 sebanyak 6,02x10²³  atom C-12. tetapan ini disebut tetapan Avogadro.

                        Tetapan Avogadro (L) = 6,02x10²³ partikel/mol

Lambang L menyatakan huruf pertama dari Loschmidt, seorang ilmuwan austria yang pada tahun 1865 dapat menentukan besarnya tetapan Avogadro dengan tepat. Sehingga,

1 mol emas  = 6,02x10²³ atom emas

1 mol air  = 6,02x10²³ atom air

1 mol gula  = 6,02x10²³ molekul gula

1 mol zat X  = L buah partikel zat X

Hubungan mol dengan jumlah partikel

Telah diketahui bahwa 1mol zat X = l buah partikel zat X, maka

2 mol zat X  = 2 x L partikel zat X

5 mol zat X  = 5 x L partikel zat X

n mol zat X  = n x L partikel zat X

Jumlah partikel = n x L

1. BILANGAN AVOGADRO

Pengukuran STOIKIOMETRI merupakan pengukuran kuantitatif sehingga perlu ditetapkan suatu hubungan yang dapat mencakup jumlah relatif atom-atom, ion-ion atau molekul-molekul suatu zat.

Penghitungan massa atom dapat dilakukan dengan cara membandingkan massa sejumlah besar atom dari suatu unsur dengan sejumlah atom yang sama dari massa atom baku yaitu karbon (C). Pada massa sejumlah 12.000 gram dari (C) muni terdapat sebanyak 6,0225.10²³ atom. Jumlah atom ini disebut 'Bilangan Avogadro' dengan simbol yang lazim NA.

Massa 1 mol atom 12C   =  NA x massa 1 atom 12C

                12 gram/mol    =  NA x 12 U

                                 

       

dengan     :   u   :    satuan massa atom =

  :    1 u = 1,66070 - 1O^-27 kg :   

  :    massa satu atom ¹²C

sehingga massa satu atom ¹² C = 12 u

Hukum-Hukum Dasar Kimia

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang beberapa hukum dasar yang berlaku dalam menyelesaiakan soal-soal perhitungan kimia. Selain itu, kita juga akan membahas penerapan konsep mol, stoikiometri, dan hukum dasar kimia dalam menentukan jumlah produk yang dihasilkan serta jumlah reaktan yang dibutuhkan dalam reaksi kimia.

Pada tulisan sebelumnya (lihat : Konsep Mol dan Hukum Dasar Kimia), kita telah mempelajari aturan yang berlaku dalam penyelesaian soal perhitungan kimia. Pada tulisan ini, kita akan mempelajari empat hukum dasar yang berlaku dalam perhitungan kimia. Berikut adalah penjelasan masing-masing hukum dasar kimia :

1. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

Hukum Kekekalan Massa
Hukum kekekalan Massa dikemukakan oleh Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) yang berbunyi: ”Dalam suatu reaksi, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”, dengan kata lain massa tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. Artinya selama reaksi terjadi tidak ada atom-atom pereaksi dan hasil reaksi yang hilang
Percobaan yang dilakukan oleh Lavoisier.

Lavoisier mereaksikan cairan merkuri dengan gas oksigen dalam suatu wadah di ruang tertutup sehingga menghasilkan merkuri oksida yang berwarna merah. Apabila merkuri oksida dipanaskan kembali, senyawa tersebut akan terurai menghasilkan sejumlah cairan merkuri dan gas oksigen dengan jumlah yang sama seperti semula.
Dengan bukti dari percobaan ini Lavoisier merumuskan suatu hukum dasar kimia yaitu Hukum Kekekalan Massa yang menyatakan bahwa jumlah massa zat sebelum dan sesudah rekasi adalah sama.
Pernyataan yang umum digunakan untuk menyatakan hukum kekekalan massa adalah massa dapat berubah bentuk tetapi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Untuk suatu proses kimiawi di dalam suatu sistem tertutup, massa dari reaktan harus sama dengan massa produk.
Hukum kekekalan massa digunakan secara luas dalam bidang-bidang seperti kimia, teknik kimia, mekanika, dan dinamika fluida.
Hukum kekekalan massa dapat terlihat pada reaksi pembentukan hidrogen dan oksigen dari air. Bila hidrogen dan oksigen dibentuk dari 36 g air, maka bila reaksi berlangsung hingga seluruh air habis, akan diperoleh massa campuran produk hidrogen dan oksigen sebesar 36 g. Bila reaksi masih menyisakan air, maka massa campuran hidrogen, oksigen dan air yang tidak bereaksi tetap sebesar 36 g.
Begitu juga kalau kita membakar kayu misalnya kayu korek api. Berlaku juga hukum kekekalan massa. Memang setelah kayu terbakar akan menjadi abu. Namun yang perlu anda ketahui adalah bahwa selain abu, pada pembakaran kayu juga dihasilkan oksida karbon, asap dan uap air. Oksida carbon dan uap air tidak tampak oleh mata karena bermujud gas. Jika ditimbang ulang :
mk massa kayu + masa oksigen = masa abu + massa oksida karbon + massa uap air + massa asap.
Kalau hukum kekekalan massa memang benar, maka massa dari materi yang ada didunia ini berarti tidak pernah berubah.Kalau begitu, maka ketika mahluk hidup, hewan, tumbuhan dan manusia, setiap kali tumbuh menjadi semakin besar, berarti ada penambahan massa yang diambilkan dari massa materi yang lain. Begitu juga setiap bayi yang lahir, berarti ada energi dan massa di alam semesta ini yang beralih ke dalam diri bayi.
Kalau kita makan, maka ada beberapa massa dari air dan makanan yang makan akan menjadi daging pada tubuh kita. Kalau manusia bertambah banyak, sesungguhnya tidak ada perubahan massa di alam semesta ini, karena jumlah massa tentu juga sama sebagaimana jumlah energi di alam semesti ini, berarti selalu sama.

 “massa zat sebelum reaksi sama dengan massa zat setelah reaksi”

Contoh :

S_(s) +  O_2(g) →  SO_2(g)

1 mol S bereaksi dengan 1 mol O₂ membentuk 1 mol SO_2. 32 gram S bereaksi dengan 32 gram O₂ membentuk 64 gram SO₂. Massa total reaktan sama dengan massa produk yang dihasilkan.

H_2(g) +  ½ O_2(g) →  H₂O_(l)

1 mol H₂ bereaksi dengan ½ mol O₂ membentuk 1 mol H₂O. 2 gram H₂ bereaksi dengan 16 gram O₂ membentuk 18 gram H₂O. Massa total reaktan sama dengan massa produk yang terbentuk.

2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

“perbandingan massa unsur-unsur pembentuk senyawa selalu tetap, sekali pun dibuat dengan cara yang berbeda”

Contoh :

S_(s) +  O_2(g) →  SO_2(g)

Perbandingan massa S terhadap massa O₂ untuk membentuk SO₂ adalah 32 gram S berbanding 32 gram O₂ atau 1 : 1. Hal ini berarti, setiap satu gram S tepat bereaksi dengan satu gram O₂ membentuk 2 gram SO₂. Jika disediakan 50 gram S, dibutuhkan 50 gram O₂ untuk membentuk 100 gram SO₂.

H_2(g) +  ½ O_2(g) →  H₂O_(l)

Perbandingan massa H₂ terhadap massa O₂ untuk membentuk H₂O adalah 2 gram H₂ berbanding 16 gram gram O₂ atau 1 : 8. Hal ini berarti, setiap satu gram H₂ tepat bereaksi dengan 8 gram O₂ membentuk 9 gram H₂O. Jika disediakan 24 gram O₂, dibutuhkan 3 gram H₂ untuk membentuk 27 gram H₂O. HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST
"Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap"

Contoh:
a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H
= 1 Ar . N : 3 Ar . H
= 1 (14)  : 3 (1) = 14 : 3
b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0
= 1 Ar . S : 3 Ar . O
= 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust:
bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)
Massa C = (Ar C / Mr CaCO₃) x massa CaCO₃
= 12/100 x 50 gram = 6 gram
massa C
Kadar C = massa C / massa CaCO₃ x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%

3. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac)

Hukum Perbandingan Volume (Gay Lusssac)
Pada awalnya para ilmuwan menemukan bahwa, gas Hidrogen dapat bereaksi dengan gas Oksigen membentuk air. Perbandingan volume gas Hidrogen dan Oksigen dalam reaksi tersebut adalah tetap, yakni 2 : 1.

Kemudian Joseph Gay Lussac seorang ahli kimia Prancis, tahun 1808 melakukan percobaan tentang volume gas-gas dalam reaksi Kimia. Berdasarkan hasil percobaannya, Gay Lussac memberikan kesimpulan sebagai berikut : “ Volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat yang sederhana bila diukur pada suhu dan tekanan yang sama “ Dikenal dengan Hukum Perbandingan/ Penggabungan Volume atau Hukum Gay Lussac (1808)

Berikut adalah contoh dari percobaan yang dilakukan

Gambar Percobaan Gay Lussac

Menurut Gay Lussac 2 volume gas Hidrogen bereaksi dengan 1 volume gas Oksigen membentuk 2 volume uap air. Pada reaksi pembentukan uap air, agar reaksi sempurna, untuk setiap 2 volume gas Hidrogen diperlukan 1 volume gas Oksigen, menghasilkan 2 volume uap air.

“ Semua gas yang direaksikan dengan hasil reaksi, diukur pada suhu dan rekanan yang sama atau (T.P) sama.”

Untuk lebih memahami Hukum perbandingan volume, Anda perhatikan, data hasil percobaan berkenaan dengan volume gas yang bereaksi pada suhu dan tekanan yang sama.
Data hasil percobaan adalah sebagai berikut :

Berdasarkan data percobaan pada tabel di atas, perbandingan volume gas yang bereaksi dan hasil reaksi, ternyata berbanding sebagai bilangan bulat. Data percobaan tersebut sesuai dengan Hukum perbandingan volume atau dikenal dengan Hukum Gay Lussac bahwa :

“ Pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat “

Secara matematis dapat dinyatakan

atau
where:

P adalah tekanan gas.

T adalah temperatur gas (dalam Kelvin).

k adalah sebuah konstanta.

Hukum ini dapat dibuktikan melalui teori kinetik gas, karena temperatur adalah ukuran rata-rata energi kinetik, dimana jika energi kinetik gas meningkat, maka partikel-partikel gas akan bertumbukan dengan dinding/wadah lebih cepat, sehingga meningkatkan tekanan.
Hukum Gay-Lussac dapat dituliskan sebagai perbandingan dua gas

Hanya berlaku pada reaksi kimia yang melibatkan fasa gas

“pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas pereaksi dengan volume gas hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana (sama dengan perbandingan koefisien reaksinya)”

Contoh :

N_2(g) +  3 H_2(g) →  2 NH_3(g)

Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas N₂ tepat bereaksi dengan 3 mL gas H₂ membentuk 2 mL gas NH₃. Dengan demikian, untuk memperoleh 50 L gas NH₃, dibutuhkan 25 L gas N₂ dan 75 L gas H₂.

CO_(g) +  H₂O_(g) →  CO_2(g) +  H_2(g)

Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas CO tepat bereaksi dengan 1 mL gas H₂O membentuk 1 mL gas CO₂ dan 1 mL gas H₂. Dengan demikian, sebanyak 4 L gas CO membutuhkan 4 L gas H₂O untuk membentuk 4 L gas CO₂ dan 4 L gas H₂.

4. Hukum Avogadro

Hanya berlaku pada reaksi kimia yang melibatkan fasa gas

“pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama”

Hukum Avogadro berkaitan erat dengan Hukum Gay Lussac

Contoh :

N_2(g) +  3 H_2(g) →  2 NH_3(g)

Perbandingan mol sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mol gas N₂ tepat bereaksi dengan 3 mol gas H₂ membentuk 2 mol gas NH₃. Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 L gas N₂ tepat bereaksi dengan 3 L gas H₂ membentuk 2 L gas NH₃. Dengan demikian, jika pada suhu dan tekanan tertentu, 1 mol gas setara dengan 1 L gas, maka 2 mol gas setara dengan 2 L gas. Dengan kata lain, perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas.

Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia

< Sebelum

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya. 1. HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER "Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap". Contoh: hidrogen  + oksigen  ®   hidrogen oksida    (4g)         (32g)               (36g) 3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON "Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana". Contoh: Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk, NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8 NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16 Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2 4. HUKUM-HUKUM GAS Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT dimana: P = tekanan gas (atmosfir) V = volume gas (liter) n = mol gas R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin T = suhu mutlak (Kelvin) Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut: A. HUKUM BOYLE Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2 Contoh: Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH3 mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ? Jawab: P1 V1 = P2 V2 2.5 = P2 . 10  ®  P2 = 1 atmosfir B. HUKUM GAY-LUSSAC "Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana". Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2 Contoh: Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g. Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14 Jawab: V1/V2 = n1/n2 ®  10/1 = (x/28) / (0.1/2) ®  x = 14 gram Jadi massa gas nitrogen = 14 gram. C. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan: P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2 D. HUKUM AVOGADRO "Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas. Contoh: Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ? (Ar: H = 1 ; N = 14) Jawab: 85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac: P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2 1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27) ®  V2 = 12.31 liter

2. MASSA ATOM dan MASSA MOLEKUL

1.      Massa Atom

Nilai massa atom relatif diperoleh dengan membandingkan massa suatu atom dengan massa atom yang lain. Sebagai pembanding (patokan) ditetapkan sebesar  dari massa satu atom C-12. Jadi massa atom relatif (simbol : Ar) dari suatu unsur.

              massa 1 atom unsur X

Ar unsur X   ————————————

                    massa atom C-12

2.      Massa Molekul

Nilai massa molekul (simbol : Mr) merupakan perbandingan massa molekul zat dengan  massa 1 atom C-12.

       massa 1 molekul zat X

Mr zat X =  ————————————

                     massa 1 atom C-12

Massa molekul relatif suatu zat sama dengan jumlah massa atom relatif atom-atom penyusun molekul zat tersebut.

3.      Massa molar

Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang mangandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Sehingga terlihat bahwa massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar sama dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat yang dinyatakan dalam gram.

Massa molar = Mr atau Ar suatu zat (gram)

4.      Volume molar

Avogadro mendapatkan hasil dari percobaannya bahwa pada        suhu 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) didapatkan tepat       1 liter oksigen dengan massa 1,3286 gram. Maka, Pengukuran dengan kondisi 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) disebut juga keadaan STP(Standard Temperature and Pressure). Pada keadaan STP, 1 mol gas oksigen sama dengan 22,3 liter.

  Avogadro yang menyata-kan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekul sama maka jumlah molnya akan sma. Sehingga, pada suhu dan tekanan yang sama, apabila jumlah mol gas sama maka volumenyapun akan sama. Keadaan standar pada  suhu dan tekanan yang sma (STP) maka volume

1 mol gas apasaja/sembarang berharga sama yaitu 22,3 liter. Volume

1 mol gas disebut sebagai volume molar gas (STP) yaitu 22,3 liter/mol. 

5.      Volume gas tidak standar

a.       Persamaan gas ideal

Persamaan gas ideal dinyatakan dengan:

PV=nRT

   

Keterangan: 

P          : tekanan gas (atm)

V         : volume gas (liter)

N         : jumlah mol gas

R         : tetapan gas ideal (0,082 liter atm/mol K)

T          : temperatur mutlak (Kelvin)

b.      Gas pada suhu dan tekanan sama

Avogadro melalui percobaannya menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekulnya sama maka jumlah molnya sama. Jadi pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Maka, 

6.      Molaritas

Larutan merupakan campuran antara pelarut dan zat terlarut. Jumlah zat terlarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi. Salah satu cara untuk menyatakan konsentrasi dan umumnya digunakan adlah dengan molaritas (M). molaritas merupakan ukuran banyaknya mol zat terlarut dalam 1 liter larutan. 

Keterangan: 

V  = volume larutan

g   = massa zat terlarut

Pengenceran dilakukan apabila larutan terlalu pekat. Pengenceran dilakukan dengan penambahan air. Pengenceran tidak merubah jumlah mol zat terlarut. Sehingga,

 

keterangan: 

V₁  = volume sebelum pengenceran

M₁  = molaritas sebelum pengenceran

V₂  = volume sesudah pengenceran

M₂  = molaritas sesudah pengenceran

4. REAKSI KIMIA DALAM LARUTAN

Beberapa pereaksi dan hasil reaksi dapat berada dalani bentuk larutan. Larutan (solurion) sesungguhnya ditentukan oleh komponen-komponennya.

yaitu    :    -   Pelarut (solvent) : merupakan substansi yang melarutkan zat.

Komponen ini menentukan wujud lamtan sebagai gas, padatan atau sebagai zat cair.

-   Zar terlarut (solute) : merupakan substansi yang terlarut dalam

     solvent.

Misalnya bila tertulis : NaCl (aqueous) maka artinya NaCl sebagai solute dan aqua atau H2O sebagai solvent.

5. RUMUS MOLEKUL DAN RUMUS EMPIRIS

1.      Rumus Molekul

Suatu rumus yang menyatakan tidak hanya jumlah relatif atom-atom dari setiap elemen tetapi juga menunjukkan jumlah aktual atom setiap unsur penyusun dalam satu molekul senyawa. Misalnya kita kenal benzena mempunyai rumus molekul C₆H₆. artinya benzena tersusun dari enam buah atom C dan enam buah atom H.

2.      Rumus Empiris

Rumus empiris atau rumus sederhana menyatakan perbandingan mol unsur-unsur dalam suatu senyawa. Untuk menentukan rumus empiris, diperlukan perbandingan mol antar unsur-unsur penyusun. Rumus empiris diperoleh dari pengukuran hasil percobaan persen susunan senyawa. Misalnya pada senyawa benzena, dengan rumus molekul C₆H₆ mempunyai rumus empiris (CH)n karena perbandingan mol antara C dan H adalah 6 : 6, atau bila disederhanakan = 1 : 1. Artinya dari rumus empiris tersebut dapat diperoleh senyawa lain dengan mengubah faktor n, misalnya = (CH)₂  =  C₂H₂

2.2  HAL - HAL KOMPLEKS DALAM STOIKIOMETRI

1. Penentuan Pembatas Reaksi

Suatu reaksi kimia sering kali berlangsung dalam keadaan zat-zat pereaksinya mempunyai jumlah yang berlebih. Sebagian dari pereaksi yang berlebih tetap berada dalam campuran sampai reaksi berakhir. Pereaksi yang habis bereaksi disebut pereaksi pembatas, pereaksi ini keseluruhannya habis bereaksi.

2. Hasil Teoritis, Hasil Nyata dan Persen Hasil

Jumlah hasil reaksi yang dihitung dari sejumlah pereaksi yang ada dari awal reaksi dilakukan disebut hasil teoritis suatu reaksi. Jumlah hasil yang secara nyata dihasilkan dalam sebuah reaksi kimia disebut hasil nyata. Persen hasil merupakan perbandingan hasil nyata dengan hasil teoritis. Ada reaksi yang hasilnya hanipir sama dengan hasil teoritis dan reaksi tersebut dikatakan bereaksi secara kuantitatif. Pada reaksi-reaksi senyawa organik, kebanyakan hasil reaksi (hasil nyata) lebih kecil dibandingkan hasil teoritis. Hal ini karena reaksi tidak berjalan sempuma, ada reaksi-reaksi saingan yang dapat mengurangi hasil reaksi atau dapat juga terjadi kehilangan zat selama penanganan.

3. Reaksi Serentak dan Berurutan

Beberapa perhitungan dalam Stoikiometri memerlukan dua atau lebih persamaan reaksi, setiap persamaan mempunyai sebuah faktor konversi. Reaksi-reaksi kimia juga dapat terjadi pada saat yang bersamaan (serentak) dan ada pula reaksi yang terjadi secara beurutan.

Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masing-masing unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka indeks.
Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan molekul.

“Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun senyawa”

Rumus molekul, rumus yamg menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa.
Contoh : Anda perhatikan pada tabel berikut.

Tabel 06.9 Rumus molekul dan rumus empiris beberapa senyawa

Rumus Molekul = ( Rumu Empiris ) n Mr Rumus Molekul = n x ( Mr Rumus Empiris )

...n = bilangan bulat
Untuk menentukan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa, dapat ditempuh dengan langkah berikut :

	1.	Cari massa (persentase) tiap unsur penyusun senyawa
	2.	Ubah ke satuan mol
	3.	Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris
	4.	Untuk mencari rumus molekul dengan cara : ( Rumus Empiris ) n = Mr n dapat dihitung
	5.	Kemudian kalikan n yang diperoleh dari hitungan, dengan rumus empiris.