KONSEP MOL 1

KONSEP MOL

Di dalam mempelajari ilmu kimia perlu diketahui suatu kuantitas yang berkaitan dengan jumlah atom, molekul, ion, atau elektron dalam suatu cuplikan zat hal ini disebabkan dalam ilmu kimia selain kuantitas maka kualitas suatu materi akan mempengaruhi hitungan kimia . Menurut satuan Sistem Internasional (SI), satuan dasar dari kuantitas ini disebut mol, sesuai yang disepakati dalam sidang IUPAC.

Satu mol menyatakan jumlah zat suatu sistem yang mengandung sejumlah besaran elementer (atom, molekul, dan ion) yang setara dengan banyaknya atom yang terdapat dalam 12 gram tepat isotop Karbon-12 (C-12). Jumlah besaran elementer tersebut disebut sebagai tetapan Avogadro dan dilambangkan dengan R. Besarnya tetapan Avogadro ditentukan secara eksperimen, dan harga tetapan Avogadro sebesar $6,02×10$²³ partikel.

Perkembangan penentuan massa suatu atom haruslah mengunakan standart yang digunakan untuk acuan.

1.     Menggunakan 1 gram massa hidrogen – 1 ( H-1 ) tetapi gas hidrogen adalah gas yang mudah meledak, sehingga tidak digunakkan lagi

2.     Menggunakan 16 gram massa oksigen – 16 ( O – 16 ), tetapi perkembangannya gas oksigen adalah gas yang mudah bereaksi, sehingga sangat sulit digunakan sebagai standart.

Alasan kedua unsur tersebut digunakan sebagai standart karena unsur tersebut banyak terdapat dialam.

3.     Menggunakan 12 gram  massa karbon – 12 ( C – 12 ) dan ini digunakan sebagai standart yang paling baik sampai sekarang.

                                                                                                                                            

Contoh :

massa rata rata unsur X adalah A gram dan massa rata rata 1 atom karbon C – 12 adalah B gram maka Ar atom X adalah ..... 

                                   

Hubungan kelimpahan suatu atom dengan massa atom relatif

Suatu atom dialam meliliki lebih dari 1 dengan massa yang beragam, Setiap isotop memiliki persentase kelimpahan tersendiri. Kelimpahan ini menunjukkan banyaknya suatu isotop atom, di antara jumlah atom keseluruhan. Isotop Cl-37 dengan kelimpahan 25% artinya di alam terdapat 25 isotop Cl-37 dalam setiap 100 atom Cl. maka untuk penentuan massa atom pun berbeda dengan rumus diatas.

Contoh

1.     Unsur seng terdiri dari 60% isotop Zn-65 dan 40% isotop Zn-66.

2.     kelimpahan isotop dari unsur boron masing-masing adalah 19% B-10 dan 81% B-11.

Dengan menjumlahkan hasil kali antara persentase dan massa setiap isotop diperoleh massa rata-rata atom. Massa rata-rata ini disebut massa atom relatif dan diberi simbol Ar.

Secara matematis dapat ditulis seperti berikut.

1.     Unsur seng terdiri dari 60% isotop Zn-65 dan 40% isotop Zn-66. Tentukan massa rata-rata atom seng!

Jawab:

Ar Zn   ​= (%Zn−65 ⋅ mZn−65)+(%Zn−66 ⋅ mZn−66)

            = (60/100 ​⋅ 65)+( 40/100 ​⋅ 66)

            = (0,6 x 65) + ( 0,4 x 66 )

= 39+26.4 = 65.4​

Jadi, massa rata-rata atom seng adalah 65,4 

Rumus ini berlaku untuk atom dengan dua buah isotop. Untuk atom yang jumlah isotopnya lebih dari dua, rumus di atas sisa ditambahkan sehingga jumlah sukunya sama dengan jumlah isotop yang ada.

Rumus yang sama juga digunakan untuk mencari persentase kelimpahan isotop. Kelimpahan salah satu isotop dimisalkan dengan x%, dan kelimpahan isotop lainnya dengan (100 - x)%.

Hukum Dasar Kimia

Hukum Dasar Kimia memuat hukum – hukum dasar kimia yang meliputi

1.     hukum kekekalan massa,

2.     hukum perbandingan tetap,

3.     hukum perbandingan berganda,

4.     hukum perbandingan volume,

5.     hukum perbandingan volume gas (hipotesis avogadro).

1. Hukum Kekekalan Massa ~ Lavoisier

Tokoh yang mengenalkan hukum kekekalan massa adalah Antonie Laurent Lavoisier.

Bunyi hukum kekekalan massa menyatakan bahwa :

massa zat sebelum reaksi adalah sama dengan massa zat hasil reaksi.

Tentu saja kondisi ini akan terlihat pada sistem tertutup. Pada sistem terbuka, perubahan reaksi akan lebih susah untuk diamati dengan baik.

 Untuk lebih jelasnya perhatikan table pengamatan dibawah ini reaksi antara besi dan sulfur yang menghasilkan besi (II) sulfide

Massa Zat yang bereaksi ( gr)		Massa Zat hasil Reaksi Besi (II) Sulfida (gr)
Massa Besi	Massa Sulfur
14	8	22
28	16	44
42	24	66
56	32	88

2. Hukum Perbandingan Tetap ~ Proust

Hukum dasar kimia berikutnya adalah hukum perbandingan tetap oleh Joseph Louis Proust. Melalui pengamatan dari percobaan yang dilakukannya kemudian disimpulkan bunyi hukum

perbandingan tetap yang menyatakan bahwa perbandingan massa unsur – unsur penyusun dalam satu senyawa adalah tertentu dan tetap.

Contohnya

pada perbandingan tetap pada pembentukan senyawa air (H₂O ) dari unsur hidrogen (H) dan oksigen. Diketahui pembentukan senyawa H₂O dari unsur hidrogen dan oksigen dengan perbandingan 1 : 8.

Artinya setiap 1 satuan hidrogen yang bereaksi dengan 8 satuan oksigen akan membentuk terbentuk senyawa 9 satuan H₂O.

Bagaimanakah dengan proses pembentukkan senyawa? Apakah perbandingan zat – zat yang beraksi juga tetap?perhatikan data pembentukkan senyawa air dari gas hidrogen dan oksigen pada table berikut.

Massa unsur – unsur pembentuk (gram)		Massa senyawa air (gram)	Massa sisa ( gram )
Massa Hidrogen	Massa Oksigen
1,0	8,0	9	Habis
1,5	12	13,5	Habis
3,0	16	18,0	1 gram Hidrogen
2,5	20	22,5	Habis
3,0	26	27,0	2     gram oksigen

Baca lebih lanjut penerapan hukum dasar kimia – hukum perbandingan tetap.

3.     Hukum dalton

 jika dua unsure membentuk dua macam senyawa atau lebih, untuk massa salah satu unsure yang sama banyaknya, maka massa unsure ke dua dalam senyawa – senyawa itu akan berbanding sebagai bilangan bulat sederhana.

Menurut teori atom Dalton senyawa terbentuk dari gabungan atom – atom dalam perbandingan sederhana. Misalkan unsur X dan Y membentuk dua jenis senyawa XY dan X₂Y₃. Jika massa unsur X dibuat sama  ( berarti jumlah atomnya sama) maka rumus senyawa XY dapat ditulis sebagai X₂Y₂.

XY             ——>      X₂Y₂

X₂Y₂  tetap sebagai   X₂Y₃

Berarti perbandingan unsur Y dalam senyawa I dan II adalah 2 : 3

Untuk lebih jelas bisa perhatikan contoh soal dibawah ini.

Contoh 1 :

Karbon dapat bergabung  denganhidrogen dengan perbandingan 3 : 1 membentuk gas metana berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana ?

Solusi :

C : H = 3 : 1

Maka massa H  =  1/3 x 900 gram

  =  300 gram.

Contoh 2 :

Unsur A dan unsur B membentuk 2 senyawa yaitu X dan Y. Massa unsur A dalam senyawa X dan Y berturut – turut adalah  46,7 % dan 30,4 %. Tunjukkanlah bahwa hukum Dalton berlaku pada kedua senyawa tersebut ?

Solusi :

Solusi :

Senyawa	%  A	% B = 100 – % A
X	46,7 %	100 – 46,7 % = 53,3 %
Y	30,4 %	100 – 30,4 % = 69,6 %

Agar persentase A sama maka senyawa X dikalikan factor 2,14 dan senyawa Y dikalikan factor 3,28 sehingga diperoleh perbandingan massa X dan Y sebagai berikut :

Senyawa	Massa X (gr)	Massa Y (gr)
X	46,7 x 2,14 = 100	53,3 x 2,14 = 114,06
Y	30,4 x 3,28 = 100	69,6 x 3,28 = 228,28

Jadi dapat diketahui perbandingannya  X : Y = 114,06 : 228,28 = 1 : 2

Berdasarkan tiga hukum diatas yaitu hukum kekelan massa, hukum perbandingan tetap, hukum kelipatan perbandingan maka pada tahun 1803 Jhon Dalton mengemukakan suatu teori yang kita kenal dengan teori atom Dalton. Antara lain postulatnya sebagai berikut :

Materi terdiri dari partikel yang sudah tidak terbagi, yaitu atom

Atom – atom dari unsure yang sama adalah identik tetapi berbeda dengan atom unsure lain.

Reaksi kimia adalah penggabungan, pemisahan atau penataan ulang dari atom – atom dalam jumlah sederhana. ukum Perbandingan Berganda ~ Dalton

4.     Hukum Perbandingan Volume ~ Gay Lussac

Selanjutnya adalah hukum dasar kimia keempat yaitu hukum perbandingan volume Gay Lussac. Bunyi hukum perbandingan volume (Hukum Gay Lussac) adalah 

volume gas – gas yang bereaksi dan gas – gas hasil reaksi, bila diukur pada suhu dan tekanan yang sama berbanding sebagai bilangan yang bulat dan sederhana.

Baca lebih lanjut penjelasan hukum perbandingan volume Gay Lussac

5. Hukum Perbandingan Volume Gas ~ Avogadro

Hukum Gay Lussac di atas, kemudian dikembangkan lagi menjadi hukum perbandingan gas Avogadro. Hukum perbandingan volume gas Avogadro inilah yang menjadi hukum dasar kimia kelima. Avogadro menyatakan bunyi hukum Avogadro 

bahwa pada temperatur dan tekanan yang sama, volume yang sama dari semua gas mengandung jumlah molekul yang sama.

SOAL LATIHAN

1.    Jika massa rata rata atom Boron 10.8 sma dan massa 1 atom C-12 adalah 12 sma maka massa atom relatif atom Boron adalah......

2.    Massa rata – rata atom A adalah 4X dan massa 1 atom C-12 adalah 3Y maka massa atom relatif A adalah.....

3.    Tentukan jumlah atom C, H, O dalam senyawa C₂H₅OH

4.    Tentukan Mr suatu senyawa dengan rumus molekul

a.    C₆H₁₂O₆

b.    Al₂(SO₄)₃

5.    Tuliskan bunyi hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap

6.    Isilah ..... dalam ruang yang kosong dalam tabel berikut

Hasil percobaan suatu reaksi pembentukkan senyawa FeS yaitu

4Fe   + 3O₂  →  2Fe₂O₃

 diperoleh data

No	Massa Fe ( gram )	Massa O2 ( gram )	Massa Fe2O3 yang terbentuk ( gram )	Sisa zat
1			40	0
2	14			2 gram O2
3	10	3
4	25	10		1 gram O2 dan 4 gram Fe
5	28	14
6		24		0

Dari data juga dapat di simpulkan perbandingan massa Besi dan Oksigen dalam senyawa Fe₂O₃ adalah........

KONSEP MOL 2

Konsep mol dapat digunakan untuk menghitung rumus empiris suatu senyawa. 

Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan paling sederhana mol unsur-unsur pembentuk senyawa. 

Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan melalui data komposisi persentase tiap unsur yang menyusun senyawa tersebut.  Komposisi persentase merupakan persentase berdasarkan bobot (massa) setiap unsur dalam senyawa tersebut.

Penentuan komposisi persentase unsur merupakan salah satu dari analisis pertama yang dilakukan oleh para kimiawan saat mempelajari senyawa baru. Sebagai contoh, suatu senyawa mempunyai persentase massa unsur sebagai berikut : 26,4% Na, 36,8% S, dan 36,8% O. Kita dapat mengasumsikan massa senyawa sebesar 100 gram (basis persentase adalah per 100), sehingga persentase tersebut dapat digunakan sebagai massa unsur. Dengan demikian, mol masing-masing unsur dapat ditentukan.

mol Na = 26,4 gram / 22,99 gram.mol^-1 = 1,15 mol Na

mol S = 36,8 gram / 32,07 gram.mol^-1 = 1,15 mol S

mol O = 36,8 gram / 16,00 gram.mol^-1 = 2,30 mol O

Rumus empiris senyawa tersebut adalah Na_1,15S_1,15O_2,30.

Maka untuk mendapat rumus kimia secara empirisnya harus mengikuti hukum dasar dari Proust perbandingannya harus bulat dan sederhana, maka hasil dari mol masing masing atom dibagi dengan nilai yang paling kecil

Na = 1,15/1,15 = 1

S  = 1,15/1,15  = 1

O  = 2,30/1,15 = 2

memiliki Rumus empiris NaSO₂.

Massa molekul relatif (Mr) untuk Rumus empiris tersebut adalah 22,99 + 32,07 + 2(16,00) = 87,06 gram/mol.

Pada percobaan lain, telah diketahui berdasarkan analisis spektromassa, bahwa senyawa tersebut memiliki bobot (massa) molekul sebesar 174,12 gram/mol.

Rumus molekul (Rm) suatu senyawa merupakan kelipatan dari Rumus empiris ( Re ) senyawa bersangkutan. Dengan membagi 174,12

Rumus molekul (Rm)  = (Mr Re)_n  = ( Mr Rumus molekul )

                                       = ( 87,06 )_n  = 147,12

                                       = n = 147,12 / 87,06

                                        = n =2

Rumus molekul (formula) senyawa tersebut sesungguhnya adalah (NaSO₂)₂ = Na₂S₂O₄.

Hubungan antara mol dengan satuan atau besaran besaran kimia lainnya 

Keterangan satuan

P = tekanan ( atm )

V = volume ( liter )

n = mol

R = tetapan gas ( 0,082 atm.L. K^-1.mol^-1 )

Partikel dapat berupa atom, molekul, ion dan elektron

Ar dapat di lihat dalam SPU atau diketahui dalam soal      

A adalah Ar

Mr adalah jumlah Ar dalam senyawa atau molekul

 H₂O = ( 2x Ar H + 1x Ar O )

        = ( 2.(1) + 1.(16) ) = 18

Molaritas  ( M )

Adalah besarnya mol dalam 1000mL atau 1 Liter larutan

PERSAMAAN REAKSI

Persamaan reaksi atau persamaan kimia adalah penulisan simbolis dari sebuah reaksi kimia. Rumus kimia pereaksi ditulis di sebelah kiri persamaan dan rumus kimia produk dituliskan di sebelah kanan. Angka yang ditulis di sebelah kiri rumus kimia sebuah zat adalah koefisien stoikiometri, sedangkan huruf kecil yang ditulis dibawah zat disebut dengan fase zat

Fase zat ada 4 jenis

1.     Cairan / liquit ( l )

2.     Larutan / aqua ( aq )

3.     Gase / gas ( g )                                                                            

4.     Padatan / solid ( s )

Secara umum persamaan reaksi ditulis sebagai berikut

Persamaan adalah gambaran banyak zat yang terlibat dalam suatu reaksi berupat massa, jumlah molekul dan volume zat.

Penyetaraan reaksi kimia dapat dilakukan dengan dua cara yaitu

1.     Cara al jabar

2.     Cara langsung

Syarat dalam menyetarakan persamaan reaksi adalah

-        Rumus kimia tertulis dengan benar

-        Hanya boleh ditambahkan angka dalam bentuk koefesien saja sedang indeks tidak boleh dirubah

-        Persamaan dinyatakan benar bila jumlah atom dikiri dengan dikanan tanda panah jumlahnya sama  tanpa merubah indek

Cara al jabar

CH₄ + O₂   →    CO₂   +  H₂O

a.         Tetapkan koefisien CH4 = 1, Sedangkan yang lainnya dengan huruf.

1 CH₄  +  a O₂  →    b CO₂  +  c H₂0

     b.     Penyetaraan atom C dan H dan O

di ruas kiri                                di ruas kanan

            C                     1                                  =          b

            H                     4                                  =          2c

            O                     2a                                =          2b + c

Langkah selanjutnya mencari nilai a, b, dan c

            b  = 1

            2c  = 4...........  c = 4/2 = 2

            2a = 2b + c

            2a = 2(1) + 2 ............  2a = 2 + 2 ............ a = 4/2 = 2

 1CH₄   +   2  O₂           1 CO₂   +  2 H₂O

cara langsung yaitu

Perhatikan jenis atom di kiri dan dikanan hanya satu dimiliki oleh satu zat saja dan jumlah disamakan lalu sesuaikan....

LATIHAN MENYELESAIKAN PERSAMAAN REAKSI

1. Na₂CO_3(aq) + H₂SO_4(aq) → Na₂SO_4(aq) + CO_2(g) + H₂O_(g)
2. Pb(CH₃COO)_2(aq) + 2KI_(aq) → PbI_2(s) + 2CH₃COOK_(aq)
3. (NH₄)₂SO_4(aq) + 2NaOH_(aq) → Na₂SO_4(aq) + 2NH_3(g) + 2H₂O_(g)
4. Fe_(s) + 2HCl_(s) → FeCl_2(s) + H_2(g)
5. Fe₂O_3(s) + 3H₂SO_4(aq) → Fe₂(SO₄)_3(aq) + 3H₂O_(aq)
6. CO_2(g) + 2KOH_(aq) → K₂CO_3(aq) + H₂O_(aq)
7. 2Al_(s) + 3H₂SO_4(aq) → Al₂(SO₄)_3(aq) + 3H_2(g)
8. P₂O_5(s) + 6KOH_(aq) → 2K₃PO_4(aq) + 3H₂O_(aq)
9. 2KClO_3(s) + 3S_(s) → 2KCl_(s) + 3SO_2(g)
10. CuSO_4(aq) + 2NaOH_(aq) → Cu(OH)_2(s) + Na₂SO_4(aq)
11. C_(s) + O_2(g) → 2CO_(g)
12. 2C₂H_2(g) + 5O_2(g) → 4CO_2(g) + 2H₂O_(g)
13. 4Al_(s) + 3O_2(g) → 2Al₂O_3(s)
14. Ca_(s) + 2H₂O_(l) → Ca(OH)_2(s) + H_2(g)
15. 2C₈H_18(l) + 25O_2(g) → 16CO_2(g) + 18H₂O_(g)
16. 2CO_(g) + O_2(g) → 2CO_2(g)
17. CH_4(g) + H₂O_(g) → CO_(g) + 3H_2(g)
18. 2Al_(s) + 3Cl_2(g) → 2AlCl_3(s)
19. CaO_(s) + 2NH₄Cl_(l) → 2NH_3(g) + H₂O_(g) + CaCl_2(g)
20. CuSO_4(aq) + 4NH_3(aq) → Cu(NH₃)₄SO_4(aq)