BAB I

PENDAHULUAN

I. Latar Belakang Masalah

Seperti yang kita ketahui bahwa air adalah salah satu senyawa paling

sederhana dan paling dijumpai serta paling penting. Bangsa Yunani kuno

menganggap air adalah salath satu dari empat unsur penysun segala sesuatu

(disamping, tanah, udara, dan api). Bagian terkecil daria air adalah molekul air.

Molekul adalah partikel yang sangat kecil, sehingga jumlah molekul dalam segelas

air melebihi jumlah halaman buku yang ada di bumi ini.

Stoikiometri behubungan dengan hubungan kuantitatif antar unsure dalam satu

senyawa dan antar zat dalam suatu reaksi. Istilah itu berasal dari Yanani, yaitu dari

kata stoicheion, yang berarti unsure dan mentron yang artinya mengukur. Dasar dari

semua hitungan stoikiometri adalah pengetahuan tentang massa atom dan massa

molekul. Oleh karena itu, stoikiometri akan dimulai dengan membahasa upaya para

ahli dalam penentuan massa atom dan massa molekul.

II. Rumusan Masalah

Dari latar belakang di atas dapat dirumuskan masalah sebagai berikut

1. Apa saja hukum-hukum dasar ilmu kimia ?

2. Bagaimana konsep massa atom relative (Ar), maasa molekul relative (Mr),

konsep mol dan bilangan oksidasi ?

3. Bagaimana karakteristik persamaan reaksi kimia dan jenis-jenisnya ?

4. Bagaimana cara menyetarakan persamaan reaksi reduksi dan oksidasi (redoks)

III. Tujuan

1. Menjelaskan hukum-hukum dasar ilmu kimia

2. Menjelaskan konsep massa atom relative (Ar), maasa molekul relative (Mr),

konsep mol dan bilangan oksidasi

3. Menjelaskan karakteristik persamaan reaksi kimia dan jenis-jenisnya

4. Menyetarakan persamaan reaksi reduksi dan oksidasi (redoks)

1

BAB II

PEMBAHASAN

1. Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia

a. Hukum Lavoisier (Hukum Kekekalan Massa)

Penulisan persamaan reaksi harus menyatakan hubungan kuantitatif antara zat-zat

pereaksi dan zat-zat hasil reaksi. Hubungan kuantitatif antara zat-zat pereaksi dan

zat-zat hasil reaksi. Hubungan kuantitatif dalam reaksi kimia pertama kali

dikemukakan oleh Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794), yaitu :

“ Dalam setiap reaksi kimia jumlah massa zat-zat sebelum reaksi dan sesudah

reaksi adalah sama.”

b. Hukum Perbandingan Tetap

Pada tahun 1799, Joseph Louis Proust menemukan satu sifat penting dari

senyawa, yang disebut hukum perbandingan tetap. Berdasarkan penelitian

terhadap berbagai senyawa yang dilakukannya, Proust menyimpulkan bahwa

“Perbandingan massa unsur-unsur dalam satu senyawa adalah tertentu dan tetap“.

Senyawa yang sama meskipun berasal daridaerah berbeda atau dibuat dengan cara

yang berbeda ternyata mempunyai komposisi yang sama.

c. Hukum Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton)

Dalton merumuskan hukum kelipatan perbandingan (hukum Dalton) yang

berbunyi “Jika dua jenis unsur bergabung membentuk lebih dari satu senyawa,

dan jika massa-massa salah satu unsur dalam senyawa-senyawa tersebut sama,

sedangkan massa-massa unsur lainnya berbeda, maka perbandingan massa unsur

lainnya dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan

sederhana”.

d. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac)

Gay Lussac merumuskan hukum perbandingan volume (hukum GayLussac)

“Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gasgas yang bereaksi dan volume

gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana”.

e. Hukum Avogadro

Pada tahun 1811, Amedeo Avogadro menjelaskan percobaan Gay Lussac.

Menurut Avogadro, partikel unsur tidak selalu berupa atom tunggal

(monoatomik), tetapi berupa 2 atom (diatomik) atau lebih (poliatomik). Avogadro

menyebutkan partikel tersebut sebagai molekul. Dari sini Avogadro mengajukan

2

hipotesisnya yang dikenal hipotesis Avogadro yang berbunyi: “Pada suhu dan

tekanan yang sama, semua gas dengan volume yang sama akan mengandung

jumlah molekul yang sama pula”.

2. Konsep Massa Atom Relatif (Ar), Massa Molekul Relative (Mr), Konsep Mol dan

Bilangan Oksidasi

a. Konsep Massa Atom Relatif (Ar)

Massa atom unsur sebenarnya belum dapat diukur dengan alat penimbang massa

atom, karena atom berukuran sangat kecil. Massa atom unsur ditentukan dengan

cara membandingkan massa atom rata-rata unsur tersebut terhadap massa rata-

rata satu atom karbon-12 sehingga massa atom yang diperoleh adalah massa atom

relatif (Ar).

Ar X = massa rata−rata satu atom X

12

× massa satu atom karbon−12

b. Konsep Massa Molekul Relatif

Perbandingan massa molekul dengan massa standar disebut massa molekul relatif

(Mr), ditulis sebagai berikut:

Mr = massa rata-rata 1 molekul senyawa

1/12 massa 1 atom C-12

c. Konsep Mol dan Bilangan Oksidasi

1) Konsep Mol

a) Bilangan Avogadro

Avogadro menyatakan bahwa setiap satu mol zat itu mengandung

6,023 ×1023, molekul. Bilangan yang dihasilkan ini dikenal dengan istilah

bilangan Avogadro yang diberi lambing N. beberapa cara dilakukan untuk

menetapkan bilangan Avogadro menunjukkan bahwa bilangan itu tidak dapat

ditentukan secara tepat. Pada saat ini cara yang dianggap paling tepat untuk

menetapkan bilanggan Avogadro adalah pengukuran sinar X pada sisi Kristal

suatu garam. Metode inilah yang memberikan nilai bilangan Avogadro

sebesar 6,023 ×1023, dengan demikian apabila molekul dalam satu mol zat

3

yang telah diketahui, maka massa satu mol zat telah diketahui, maka massa

satu molekul sembarang zat dapat dihitung.

b) Massa Satu Mol

Berdasarkan hokum kekekalan massa, atom tidka mengalami

perubahan bila atom-atom itu bergabung (bereaksi) mebentuk senyawa. Massa

satu molekul suatu senyawa ditentukan oleh jumlah massa semua atom

penyusun molekul itu, massa ini kemudian dikenal dengan massa rumus

relative (Mr). misalnya massa rumus air, H2O = (2×1) + (1× 16) = 18. Dalam

perhitunan kimia, yang diperlukan adalah sssssuatu satuan jumlah zat yang

menyatakan berapa gram zat yang harus ditimbang agar zat tersebut

mengandung partikel yang sama. Satuan yang digunakan adalah mol. Seperti

yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa satuan patokam bakunya juga

menggunakan isotope karbon-12. Dengan demikian satu mol isotope karbon-

12 mempunyai massa 12 gram yang sesuai dengan bilangan Avogadro, N

yaitu 6,023 ×1023atom. Satu mol oksigen (O2) mengandung N molekul O2 ,

atau mengandung 2N atom oksigen (O). jikalau massa atom relative oksigen

adalah 16, maka massa rumus molekul relative oksigen adalah 2 × 16 = 32.

Massa satu mol gas oksigen = 32 grammol .

c) Volume satu mol gas

Hokum Avogadro menyatakan tiap-tiap gas ideal atau gas yang

dianggap sebagai gas ideal pada suhu dan tekanan tetap, volumenya sama dan

mengandung jumlah partikel yang sama pula. Reaksi-reaksi kimia sering

melibatkan molekul dalam fase gas, dengan demikian hokum Avogadro dapat

diterapkan pada reaksi kimia yang melibatkan senyawa yang berfase gas,

dengan catatan bahwa gas-gas itu merupakan gas ideal atau dianggap gas ideal

dan berlaku persamaan PV = nRT. Jikalau pada kondisi baku yaitu 0℃

tekanan 7 cm Hg (atau 1 atm), maka volume 1 mol gas adalah 22,41 dm3.

Dengan cara yang sama, setiap gas pada kondisi yang sama volumenya juga

sama dan pada keadaan baku setiap satu mol sembarang gas ideal atau

dianggap idel volumenya sama yaitu 22,41 dm3. Cara lain untuk menentukan

volume gas itu adalah dengan menggunakan definisi densitas atau berat jenis

atau kerapatan.

4

2) Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi didefinisikan sebagai jumlah muatan negatif dan positif

dalam atom, yang secara tidak langsung menandakan jumlah elektron yang

telah diterima atau diserahkan.Bilangan oksidas suatu unsur dapat diketahui

bila susunan elektron adr molekul yang mengandung tersebut dilukiskan, akan

tetapi cara ini akan menyita banyak waktu, maka dalam penentuan bilanag

oksidasi suatu unsur dapat dilakukan dengan berpedoman pada aturan berikut

a) Bilangan oksidasi unsur H dalam senyawa = +1, kecuali pada senyawa

hidrida =  –1 (misalnya : NaH)

b) Bilangan oksidasi unsur O dalam senyawa = –2, kecuali pada senyawa

peroksida = –1  (misalnya : Na2O2, H2O2, Ba2O2), dan pada senyawa

oksifluorida (OF2) = +2

c) Bilangan oksidasi unsur logam dalam senyawa selalu positif dan nilainya

sama dengan valensi logam tersebut. ( Misalnya : Biloks logam gol.IA=

+1, gol.IIA=+2, gol.IIIA=+3)

d) Bilangan oksidasi unsur golongan VIIA dalam senyawa = –1

e) Bilangan oksidasi unsur dalam bentuk ion tunggal sama dengan

muatannya. (Misalnya Biloks Na pada Na+= +1, Cl pada Cl-=–1, Mg pada

Mg2+=+2)

f) Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa sama dengan

0 (nol)

3. Karakteristik Persamaan Reaksi Kimia dan Jenis-Jenisnya

a. Karakteristik Persamaan Reaksi

Perbandingan koefisien reaksi dapat menyatakan :

1) Perbandingan jumlah partikel-partikel zat dalam suatu persamaan reaksi.

2) Perbandingan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi, hal ini disebabkan

jika jumlah partikel-partikel zat sama maka jumlah molnya juga sama.

3) Perbandingan volume zat yang terlibat dalam reaksi, jika zat-zat berwujud gas

dan diukur pada temperatur yang sama, sesuai hipotesis Avogadro.

b. Jenis-Jenis Reaksi Kimia

Untuk menyatakan terjadinya suatu reaksi kimia digunakan persamaan kimia,

dengan persamaan kimia diperoleh informasi kimia yaitu apa yang terjadi jika dua

5

macam atau lebih zat dicampur pada kondisi tertentu, berapa banyaknya zat itu

bereaksi dan berapa banyak terbentuk senyawa baru. Persamaan reaksi kimia

dikelompokkan dalam empat macam reaksi yaitu

1) Reaksi sintesis yaitu reaksi pembentukan molekul dari unsur-unsurnya

Contoh :

Fe + S → FeS

Fe3+ + 6SCN- → Fe(SCN6)3-

2) Reaksi penguraian berganda yaitu pembentukan molekul akibat adanya

pertukaran pasangan.

Contoh

AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl

3) Reaksi antara ion hydronium dengan ion hidroksida atau antara suatu asam

dengan basa yang biasanya menghasilkan air.

Contoh

H3O- + OH- ↔ HOH + HOH

4) Reaksi redoks yaitu reaksi yang terjadi dengan adanya transfer electron

Contoh

MnO2 + 4+ + 2Br- → Br2 + Mn2+ + 2H2O

4. Penyetaraan Persamaan Reaksi Reduksi dan Oksidasi (Redoks)

Reaksi redoks adalah proses kimia dimana ada pereaksi yang melepaskan electron

dan ada yang menerima elektron. Peristiwa oksidasi dan reduksi terjadi bersamaan

dalam suatu reaksi, oleh karena reaksi redoks merupakan reaksi perpindahan electron

dari reduktor kepada oksidator , maka reaksi ini mengakibatkan perubahan bilangan

oksidasi pada oksidator dan reduktor. Ada dua cara untuk menyetarakan reaksi redoks

yaitu cara reaksi setengah dan cara perubahan bilangan oksidasi.

a. Cara Reaksi Setengah

Setiap persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua reaksi setengah,

dalam persamaan reaksi redoks yang sudah setara, jumlah elektro yang dilepas

pada proses oksidasi sama dengan jumlah elektro yang diterima pada proses

reduksi. Ada tahap penyetaraan reaksi yakni :

1) Penulisan kerangka reaksi setengah

2) Penyeimbangan setiap reaksi setengah

3) Penambahan electron untuk mengimbangkan muatan

6

4) Penjumahan kedua reaksi setengah

Contoh soal :

Setarakan reaksi yang berlangsung dalam suasana asam

H2SO3 + HNO2 → NO + c

Tahap 1 : penulisan kedua reaksi setenga

H2SO3 → SO42- (oksidasi)

HNO2 → NO (reduksi)

Tahap 2 : penyeimbangan reaksi setengah

(a) Penambahan H2 untuk mengimbangkan O

H2SO3 + H2O →SO42-

HNO2 →NO + H2O

(b) Penambahan H+ untuk mengimbangkan H

H2SO3 + H2O →SO42- + 4H+

HNO2 + H+ →NO + H2O

(c) Penambahan elektron untuk mengimbangkan muatan

H2SO3 + H2O →SO42- + 4H+ + 2e-

HNO2 + H+ + e- →NO + H2O

(d) Penyamaan jumlah elektron yang dilepaskan dan diterima

H2SO3 + H2O →SO42- + 4H+ + 2e-

2HNO2+ 2H+ + 2e- →2NO + 2H2O

Tahap 3 : Penjumlahan kedua reaksi setengah

H2SO3 + H2O →SO42- + 4H+ + 2e-

2HNO2+ 2H+ + 2e- →2NO + 2H2O

H2SO3 + 2HNO2 → SO42 + 2NO + 2H+ + H2O

7

b. Cara Perubahan Bilangan Oksidasi

Cara ini dapat dilakukan dalam beberapa tahap yaitu :

1) Tuliskan pereaksi dan hasil reaksi

2) Tandai usnur-unsur yang mengalami perubahan bilagan oksidasi

3) Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi diruas

kiri dan ruas kanan persamaan reaksi.

4) Hitung jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi

5) Samakan jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi

6) Samakan jumlah muatan diruas kiri dan ruas kanan dengan dengan

menambahkan H+ bila larutan bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basa

7) Tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H diruas kiri dan kanan

Contoh soal :

Setarakan reaksi :

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O + K2SO4

Tahap 1 : Fe2+ + MnO4- → Fe3- + Mn2+

Tahap 2,3,4 : Fe 2+ + MnO 4- → Fe 3 - + Mn 2+

+7 +3 +3 +2

Tahap 5 : 5 Fe2+ + MnO4- → 5 Fe3- + Mn2+

Tahap 6 : 5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5 Fe3- + Mn2+

Tahap 7 : 5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5 Fe3- + Mn2+ + 4H2O

Selanjutnya diubah menjadi molekul netral, diperoleh :

5FeSO4 + KMnO4 + 4H2SO4 →52

Fe2(SO4)3 +MnSO4 + 4H2O + 12

K2SO4

Karena koefisien masih ada pecahan maka persamaan dikalikan 2

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O + K2SO4

8

BAB III

PENUTUP

A. Kesimpulan

Dari seluruh isi dan pembahasan, maka dapat diambil kesimpulan sebagai berikut:

1. Hukum kekekalan massa, hokum perbandingan tetap, dan hokum kelipatan

berganda adalah hukum-hukum dasar kimia.

2. Penyetaraan persamaan reaksi dilakukan dengan memberi koefisien yang tepat

dengan tidak mengubah indeks senyawa.

3. Satu mol setiap zat mengandung partikel sejumlah tetapan Avogadro (L), yaitu

6,023 x 1023. Massa zat bergantung pada jumlah molnya, dimana massa = mol

× Ar/Mr . Volume molar gas tidak bergantung pada jenisnya, tetapi pada

jumlah mol, suhu, dan tekanan pengukuran, dimana V = mol × Vm . Pada STP

Vm = 22,4 liter/mol.

4. Rumus molekul dapat ditentukan dari rumus empiris, jika massa molekul

relatif (Mr) senyawa diketahui. Rumus empiris senyawa dapat ditentukan, jika

kadar unsur-unsurnya diketahui.

5. Ada dua cara menyetarakan reaksi redoks yaitu cara reaksi setengah dan cara

perubahan bilangan oksidasi.

B. Saran

Sesuai dengan kesimpulan, maka dapat diberikan beberapa saran yaitu dalam

mengerjakan setiap soal stoikiometri diharapkan memahami dan menguasai

konsep hukum-hukum dasar kimia. Selain itu soal-soal stoikiometri harus

dikerjakan secara teliti. Sebab perhitungan yang diberikan biasanya berbentuk

hitungan bilangan pecahan desimal dan bilangan berpangkat sehingga apabila

tidak teliti dapat menyebabkan kesalahan dalam perhitungan.

9

10