BAB 1 PENDAHULUAN
1.1. Latar Balakang Dalam reaksi kimia biasanya berlangsung antara dua campuran zat bukan antar dua zat murni. Pelajaran yang berkaitan dengan reaksi kimia lazim dikenal sebagai “stoikiometri”. Stoikiometri adalah bagian ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif antara zat yang berkaitan dalam rekasi kimia. Ada beberapa pendapat dari beberapa ahli tentang stoikiometri antara lain hukum perbandingan tetap (hukum Proust), hukum kekekalan massa (hukum Lavoiser), hukum Avogadro, hukum perbandingan berganda (hukum Dalton) dan hukum GayLussac. Bila senyawa dicampur untuk bereaksi maka sering tercampur secara kuantitatif stoikiometri, artinya semua reaktan habis pada saat yang sama. Namun demikian, terdapat suatu reaksi dimana salah satu reaktan habis, sedangkan yang lain masih tersisa. Dikatakan reaktan yang habis sebagai reaktan terbatas. Dalam setiap persoalan stoikiometri, perlu untuk menentukan reaktan yang mana yang terbatas untuk mengetahui jumlah produk yang akan dihasilkan. Dasar persoalan kali ini adalah metode variasi kontinyu. Dalam metode ini dilakukan serangkaian pengamatan yang kuantitas molar totalnya sama tetapi masing – masing molar pereaksinya berubah – ubah (bervariasi). Salah satu sifat fisik tertentu dipilih untuk diperiksa, seperti misalnya massa, volume, suhu atau daya serap. Oleh karena kuantitas pereaksinya berlainan, maka perubahan harga sifat fisika dari sistem ini dapat digunakan untuk meramalkan stoikiometri sistem. Bila digambarkan grafik antara sifat fisika yang diukur terhadap kuantitas pereaksinya, maka akan diperoleh titik maksimum atau titik minimum sesuai dengan titik stoikiometri sistem yaitu menyatakan perbandingan peraksi – peraksinya.
1
1.2. Tujuan Percobaan -
Untuk mengetahui titik maksimum dan titik minimum dari campuran NaOH dan HCl
-
Untuk mengetahui titik maksimum dan titik minimum dari campuran N Untuk mengetahui definisi stoikiometri
-
NaOH dan H2SO4
-
Untuk memahami reaksi eksoterm dan reaksi endoterm
-
Untuk mempelajari cara menghitung reaksi pembatas
2
BAB 2 TINJAUAN PUSTAKA
Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoichelon yang bararti unsur dan neutron yang berarti pengukuran. Di dalam stoikiometri dipelajari hubungan kuantitatif zat sehingga dapat dikatakan bahwa stoikiometri adalah ilmu yang mempelajari hubungan kuantitatif zat – zat dalam reaksi kimia. Reaksi kimia telah mempengaruhi kehidupan kita. Di alam, sebagian besar reaksi kimia berlangsung dalam larutan air. Sebagai contoh, cairan tubuh baik tumbuhan maupun hewan, merupakan larutan dari berbagai jenis zat, makanan yang kita konsumsi setiap saat setelah dicerna berubah menjadi tenaga tubuh, pati dalam tanaman, dan dalam daun disintesis dari CO 2 dan H2O oleh pengaru energi sinar matahari. Dalam stoikiometri dikenal dengan hukum – hukum dasar kimia. Hukum – hukum tersebut adalah : -
Hukum kekekalan massa Hukum kekekalan massa ditemukan pertama kali oleh Antonie Laurent Lavoisier pada tahun 1774 menyatakan massa dari suatu sistem tertutup akan konstan meskipun terjadi berbagai macam proses di dalam sistem tersebut. 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. Jadi, dapat dikatakan : “Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama atau tetap”. Contoh: Beberapa massa H2O yang terbentuk dari 4 gram H dan 18 gram O2? Jawab :
2H 4 gram
-
+
½ O2
H2O
18 gram
22 gram
Hukum perbandingan tetap
3
Pada tahun 1799, Josep Louis Proust melakukan penelitian tentang hubungan massa unsur – unsur yang membentuk senyawa. Hasil penelitian menunjukkan perbandingan massa unsur – unsur yang membentuk senyawa tetap. Kemudian lahir hukum perbandingan tetap yang menyatakan bahwa suatu senyawa kimia terdiri dari unsur – unsur dengan perbandingan massa yang selalu tepat sama. Dengan kata lain, setiap sampel suatu senyawa memiliki komposisi unsur – unsur yang tetap. Misalnya, air terdiri dari 8
1 9 massa oksigen dan 9
massa hidrogen. Jadi, dapat dikatakan hukum perbandingan tetap adalah “Tiap – tiap senyawa mempunyai massa unsur yang tetap”. Contoh : Perbandingan massa unsur H, S dan O di dalam H 2SO4 selalu tetap, yaitu: H
:
S
:
(2x)
:
(1x32) :
O (4x16) = 2 : 32 : 64 = 1 : 16 : 32
-
Hukum perbandingan berganda Hukum perbandingan berganda pertama kali ditemukan oleh Jhon Dalton pada tahun 1803. Beliau meneliti kasus adanya perbandingan tertentu suatu unsur – unsur yang dapat membentuk senyawa lebih dari satu. Sehingga perbandingan berat salah satu unsur yang bereaksi dengan berat tertentu dari unsur yang lain pada kedua senyawa selalu merupakan perbandingan bilangan bulat sederhana. Dapat disimpulkan bahwa hukum perbandingan berganda adalah : “Jika dua buah unsur dapat membentuk lebih dari satu macam persenyawaan, perbandingan massa unsur yang satu dengan yang lainnya adalah tertentu, yaitu berbanding sebagai bilangan yang mudah dan bulat”. Contoh: Pada senyawa antara nitrogen dan oksigen
4
Bobot Perbandingan massa oksigen untuk Nitrogen Oksigen massa nitrogen tetap Nitrogen Monoksida 14 16 1 x 16 Nitrogen Dioksida 14 32 2 x 16 Nitrogen Trioksida 14 48 3 x 16 Dari contoh diatas dapat dilihat bahwa untuk massa nitrogen tetap maka Senyawa
perbandingan oksigen ketiga contoh tersebut adalah 1 : 2 : 3 -
Hukum perbandingan volume Hukum antara volume dari gas - gas dalam reaksi kimia telah diselidiki oleh Joseph Louis Gay Lussac dalam tahun 1805. Dari penelitian ini menghasilkan hukum perbandingan volume yang berbunyi : “Pada reaksi gas, yang bereaksi berbanding sebagai bilangan mudah dan bulat asal diukur pada tekanan dan temperatur yang sama”. Contoh: H2 (g)
+ Cl2
1 liter Rumus : Dimana
2HCl (g)
(g)
1 liter
2 liter
v1 n = 1 v2 n2
: V1 = Volume gas ke-1 V2 = Volume gas ke-2 n1 = Jumlah mol zat ke-1 n2 = Jumlah mol zat ke-2
-
Hukum Avogadro Pada tahun 1811, ilmuwan Italia Amedeo Avogadro mengajukan hipotesis bahwa : “Pada P (tekanan) dan T (suhu) sama, gas – gas yang bervolume sama mempunyai jumlah mol yang sama”. Artinya, jumlah molekul atau atom dalam suatu volum gas tidak bergantung kepada ukuran atau massa dari molekul gas. Sebagai contoh 1 liter gas hidrogen dan nitrogen akan mengandung jumlah molekul yang sama, selama suhu dan tekanannya sama. Akibat paling penting dari hukum Avogadro adalah bahwa konstanta gas ideal memiliki nilai yang sama bagi semua gas.
5
p1.v1 p .v = 2 2 = kons tan T1.n1 T2 .n2
Artinya konstanta
:
Dimana
: P adalah tekanan gas T adalah temperatur
memiliki nilai yang sama untuk semua gas, tidak tergantung pada ukuran atau massa molekul gas. Dalam satu mol suatu senyawa mengandung 6,02 . 10 23 molekul. Bilangan 6,02 . 1023 disebut bilangan Avogadro, biasanya dilambangkan dengan N. -
Hukum Boyle Hukum Boyle berbunyi : ”Pada suhu dan jumlah mol yang sama, maka hasil kali tekanan dan volume selalu tetap”. Hukum Boyle mempunyai rumus Dimana
: p1.v1 = p2 .v2
: P1 = Tekanan ke-1 P2 = Tekanan ke-2 V1 = Volume ke-1 V2 = Volume ke-2
-
Hukum Boyle – Gay Lussac Hukum Boyle – Gay Lussac berbunyi : “Untuk gas dan massa tertentu, maka hasil kali volume dengan tekanan dibagi oleh suhu yang diukur dalam Kelvin adalah tetap”. Gas – gas jumlah molnya sama (n1 = n2). Maka berlaku rumus : p1.v1 p .v = 2 2 T1 T2
Dimana
: P1 = Tekanan gas ke-1 P2 = Tekanan gas ke-2 V1 = Volume gas ke-1 V2 = Volume gas ke-2 T1 = Suhu gas ke-1 T2 = Suhu gas ke-2
6
-
Hukum Dalton tentang Tekanan Parsial Yang berbunyi : “Tekanan total dari campuran berbagai macam gas sama dengan jumlah tekanan parsial dari gas- gas yang saling bercampur tersebut”. ptotal = p1 + p2 + p3 + ...
Persamaan gas ideal : pv = nRT Dimana
: P = Tekanan (atm) V = Volume gas (liter) n = Mol gas R = Tetapan Rydberg gas umum (0,082 L.atm /mol0K) T = Suhu mutlak (0K)
Dalam stoikiometri adapula hal – hal yang penting yang harus diketahui, seperti: -
Massa arom relatif Merupakan perbandingan masing – masing atom dengan 1
12 massa
atom C-12.
ArUnsur =
-
Massa 1 12
massa
satu satu
atom atom
unsur C − 12
Massa molekul relative Adalah perbandingan antara massa satu molekul zat dengan 1
12 massa
atom C-12.
MrSenyawa =
-
Massa satu molekul senyawa 1 12 massa satu atom C − 12
Konsep mol Satu mol zat adalah banyaknya zat yang mengandung 6,02 . 10 23zat atau partikel. 7
Rumus : n mol unsure X n mol senyawa Keterangan
: n
= n. 6,02 . 1023 atom X = n. 6,02 . 1023 molekul Y = Jumlah mol unsure atau senyawa
6,02 . 1023
= Bilangan Avogadro
Hubungan dengan mol massa, volume dan jumlah partikel : -
Hubungan mol dengan massa zat gr Ar
mol =
-
gr Mr
jumlah partikel 6,02.10 23
Hubungan mol dengan volume mol =
-
mol =
Hubungan mol dengan jumlah partikel mol =
-
atau
volume( lt ) 22,4
Rumus kimia Rumus kimia suatu zat menyatakan jenis dalam jumlah atom – atom yang terdapat dalam zat itu.
-
Rumus empiris Adalah rumus yang paling sederhana dari suatu senyawa. Contoh: CH2O
-
Rumus molekul Yaitu rumus kimia yang didapatkan dari kelipatan rumus empiris. Contoh
: C6H12O6 Hitungan stoikiometri reaksi dapat digolongkan sebagai stoikiometri
sederhana, stoikiometri pereaksi pembatas, dan stoikiometri yang melibatkan campuran.
8
-
Hitungan stoikiometri sederhana Hitungan dengan salah satu zat dalam reaksi diketahui atau dapat ditentukan jumlah mainnya, reaksi ini digolongkan sebagai stoikiometri sederhana.
-
Hitungan stoikiometri dengan reaksi pembatas Jika zat – zat yang direaksikan tidak ekuivalen. Zat yang habis terlebih dahulu itu dapat disebut sebagai pereaksi pembatas. Banyaknya hasil reaksi akan bergantung pada jumlah mol pereaksi pembatas. Oleh karena itu, langkah penting dalam menyelesaikan hitungan ini adalah menentukan pereaksi pembatasnya.
-
Hitungan stoikiometri yang melibatkan campuran Jika suatu campuran direaksikan maka masing- masing komponen mempunyai persamaan reaksi sendiri dan pada umumnya hitungan yang melibatkan campuran diselesaikan dengan pemisahan.
Secara umum mol dapat didefinisikan suatu mol adalah banyaknya zat yang mengandung jumlah partikel yang sama dengan jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-17. jumlah itu pertama kali ditemukan oleh Johann Loschmidt dari Jerman pada tahun 1865 yaitu sebanyak 6,02 . 1023 butir. Bilangan ini dinamakan bilangan tetapan Avogadro, sebab yang pertama kali menyatakan perlunya satuan bagi atom dan molekul adalah Amedeo Avogadro. Agar jasa Loschmidt tidak terhapus, tetapan Avogadro dilambangkan dengan “L” (huruf awal nama Loschmidt). -
Hubungan mol dengan jumlah partikel Mol merupakan satuan jumlah zat, sehingga satu mol sama dengan bilangan Avogadro yang merupakan faktor penghubung antara jumlah mol zat
9
dengan jumlah partikel mol zat dengan jumlah yang dikandung oleh zat sebagai berikut :
-
Jumlah
butiran = Jumlah
Jumlah
mol
=
mol.L
Jumlah partikel 6,02.1023
Hubungan mol dengan gram -
Untuk senyawa Gram = mol x Mr
-
Untuk unsur Gram = mol x Ar Dari persamaan di atas dapat juga ditulis sebagai berikut : o Massa adalah berat sebab kondisi timbangan berdasarkan pengaruh gravitasi o Massa molekul relative senyawa dalam jumlah total atom relatif unsur – unsur penyusunnya
-
Kesamaan dari Mr o Massa formula o Berat molekul o Massa rumus
-
Kesamaan dari Ar o Nomor massa o Bilangan massa o Berat atom
-
Hubungan mol dengan volume gas Tekanan atau suhu sangat berpengaruh dalam wujud gas, sehingga dapat ditetapkan suatu tekanan serta suhu tertentu yang disebut keadaan standar gas pada suhu 00C dan tekanan 1 atm. Maka berlaku rumus sebagai berikut : PV=nRT
10
Keterangan
: T = Suhu mutlak (0K) P = Tekanan gas (atm) R = Tetapan yang berharga 0,08205 n = Jumlah mol gas V = Volume gas (liter)
BAB 3 METODOLOGI PERCOBAAN
11
3.1. Alat dan bahan 3.1.1. Alat – alat : -
Gelas kimia 100 ml
-
Termometer
-
Gelas ukur 25 ml
-
Pipet volume
-
Bola isap (Balf)
3.1.2. Bahan – bahan : -
Larutan NaOH 1M
-
Larutan HCl 1M
-
Larutan H2SO4 1M
-
Aquadest
-
Tissue
3.2. Prosedur percobaan 3.2.1. Stoikiometri sistem NaOH – HCl -
2,5 ; 5; 7,5; 10; 12,5 ml larutan NaOH 1M dimasukkan ke dalam gelas kimia dan diukur masing – masing suhunya.
-
12,5 ; 10; 7,5; 5; 2,5 ml larutan HCl 1M dimasukkan ke dalam gelas kimia dan diukur masing – masing suhunya.
-
Dicampurkan larutan HCl 1M ke dalam larutan NaOH 1M dan dengan segera diukur suhu campuran tersebut.
3.2.2. Stoikiometri sistem NaOH – H2SO4 -
2,5 ; 5; 7,5; 10; 12,5 ml larutan NaOH 1M dimasukkan ke dalam gelas kima dan diukur masing – masing suhunya.
-
12,5 ; 10; 7,5; 5; 2,5 ml larutan H 2SO4 1M dimasukkan ke dalam gelas kimia dan diukur masing – masing suhunya.
-
Dicampurkan larutan H2SO4 1M ke dalam larutan NaOH 1M dan dengan segera diukur suhu campuran tersebut.
12
BAB 4 HASIL DAN PEMBAHASAN
13
1.1. Hasil percobaan 4.1.1. Stoikiometri sistem NaOH – HCl No ml NaOH 1M 1. 2. 3. 4. 5.
ml HCl 1M
2,5 5 7,5 10 12,5
Suhu NaOH
Suhu HCl
Suhu
(0C) 300 300 300 300 300
(0C) 300 300 300 300 300
Campuran 320 340 340 340 320
12,5 10 7,5 5 2,5
4.1.2. Stoikiometri sistem NaOH- H2SO4 No
ml NaOH
ml H2SO4
Suhu NaOH
Suhu H2SO4
Suhu
1M 2,5 5 7,5 10 12,5
1M 12,5 10 7,5 5 2,5
(0C) 300 300 300 300 300
(0C) 300 300 300 300 300
Campuran 320 330 330 330 320
1. 2. 3. 4. 5.
2.1. Reaksi dan perhitungan -
NaOH + HCl
-
2NaOH + H2SO4
NaCl + H2O Na2SO4 + 2H2O
4.2.1. Stoikiometri sistem NaOH – HCl 4.2.1.1.
Untuk 2,5 ml NaOH 1M dan 12,5 ml HCl 1M NaOH
+
HCl
NaCl
+
H2O
m
2,5 mmol
12,5 mmol
-
-
r
2,5 mmol
2,5 mmol
2,5 mmol
2,5 mmol
s
-
10 mmol
2,5 mmol
2,5 mmol
- mol NaOH = V NaOH . M NaOH = 2,5 ml . 1M = 2,5 mmol - mol HCl
= V HCl . M HCl = 12,5 ml . 1M = 12,5 mmol
- Pereaksi pembatas = NaOH 14
- Pereaksi sisa
= HCl
- Reaksi non stoikiometri 4.2.1.2.
Untuk 5 ml NaOH 1M dan 10 ml HCl 1M NaOH
+
HCl
NaCl +
m
5 mmol
10 mmol
r
5 mmol
5 mmol
5 mmol
5 mmol
-
5 mmol
5 mmol
5 mmol
- mol NaOH
= V NaOH . M NaOH
s
-
H2O -
= 5 ml . 1M = 5 mmol - mol HCl
= V HCl . M HCl = 10 ml . 1M = 10 mmol
- Pereaksi pembatas
= NaOH
- Pereaksi sisa
= HCl
- Reaksi non stoikiometri 4.2.1.3.
Untuk 7,5 ml NaOH 1M dan 7,5 ml HCl 1M NaOH
+
HCl
NaCl + -
m
7,5 mmol
7,5 mmol
r
7,5 mmol
7,5 mmol
s
-
-
- mol NaOH
= V NaOH . M NaOH
H2O -
7,5 mmol
7,5 mmol
7,5 mmol
7,5 mmol
= 7,5 ml . 1M = 7,5 mmol - mol HCl
= V HCl . M HCl = 7,5 ml . 1M = 7,5 mmol
- Pereaksi pembatas
= Tidak ada
- Pereaksi sisa
= Tidak ada
15
- Reaksi stoikiometri 4.2.1.4.
Untuk 10 ml NaOH 1M dan 5 ml HCl 1M NaOH
+
HCl
m
10 mmol
5 mmol
r
5 mmol
5 mmol
s
5 mmol
- mol NaOH
-
NaCl
+
-
H2O -
5 mmol
5 mmol
5 mmol
5 mmol
= V NaOH . M NaOH = 10 ml . 1M = 10 mmol
- mol HCl
= V HCl . M HCl = 5 ml . 1M = 5 mmol
- Pereaksi pembatas
= HCl
- Pereaksi sisa
= NaOH
- Reaksi non stoikiometri 4.2.1.5.
Untuk 12,5 ml NaOH 1M dan 2,5 ml HCl 1M NaOH
+
HCl
m
12,5 mmol
2,5 mmol
r
2,5 mmol
2,5 mmol
s
10 mmol
- mol NaOH
-
NaCl + -
H2O -
2,5 mmol
2,5 mmol
2,5 mmol
2,5 mmol
= V NaOH . M NaOH = 12,5 ml . 1M = 12,5 mmol
- mol HCl
= V HCl . M HCl = 2,5 ml . 1M = 2,5 mmol
- Pereaksi pembatas
= HCl
- Pereaksi sisa
= NaOH
- Reaksi non stoikiometri
16
4.2.2. Stoikiometri sistem NaOH – H2SO4 4.2.2.1.
Untuk 2,5 ml NaOH 1M dan 12,5 ml H2SO4 1M 2NaOH
+
H2SO4
Na2SO4
+
m
2,5 mmol
12,5 mmol
r
2,5 mmol
1,25 mmol
1,25 mmol
2,5 mmol
11,25 mmol
1,25 mmol
2,5 mmol
s
-
- mol NaOH
-
2H2O -
= V NaOH . M NaOH = 2,5 ml . 1M = 2,5 mmol
- mol H2SO4
= V H2SO4 . M H2SO4 = 12,5 ml . 1M = 12,5 mmol
- Pereaksi pembatas
= NaOH
- Pereaksi sisa
= H2SO4
- Reaksi non stoikiometri 4.2.2.2.
Untuk 5 ml NaOH 1M dan 10 ml H2SO4 2NaOH +
H2SO4
m
5 mmol
10 mmol
r
5 mmol
2,5 mmol
2,5 mmol
5 mmol
7,5 mmol
2,5 mmol
5 mmol
s
-
- mol NaOH
Na2SO4 -
+
2H2O -
= V NaOH . M NaOH = 5 ml . 1M = 5 mmol
- mol H2SO4
= V H2SO4 . M H2SO4 = 10 ml . 1M = 10 mmol
- Pereaksi pembatas
= NaOH
- Pereaksi sisa
= H2SO4
- Reaksi non stoikiometri
17
4.2.2.3.
Untuk 7,5 ml NaOH 1M dan 7,5 ml H2SO4 1M 2NaOH
+
H2SO4
Na2SO4
+
m
7,5 mmol
7,5 mmol
r
7,5 mmol
3,75 mmol
3,75 mmol
7,5 mmol
3,75 mmol
3,75 mmol
7,5 mmol
s
-
- mol NaOH
-
2H2O -
= V NaOH . M NaOH = 7,5 ml . 1M = 7,5 mmol
- mol H2SO4
= V H2SO4 .M H2SO4 = 7,5 ml . 1M = 7,5 mmol
- Pereaksi pembatas
= NaOH
- Pereaksi sisa
= H2SO4
- Reaksi non stoikiometri 4.2.2.4.
Untuk 10 ml NaOH 1M dan 5 ml H2SO4 1M 2NaOH
+
H2SO4
Na2SO4
m
10 mmol
5 mmol
r
10 mmol
5 mmol
s
-
- mol NaOH
-
-
+
2H2O -
5 mmol
5 mmol
5 mmol
5mmol
= V NaOH . M NaOH =10 ml . 1M = 10 mmol
- mol H2SO4
= V H2SO4 . M H2SO4 = 5 ml . 1M = 5 mmol
- Pereaksi pembatas
= Tidak ada
- Pereaksi sisa
= Tidak ada
- Reaksi stoikiometri
18
4.2.2.5.
Untuk 12,5 ml NaOH 1M dan 2,5 ml H2SO4 1M 2NaOH
+
H2SO4
Na2SO4
m
12,5 mmol
2,5 mmol
r
5 mmol
2,5 mmol
s
7,5 mmol
- mol NaOH
-
+
-
2H2O -
2,5 mmol
5 mmol
2,5 mmol
5 mmol
= V NaOH . M NaOH = 12,5 ml . 1M = 12,5 mmol
- mol H2SO4
= V H2SO4 . M H2SO4 = 2,5 ml . 1M = 2,5 mmol
- Pereaksi pembatas
= H2SO4
- Pereaksi sisa
= NaOH
- Reaksi non stoikiometri 3.1. Pembahasan Stoikiometri adalah salah satu dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif antara zat yang berkaitan dalam reaksi kimia. Berdasarkan percobaan yang dilakukan terhadap stoikiometri sistem NaOH – HCl dan stoikiometri sistem NaOH - H 2SO4 terdapat reaksi stoikiometri dan reaksi non stoikiometri. Reaksi stoikiometri adalah reaksi yang menyertai proses stoikiometri yaitu proses yang ada hubungannya terhadap kuantitas zat – zat dalam suatu reaksi kimia atau dapat dikatakan juga reaksi stoikiometri adalah reaksi yang pereaksi – pereaksinya habis bereaksi membentuk produk atau hasil reaksi. Sedangkan reaksi non stoikiometri adalah reaksi yang tidak ada hubungannya dengan stoikiometri sehingga di dalam reaksi ini tidak terdapat hubungan kuantitas zat – zat dalam reaksinya atau dapat dikatakan juga reaksi non stoikiometri adalah reaksi yang zat pereaksinya tidak habis bereaksi membentuk hasil. Pada stoikiometri sistem NaOH dan HCl, ada yang menggunakan reaksi stoikiometri dan reaksi non stoikiometri. Pada percobaan 2,5 ml NaOH 1M dan
19
12,5 ml HCl 1M ; 5 ml NaOH 1M dan 10 ml HCl 1M ; 10 ml NaOH 1M dan 5 ml HCl 1M ; 12,5 ml NaOH 1M dan 2,5 ml HCl 1M menunjukkan reaksi non stoikiometri karena menghasilkan sisa. Sedangkan pada percobaan 7,5 ml NaOH 1M dan 7,5 ml HCl 1M menunjukkan reaksi stoikimetri karena tidak dapat menghasilkan sisa. Pada stoikiometri sistem NaOH dan H2SO4 yang menggunakan reaksi non stoikiometri adalah reaksi yang menghasilkan sisa, yaitu pada percobaan 2,5 ml NaOH 1M dan 12,5 ml H 2SO4 1M ; 5 ml NaOH 1M dan 10 ml H 2SO4 1M ; 7,5 ml NaOH 1M dan 7,5 ml H2SO4 1M ; dan 12,5 ml NaOH 1M dan 2,5 ml H2SO4 1M. Sedangkan reaksi non stoikiometri ditunjukkan pada 10 ml NaOH 1M dan 5 ml H2SO4 1M. Dari hasil pengamatan pada stoikiometri sistem NaOH dan HCl dan juga dengan stoikiometri sistem NaOH dan H 2SO4 juga dipengaruhi oleh perubahan suhu. Yang mana dibedakan menjadi reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Reaksi eksoterm adalah reaksi pembebasan kalor dari sistem ke lingkungan yang menghasilkan panas. Sedangkan reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke sistem, biasanya terjadi pada proses pencampuran larutan yang tidak menghasilkan panas. Dari hasil pengamatan pada stoikiometri sistem NaOH dan HCl dan juga dengan stoikiometri sistem NaOH dan H2SO4 juga terdapat reaksi pembatas. Yang mana reaksi pembatas adalah reaksi yang terdapat dalam jumlah yang relatif kecil. Pereaksi pembatas akan habis bereaksi, sedangkan pereaksi yang lain akan meninggalkan sisa. Berdasarkan hasil pengamatan juga, stoikiometri sistem NaOH dan HCl dan juga stoikiometri sistem NaOH dan H2SO4 terdapat titik minimum dan titik maksimum. Titik maksimum adalah titik tertinggi yang dapat dicapai oleh suatu suhu campuran pada titik stoikiometri. Sedangkan titik minimum adalah titik terendah yang dapat dicapai oleh suatu suhu campuran pada titik stoikiometri. Pada percobaan stoikiometri sistem NaOH dan HCl, titik maksimum ada pada 5 ml NaOH 1M dan 10 mo HCl 1M ; 7,5 ml NaOH 1M dan 7,5 ml HCl 1M ; dan 10 ml NaOH 1M dan 5 ml HCl 1M dengan suhu 34 0C. Dan titik minimum ada
20
pada 2,5 ml NaOH 1M dan 12,5 ml HCl 1M dan pada 5 ml NaOH 1M dan 10 ml HCl 1M dengan suhu 320C. Sedangkan pada percobaan stoikiometri sistem NaOH dan H2SO4, titik maksimum campuran ada pada 5 ml NaOH 1M dan 10 ml H2SO4 1M ; 7,5 ml NaOH 1M dan 7,5 ml H 2SO4 1M ; dan pada 10 ml NaOH 1M dan 5 ml H2SO4 1M dengan suhu 330C. Dan titik minimum campuran ada pada 2,5 ml NaOH 1M dan 12,5 ml H 2SO4 1M dan juga pada 12,5 ml NaOH 1M dan 2,5 ml H2SO4 1M dengan suhu 320C. Dalam kehidupan sehari – hari dapat dilihat pula reaksi eksoterm dan endoterm. Contoh reaksi enndoterm dalam kehidupan sehari – hari adalah asimilasi, fotosintesis, pembekuan air, reaksi respirasi, proses elektrolisis, dan lain – lain. Sedangkan contoh reaksi eksoterm adalah membakar minyak tanah di kompor minyak, nyala api unggun (pembakaran kayu), bbesi berkarat, ledakan bom, pertunjukkan kembang api, dan lain – lain. Selain itu, dapat pula diketahui pengertian reaksi penetralan atau penggaraman yaitu reaksi dimana sebuah asam bereaksi dengan basa untuk membentuk garam. Contoh dari reaksi penetralan adalah : - NaOH + HCl
NaCl + H2O
- Cu + H2SO4
CuSO4 + H2
- KOH + HCl
KCl + H2O
- NaOH + HNO3
NaNO3 + H2O
- NH3OH + HCl
NH3Cl + H2O
Selain itu pula dapat diketahui manfaat atau kegunaan stoikiometri yaitu untuk melakukan reaksi penetralan atau penggaraman, memahami reaksi eksoterm dan endoterm.
21
BAB 5 PENUTUP
22
5.1. Kesimpulan 5.1.1. Titik maksimum dari campuran NaOH dan HCl adalah 340C, sedangkan titik minimum dari campuran NaOH dan HCl adalah 320C. 5.1.2. Titik maksimum dari campuran NaOH han H2SO4 adalah 330C, sedangkan titik minimum dari campuran Naoh dan H2SO4 adalah 320C. 5.1.3. Stoikiometri adalah bagian ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif antara zat yang berkaitan dalam reaks kimia 5.1.4. Reaksi eksoterm merupakan reaksi pembebasan kalor, terjadi pada proses pencampuran larutan yang menghasilkan panas. Reaksi endoterm ialah reaksi 5.1.5. Reaksi pembatas dipilih berdasarkan kuantitas pereaksi, yaitu pereaksi yang kuantitasnya relatif lebih sedikit daripada pereaksi lainnya. 5.2. Saran -
Lebih teliti untuk memperthatikan suhu yang ditunjukkan pada termometer.
-
Untuk percobaan yang akan datang sebaiknya menggunakan bahan lain yang lebih kreatif, contohnya CuSO4
DAFTAR PUSTAKA
Anshory . 2000 . Kimia . Bandung : Erlangga Harjadi , U . 1989 . Stoikiometri . Jakarta : Gramedia Keenan . 1984 . Kimia Untuk Universitas . Jakarta : Erlangga Nani, Kartika . 2000 . Sains Kimia I . Jakarta : Bumi Aksara Changi, Raymond . 2004 . Kimia Dasar . Jakarta : Erlangga Petrucci, Ralph .1987 . Kimia Dasar . Jakarta : Erlangga
23
24
