Stoikiometri

BAB 1 PENDAHULUAN 1.1.

Latar Belakang Stoikiometri merupakan perhitungan kimia yang menyangkut hubungan

kuantitatif zat yang terlibat dalam reaksi. Proses kimia banyak sekali kita temui bahkan kita rasakan, salahsatunya makanan yang kita konsumsi setiap saat setelah dicerna diubah menjadi tenaga tubuh. Nitrogen dan hidrogen bergabung membentuk amonium yang digunakan sebagai pupuk, serta pengaruh energi matahari, maka peristiwa yang berkaitan dengan reaksi kimia lazim dikenal sebagai stoikiometri. Apabila senyawa dicampur untuk bereaksi maka sering dicampur secara kuantitatif stoikiometri, artinya semua reaktan mana yang terbatas untuk mengetahui jumlah produk yang akan dihasilkan. Kita juga dapat mengetahui pada stokiometri larutan dimana zat-zat yang terlibat. Reaksi sebagian atau seluruhnya berada dalam bentuk larutan. Yang dapat diselesaikan dengan cara hitungan kimia sederhana yang menyangkut kuantitas antara suatu komponen dengan komponen lain dalam suatu reaksi. 1.2.

Tujuan Percobaan  Mengetahui titik maksimum dan minimum dari campuran NaOH dan H2SO4.  Mengetahui reaksi stoikiometri, reaksi endoterm dan reaksi eksoterm.  Mengetahui pereaksi pembatas dan pereaksi sisa.

55

BAB 2 TINJAUAN PUSTAKA Bidang kimia yang mempelajari aspek kuantitatif unsur dalam suatu senyawa atau reaksi disebut stoikiometri (bahasa yunani : stoicheon = unsur, metrain = mengukur). Dengan kata lain, stoikiometri adalah perhitungan kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif zat yang terlibat dalam reaksi. (Syukri.1999.Kimia Dasar Jilid 1) Ilmu kimia mempelajari tentang peristiwa kimia yang ditandai dengan berubahnya suatu zat menjadi zat lain, seperti etanol dan oksigen berubah menjadi karbon dioksida dan uap air. Peruibahan itu dapat dituliskan sebagai : Etanol + Oksigen

Karbon dioksida + air

Zat mula-mula disebut pereaksi dan zat yang dibentuk disebut hasil reaksi. Dalam reaksi di atas, etanol dan oksigen adalah pereaksi sedangkan karbon dioksida dan air adalah hasil reaksi. Penelitian yang cermat terhadap pereaksi dan hasil reaksi telah menghasilkan hukum-hukum dasar kimia yang menunjukkan hubungan kuantitatif itu. Hukum tersebut adalah : Hukum Kekekalan Massa Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) melakukan beberapa penelitian terhadap terhadap proses pembakaran beberapa zat. Dalam percobaan tersebut diamati proses reaksi antara raksa (merkuri) dengan oksigen untuk membentuk merkuri oksida yang berwarna merah dan diperoleh data sebagai berikut: Logam Merkuri + gas oksigen → 530 gram

merkuri oksida

42,4 gram

572, 4 gram

Jika merkuri oksida dipanaskan akan menghasilkan logam merkuri dan gas oksigen Merkuri oksida →

logam merkuri

+ gas oksigen

572,4 gram

42,4 gram

530 gram

Dari hasil percobaan itu, maka Lavoisier mengemukakan hukum kekekalan massa atau hukum Lavoisier yang menyatakan bahwa: “Didalam suatu reaksi kimia, massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.” Hukum Perbandingan Tetap Jika Lavoisier mempelajari massa zat, sedangkan Proust mempelajari unsurunsur dalam senyawa. Joseph Proust (1754-1826) melakukan eksperimen, yaitu mereaksikan unsur hidrogen dan unsur oksigen. Hasil eksperimen Proust Massa

Massa oksigen

Massa air

Sisa hidrogen atau

Perbandingan

hydrogen yang

yang

yang

oksigen (gram)

Hidrogen :

direaksikan

direaksikan

terbentuk

(gram)

(gram)

(gram)

1

8

9

0

1:8

2

8

9

1 gram hydrogen

1:8

1

9

9

1 gram oksigen

1:8

2

16

18

0

1;8

oksigen

Ia menemukan bahwa unsur hidrogen dan unsur oksigen selalu bereaksi membentuk senyawa air dengan perbandingan massa yang selalu tetap, yakni : Massa hidrogen : massa oksigen = 1 : 8

Proust merumuskan pernyataan yang disebut hukum perbandingan tetap yang berbunyi “pada suatu reaksi kimia, massa zat yang bereaksi dengan sejumlah zat lain tertentu selalu tetap” atau “suatu senyawa selalu terdiri atas unsur-unsur yang sama dengan perbandingan massa yang tetap”. Hukum Perbandingan Ganda Hukum Proust dikembangkan lebih lanjut oleh para ilmuwan untuk unsurunsur yang dapat membentuk lebih dari 1 jenis senyawa. Salah seorang diantaranya adalah John Dalton (1766-1844). Dalton mengamati adanya suatu keteraturan yang terkait dengan perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa. Hasil percobaan Dalton Massa senyawa yang Jenis senyawa

Massa nitrogen

Massa oksigen yang

yang direaksikan

direaksikan

Nitrogen monoksida

0,875 gram

1,00 gram

1, 875 gram

Nitrogen dioksida

1,75 gram

1,00 gram

2,75 gram

terbentuk

Berdasarkan hasil percobaannya, Dalton menemukan Hukum Kelipatan berganda (Hukum Dalton) yang berbunyi: “Jika dua unsur bergabung membentuk lebih dari satu jenis senyawa, dan jika massa-massa salah satu unsur-unsur dalam senyawa tersebut sama, sedangkan massa-massa unsur lainnya berbeda, maka perbandingan massa unsur lainnya dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat sederhana”. Hukum Penyatuan Volume Dikemukakan oleh Joseph Gay Lussac (1778-1850), ia berhasil melakukan eksperimen terhadap sejumlah gas dan memperoleh data sebagai berikut: 2 liter gas hidrogen + 1 liter gas oksigen → 2 liter uap air

1 liter gas nitrogen + 3 liter gas hidrogen → 2 liter gas amonia 1 liter gas hidrogen + 1 liter gas hidrogen → 2 liter gas hidrogen klorida Dari percobaan ini gay Lussac merumuskan hukum perbandingan Volume yang berbunyi: ”Pada suhu dan tekanan yang sama, volum gas-gas yang bereaksi dan volum gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana.” Jika dihubungkan dengan koefisien reaksi, maka Hidrogen

+

H2

+

oksigen → O2

uap air

→

H2O

Setarakan :

2 H2

+

O2

→

2H2O

Perb. Koef :

2

:

1

:

2

Gay lussac :

2 liter

:

Perb. Volum :

2

:

1 liter : 1

2 liter :

2

Kesimpulan : Perb. Koef = perb. Volume Hukum Avogadro Hasil percobaan Gay Lussac menunjukkan: 1 Volum hidrogen + 1 volum klorin → 1 liter hidrogen

2 volum hidrogen klorida,

+ 1 liter klorin →

2 liter hidrogen klorida,

+ 1 atom korin

2 atom hidrogen klorida,

jika dianggap atom maka, 1 atom hidrogen

→

jika diterapkan pada hidrogen dan oksigen, maka 2 volum hidrogen + 1 volum oksigen

→ 2 volum air,

2 liter hidrogen + 1 liter oksigen

→

2 liter air,

1 liter hidrogen + ½ liter oksigen

→

1 liter air,

jika dianggap atom, maka 1 atom hidrogen + ½ atom hidrogen →

1 atom air

Konsep setengah atom bertentangan dengan teori atom dalton, untuk menghindari hal tesebut amanda avogadro mengusulkan: Gas hidrogen + gas oksigen → air 2 molekul

1 molekul

2 molekul

1 molekul

½ molekul

1 molekul

Hipotesis Avogadro,“Pada suhu dan tekanan yang sama semua gas yang volumnya sama akan mengandung jumlah molekul yang sama.” Menurut Avogadro unsur yang berwujud gas umumnya merupakan molekul dwiatom atau dua atom Gas hidrogen

+

1 molekul

gas oksigen

→

1 molekul

uap air 2 molekul

Perb. Molekul :

1

:

1

:

2

Perb. Koef

1

:

1

:

2

:

Kesimpulan: “jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan gas-gas hasil reaksi akan sama dengan perbandingan jumlah molekulnya dan sama pula dengan perbandingan koefisiennya” Zat-zat yang habis terlebih dahulu dalam suatu suatu reaksi kimia disebut pereaksi pembatas. Hal ini disebabkan zat-zat yang akan direaksikan tidak sesuai dengan perbandingan koefisien reaksinya, sehingga reaktan tertentu habis terlebih dahulu, sementara reaktan yang lain masih tersisa.

Berikut cara menentukan pereaksi pembatas:  Persamaan kimia yang terjadi telah setarakan, jika belum, harus disetarakan terlebih dahulu.  Tentukan jumlah MOL masing-masing pereaksi dari MASSA pereaksi.  Jumlah MOL masing-masing pereaksi yang telah ditentukan dibagi dengan KOEFISIENNYA. Apabila harga hasil bagi yang lebih kecil merupakan pereaksi pembatas, sedangkan jika hasil bagi sama, maka kedua pereaksi habis bereaksi. Dengan adanya salah satu pereaksi yang habis terlebih dahulu, maka jumlah produk yang dihasilkan tergantung pada banyaknya zat yang habis terlebih dahulu. Dalam proses industri, pereaksi pembatas adalah zat yang lebih mahal. Misalnya perak nitrat yang digunakan untuk membuat perak klorida yang digunakan dalam film fotografi. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut: AgNO3 + NaCl –––→ AgCl + NaNO3 Rumus Molekul Rumus molekul adalah rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atomatom dari unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa. Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan apabila diketahui salah satu dari massa dan massa atom relative dari masing-masing unsurnya, serta perbandingan massa dan massa atom relative masingmasing unsurnya. Jika suatu senyawa telah diketahui rumus empirisnya dan massa

molekul relative juga telah diketahui maka rumus molekul senyawa tersebut dapat ditentukan. (Syukri.1999.Kimia Dasar Jilid 1) Rumus Empiris Rumus empiris merupakan rumus kimia yang didasarkan pada suatu rumus atau menyatakan perbandingan bilangan bulat terkecil dari atom-atom dalam suatu senyawa. Rumus molekul dan rumus empiris dapat identik seperti CCl 4, rumus molekul dapat merupakan penggandaan dari rumus empiris (rumus molekul H 2O2, adalah dua kali dari rumus empiris HO). Suatu senyawa dalam keadaan padat dapat memiliki rumus empiris (seperti NaCl, MgCl 2, atau NaNO3) dan tidak memiliki rumus molekul. (Ralph Petrucci.1987.Kimia Dasar) Apabila suatu rumus telah dikenali, ini merupakan cara sederhana untuk menentukan bobot rumus suatu senyawa. Bobot rumus adalah massa dari suatu rumus relative terhadap massa yang ditentukan 120000 untuk atom 12C, karena bobot atom juga relative terhadap 12C, bobot rumus dapat ditentukan dengan penjumlahan bobot atom-atomnya. Bila suatu senyawa mengandung molekul-molekul diskrit, dapat juga didefinisikan bobot molekulnya. Bobot molekul adalah massa dari sebuah molekul nisbi terhadap massa yang ditentukan 120000 untuk satu atom

12

C. (Ralph

Petrucci.1987.Kimia Dasar) Bobot satu mol suatu zat disebut bobot molar. Bobot molar dalam gram suatu zat secara numeris sama dengan bobot molekul dalam satuan massa atom. Untuk menafsirkan persamaan kimia dalam kuantitas zat yang dapat dipelajari di laboratorium, mula-mula semua kuantitas dinyatakan dalam mol. Hampir selalu tetrdapat pereaksi yang kurang banyak ketimbang yang dibutuhkan agar semua pereaksi bersenyawa. Perteaksi pembatas adalah zat yang bereaksi habis dan karena itu memungkinkan diperpanjang reaksi itu. Pereaksi atau pereaksi-pereaksi lain dikatakan berlebihan karena tertinggal sejumlah yang tidak

bereaksi. Perhitungan yang didasarkan persamaan berimbang haruslah dimulai dari banyaknya pereaksi pembatas.(Keenan.1984.Kimia Untuk Universitas) Mol dari suatu zat adalah banyaknya suatu zat yang mengandung 6,022×10 23 satuan. Bobot satu mol suatu zat disebut bobot molar. Bobot molar dalam gram suatu zat secara numeris sama dengan bobot molekul dalam satuan massa atom. (Keenan.1984.Kimia Untuk Universitas) Konsep mol sangatlah penting dalam ilmu kimia karena berguna dalam menentukan jumlah partikel zat jika diketahui massa dan massa atom relative atau massa molekul relatifnya. Begitu juga sebaliknya, menentukan massa jika diketahui jumlah molnya. Dalam perhitungan, hubungan antara massa dengan mol adalah : Mol unsur = massa unsur Ar unsur

Mol senyawa = massa senyawa Mr senyawa

Atau

Konsep mol juga terdapat pada gas dengan suhu dan tekanan yang sama. Persamaan ini dikenal dengan persamaan gas ideal yang dinyatakan sebagai P . V = n . R .T Atau n = P .V R.T Dimana P adalah tekanan, V adalah volume gas, n adalah jumlah mol gas, R adalah tetapan gas (0,082) dan T adalah suhu gas. Jumlah mol zat dalam larutan bergantung pada konsentrasi dan volumenya. Satuan konsentrasi yang umum digunakan adalah Molar (M). Kemolaran suatu zat adalah jumlah mol zat dalam tiap liter larutan. (Syukri,S. 1999. Kimia Dasar 1). Definisi lain dari molaritas (konsentrasi molar) adalah susunan atau konsentrasi larutan dinyatakan dengan jumlah mol zat terlarut per liter larutan dapat dituliskan sebagai : Konsentrasi molar (M) =

jumlah mol terlarut (n) jumlah liter larutan (v)

Prosedur yang sering digunakan di dalam laboratorium, dimana larutan yang disimpan konsentrasinya sangat tinggi , jika dibutuhkan dapat dibuat larutan yang lebih encer dengan konsenterasi yang sesuai dapat dilakukan dengan pengenceran dengan menggunakan akuades. Maka :

n = M . V. Mi . Vi = Mf . Vf

Dimana i adalah keadaan awal dan f adalah keadaan akhir. (Syukri. S, 1999, Kimia Dasar 1) Terdapat banyak metode untuk menentukan persentase bobot dari unsur-unsur yang berbeda dalam suatu senyawa. Metode ini beraneka ragam tergantung pada macam senyawa dan unsur yang menyusunnya. Dua metode klasik adalah analisis pengendapan dan analisis pembakaran. Metoda analisis pengedapan dapat digunakan bila terbebtuk senyawa yang sedikit sekali larut misalnya suatu senyawa baru mengandung perak maka dapatlah dilarutkan, contoh senyawa setelah ditimbang dan kemudian ditambahkan HCl akan terbentuk perak klorida, AgCl, yang tidak larut, disaring kemudian ditimbang dengan hati-hati dengan neraca analitis. Persentase perak dihitung sebagai berikut: Bobot Ag =

Bobot molar Ag Bobot molar AgCl

Bobot molar Ag % Ag = Bobot molar AgCl

x

bobot AgCl

x

100

Metoda analisis pembakaran, digunakan secara meluas jika suatu zat mengandung karbon dan hidrogen , contoh senyawa itu, setelah ditimbang dapat dibakar dalam suatu tabung tertutup dalam suatu aliran oksigen, untuk menghasilkan karbon dioksida dan air. Probuk pembakaran dikeluarkan dari tabung itu dengan

aliran oksigen ke dalam dua bahan penyerap , satu penyerap uap air lainnya menyerap karbon dioksida. (Keenan, 1984, Kimia Untuk Universitas). Dengan mengetahui beberapa sifat-jenis reaksi , kita dapat menerangkan reaksi-reaksi kimia lebih mudah, dan mungkin reaksi itu menjadi lebih mudah untuk dipahami. Jenis-jenis reaksi kimia antara lain: Reaksi pembakaran Reaksi pembakaran adalah suatu reaksi dimana unsur atau senyawa bergabung dengan oksigen membentuk senyawa yang mengandung oksigen sederhana, misalnya CO2, H2O dan SO2. reaksi propana (C3H8) dengan oksigen merupakan contoh dari reaksi ini. Reaksi penggabungan (sintesis) Reaksi penggabungan (sintesis) adalah suatu reaksi dimana sebuah zat yang lebih kompleks terbentuk dari dua atau lebih zat yang lebih sederhana (baik unsur maupun senyawa). reaksi pembentukan methanol (CH3OH) dari CO dan H2 merupakan salah satu contoh dari reaksi ini. Reaksi penguraian Reaksi penguraian adalah suatu reaksi dimana suatu zat dipecah menjadi zat – zat yang lebih sederhana. Contohnya adalah reaksi penguraian perak oksida (Ag2O) menjadi unsur Ag dan gas O2. Reaksi penggantian Reaksi penggantian adalah suatu reaksi dimana sebuah unsur memindahkan unsur lain dalam suatu senyawa. Contohnya dalam reaksi Cu memindahkan Ag + dari larutan AgNO3 dalam air. Reaksinya : Cu + 2Ag+

Cu2+ + 2Ag

Reaksi metatesis atau reaksi perpindahan ganda Reaksi metatesis atau reaksi perpindahan ganda yaitu reaksi dimana terjadi pertukaran antara dua pereaksi. Contohnya dalam reaksi antara AgNO3 dan NaCl :

AgNO3 + NaCl

AgCl + NaNO3 (Ralph Petrucci, 1987, Kimia

Dasar). Reaksi kimia Reaksi kimia adalah perubahan pereaksi menjadi hasil reaksi. Suatu reaksi tidak boleh melanggar hukum kekekalan massa artinya massa jenis dan jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi harus sama. Contoh: 2H

+

O2

2H2O

Angka-angka di depan unsur dan senyawa di atas disebut koefisien

reaksi.

Sedangkan angka 1 tidak dituliskan. Pekerjaan seperti ini disebut penyetaraan reaksi. Penyeteraan reaksi merupakan hal penting karena perhitungan kimia dapat diselesaikan jika persamaannya benar. (Syukri. S, 1999, Kimia Dasar 1)

BAB 3 METODOLOGI PERCOBAAN 3.1.

Alat dan Bahan 3.1.1. Alat -

Gelas Kimia 100 ml

-

Termometer

-

Gelas ukur 100 ml

-

Pipet

3.1.2. Bahan

3.2.

-

Larutan NaOH

-

Larutan H2SO4

-

Tissue

-

Aquades

Prosedur Percobaan 3.2.1. Stoikiometri Sistem NaOH – H2SO4. -

Disiapkan dua buah gelas kimia 100 ml

-

Pada gelas kimia pertama dimasukkan larutan NaOH sebanyak 2,5 ml, kemudian pada gelas kimia dimasukkan larutan H 2SO4 sebanyak 12,5 ml.

-

Di ukur suhu campuran

-

Pada gelas kimia pertama dimasukkan larutan NaOH sebanyak 5 ml, kemudian pada gelas kimia dimasukkan larutan H2SO4 sebanyak 10 ml.

-

Di ukur suhu campuran

-

Pada gelas kimia pertama dimasukkan larutan NaOH sebanyak 7,5 ml, kemudian pada gelas kimia dimasukkan larutan H 2SO4 sebanyak 7,5 ml.

-

Di ukur suhu campuran

-

Pada gelas kimia pertama dimasukkan larutan NaOH sebanyak 10 ml, kemudian pada gelas kimia dimasukkan larutan H2SO4 sebanyak 5 ml.

-

Di ukur suhu campuran

-

Pada gelas kimia pertama dimasukkan larutan NaOH sebanyak 12,5 ml, kemudian pada gelas kimia dimasukkan larutan H 2SO4 sebanyak 2,5 ml.

-

Di ukur suhu campuran

BAB 4 HASIL DAN PEMBAHASAN 4.1. Hasil Pengamatan 4.1.1. Stoikiometri Sistem NaOH- H2SO4 0,5 M N

NaOH

H2SO4

Suhu Campuran

o 1.

2,5 ml

12,5 ml

29°C

2.

5 ml

10 ml

29°C

3.

7,5 ml

7,5 ml

31°C

4.

10 ml

5 ml

32°C

5.

12,5 ml

2,5 ml

29,5°C

4.2. Reaksi 4.2.1.

Reaksi

NaOH + H2SO4

Na2SO4

+

H2O

2 NaOH + H2SO4

Na2SO4

+

2H2O

4.3. Perhitungan

Untuk 2,5 ml NaOH 0,5 M dan 12,5 ml H2SO4 0,5 M

4.3.1.

Diketahui : 2,5 ml NaOH 12,5 ml H2SO4 0,5 M Ditanya : V sisa? Jawab : -

Mol NaOH =

2,5 x 0,5

= 1,25 mmol

-

Mol H2SO4 =

12,5 x 0,5

= 6,25 mmol

2 NaOH + H2SO4



Na2SO4 + 2 H2O

M

1,25

6,25

-

R

1,25

0,625

0,625

1,25

S

-

5,625

0,625

1,25

V H2SO4 =

-

5,625 / 0,5 M = 11,25 mL

Untuk 5 ml NaOH 0,5 M dan 10 ml H2SO4 0,5 M

4.3.2.

Diketahui : 5 ml NaOH 10 ml H2SO4 0,5 M Ditanya : V sisa? Jawab : -

Mol NaOH =

5 x 0,5

= 2,5 mmol

-

Mol H2SO4 =

10 x 0,5

=5

2 NaOH + H2SO4



Na2SO4 + 2 H2O

M

2,5

5

-

R

2,5

1,25

1,25

S

-

3,75

1,25

V H2SO4 =

mmol

3,75 / 0,5 M = 7,5 mL

2,5 2,5

-

Untuk 7,5 ml NaOH 0,5 M dan 7,5 ml H2SO4 0,5 M

4.3.3.

Diketahui : 7,5 ml NaOH 7,5 ml H2SO4 0,5 M Ditanya : V sisa? Jawab : -

Mol NaOH =

7,5 x 0,5

= 3,75 mmol

-

Mol H2SO4 =

7,5 x 0,5

= 3,75 mmol

2 NaOH + H2SO4



Na2SO4 + 2 H2O

M

3,75

3,75

-

R

3,75

1,875

1,875

3,75

S

2,5

1,875

1,875

3,75

V H2SO4 =

-

1,875 / 0,5 M = 2,5 mL

Untuk 10 ml NaOH 0,5 M dan 5 ml H2SO4 0,5 M

4.3.4.

Diketahui : 10 ml NaOH 5 ml H2SO4 0,5 M Ditanya : V sisa? Jawab : -

Mol NaOH =

10 x 0,5

=5

-

Mol H2SO4 =

5 x 0,5

= 2,5 mmol

2 NaOH + H2SO4



mmol

Na2SO4 + 2 H2O

M

5

2,5

-

R

5

2,5

2,5

5

-

S

-

-

2,5

5

Tidak ada volume sisa, karena semua zat habis bereaksi. Untuk 12,5 ml NaOH 0,5 M dan 2,5 ml H2SO4 0,5 M

4.3.5.

Diketahui : 12,5 ml NaOH 2,5 ml H2SO4 0,5 M Ditanya : V sisa? Jawab : -

Mol NaOH =

12,5 x 0,5

= 6,25 mmol

-

Mol H2SO4 =

2,5 x 0,5

= 1,25 mmol

2 NaOH + H2SO4



Na2SO4 + 2 H2O

M

6,25

1,25

-

R

6,25

3,125

3,125

6,25

S

-

1,875

3,125

6,25

V H2SO4 =

1,875 / 0,5 M = 3,65 mL

-

Grafik hasil Campuran NaOH + H2SO4 32.5 32 31.5 31 30.5 30 29.5 29 29 28.5 28 27.5

32 31

29 Suhu Campuran

4.4. Pembahasan Stoikiometri merupakan perhitungan kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif zat yang terlibat dalam reaksi kimia. Dalam percobaan ini reaksi non stoikiometri adalah reaksi zat pereaksinya tidak habis bereaksi membentuk hasil reaksi. Reaksi stoikiometri adalah reaksi yang pereaksi-pereaksinya habis bereaksi membentuk produk atau hasil reaksi. Pada saat 2,5 ml NaOH 0,5M + 12,5 ml H 2SO4 0,5M dicampurkan, menghasilkan suhu campuran sebesar 29°C, 5ml NaOH 0,5M + 10 ml H2SO4 0,5M dicampurkan, menghasilkan suhu campuran sebesar 29°C, dan 7,5 ml NaOH 0,5M +

29.5

7,5 ml H2SO4 0,5M dicampurkan, menghasilkan suhu campuran sebesar 30°C. Pada saat 10 ml NaOH 0,5M + 5 ml H2SO40,5M dicampurkan, menghasilkan suhu campuran sebesar 31°C, 12,5 ml NaOH 0,5M + 2,5 ml H 2SO4 0,5M dicampurkan, menghasilkan suhu campuran sebesar 29°C. Titik maksimun adalah titik dimana tercapainya suhu tertinggi yang dicapai pada reaksi kimia dalam perhitungan stoikiometri. Titik minimum adalah titik dimana tercapainya suhu terendah yang dicapai ketika terjadi reaksi kimia dalam perhitungan stoikiometri. Dalam praktikum yang kami lakukan kami mendapatkan data bahwa titik maksimum berada pada suhu 32°C hasil dari campuran NaOH 12,5 ml dengan H2SO4 2,5 ml, hal ini terjadi dikarenakan NaOH dan H 2SO4 habis bereaksi. Adapun titik minimum berada pada suhu 29 °C dari campuran NaOH 12,5 ml dan H 2SO4 2,5 ml, hal ini dikarenakan Volume sisa dari H2SO4 paling banyak dibanding dengan yang lain. Titik stoikiometri merupakan indikasi efensiasi proses dan merupakan hal yang sangat penting dalam menentukan kesetimbangan nilai reaksi itu. Reaksi pembatas adalah reaksi yang habis dulu karena zat-zat yang direaksikan tidak ekuivalen. Pada hasil percobaan stoikiometri sistem NaOH dan H 2SO4 ada yang terjadi reaksi nonstoikiometri dan reaksi stoikiometri, reaksi yang menunjukkan reaksi non stoikiometri adalah percobaan 2,5 ml NaOH dan 12,5ml H 2SO4, dan 5 ml NaOH dan 10 ml H2SO4, 7,5 NaOH dan 7,5 H 2SO4, 12,5 NaOH dan 2,5 H2SO4 karena menghasilkan volume sisa, sedangkan reaksi stoikiometri adalah percobaan 12,5 NaOH dan 2,5 H2SO4 karena keduanya habis bereaksi. Dasar praktikum ini adalah metode variasi kontinue. Dalam metode ini dilakukan serangkaian pengamatan yang kuantitas molar totalnya sama tetapi masingmasing molar pereaksinya berubah-ubah(bervariasi). Salah satu sifat fisik tertentu dipilih untuk diperiksa, seperti misalnya massa, volume, suhu, atau daya serap. Oleh karena itu kuantitas pereaksinya berlainan, maka perubahan harga sifat fisika dari

sifat 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 pereaksi-pereaksinya. Dalam praktikum ini terdapat beberapa faktor kesalahan yang membuat hasil percobaan kurang akurat yaitu, ketika pengukuran suhu menggunakan termometer, termometer mengenai dinding gelas kimia. Reaksi eksoterm yaitu reaksi yang membebaskan kalor, kalor mengalir dari sistem ke lingkungan (terjadi penurunan entalpi), entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpinya bertanda negatif. Pada reaksi eksoterm umumnya suhu sistem menjadi naik, adanya kenaikan suhu inilah yang menyebabkan sistem melepas kalor ke lingkungan. Reaksi eksoterm: DH = HP - HR < 0 atau DH = (-). Reaksi Endoterm yaitu reaksi yang memerlukan kalor, kalor mengalir dari lingkungan ke sistem (terjadi kenaikan entalpi), entalpi produk lebih besar daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpinya bertanda positif. Pada reaksi endoterm umumnya suhu sistem terjadi penurunan, adanya penurunan suhu inilah yang menyebabkan sistem menyerap kalor dari lingkungan. Reaksi endoterm: DH = HP - HR > 0 atau DH = (+). Dalam praktikum yang kami lakukan, ternyata terbukti antara percobaan yang kami lakukkan sesuasi dengan teori yang ada.

BAB 5 PENUTUP 5.1 Kesimpulan -

Reaksi stoikiometri adalah reaksi yang pereaksi pembatasnya habis bereaksi. Reaksi non stoikiometri adalah reaksi yang pereaksi pembatasnya masih

-

bersisa dan tidak habis bereaksi. Hukum kekekalan masa, hukum perbandingan tetap dan hokum

-

perbandingan berganda adalah salah satu rumus stoikiometri. Reaksi pembatas adalah reaktan yang habis bereaksi dan tidak bersisa. reaksi sisa adalah reaktan yang bila direaksikan masih bersisa.

-

Titik maksimun adalah titik dimana tercapainya suhu tertinggi yang dicapai

-

pada reaksi kimia dalam perhitungan stoikiometri. Titik minimum adalah titik dimana tercapainya suhu terendah yang dicapai

-

ketika terjadi reaksi kimia dalam perhitungan stoikiometri. Reaksi eksoterm yaitu reaksi yang membebaskan kalor, kalor mengalir dari sistem ke lingkungan (terjadi penurunan entalpi), entalpi produk lebih kecil

-

daripada entalpi pereaksi. Reaksi Endoterm yaitu reaksi yang memerlukan kalor, kalor mengalir dari lingkungan ke sistem (terjadi kenaikan entalpi), entalpi produk lebih besar daripada entalpi pereaksi.

5.2 Saran -

Saat asistensi sebaiknya asisten datang tepat waktu. Sebaiknya saat praktikum sebelum mencampurkan kedua larutan, dihitung terlebih dahulu, suhu masing-masing larutan.

DAFTAR PUSTAKA Keenan. 1984. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga Petrucci, Ralph. 1987. Kimia Dasar. Jakarta : Erlangga S, Syukri. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung : ITB