A. Hukum Dasar Kimia 1. Hukum Lavoisier (Hukum Kekekalan Massa) Hukum Lavoisier awalnya ditemukan oleh Antonie Laurent Lavoisier pada tahun 1789. Lavoisier melakukan percobaan pemanasan logam raksa pada toples kemudian menyegel toples dan mencatat total massa yang terbentuk. Pada reaksi tersebut, terbentuk produk yang berwarna oranye kemerahan yang memiliki massa lebih dari logam aslinya. Setelah melalui proses pemanasan, total massa yang terdapat pada toples dan isinya tidak berubah. Dalam percobaan tersebut, Lavoisier menyimpulkan bahwa gas yang terdapat dalam air telah bereaksi dengan merkuri dan membentuk produk baru. Lavoisier melakukan banyak percobaan menemukan bahwa massa reaktan dan massa produk adalah sama pada semua percobaan yang dilakukannya. Oleh karena itu, hukum Lavoisier memiliki nama hukum kekekalan massa. Gambar 1. Percobaan yang dilakukan oleh Lavoisier HUKUM DASAR KIMIA 5. Hukum Avogadro 2. Hukum Proust 3. Hukum Dalton 4. Hukum Gay Lussac 1. Hukum Lavoisier
Contoh soal : Besi 3 gram bereaksi dengan belerang dan membentuk besi (II) belerang yang memiliki massa 5 gram. Tentukan massa dari belerang yang direaksikan. Fe + S → FeS2 3 ? 5 Pembahasan : Pada hukum kekekalan massa menyatakan bahwa massa sebelum dan sesudah reaksi adalah sama. Maka : Massa FeS2 = massa Fe + massa S 5 gram = 3 gram + massa S Massa S = 5-3 gram Massa S = 2 gram 2. Hukum Proust (Hukum Perbandingan Tetap) Hukum ini ditemukan oleh ilmuwan Joseph Proust pada tahun 1806. Hukum ini sering disebut dengan hukum perbandingan tetap. Pada tahun 1806, Proust mengatakan bahwa senyawa kimia terbentuk dari rasio unsur-unsur yang konstan dan ditentukan oleh massa. Sebagai contohnya, karbon dioksida terdiri atas 1 atom karbon dan 2 atom oksigen. Berdasarkan pada massa atom relatif dari karbon adalah 12 dan oksigen adalah 16, maka karbon dioksida dapat digambarkan dengan rasio tetap 12 (massa karbon) : 32(massa 2 atom oksigen) atau dapat disederhanakan menjadi 3:8. Hukum perbandingan tetap memiliki pengecualian yakni hanya dapat digunakan pada senyawa selain nonstoikiometrik, dimana oksida besi termasuk dalam senyawa tersebut. Gambar 2. Percobaan Hukum Perbandingan Tetap Contoh Soal : Karbon dioksida terbentuk dari karbon dan oksigen yang memiliki perbandingan massa yakni 3:8. Apabila unsur karbon yang bereaksi adalah 1,5 gram. Maka tentukan massa oksigen yang bereaksi dan karbon dioksida yang bereaksi. Pembahasan : C + O2 → CO2 3 8 11 1,5 ? ?
Massa oksigen yang diperlukan : 8 3 1,5 = 4 Massa karbon dioksida yang bereaksi : 11 3 1,5 = 5,5 3. Hukum Dalton (Hukum Perbandingan Berganda) Hukum Dalton dikemukakan oleh John Dalton yakni ilmuwan asal inggris. Dalton melakukan eksperimen pada karbon monoksida dan karbon dioksida dengan membandingkan massa karbon dan oksigen. Dari perbandingan antara karbon monoksida dan karbon dioksida didapatkan hasil sebagai berikut : Senyawa Massa C Massa O Massa C : Massa O CO 3 4 3:4 CO2 3 8 3:8 Dari tabel diatas dapat dilihat massa karbon masih tetap, dan massa oksigen berubah dengan perbandingan tertentu. Perbandingan oksigen pada karbon monoksida dan karbon dioksida adalah 4:8 yakni 1:2. Dari percobaan diatas, hukum dalton dikenal sebagai hukum perbandingan berganda. Gambar 3. Hukum Perbandingan Berganda Contoh Soal : Dua buah senyawa oksida nitrogen (NxOy) yang tersusun atas unsur oksigen dan nitrogen dengan komposisi sebagai berikut. Senyawa Massa Nitrogen (gram) Massa Oksigen (gram) 1 28 16 2 28 48 Tentukan perbandingan senyawa 1 dan 2!
Pembahasan : Perhatikan massa oksigen, massa oksigen pada senyawa 1 adalah 16 dan pada senyawa 2 adalah 48. Maka dapat dirumuskan sebagai berikut : massa oksigen 1 : massa oksigen 2 16 gram : 48 gram 1 : 3 4. Hukum Gay Lussac (Hukum Perbandingan Volume) Joseph Gay Lussac merupakan pencetus hukum perbandingan volume. Lussac meneliti mengenai volume gas dalam reaksi kimia. Berdasarkan penelitiannya, Lussac menyimpulkan bahwa perubahan volume gas dipengaruhi oleh suhu dan tekanan. Pada suhu dan tekanan tertentu, 1 liter gas nitrogen bereaksi dengan 3 liter hidrogen dapat membentuk 2 liter gas ammonia. Persamaan reaksi yang terjadi adalah : N2+ 3H2→ 2NH3 Lussac mengatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan bilangan bulat sederhana. Gambar 4. Percobaan Hukum Perbandingan Volume Contoh Soal : 1 liter gas hidrogen bereaksi dengan 1 liter gas klorin, sehingga dihasilkan 2 liter gas hidrogen klorida. Jika gas hidrogen yang direaksikan 5 liter, tentukan gas hidrogen klorida yang dihasilkan! Pembahasan : Volume H2 : Volume Cl2 Volume HCl 1 1 2 5 5 10 Maka volume gas hidrogen klorida yang dihasilkan adalah sebesar 10 liter. 5. Hukum Avogadro Hukum Avogadro pertama kali dicetuskan oleh ilmuwan asal italy yakni Amadeo Avogadro pada tahun 1811. Hukum ini mengatakan bahawa partikel unsur tidak selalu berdiri sendiri, namun juga dapat membentuk molekul unsur. Contohnya, N2, H2, O2 dan lain-lain. Dari pernyataan tersebut, Avogadro menjelaskan hukum Gay
Lussac dan membuat hipotesis bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas yang volumenya sama memiliki jumlah molekul yang sama pula. Dari hipotesis tersebut, diperoleh bahwa perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien, dapat dirumuskan sebagai berikut : = = Gambar 5. Ilustrasi Percobaan Hipotesis Avogadro Contoh Soal : Diberikan reaksi seperti berikut : N2 (g) + H2 (g) → NH3(g) Reaksi diatas berlangung pada tekanan dan temperatur yang sama. Jika pada 1 liter gas N2terdapat 1 molekul, maka tentukan jumlah molekul H2 yang bereaksi dan jumlah molekul NH3 yang dihasilkan. Pembahasan : Perbandingan volume N2 : H2 : NH3 adalah 1 : 3 : 2, jika N2terdapat 1 molekul, maka molekul H2yang bereaksi dan molekul NH3 yang dihasilkan sebagai berikut : 2 = 3 1 2 = 6 3 = 2 1 2 = 4
B. Konsep Mol 1. Mol Kita sering menemui berbagai satuan dalam kehidupan sehari-hari. Sebagai contoh adalah lusin, gros dan kodi. 1 lusin = 12 buah 2 lusin = 2 x 12 buah = 24 buah 1 gros = 144 buah 2 gros = 2 x 144 buah = 288 buah Gambar 6. 1 Lusin Piring 1 kodi = 20 buah 2 kodi = 2 x 20 buah = 40 buah Mol merupakan satuan jumlah, sama hal nya dengan lusin, gros dan kodi yang sebelumnya telah kita ketahui. Namun mol menyatakan dalam jumlah yang lebih besar. Barang-barang di sekitar kita tersusun atas partikel-partikel penyusunnya (atom, molekul, ion). Zat zat yang ada di sekitar kita terdiri atas sejumlah besar partikel. Contoh dalam kehidupan adalah setetes air mengandung 1,67 x 1023 molekul. Gambar 7. 1 gros pensil 2. Hubungan mol dengan Jumlah Partikel Jumlah partikel merupakan satuan jumlah, seperti halnya lusin dan gros. Sama seperti halnya 1 lusin adalah 12 buah, 1 gros adalah 144 buah dan 1 kodi adalah 20 buah. Demikian juga dengan mol, zat yang memiliki jumlah sebesar 1 mol apapun zat nya, maka jumlah partikelnya adalah 6,02 x 1023 partikel.
Hubungan mol (n) dengan jumlah partikel (x) dirumuskan sebagai berikut Keterangan : x = Jumlah partikel (partikel) n = mol (mol) L = Bilangan Avogadro (6,02 x 1023) Contoh Soal : Konversikan dalam mol dari data berikut : a. 12,04 x 1023atom perak b. 3,01 x 1021 molekul air Jawab : a. Jumlah mol dari 12,04 x 1023atom perak : n Ag = 12,04 x 1023 6,02 x 1023 = 2 mol b. Jumlah mol dari 3,01 x 1021 molekul air n H2O = 3,01 x 1021 6,02 x 1023 = 0,005 mol 3. Hubungan mol dengan Massa a. Massa Atom dan Massa Atom Relatif (Ar) Massa atom relatif adalah perbandingan antara satu atom dengan atom lainnya. Massa atom relatif merupakan perbandingan antara massa rata-rata dari 1 atom suatu unsur terhadap 1 12 massa atom C-12. 1 12 digunakan sebagai massa pembanding 1 atom C-12 yang telah tersepakati. Massa atom relatif menggunakan massa rata-rata dari isotop-isotopnya, hal ini disebabkan unsur umumnya terdiri atas beberapa isotop. Rumus dari Ar unsur X dapat dicari dengan persamaan berikut : Jika, 1 12 massa 1 atom C − 12 setara dengan 1 sma (satuan massa atom), maka persamaan 3.1 dapat ditulis dengan x = n x L Ar unsur X = Massa rata − rata 1 atom unsur X 1 12 massa 1 atom C − 12 … . (3.1) Ar unsur X = Massa rata − rata 1 atom unsur X 1 sma … . (3.2)
Contoh Soal : Klorin terdiri atas 60% isotop Cl-35 dan 40% isotop Cl-37. Jika isotop Cl-35 dianggap bermassa 35 sma dan isotop Cl-37 bermassa 37 sma, maka tentukan massa rata-rata satu atom klorin. Jawab : Massa rata-rata = (% x massa isotop-1) + (% x massa isotop-2) + ... Massa rata – rata 1 atom Cl = ( 75 100 x 35 sma) + ( 25 100 x 37 sma) = 35,5 sma b. Massa Molar (Mm) Jika kita membeli 1 lusin buku tulis dan pensil, maka kedua benda tersebut memiliki jumlah yang sama yakni 12 buah buku tulis dan 12 buah pensil. Namun jika kedua benda tersebut ditimbang, maka massa dari 12 buku tulis akan berbeda dengan massa 12 pensil. Hal tersebut sama dengan atom maupun molekul. Jika terdapat 2 molekul dengan mol yang sama, massa antara 1 atom atau molekul dengan massa 1 atom atau molekul lainnnya akan berbeda. Hal tersebut dikarenakan adanya massa molar. Telah kita ketahui bahwa massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa atom relatif (Ar) atau massa molekul relatif (Mr) adalah perbandingan massa antara partikel X dengan atom C-12. Ar atau Mr menyatakan massa dari 1 atom. Oleh karena itu, massa 1 mol zat dinyatakan sebagai massa molar yang dilambangkan sebagai Mm yang memiliki satuan gram/mol. Ar suatu zat dapat dilihat dalam tabel periodik unsur yang terdapat dalam pojok kiri bawah. Mr merupakan massa molekul relatif yang dapat ditentukan dengan menjumlah Ar dari tiap atom penyusun molekulnya. ContohSoal : Tentukan Mr dari molekul air! Jawab : Rumus molekul air = H2O Mr H2O = 2 Ar H + 1 Ar O Mr H2O = 2.1 + 1.16 = 18 Hubungan antara mol dengan massa zat dirumuskan sebagai berikut : Keterangan : m = Massa (gram) n = Jumlah mol (mol) Mr = Massa Molar (gram/mol) massa = n x Mr
Contoh Soal : Diketahui Ar H = 1, C = 12, Cl = 35,5 dan O = 16. Tentukan mol dari : a. HCl dengan massa 73 gram b. CH3COOH dengan massa 60 gram c. H2O dengan massa 3,6 gram Jawab : a. n HCl = = 73 36,5 = 2 b. n CH3COOH = = 60 60 = 1 c. n H2O = = 3,6 18 = 0,2 4. Hubungan mol dengan Volume a. Volume molar gas (Vm) Volume tiap 1 mol gas disebut dengan volume molar gas yang dinyatakan dengan lambang Vm. Volume gas tidak bergantung pada jenis gas, namun bergantung pada jumlah mol, suhu dan tekanan. Jika pada tekanan dan suhu yang sama, maka volume gas hanya bergantung pada jumlah molnya (n). Rumus dari volume molar dinyatakan sebagai berikut : Keterangan : V = Volume gas (L) n = Jumlah Mol (mol) Vm = Volume Molar (L/mol) Volume molar bergantung pada suhu dan tekanan. Terdapat beberapa kondisi jika ingin menghitung volume gas. a) Keadaan Standar (STP) Keadaan standar dapat terjadi pada suhu 0oC dengan tekanan 1 atm. STP merupakan singkatan dari Standard Temperature and Pressure. Pada keadaan STP, volume molar gas (Vm) adalah 22,4 L/mol. b) Keadaan Kamar (RTP) Keadaan kamar dapat terjadi pada suhu 25oC dengan tekanan 1 atm. RTP merupakan singkatan dari Room Temperature and Pressure. Pada keadaan RTP, volume molar gas (Vm) adalah 24,4 L/mol. Contoh Soal : Tentukan volume dari 2 mol gas oksigen pada : a) Keadaan STP b) Keadaan RTP V = n x Vm
Jawab : a) V O2 = 2 mol x 22,4 L/mol = 44,8 L b) V O2 = 2 mol x 24,4 L/mol = 48,8 L b. Volume gas ideal Jika suatu gas dihitung selain pada keadaan standar dan keadaan kamar, maka volume gas dapat dihitung dengan volume gas ideal. Persamaan gas ideal dinyatakan sebagai berikut : Maka rumus untuk menghitung volume pada gas ideal dapat dinyatakan sebagai berikut : Keterangan : P = Tekanan Gas Ideal (atm) n = Jumlah Mol (mol) R = Tetapan Gas (0,082 L atm/mol K atau 8,314 J/mol K) T = Suhu (K) V = Volume Gas (L) Contoh Soal : Tentukan volume dari 3 mol nitrogen pada 27oC dan 1 atm? (Ar N = 14) Jawab : V N2 = nRT P = 3 mol x 0,082 L atm mol K x 300 K 1 atm = 73,8 L 5. Hubungan mol dengan Konsentrasi Larutan Larutan terdiri atas zat terlarut dan pelarut. Larutan memiliki tingkat kepekatan berbeda beda. Jika larutan yang memiliki zat terlarut yang banyak maka dapat disebut dengan larutan pekat, sedangkan jika zat terlarutnya sedikit maka dapat disebut dengan larutan encer. Kepekatan dalam kimia disebut dengan konsentrasi. Terdapat beberapa jenis konsentrasi, diantaranya persen massa, persen volume, bagian per sejuta (bpj), kemolaran, kemolalan dan fraksi mol. a. Persen Massa Persen massa menyatakan jumlah gram komponen dalam 100 gram campuran. Dimisalkan larutan garam 20%. Berarti terdapat 20 gram garam dalam 100 gram larutan garam. Rumus persen massa dinyatakan sebagai berikut PV = nRT V = nRT P
b. Persen Volume Persen volume menyatakan jumlah volume zat (mL) dalam 100 mL campuran. Sebagai contoh volume nitrogen dalam atmosfer adalah 10%. Hal tersebut berati dalam 100 mL atmosfer (T,P) terdapat 10 mL nitrogen (T,P). Rumus persen volume dapat dinyatakan sebagai berikut : c. Bagian per Sejuta Bagian per sejuta atau (bpj) merupakan jumlah bagian suatu komponen dalam 1 juta bagian campuran. Bpj juga bisa dinyatakan sebagai ppm atau part per million. Jika ingin mengubah bpj menjadi persen dapat dikalikan dengan 10-4 . Bpj dapat dinyatakan sebagai berikut : d. Kemolaran Kemolaran atau molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan. Kemolaran dapat disimbolkan sebagai (M) dengan satuannya adalah mol/L. Rumus dari kemolaran sebagai berikut : Keterangan : M = Kemolaran Larutan (mol/L) n = Mol Zat Terlarut (mol) V = Volume Larutan (L) m = Massa Zat Terlarut (gram) Mm = Massa Molar Zat Terlarut (g/mol) e. Kemolalan (m) Kemolalan atau molalitas disimbolkan dengan lambang (m) seperti massa. menyatakan jumlah mol (n) zat terlarut dalam 1 kg pelarut. Kemolalan dapat dinyatakan dalam rumus berikut : % massa = massa komponen massa campuran x 100% % volume = volume komponen volume campuran x 100% Bpj massa = massa komponen massa campuran x 106 bpj Bpj volume = volume komponen volume campuran x 106 bpj M = n V atau m Mm x 1 V m = n P atau n x 1000 P
Keterangan : m = Molalitas Larutan (mol/kg) n = Jumlah Mol Zat Terlarut (mol) P = Massa Pelarut (kg) f. Fraksi Mol (X) Fraksi mol menyatakan perbandingan jumlah mol zat terlarut atau pelarut dalam suatu mol larutan. Jika mol zat terlarut dinyatakan dalam Nt dan mol pelarut dinyatakan dalam Np. Maka, rumus fraksi mol zat terlarut (Xt) dan pelarut (Xp) dapat dinyatakan sebagai berikut : Jumlah fraksi mol zat terlarut dan pelarut adalah 1. Jadi dapat dirumuskan sebagai berikut : Xt = Nt Nt + Np dan Xp = Np Nt + Np Xt + Xp = 1
C. Stoikiometri Senyawa Dalam bab sebelumnya, anda telah mempelajari 2 jenis rumus kima yakni rumus molekul dan rumus empiris. Rumus molekul senyawa menyatakan jenis dan jumlah atom- atom unsur dalam satu senyawa, sedangkan rumus empiris menyatakan perbandingan paling sederhana dari atom-atom penyusun senyawa. Contohnya yakni rumus molekul asam asetat (CH3COOH) yang terdiri atas 2 molekul karbon (C), 2 molekul oksigen (O) dan 4 molekul hidrogen (H). Sehingga dapat dituliskan sebagai C2H4O2. Dengan demikian perbandingan jumlah atom C:H:O adalah 2:4:2 atau dapat disederhanakan menjadi 1:2:1. Sehingga rumus empiris dari asam asetat adalah CH2O. Rumus molekul dan rumus empiris dari beberapa senyawa dapat dilihat dalam Tabel 1. Dari tabel tersebut dapat kita ketahui senyawa yang memiliki rumus empiris sama dengan rumus molekulnya. Nama Zat Rumus Molekul Rumus Empiris Propena C3H6 CH2 Benzena C6H6 CH Air H2O H2O Pentuna C5H5 CH Etana C2H6 CH3 1. Menentukan Rumus Empiris Rumus empiris menyatakan perbandingan paling sederhana dari atomatom unsur penyusun senyawa. Dalam menentukan rumus empiris diperlukan untuk mencari jumlah mol atau perbandingan mol unsur-unsur penyusun senyawa tersebut. Data yang diperlukan untuk mencari rumus empiris adalah jenis unsur penyusun senyawa dan perbandingan massa antar unsur dalam senyawa. 2. Menentukan Rumus Molekul Dari rumus empiris, kita dapat mengetahui rumus molekul. Salah satu contoh rumus empiris yakni CH2O yang memiliki contoh 3 rumus molekul diantaranya : a. Formaldehida (HCHO) atau (CH2O) b. Asam Asetat (CH3COOH) atau (CH2O)2 c. Glukosa (C6H12O6) atau (CH2O)6 Dari contoh tersebut dapat diketahui rumus molekul dari rumus empiris (CH2O)n dimana n memiliki nilai 1,2,3, dst. 3. Menentukan Kadar Unsur dalam Senyawa Rumus empiris dapat ditentukan jika adanya kadar dari unsur-unsur yang diketahui. Seperti yang kita ketahui, rumus kimia senyawa menyatakan perbandingan mol atom unsur penyusunnya. Dari perbandingan atom dapat ditentukan perbandingan massa dan kadar (% massa) unsur-unsur penyusun senyawa.
Rumus untuk menghitung kadar unsur dalam senyawa dinyatakan sebagai berikut : Keterangan : X = Jumlah Atom Unsur dalam 1 Senyawa Ar = Massa Atom Relatif Mr = Massa Molekul Relatif Contoh Soal : Hitunglah kadar C, H, O dan N dalam urea, CO(NH2)2? (Ar H =1, C =12, N = 14 dan O = 16) Jawab : Mr Urea = 12 + 16 + 28 + 4 = 60 Kadar unsur X = X x Ar X Mr Senyawa x 100% Kadar C = 1 12 60 100% = 20% Kadar H = 4 1 60 100% = 6,67% Kadar O = 1 16 60 100% = 26,66% Kadar N =2 14 60 100% = 46,67% Kadar Unsur= X x Ar Unsur Mr senyawa x 100%
D. Stoikiometri Reaksi Stoikiometri reaksi ini erat kaitannya dengan aspek kuantitatif zat-zat yang terlibat dalam reaksi. stoikiometri penting untuk merencanakan reaksi-reaksi yang ada dalam laboratorium ataupun industri. Contoh penerapannya adalah pembuatan urea dari karbon dioksida dan amonia. CO2(g) + 2NH3(g)→ CO(NH2)2(s) + H2O(l) 1. Koefisien Reaksi Koefisien reaksi menjadi dasar dalam stoikiometri reaksi. Koefisien reaksi digunakan untuk menentukan massa suatu zat yang diperlukan untuk suatu reaksi. Koefisien reaksi merupakan perbandingan jumlah partikel zat-zat yang terlibat dalam suatu reaksi. Karena 1 mol zat mengandung jumlah partikel yang sama, maka koefisien reaksi juga merupakan perbandingan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi. Dari pernyataan tersebut, dapat disimpulkan bahwa jumlah mol tiap zat dalam reaksi dapat ditentukan jika mol salah satu zat diketahui. Contoh Soal : Jika suatu aluminium larut dalam asam sulfat menghasilkan aluminium sulfat dan gas hidrogen. Reaksi : 2Al(s) + 3 H2SO4(aq)→ Al2(SO4)3(aq) + 3H2(g) Berapa mol gas yang dihasilkan jika digunakan 2 mol aluminium? Jawab: Jumlah mol ditanya = koefisien zat ditanya koefisien zat diketahui x jumlah mol diketahui Mol H2 = 3 2 x 2 = 3 mol 2. Hitungan Kimia Sederhana Perhitungan jumlah zat yang diperlukan atau dihasilkan dalam suatu reaksi dimana jumlah salah satu zat diketahui, maka dapat digolongkan sebagai hitungan kimia sederhana. Langkah-langkah untuk penentuan hitungan kimia sederhana adalah sebagai berikut : a) Menuliskan persamaan reaksi setara b) Menyatakan jumlah mol diketahui c) Menentukan jumlah mol zat yang ditanya dengan perbandingan koefisien reaksi d) Menyesuaikan jawaban dengan pertanyaan 3. Pereaksi Pembatas Dalam suatu reaksi sering kali zat-zat yang dicampurkan dengan jumlah yang tidak ekuivalen. Salah satu reaktan akan habis terlebih dahulu dan reaktan yang lainnya akan bersisa. Reaktan yang habis terlebih dahulu dinamakan Pereaksi Pembatas. Perhatikan reaksi antara tembaga dengan oksigen menghasilkan tembaga oksida berikut :
2 Cu(s)+ O2(g)→ 2CuO(s) Dari persamaan reaksi tersebut dapat dilihat perbandingan mol tembaga dan oksigen adalah 2:1. Apabila mol yang direaksikan sebanding dengan mol tembaga dan oksigen tersebut, maka reaktan akan habis total tanpa bersisa. Kedua campuran tersebut dinamakan ekuivalen. Namun jika mol yang direaksikan tidak sebanding maka ada salah satu reaktan yang habis terlebih dahulu yang dinamakan pereaksi pembatas. Contoh dari mol yang direaksikan dapat dilihat pada tabel 2. Tabel 2. Data reaksi antara Cu dan O2. No. Jumlah mol reaktan Ekuivalen (Ya/Tidak) Pereaksi Pembatas Jumlah Mol CuO Jumlah Mol Cu O2 Reaktan Sisa 1 2 1 Ya - 2 - 2 4 2 Ya - 4 - 3 8 4 Ya - 8 - 4 2 2 Tidak Cu 2 1 5 4 3 Tidak Cu 4 1 6 8 3 Tidak O2 6 2 Untuk menentukan pereaksi pembatas dapat menggunakan perbandingan. Perbandingan jika dikalikan dengan bilangan yang sama maka nilainya tidak berubah. Perbandingan mol Cu dan O2 adalah 2:1 (koefisien). Jika reaktan yang direaksikan adalah 5 mol Cu maka dikalikan dengan 8 2 ( 8 2 2 = 8). Dan jika oksigen yang direaksikan sebesar 3 mol maka dikalikan dengan 3 1 ( 3 1 1 = 3). Kedua faktor pengali tersebut tidaklah sama 8 2 ≠ 3 1 , sehingga kedua campuran tersebut tidak ekuivalen. Sehingga Cu bersisa berlebihan. Cara untuk menentukan pereaksi pembatas sebagai berikut : a. Nyatakan jumlah yang diketahui menjadi mol. b. Bagilah mol tiap reaktan dengan koefisiennya masing-masing. c. Reaktan yang memiliki hasil kecil disebut dengan pereaksi pembatas. Dari Tabel 2 percobaan nomor 6. Pengali yang digunakan adalah 3 1 (pengali yang paling kecil). Dari data tersebut dapat diperoleh hal berikut. a. Jumlah mol CuO yang didapatkan adalah 2 mol 3 1 = 6 mol (Koefisien CuO dikali faktor pengali yang kecil). b. Jumlah mol tembaga yang bereaksi adalah 2 mol 3 1 = 6 mol (Koefisien Cu dikali faktor pengali yang kecil). c. Jumlah mol Cu yang bersisa adalah 8 mol – 6 mol = 2 mol 4. Menentukan Rumus Kimia Hidrat Hidrat adalah zat padat yang mengikat molekul air sebagai bagian dari struktur kristalnya. Contoh dari senyawa hidrat adalah Terusi (CuSO4.5H2O), Gipsum (CaSO4. 2H2O), Garam Inggris (MgSO4.7H2O) dan Soda Hablur
(Na2CO3.10H2O). Jika senyawa hidrat dipanaskan maka akan melepaskan atau menguapkan air dalam kristal sehingga menjadi senyawa anhidrat. Contoh : 1. CaSO4. 2H2O(s)→ CaSO4. 1 2 H2O(s) + 1 1 2 H2O(g) 2. MgSO4.7H2O(s)→ MgSO4(s) +7H2O(g)