Rumus dan persamaan Kimia Stoichiometri dan Perhitungannya

Hukum-hukum Kimia Hukum Kekekalan Massa Hukum Kompossi Tetap Hukum Kelipatan Perbandingan

Hukum Kekekalan Massa Jumlah massa total sebelum dan sesudah reaksi sama. Massa tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan Diusulkan oleh Antoine Lavoisier Mercury yang direaksikan dengan Oksigen menghasilkan bubuk Mercuri II Oksida Hasil Dekomposi bubuk merah dan menangkap and gas Oksigen menunjukkan bahwa total massa dari Mercury dan Oksigen yang bergabung sama dengan massa Mercuri II Oksida

Hukum Komposisi Tetap Diusulkan oleh Proust Disebut juga hukum Perbandingan tetap CuCO3 ---CuO + CO2 Unsur-unsur dalam senyawa, bergabung dengan jumlah atom-atom yang tetap dengan perbandingan massa yang tetap (persen komposisi tetap)

Hukum Kelipatan Perbandingan Diusulkan oleh John Dalton Jika dua unsur membentuk lebih dari satu senyawa,Massa dari dari salah satu unsur dalam senywa tersebut tetap maka masaa unsur lainnya merupakan perbandingan ddari bilangan bulat yang sederhana. Examples—CO vs CO2 or PCl3 vs PCl5

Menyetarakan Persamaan Kimia Metode-metode Penyetaraan Penyetaran reaksi dengan cara inspeksi Penyetaraan reaksi secara Sistematis

T-18 Menyetarakan Persamaan Kimia

Tips-tips Penyetaraan dengan metode Inspeksi Jumlah atom-atom dari setiap unsur dikedua sisi persamaan reaksi harus sama. Hanya koefisien yang dapat di gunakan untuk menyamakan tidak boleh (indeks) subscript Untuk menentukan jumlah total atom suatu unsur dalam suatu rumus ddiperoleh dengan cara mengalikan antara koefisisen dengan nilai subscript dari unsur dalam rumus Jika dalam sisi persamaan yang sama terdapat lebih dari satu sumber unsur harus perhatikan jumlah total unsur tersebut di sisi yang lain.

Isotop-Isotop - Karbon-12, Karbon-13 Atom-atom dari suatu unsur dapat membentuk dua atau lebih Isotop. Isotop suatu unsur adalah atom-atom mempunyai jumlah proton dan elektron yang sama tetapi berbeda dalam jumlah netronnya Penamaan isotop adalah nama dari unsur tersebut diakhiri dengan bilangan masanya - Karbon-12, Karbon-13 Oksigen-15, Oksigen-16, Oksigen-18 Khusus untuk isotop atom hidrogen adalah : Protium, Deuterium, Tritium

Distribusi Isotop-isotop dalam suatu unsur Kelimpahan di alam, Proporsional dengan keberadaan isotop dalam suatu unsur bersifat random Kelimpahan isotop alami dari setiap unsur relatif tetap Dinyatakan dalam bentuk fraksi prosentase Jumlah atom isotoptersebut dibagi dengan jumlah atom total atom dalam sampel Dikalikan dengan 100 diperoleh persen kelimpahan alami

T-2.11 Penentuan Massa Isotop dan Kelimphannya di alam

T-54 Spektrometer Massa

T-55 spektrum Massa untuk Mercuri

Massa Atom dari suatu Unsur Tidak sama dengan nomor massa Massa atom merupakan massa rata-rata dari semua isotop yang didasarkan pada Karbon –12, sebagai faktor standar berat, merupakan fraksi fraksi dari kelimpahan di alam . Pembanding ( std rukujukan/konvensi)

Penentuan Massa Atom dari suatu Unsur Spektrometer Massa memberikan massa isotop dan fraksi kelimpahan. Bilangan massa =(Kelimpahan dari isotop 1) (massa isotop 1) + (Kelimpahan isotop 2) (Massa 2) + …. Contoh : Cl dialam terdiri dari dua maacam isotop, yang Cl-35 dan Cl 67 dengan kelimpahan Cl-35 sekitar 33 % Hitung Bilangan massa Cl

Massa Molekul dan Massa Rumus Menggunakan massa molekul ketika merujuk ke molekul senyawa Menggunakan massa rumus ketika merujuk ke senyawa ion yang mudah terurai Tidak berbeda dalam cara penentuanya

Menentukan massa Molekul (rumus) Memerlukan rumus Massa Molekul (rumus) = subscript dari unsur x massa atom Contoh: Massa molekul HNO3 = (subscript H x at massa atom H) + (subscript untuk N x massa atom dari N) + (subscript dari O x massa atom dari O) Massa Molekul = (1 x 1.0) + (1 x 14.0) + (3 x 16.0) = 1.0 + 14.0 + 48.0 = 63.0 amu Contoh : NaOH, MgCO3, Al2(SO4)3. 6 H2O

Konsep Mol 1 mol = 6.023 X 10 23 = Bilangan avagadro dengan Lambang = N , atau L 1 mol telur = 6.023 X 10 23 telur 1 mol dari molekul = 6.023 X 10 23 molekul Diperlukan karena atom-atom dan molekul-molekul terlalu kecil untuk tangani

Hubungan antara Unit mol Atom dan Molekul Bahan Atom (sebagian besar unsur) 1 mol Ar = 6.023 X 10 23 atom Ar Senyawa Ionik 1 mol NaCl = 6.023 X 10 23 unit rumus NaCl Molekul senyawa 1 mol H2O = 6.023 X 10 23 molekul H2O

Hubungtan Antara Mols dari senyawa dan mol dari atom atau dengan senyawa 1 mol H2SO4 = 2 mol Hydrogen 1 mol H2SO4 = 1 mol Sulfur 1 mol H2SO4 = 4 mols Oksigen 1 mol CaCl2 = 1 mol ion Ca +2 1 mol CaCl2 = 2 mol Cl –

Massa Molar Massa dalam gram dari 1 mol suatu senyawa Sama artinya dengan massa gram molekul Satuannya adalah gram / mol Massa Molar = Masa molekul dalam gram Ketentuan hubungan antara gram dari suatu senyawa dan mol Untuk CO2 Massa molekul = 44.0 a.m.u, Massa molar = 44.0 gram / mol

Definisi Hubungan antara gram mol menggunakan Rumus 1 mol dari senyawa = massa molekul dalam gram Untuk P2O5 1 mol P2O5 = 142.0 gram P2O5 Contoh : 1 mol H3PO4 10 g Na = mol 25 g NaCl = mol 0,2 mol H2SO4 = g

Hubungan antara Unit Mol dan partikel dasar 1 mol N2O = 6.023 X 10 23 molekul N2O 1 mol N2O = 2 mol Nitrogen atom = 2 x 6.023 X 10 23 atom Nitrogen, 1 mol N2O = 1 mol Oksigen = 1 x 6.023 X 10 23 atom Oksigen Contoh : Brp jumlah mol Al dalam 100 gram Tawas ( KAl (SO4)2 .10 H2O

T-24 Prosedur Untuk Interkonvensi Massa-Molekul

Persen Massa dan Komposisi Persen Massa X unsur = (massa dari X unsur dalam senyawa / massa dari senyawa) x 100

Menentukan Persen Komposisi dari suatu rumus % Massa Unsur Y = (subscript dari Y dalam rumus x massa atom dari Y / Massa Rumus) x 100 Massa Rumus = Massa Molekul Contoh: berapa % H dalam Air berapa g H dalam segelas air ( V= 250 mL) Berapa jumlah molekul H2 yang terdapat dalam air tersebut

- berapa g P yang terdapat dalam 100 g H3PO4 Menentukan Massa suatu unsur dalam suatu sampel dalam senyawa dan Percen Massa. Massa senyawa sampel yang diberikan x persen massa dari unsur / 100 = massa dari unsur dalam sampel Contoh : Berapa % P dalam H3PO4 - berapa g P yang terdapat dalam 100 g H3PO4 Berapa L gas O2 pada STP yang diperlukan untuk membuat 150 L H3PO4, jika berat jenis H3PO4 = 1,4 g/mL

Menentukan Rumus empiris dengan Data Persen massa Assumsikan sampel 100 gram Ubah gram dari setiap unsur menjadi mol menggunakan massa atom Bagi setiap mol yang dihasilkan dengan mol yang terkecil agar perbandingan dalam tahap 2 menjadi lebih sederhana Jika perbadingan tidak berupa bilangan bulat (dengan 10 agar menjadi bilangan bulat berikutnya kemudian menjadi bilangan bulat) Kalikan setiap denganbilangan bulat sederhana secara keseluruhan bilangan mol pada tahap 3 Hasil yang paling menghasilkan perbandinganbilangan bulat sederhana menjadi subscript dari tiap atom dalam molekul Contoh :

Rumus Empiris Dari contoh sebelumnya, kita peroleh bahwa komposisi senyawa adalah : Jika kira asumsikan ada 100 g sampel, kemudian kita bagi setiap persentase dengan massa atom kemudian tentukan jumlah setiap mol nya

Rumus empiris

Rumus Empiris Rumus empiris CH5N Rumus empiris diperoleh dengan melihat pernadingan bilangan bulat terkecil Rumus empiris CH5N

Rumus struktur Cara ini digunakan untuk menunjukkan bagaimana atom-atom saling berikatan didalam atom Contoh Kedua rumus struktur berikut mempunya rumus molekul sama yaitu C2H6O Kedua senyawa kimia tersebut memiliki sifatsifat yang sangat berbeda

Rumus struktur Kita dapat gunakan beberapai cara untuk menyatakan rumus stuktur Penggunaan rumus struktur sering digunakan dalam molekul organik Atom karbon dijejerkan, kemudian apa yang akan ditempelkan padanya. Selanjutnya rantai karbon disusun

Rumus struktur Model-model dapat juga digunakan untuk membantu mengambarkan suatu molekul Bentuk bola dan garis Pengisian ruang

Hubungan antara rumus molekul dengan Rumus empiris Massa Molekul / Massa Empiris = n (AxBy)n = AnxBny = Rumus Molekul

Menentukan Rumus Molekul dari rumus empiris dan massa molekul Tentukan Massa sederhana yang dari rumus sederhana Bagi massa molekul yang diberikan dengan massa sederhana dari tahap 1 Untuk memperoleh faktor bilangan bulat Kalikan setiap subscript yang diberilan rumus sederhana dengan factor dari tahap 2 untuk memberikan subscripts untuk rumus molekul Contoh :

T-3.6 Methode pembakaran Untuk menentukan Persen massa

Penentuan eksperimen dari persen massa dari massa sampel dan massa hasil pembakaran Ubah massa CO2 hasil pembakaran menjadi massa karbon Bagi massa carbon dari tahap 1 dengan massa samplel dan kalikan 100 untuk memperoleh % Carbon dalam senyawa Ubah massa H2O hasil pembakaran combustion product to mass of Hidrogen Bagi massa hidrogen dari tahap 3 dengan massa sampel yang diberikan dan kalikan dengan 100 untuk memperoleh % hidrogen dalam senyawa Contoh :

Menentuaka rumus Empiris dari massa sampel dan massa setiap unsur dalam sampel (senyawa biner) Bagi massa setiap unsur yang diberikan dengan massa atom unsurnya untuk mendapatkan mol masing-masing usur Bagi setiap anggka dengan bilangan mol terkecil untuk menghasilkan perbandingan yang sederhana Jika perbandingan tidak berupa bilangan bulat (dengan kelipatan sepuluh dari bilangan bulat berikutnta) kalikan setiap bilangan dengan bilangan bulat paling sederhana agar dihasilkan perbandingan mol deengan bilangan bulat yang sederhana Hasil-hasil perbandingan bilangan sederhana menjadi subscripts Contoh :

Hubungan antara Stoicheometri dengan Mol Untuk 2H2 + O2 -- 2H2O 2 mol H2 = 1 mol O2 2 mol H2 = 2 mol H2O 1 mol O2 = 2 mol H2O

Menentukan mol suatu komponen dari mol komponen yang diberikan dalam suatu persamaan reaksi yang setara Mol yang dierikan -- Mol yang dicari Mol yang diberikan x koeff yang dicari / Koef yang diberikan = mol yang dicari Contoh :

Menentukan massa salah satu komponen dari massa komponen lain 1 2 Gram dari yang diberikan--mol yang diberikan-mol 3 Yang dicari--gram yang dicari Gram yang diberikan x 1 mol yg diberikan/ massmolekul dalam gram = mol yang diberikan Mol yang diberikan x koeff yang diperlukan / koeff yang diberikan = mol yang dicari Mol yang dicari x massa molekuldari yang dicaridalam gram / 1 mol yang dicari = gram yang dicari Contoh : berapa g Na yang ddapat bereaksi dengan 10 g gas Cl2

Reagen Pembatas dan Hasil teoritis Reagen Pembatas- Reagen yang digunakan yang habis lebih dulu dan menghentikan reaksi dan membatasi jumlah hasil yang terbentuk Reagen yang yang menghasilkan jumlah produk yang akan membatasi reagen

T-3.16 Limiting Reagent Analogy Using Sandwiches

Menentukan reagen pembatas dan Hasil teoritis Gram yang diberikan atau mol dari dua reagen Rubah massa dari setiap reagen ke mol (tahap 1 tidak biasa diberikan dalam mol reagen ) Rubah mol pereakasi 1 menjadi mol hasil mengunakan koefisien Ubah mol reagen 2 ke mol mengunakan koefisisen Jika mol dari hasil dari reagen satu 1 < dari mol dari hasil reagen 2, Maka reagen 1 adalah pereaksi pembatas dan mol hasil dari reagen 1 adalah hasil teoritis Contoh

Contoh pereaksi pembatas

Contoh Untuk Pernyataan reaksi berikut, mana yang merupakan pereaksi pembatas jika kamu mempunyai 5 g Hidrogen dan 10 g Oksigen Reaksi yang setimbang

Contoh Menyetarakan reaksi kimia Kamu memerlukan 2 mol H2 untuk setiap mol O2 Kamu memerukan 2,5 mol H2 dan 0,31 mol O2 Perbandingan yang diperlukan 2 : 1 Tetapi perbandingan yang ada 2,5 : 0,31 atau 8,3 : 1 dalam hal ini hidrogen berlebih dan oksigen sebagai pereaksi pembatas

Hasil teoritis Vs Hasil Nyata Hasil nyata – Jumlah hasil nyata diisolasi di laboratorium Hasil teoritis- Jumlah maksimum dari hasil yang merupakan hasil ideal yang dihasilkan dalam kondisi sempurna

Percen Hasil % Hasil = (hasil nyata / Hasil teoritis) x 100 Mengapa tidak 100 % Hasil? Reaksi samping bisa terjadi selama eksperimen yang mengurangi pembentukan produk kesalahan dalam prosedur eksperimen

Contoh % Hasil Contoh. Tahap akhir dalam produksi dari aspirirn adalah dalam reaaksi dari asam salisilat dengan anhidrida asam asetat 48,6 g dari aspirin dihasilkan jika 50,0 g dari asam salisilat yang direaksikan dengan asam asetat berlebih. Berapa nilai % Hasil ?

Contoh % Hasil Jumlah mol asam salisilat yang digunakan : 50,0 1mol/138 = 0,362 mol asam salisilat Satu mol aspirin akan dihasilkan untuk setiap mol asam salisilat yang dipakai. Jumlah g aspirin yang harus dihasilkan- hasil teoritis (0,362 mol aspirin)(180 g/mol) = 652,2 aspirin

% Hasil % Hasil untuk reaksi ini Hasil teoritis = 65,2 g Hasil nyata = 48,6 % Hasil = 48,6/65,2 x 100 = 74,5 Hasil kurang dari 100 % Cukup layak dalam proses industri