Stoikiometri – Hukum Dasar Kimia, Perhitungan Kimia, dan Pereaksi Pembatas

Pendahuluan

Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani “stoicheion” yang berarti unsur dan “metron” yang berarti pengukuran. Stoikiometri adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif antara reaktan dan produk dalam reaksi kimia. Dengan stoikiometri, kita dapat menghitung jumlah zat yang bereaksi dan yang dihasilkan dalam suatu reaksi kimia.

Pemahaman stoikiometri sangat penting dalam:

• Industri kimia untuk menghitung jumlah bahan baku yang diperlukan
• Laboratorium untuk membuat larutan dengan konsentrasi tertentu
• Kehidupan sehari-hari seperti memasak (mengikuti resep)
• Penelitian untuk menganalisis komposisi senyawa

Stoikiometri didasarkan pada hukum-hukum dasar kimia dan konsep mol sebagai satuan jumlah zat. Dalam bab ini, kita akan mempelajari hukum dasar kimia, konsep mol, perhitungan stoikiometri, dan aplikasinya dalam berbagai reaksi kimia.

Hukum Dasar Kimia

1. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

Bunyi Hukum: “Massa total zat-zat sebelum reaksi sama dengan massa total zat-zat sesudah reaksi.”

Dikemukakan oleh: Antoine Lavoisier (1774)

Penjelasan: Dalam reaksi kimia, atom-atom tidak hilang atau bertambah, tetapi hanya bergabung kembali membentuk zat baru. Oleh karena itu, massa total reaktan harus sama dengan massa total produk.

Rumus:

Massa reaktan = Massa produk

Contoh: Reaksi pembakaran karbon: C + O2 → CO2

• Massa C = 12 gram
• Massa O2 = 32 gram
• Massa CO2 yang terbentuk = 44 gram
• 12 + 32 = 44 (terbukti!)

Aplikasi: Hukum ini digunakan untuk:

• Menyetarakan persamaan reaksi kimia
• Menghitung massa zat yang bereaksi atau terbentuk
• Menganalisis komposisi senyawa

2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Bunyi Hukum: “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap.”

Dikemukakan oleh: Joseph Proust (1799)

Penjelasan: Setiap senyawa murni memiliki komposisi yang tetap, tidak peduli bagaimana senyawa itu dibuat atau dari mana asalnya. Perbandingan massa unsur-unsur penyusunnya selalu sama.

Contoh: Air (H2O) selalu memiliki perbandingan massa H : O = 1 : 8

• Dari 9 gram air: 1 gram H + 8 gram O
• Dari 18 gram air: 2 gram H + 16 gram O
• Dari 36 gram air: 4 gram H + 32 gram O

Perbandingan tetap 1 : 8

Contoh Soal: Dalam senyawa MgO, perbandingan massa Mg : O = 3 : 2. Jika 15 gram Mg bereaksi sempurna, berapa gram O yang diperlukan dan berapa gram MgO yang terbentuk?

Penyelesaian:

• Perbandingan Mg : O = 3 : 2
• Jika Mg = 15 gram, maka O = (2/3) × 15 = 10 gram
• MgO yang terbentuk = 15 + 10 = 25 gram

3. Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)

Bunyi Hukum: “Jika dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, dan massa salah satu unsur sama, maka perbandingan massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana.”

Dikemukakan oleh: John Dalton (1803)

Penjelasan: Ketika dua unsur membentuk beberapa senyawa berbeda, perbandingan massa salah satu unsur untuk massa tetap unsur lainnya merupakan perbandingan bilangan bulat sederhana.

Contoh: Karbon dan oksigen membentuk dua senyawa:

• CO (karbon monoksida): C : O = 3 : 4
• CO2 (karbon dioksida): C : O = 3 : 8

Untuk massa C yang sama (3 gram):

• Massa O dalam CO = 4 gram
• Massa O dalam CO2 = 8 gram
• Perbandingan massa O dalam CO : CO2 = 4 : 8 = 1 : 2 (bilangan bulat sederhana)

Contoh Lain: Nitrogen dan oksigen membentuk:

• NO: N : O = 7 : 8
• NO2: N : O = 7 : 16
• N2O: N : O = 7 : 4

Untuk massa N yang sama, perbandingan massa O = 8 : 16 : 4 = 2 : 4 : 1

4. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay-Lussac)

Bunyi Hukum: “Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”

Dikemukakan oleh: Joseph Gay-Lussac (1808)

Penjelasan: Volume gas yang bereaksi dan yang dihasilkan berbanding sebagai bilangan bulat sederhana, asalkan diukur pada suhu dan tekanan yang sama.

Contoh: Pembentukan air: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Perbandingan volume:

• H2 : O2 : H2O = 2 : 1 : 2

Jika 10 liter H2 bereaksi dengan O2:

• O2 yang diperlukan = 5 liter
• H2O yang terbentuk = 10 liter

Contoh Lain: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Perbandingan volume N2 : H2 : NH3 = 1 : 3 : 2

5. Hukum Avogadro

Bunyi Hukum: “Pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas dengan volume yang sama mengandung jumlah molekul yang sama.”

Dikemukakan oleh: Amedeo Avogadro (1811)

Penjelasan: Hukum ini menjelaskan hubungan antara volume gas dengan jumlah partikel. Ini menjadi dasar konsep mol dalam kimia.

Konsekuensi Hukum Avogadro:

1. Volume gas sebanding dengan jumlah mol gas (pada T dan P tetap) V ∝ n
2. Perbandingan volume gas = perbandingan jumlah molekul = perbandingan jumlah mol
3. 1 mol gas pada STP (0°C, 1 atm) memiliki volume 22,4 liter

Contoh:

• 1 mol H2 = 22,4 L (pada STP)
• 1 mol O2 = 22,4 L (pada STP)
• 1 mol CO2 = 22,4 L (pada STP)

Meskipun massa molekul berbeda, volume pada kondisi sama adalah sama!

Konsep Mol

Pengertian Mol

Mol adalah satuan jumlah zat dalam sistem SI. Satu mol adalah jumlah zat yang mengandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram karbon-12.

Bilangan Avogadro (NA): 1 mol = 6,02 × 10²³ partikel

Angka ini disebut bilangan Avogadro atau tetapan Avogadro.

Massa Molar (Massa Molekul Relatif)

Massa Atom Relatif (Ar): Massa satu atom suatu unsur dibandingkan dengan 1/12 massa satu atom karbon-12.

Massa Molekul Relatif (Mr): Jumlah massa atom relatif dari semua atom penyusun molekul.

Massa Molar (M): Massa 1 mol zat, dinyatakan dalam gram/mol. Secara numerik sama dengan Mr atau Ar.

Contoh:

• Ar C = 12 → massa molar C = 12 gram/mol
• Mr H2O = (2 × 1) + 16 = 18 → massa molar H2O = 18 gram/mol
• Mr H2SO4 = (2 × 1) + 32 + (4 × 16) = 98 → massa molar H2SO4 = 98 gram/mol

Hubungan Mol dengan Massa, Volume, dan Jumlah Partikel

1. Hubungan Mol dengan Massa:

n = m / M

Keterangan:

• n = jumlah mol (mol)
• m = massa (gram)
• M = massa molar (gram/mol)

Contoh: Berapa mol 40 gram NaOH? (Ar Na = 23, O = 16, H = 1)

• Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40
• n = 40 / 40 = 1 mol

2. Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel:

n = N / NA

Keterangan:

• n = jumlah mol (mol)
• N = jumlah partikel
• NA = bilangan Avogadro = 6,02 × 10²³

Contoh: Berapa mol 1,204 × 10²⁴ molekul H2O?

• n = (1,204 × 10²⁴) / (6,02 × 10²³) = 2 mol

3. Hubungan Mol dengan Volume Gas (pada STP):

n = V / 22,4

Keterangan:

• n = jumlah mol (mol)
• V = volume gas (liter)
• 22,4 = volume molar gas pada STP (liter/mol)

Catatan: STP (Standard Temperature and Pressure) = 0°C (273 K) dan 1 atm

Contoh: Berapa mol 11,2 liter gas O2 pada STP?

• n = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol

4. Volume Gas pada Kondisi Tidak STP:

Gunakan persamaan gas ideal:

PV = nRT

Keterangan:

• P = tekanan (atm)
• V = volume (liter)
• n = jumlah mol
• R = tetapan gas = 0,082 L.atm/mol.K
• T = suhu (Kelvin)

Contoh: Berapa volume 2 mol gas pada 27°C dan 2 atm?

• T = 27 + 273 = 300 K
• V = nRT / P = (2 × 0,082 × 300) / 2 = 24,6 liter

Diagram Hubungan Mol

                    MASSA (gram)
                         |
                    m = n × M
                    n = m / M
                         |
    ←-------------------MOL-------------------→
    |                    |                     |
n = N/NA            (jumlah mol)         n = V/22,4
N = n × NA               |               V = n × 22,4
    |                    |                     |
JUMLAH PARTIKEL    n = PV/RT           VOLUME GAS (L)
                   V = nRT/P

Perhitungan Stoikiometri

Langkah-Langkah Perhitungan Stoikiometri

Langkah 1: Tulis persamaan reaksi kimia yang setara Langkah 2: Ubah informasi yang diketahui menjadi mol Langkah 3: Gunakan koefisien reaksi untuk mencari mol zat yang ditanyakan Langkah 4: Ubah mol ke satuan yang diminta (massa, volume, atau jumlah partikel)

Jenis-Jenis Perhitungan Stoikiometri

1. Perhitungan Massa-Massa

Menghitung massa produk jika massa reaktan diketahui, atau sebaliknya.

Contoh Soal 1: Berapa gram CO2 yang dihasilkan dari pembakaran sempurna 12 gram C? C + O2 → CO2 (Ar C = 12, O = 16)

Penyelesaian: Langkah 1: Persamaan sudah setara C + O2 → CO2

Langkah 2: Ubah massa C ke mol

• Mr C = 12
• n C = 12 / 12 = 1 mol

Langkah 3: Gunakan perbandingan koefisien

• Koefisien C : CO2 = 1 : 1
• n CO2 = 1 mol

Langkah 4: Ubah mol CO2 ke massa

• Mr CO2 = 12 + (2 × 16) = 44
• m CO2 = 1 × 44 = 44 gram

Contoh Soal 2: Berapa gram NaOH diperlukan untuk bereaksi dengan 24,5 gram H2SO4? 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O (Ar Na = 23, O = 16, H = 1, S = 32)

Penyelesaian:

• Mr H2SO4 = 2 + 32 + 64 = 98
• n H2SO4 = 24,5 / 98 = 0,25 mol

Dari koefisien: NaOH : H2SO4 = 2 : 1

• n NaOH = 2 × 0,25 = 0,5 mol
• Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40
• m NaOH = 0,5 × 40 = 20 gram

2. Perhitungan Massa-Volume Gas

Menghitung volume gas yang dihasilkan dari massa reaktan tertentu, atau sebaliknya.

Contoh Soal: Berapa liter gas CO2 (STP) yang dihasilkan dari pembakaran sempurna 6 gram C? C + O2 → CO2 (Ar C = 12)

Penyelesaian:

• n C = 6 / 12 = 0,5 mol
• Koefisien C : CO2 = 1 : 1
• n CO2 = 0,5 mol
• V CO2 (STP) = 0,5 × 22,4 = 11,2 liter

3. Perhitungan Volume-Volume Gas

Menghitung volume gas produk jika volume gas reaktan diketahui (pada suhu dan tekanan sama).

Contoh Soal: Berapa liter gas NH3 yang dihasilkan dari reaksi 3 liter gas H2 dengan N2 berlebih? N2 + 3H2 → 2NH3 (semua gas diukur pada kondisi yang sama)

Penyelesaian: Karena pada kondisi sama, perbandingan volume = perbandingan koefisien

• Koefisien H2 : NH3 = 3 : 2
• V NH3 = (2/3) × 3 = 2 liter

Catatan: Untuk perhitungan volume-volume, tidak perlu mengubah ke mol jika kondisi sama!

4. Perhitungan Mol-Mol

Menghitung jumlah mol produk dari jumlah mol reaktan.

Contoh Soal: Berapa mol H2O yang dihasilkan dari reaksi 2 mol H2 dengan O2 berlebih? 2H2 + O2 → 2H2O

Penyelesaian:

• Koefisien H2 : H2O = 2 : 2 = 1 : 1
• n H2O = 2 mol

Pereaksi Pembatas (Limiting Reactant)

Pengertian Pereaksi Pembatas

Pereaksi pembatas adalah reaktan yang habis bereaksi terlebih dahulu dan membatasi jumlah produk yang terbentuk. Reaktan yang tersisa setelah reaksi selesai disebut pereaksi berlebih (excess reactant).

Analogi Pereaksi Pembatas

Analogi Membuat Sandwich: Resep: 2 potong roti + 1 potong keju = 1 sandwich

Jika tersedia:

• 10 potong roti
• 3 potong keju

Berapa sandwich yang dapat dibuat?

Perhitungan:

• Dari 10 potong roti dapat dibuat: 10/2 = 5 sandwich
• Dari 3 potong keju dapat dibuat: 3/1 = 3 sandwich

Yang membatasi adalah keju (hanya dapat membuat 3 sandwich), jadi keju adalah “pereaksi pembatas”.

Sisa:

• Roti yang terpakai = 3 × 2 = 6 potong
• Roti yang tersisa = 10 – 6 = 4 potong (pereaksi berlebih)

Cara Menentukan Pereaksi Pembatas

Metode 1: Perbandingan Mol

Langkah-langkah:

1. Hitung mol masing-masing reaktan
2. Bagi mol dengan koefisien masing-masing
3. Yang hasil baginya terkecil adalah pereaksi pembatas

Contoh Soal: Sebanyak 4 mol N2 direaksikan dengan 9 mol H2 menurut reaksi: N2 + 3H2 → 2NH3

Tentukan: a. Pereaksi pembatas b. Mol NH3 yang terbentuk c. Sisa pereaksi berlebih

Penyelesaian:

a. Menentukan pereaksi pembatas:

• mol N2 / koefisien N2 = 4 / 1 = 4
• mol H2 / koefisien H2 = 9 / 3 = 3 ← terkecil

Pereaksi pembatas: H2 (habis terlebih dahulu)

b. Mol NH3 yang terbentuk: Berdasarkan pereaksi pembatas (H2):

• Koefisien H2 : NH3 = 3 : 2
• n NH3 = (2/3) × 9 = 6 mol

c. Sisa pereaksi berlebih (N2):

• N2 yang bereaksi = (1/3) × 9 = 3 mol
• N2 yang tersisa = 4 – 3 = 1 mol

Metode 2: Menghitung Produk dari Setiap Reaktan

Langkah-langkah:

1. Hitung jumlah produk yang dapat terbentuk dari setiap reaktan
2. Reaktan yang menghasilkan produk paling sedikit adalah pereaksi pembatas

Contoh Soal: Sebanyak 10 gram Ca direaksikan dengan 8 gram O2 menurut reaksi: 2Ca + O2 → 2CaO (Ar Ca = 40, O = 16)

Tentukan pereaksi pembatasnya!

Penyelesaian:

Mol masing-masing:

• n Ca = 10 / 40 = 0,25 mol
• n O2 = 8 / 32 = 0,25 mol

Hitung CaO yang dapat terbentuk:

Dari Ca:

• Koefisien Ca : CaO = 2 : 2 = 1 : 1
• CaO dari Ca = 0,25 mol

Dari O2:

• Koefisien O2 : CaO = 1 : 2
• CaO dari O2 = 2 × 0,25 = 0,5 mol

Yang menghasilkan CaO lebih sedikit adalah Ca (0,25 mol < 0,5 mol) Jadi, pereaksi pembatas adalah Ca

Perhitungan dengan Pereaksi Pembatas

Contoh Soal Lengkap: Sebanyak 28 gram N2 direaksikan dengan 9 gram H2 menurut reaksi: N2 + 3H2 → 2NH3 (Ar N = 14, H = 1)

Tentukan: a. Pereaksi pembatas b. Massa NH3 yang terbentuk c. Massa pereaksi yang tersisa

Penyelesaian:

Hitung mol reaktan:

• n N2 = 28 / 28 = 1 mol
• n H2 = 9 / 2 = 4,5 mol

Tentukan pereaksi pembatas:

• N2: 1 / 1 = 1
• H2: 4,5 / 3 = 1,5

Yang terkecil adalah N2, jadi pereaksi pembatas = N2

a. Pereaksi pembatas: N2

b. Massa NH3 yang terbentuk: Berdasarkan N2 (pereaksi pembatas):

• Koefisien N2 : NH3 = 1 : 2
• n NH3 = 2 × 1 = 2 mol
• Mr NH3 = 14 + 3 = 17
• m NH3 = 2 × 17 = 34 gram

c. Massa pereaksi yang tersisa: N2 habis (0 gram tersisa)

H2 tersisa:

• H2 yang bereaksi = 3 × 1 = 3 mol
• H2 yang tersisa = 4,5 – 3 = 1,5 mol
• m H2 tersisa = 1,5 × 2 = 3 gram

Rendemen Reaksi (Persen Hasil)

Pengertian Rendemen

Dalam praktiknya, jumlah produk yang dihasilkan dalam reaksi kimia sering lebih sedikit dari yang dihitung secara teoritis. Hal ini disebabkan oleh:

• Reaksi tidak sempurna (tidak semua reaktan bereaksi)
• Produk hilang selama proses pemisahan
• Terjadi reaksi samping
• Kesalahan dalam pengukuran

Hasil Teoritis: Jumlah produk maksimal yang dapat terbentuk berdasarkan perhitungan stoikiometri

Hasil Aktual/Praktis: Jumlah produk yang benar-benar diperoleh dari percobaan

Rendemen (Persen Hasil):

% Rendemen = (Hasil Aktual / Hasil Teoritis) × 100%

Contoh Soal Rendemen

Soal 1: Dari reaksi 10 gram Ca dengan O2 berlebih, dihasilkan 12 gram CaO. Berapa persen rendemen reaksi? 2Ca + O2 → 2CaO (Ar Ca = 40, O = 16)

Penyelesaian:

Hitung hasil teoritis:

• n Ca = 10 / 40 = 0,25 mol
• Koefisien Ca : CaO = 2 : 2 = 1 : 1
• n CaO (teoritis) = 0,25 mol
• Mr CaO = 40 + 16 = 56
• m CaO (teoritis) = 0,25 × 56 = 14 gram

Hasil aktual = 12 gram

% Rendemen = (12 / 14) × 100% = 85,7%

Soal 2: Berapa gram NH3 aktual yang diperoleh jika 7 gram N2 direaksikan dengan H2 berlebih dan rendemen reaksinya 80%? N2 + 3H2 → 2NH3 (Ar N = 14, H = 1)

Penyelesaian:

Hitung hasil teoritis:

• n N2 = 7 / 28 = 0,25 mol
• Koefisien N2 : NH3 = 1 : 2
• n NH3 (teoritis) = 2 × 0,25 = 0,5 mol
• Mr NH3 = 17
• m NH3 (teoritis) = 0,5 × 17 = 8,5 gram

Hasil aktual: m NH3 (aktual) = 80% × 8,5 = 6,8 gram

Kadar Zat dalam Campuran

Pengertian Kadar

Kadar adalah jumlah zat terlarut atau komponen tertentu dalam suatu campuran, yang dinyatakan dalam persen massa.

Rumus:

% kadar = (massa zat / massa campuran) × 100%

Contoh Soal Kadar

Soal 1: Suatu sampel batu kapur mengandung 80% CaCO3. Berapa gram CaCO3 murni yang terdapat dalam 50 gram sampel?

Penyelesaian: massa CaCO3 = 80% × 50 = 40 gram

Soal 2: Sebanyak 10 gram campuran CaCO3 dan zat inert dipanaskan menghasilkan 4,4 gram CO2. Berapa persen kadar CaCO3 dalam campuran? CaCO3 → CaO + CO2 (Ar Ca = 40, C = 12, O = 16)

Penyelesaian:

Hitung mol CO2:

• n CO2 = 4,4 / 44 = 0,1 mol

Dari persamaan reaksi:

• Koefisien CaCO3 : CO2 = 1 : 1
• n CaCO3 = 0,1 mol

Massa CaCO3:

• Mr CaCO3 = 100
• m CaCO3 = 0,1 × 100 = 10 gram

Tetapi ini tidak mungkin karena massa campuran hanya 10 gram!

Mari perbaiki:

• n CO2 = 4,4 / 44 = 0,1 mol
• n CaCO3 = 0,1 mol
• m CaCO3 = 0,1 × 100 = 10 gram

Tunggu, ada kesalahan dalam soal. Mari gunakan contoh yang lebih realistis:

Soal yang Diperbaiki: Sebanyak 20 gram campuran CaCO3 dan zat inert dipanaskan menghasilkan 4,4 gram CO2. Berapa persen kadar CaCO3 dalam campuran?

Penyelesaian:

• n CO2 = 4,4 / 44 = 0,1 mol
• n CaCO3 = 0,1 mol
• m CaCO3 = 0,1 × 100 = 10 gram

% kadar CaCO3 = (10 / 20) × 100% = 50%

Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Rumus Empiris

Rumus empiris adalah rumus kimia yang menyatakan perbandingan paling sederhana dari atom-atom penyusun senyawa.

Cara Menentukan Rumus Empiris:

1. Tentukan massa atau persen massa setiap unsur
2. Ubah ke mol dengan membagi Ar masing-masing
3. Bagi semua mol dengan mol terkecil
4. Jika belum bulat semua, kalikan dengan bilangan yang sesuai
5. Tulis rumus empiris berdasarkan perbandingan mol

Contoh Soal 1: Suatu senyawa mengandung 40% C, 6,7% H, dan 53,3% O. Tentukan rumus empirisnya! (Ar C = 12, H = 1, O = 16)

Penyelesaian:

Perbandingan C : H : O = 1 : 2 : 1

Rumus empiris: CH2O

Contoh Soal 2: Sebanyak 4,6 gram senyawa mengandung 2,4 gram C dan 0,4 gram H, sisanya O. Tentukan rumus empiris! (Ar C = 12, H = 1, O = 16)

Penyelesaian:

Massa O = 4,6 – 2,4 – 0,4 = 1,8 gram

Karena belum bulat semua, kalikan dengan 2: C : H : O = 4 : 8 : 2

Rumus empiris: C2H4O

Rumus Molekul

Rumus molekul adalah rumus kimia yang menyatakan jumlah sebenarnya dari atom-atom dalam satu molekul senyawa.

Hubungan Rumus Empiris dan Rumus Molekul:

Rumus molekul = n × Rumus empiris

di mana:

n = Mr senyawa / Mr rumus empiris

Contoh Soal: Suatu senyawa memiliki rumus empiris CH2O dan Mr = 180. Tentukan rumus molekulnya! (Ar C = 12, H = 1, O = 16)

Penyelesaian:

Mr rumus empiris CH2O = 12 + 2 + 16 = 30

n = Mr senyawa / Mr rumus empiris = 180 / 30 = 6

Rumus molekul = 6 × (CH2O) = C6H12O6

Perhitungan Kimia dalam Larutan

Konsentrasi Larutan

Molaritas (M): Jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan

M = n / V = (massa / Mr) / V

Keterangan:

• M = molaritas (mol/L atau M)
• n = jumlah mol zat terlarut
• V = volume larutan (liter)
• massa = massa zat terlarut (gram)
• Mr = massa molekul relatif

Contoh Soal: Berapa molaritas larutan yang dibuat dengan melarutkan 20 gram NaOH dalam air hingga volume 500 mL? (Ar Na = 23, O = 16, H = 1)

Penyelesaian:

• Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40
• n NaOH = 20 / 40 = 0,5 mol
• V = 500 mL = 0,5 L
• M = 0,5 / 0,5 = 1 M

Pengenceran Larutan

Saat larutan diencerkan, jumlah mol zat terlarut tetap.

Rumus Pengenceran:

M1 × V1 = M2 × V2

Keterangan:

• M1 = molaritas awal
• V1 = volume awal
• M2 = molaritas akhir
• V2 = volume akhir

Contoh Soal: Berapa mL air yang harus ditambahkan ke dalam 100 mL larutan HCl 2 M untuk membuat larutan HCl 0,5 M?

Penyelesaian:

• M1 = 2 M, V1 = 100 mL
• M2 = 0,5 M, V2 = ?

M1 × V1 = M2 × V2 2 × 100 = 0,5 × V2 V2 = 400 mL

Air yang ditambahkan = V2 – V1 = 400 – 100 = 300 mL

Pencampuran Larutan

Saat mencampur larutan dengan zat terlarut sama:

Rumus:

M campuran = (M1 × V1 + M2 × V2) / (V1 + V2)

Contoh Soal: Sebanyak 200 mL larutan NaOH 0,2 M dicampur dengan 300 mL larutan NaOH 0,5 M. Berapa molaritas larutan campuran?

Penyelesaian: M = (0,2 × 200 + 0,5 × 300) / (200 + 300) M = (40 + 150) / 500 M = 190 / 500 = 0,38 M

Stoikiometri Larutan

Contoh Soal: Berapa mL larutan H2SO4 0,1 M yang diperlukan untuk menetralkan 50 mL larutan NaOH 0,2 M? H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

Penyelesaian:

Hitung mol NaOH:

• n NaOH = M × V = 0,2 × 0,05 = 0,01 mol

Dari persamaan reaksi:

• Koefisien H2SO4 : NaOH = 1 : 2
• n H2SO4 = 0,01 / 2 = 0,005 mol

Volume H2SO4:

• V = n / M = 0,005 / 0,1 = 0,05 L = 50 mL

Aplikasi Stoikiometri

1. Dalam Industri

Pembuatan Amonia (Proses Haber-Bosch): N2 + 3H2 → 2NH3

Industri harus menghitung:

• Berapa ton gas N2 dan H2 yang diperlukan
• Berapa ton NH3 yang dapat diproduksi
• Efisiensi proses (rendemen)
• Biaya produksi

Contoh: Jika pabrik ingin memproduksi 340 ton NH3 dengan rendemen 80%, berapa ton N2 yang diperlukan?

Perhitungan teoritis:

• Mr NH3 = 17, Mr N2 = 28
• mol NH3 (teoritis) = 340.000.000 / 17 = 20.000.000 mol
• mol N2 = 20.000.000 / 2 = 10.000.000 mol
• massa N2 (teoritis) = 10.000.000 × 28 = 280.000.000 g = 280 ton

Dengan rendemen 80%:

• massa N2 (aktual) = 280 / 0,8 = 350 ton

2. Dalam Analisis Kimia

Analisis Gravimetri: Menentukan komposisi sampel dengan mengendapkan dan menimbang produk.

Contoh: Sampel mengandung ion Cl- dianalisis dengan menambahkan AgNO3 berlebih, menghasilkan endapan AgCl. Dari 1 gram sampel diperoleh 2,87 gram AgCl. Berapa persen Cl- dalam sampel?

AgNO3 + Cl- → AgCl + NO3-

• Mr AgCl = 143,5; Ar Cl = 35,5
• mol AgCl = 2,87 / 143,5 = 0,02 mol
• mol Cl- = 0,02 mol
• massa Cl- = 0,02 × 35,5 = 0,71 gram
• % Cl- = (0,71 / 1) × 100% = 71%

3. Dalam Kehidupan Sehari-hari

Memasak: Resep kue adalah bentuk stoikiometri sederhana. Jika resep memerlukan 2 telur untuk 200 gram tepung, dan Anda punya 5 telur, berapa tepung yang dibutuhkan?

Perbandingan: telur : tepung = 2 : 200 = 1 : 100 Tepung yang dibutuhkan = 5 × 100 = 500 gram

Pengapuran Tanah: Petani menggunakan stoikiometri untuk menghitung berapa kapur (CaCO3) yang diperlukan untuk menetralkan tanah asam.

4. Dalam Lingkungan

Pengelolaan Limbah: Menghitung jumlah bahan kimia untuk mengendapkan logam berat dari limbah industri.

Contoh: Limbah mengandung 100 ppm ion Pb2+. Berapa gram Na2S diperlukan untuk mengendapkan Pb2+ dari 1000 liter limbah? Pb2+ + S2- → PbS

Latihan Konsep

Soal 1: Jelaskan perbedaan antara rumus empiris dan rumus molekul. Berikan contoh!

Pembahasan:

• Rumus empiris: perbandingan paling sederhana atom-atom penyusun (contoh: CH2O)
• Rumus molekul: jumlah sebenarnya atom dalam molekul (contoh: C6H12O6)
• Senyawa yang berbeda dapat memiliki rumus empiris sama tetapi rumus molekul berbeda
• Contoh: CH2O (formaldehida), C2H4O2 (asam asetat), C6H12O6 (glukosa) semua memiliki rumus empiris CH2O

Soal 2: Mengapa dalam reaksi kimia praktis hasilnya selalu lebih kecil dari perhitungan teoritis?

Pembahasan: Beberapa faktor penyebab:

1. Reaksi tidak sempurna – Tidak semua reaktan bereaksi mencapai 100%
2. Reaksi balik – Beberapa produk kembali menjadi reaktan
3. Reaksi samping – Terbentuk produk lain yang tidak diinginkan
4. Kehilangan produk – Saat pemisahan, pencucian, atau pemurnian
5. Kesalahan pengukuran – Dalam penimbangan atau pengukuran volume
6. Kondisi tidak ideal – Suhu, tekanan, atau konsentrasi tidak optimal

Soal 3: Dalam reaksi A + 2B → C, jika 1 mol A direaksikan dengan 1 mol B, zat manakah yang menjadi pereaksi pembatas?

Pembahasan: Perbandingan kebutuhan: A : B = 1 : 2

Yang tersedia: A = 1 mol, B = 1 mol

Perhitungan:

• A/koefisien = 1/1 = 1
• B/koefisien = 1/2 = 0,5 (lebih kecil)

Pereaksi pembatas: B (karena kebutuhan B lebih banyak tetapi yang tersedia sedikit)

Maksimal C yang terbentuk berdasarkan B:

• Koefisien B : C = 2 : 1
• n C = 1/2 = 0,5 mol

Rangkuman

Hukum Dasar Kimia

1. Hukum Lavoisier: Massa reaktan = massa produk
2. Hukum Proust: Perbandingan massa unsur dalam senyawa tetap
3. Hukum Dalton: Perbandingan massa unsur kedua untuk massa tetap unsur pertama adalah bilangan bulat sederhana
4. Hukum Gay-Lussac: Perbandingan volume gas = bilangan bulat sederhana
5. Hukum Avogadro: Volume sama, jumlah molekul sama (T, P tetap)

Konsep Mol

• 1 mol = 6,02 × 10²³ partikel
• n = m/M = N/NA = V/22,4 (STP) = PV/RT
• Mol adalah jembatan antara massa, volume, dan jumlah partikel

Perhitungan Stoikiometri

• Gunakan perbandingan koefisien reaksi
• Ubah semua ke mol terlebih dahulu
• Tentukan pereaksi pembatas jika perlu
• Hitung rendemen jika hasil aktual berbeda dari teoritis

Pereaksi Pembatas

• Reaktan yang habis terlebih dahulu
• Membatasi jumlah produk yang terbentuk
• Ditentukan dengan membagi mol dengan koefisien

Rumus Empiris dan Molekul

• Rumus empiris: perbandingan paling sederhana
• Rumus molekul: jumlah sebenarnya
• Rumus molekul = n × Rumus empiris

Stoikiometri Larutan

• M = n/V
• Pengenceran: M1V1 = M2V2
• Gunakan mol untuk perhitungan reaksi

Penutup

Stoikiometri adalah dasar perhitungan kimia yang sangat penting dalam berbagai bidang. Dengan memahami stoikiometri, kita dapat:

• Memprediksi jumlah produk yang dihasilkan dari reaksi
• Menentukan jumlah reaktan yang diperlukan
• Menganalisis komposisi senyawa
• Menghitung efisiensi reaksi
• Merencanakan proses produksi dalam industri

Penguasaan stoikiometri memerlukan pemahaman konsep mol, kemampuan menyetarakan persamaan reaksi, dan keterampilan matematika dasar. Dengan banyak berlatih soal-soal perhitungan, pemahaman stoikiometri akan semakin baik.

Stoikiometri juga menjadi dasar untuk mempelajari topik-topik lanjutan seperti termokimia, kinetika kimia, kesetimbangan kimia, dan elektrokimia. Oleh karena itu, penting untuk memahami dengan baik konsep-konsep yang telah dibahas dalam bab ini.

Tips Sukses Mengerjakan Soal Stoikiometri

1. Pahami soal dengan baik – Baca soal dengan teliti, identifikasi apa yang diketahui dan ditanyakan
2. Tulis persamaan reaksi setara – Pastikan koefisien sudah benar
3. Konversi ke mol – Ubah semua yang diketahui (massa, volume, partikel) ke mol
4. Gunakan perbandingan koefisien – Ini adalah kunci stoikiometri
5. Periksa pereaksi pembatas – Jika ada lebih dari satu reaktan dengan jumlah tertentu
6. Konversi kembali ke satuan yang diminta – Dari mol ke massa, volume, atau partikel
7. Periksa satuan – Pastikan satuan konsisten (gram, mol, liter, dll)
8. Gunakan angka penting – Perhatikan aturan angka penting dalam perhitungan
9. Berlatih banyak soal – Semakin banyak berlatih, semakin terampil
10. Pahami konsep, bukan hanya menghafal rumus – Pemahaman konsep akan membantu menyelesaikan berbagai variasi soal

• Author
• Recent Posts

Krisna Dwi Wardhana

Lahir di Padang pada tahun 1991, saya telah tinggal di berbagai wilayah di Indonesia sejak TK hingga kuliah, termasuk Aceh, Palembang, dan Bogor. Saya meraih gelar Sarjana Sains dari FMIPA Universitas Indonesia. Saat ini, saya bekerja sebagai Pendidik di sebuah sekolah swasta di Bogor, Tutor privat sambil tetap fokus mengembangkan Bisakimia.

Latest posts by Krisna Dwi Wardhana (see all)

• Stoikiometri – Hukum Dasar Kimia, Perhitungan Kimia, dan Pereaksi Pembatas - January 21, 2026
• Link Cek SKTP Guru 2026 dan Cara Membacanya dengan Benar - January 21, 2026
• Kodim Aceh Selatan Gelar Bimbingan Belajar Gratis, Bantu Pemuda Wujudkan Mimpi Jadi Prajurit TNI - January 21, 2026