stoikiometri
S T O I K I O M E T R I — Presentation Transcript
- 1. KIMIA DASAR STOIKIOMETRI
- 2.
HUKUM REAKSI KIMIA Hukum Kekekalan Massa (Lavoisier, 1783) “ Pada
setiap reaksi kimia, massa zat-zat yang bereaksi adalah sama dengan
massa produk-reaksi” Contoh : Magnesium + Klor Magnesium Klorida 1,0 g
2,9 g 3,9 g
- 3. Hukum Perbandingan Tetap (Proust, 1799) “
Pada setiap reaksi kimia, massa zat yang bereaksi dengan sejumlah
tertentu zat lain, selalu tetap, atau suatu senyawa murni selalu terdiri
atas unsur-unsur yang sama, yang tergabung dalam perbandingan
tertentu.” Contoh : Air mengandung : Hidrogen 11,19% Oksigen 88,
81% Jadi jumlah oksigen yang tergabung dengan 1 gram hidrogen dalam air
adalah 8 gram.
- 4. Penyimpangan Hukum Susunan Tetap Isotop
Terdapatnya dua macam senyawa dengan dua macam perbandingan berat
misalnya air (perbandingan berat oksigen-hidrogen 8:1) dan “air berat”
(perbandingan berat oksigen-hidrogen 8:2), menunjukkan penyimpangan dari
hukum susunan tetap. Senyawa non-stoikiometri Komposisi rata-rata Ti0
berkisar dari Ti 0 , 7 0 ke Ti0 0 , 7 . Senyawa semacam ini (Pb S 1 , 14
dan UO 2 , 12 ) yang menyimpang dari Hukum Susunan Tetap disebut
senyawa Non-Daltonion , Berthollide atau Non-Stoikiometrik .
- 5.
Contoh : 8, 04 g tembaga oksida direduksi dengan hidrogen menghasilkan
6,42 g tembaga. Pada eksperimen kedua 9,48 g tembaga dilarutkan dalam
asam nitrat pekat. Setelah larutan ini diuapkan sampai kering dan residu
dipijar sampai konstan diperoleh 11,88 g tembaga oksida. Tunjukkan
bahwa kedua data di atas mengikuti suatu hukum kimia. Jawab : Komposisi
kedua oksida 2, 40 g 1, 62 g Massa oksigen 9, 48 g 6, 42 g
Massa tembaga Eksperimen 2 Eksperimen 1
- 6. Perbandingan :
Massa tembaga = 6, 42 9, 48 Massa oksigen 1, 62 2, 40 = 3, 96 3, 95
Hukum Kelipatan Perbandingan “ Bila dua unsur dapat membentuk lebih
dari satu senyawa, maka perbandingan massa dari unsur yang satu, yang
bersenyawa dengan jumlah tertentu unsur lain, merupakan bilangan yang
mudah dan bulat”
- 7. Contoh : Nitrogen dan oksigen dapat
membentuk enam macam senyawa. 1 : 0,57 1 : 1,14 1 : 1,74 1 : 2,28 1 :
2,86 1 : 3,42 36,3 53,3 63,11 69,5 74,1 77,3 63,7 46,7 36,9 30,5 25,9
22,6 I II III IV V VI Massa nitrogen Massa oksigen % Oksigen %
Nitrogen Senyawa
- 8. Perbandingan berat oksigen yang
bereaksi dengan satu bagian nitrogen adalah : 0,57 : 1,14 : 1,74 : 2,28 :
2,86 : 3,42 1 : 2 : 3 : 4 : 5 : 6 Perbandingan ini
merupakan bilangan yang mudah dan bulat, jadi sesuai dengan Hukum
Kelipatan Perbandingan. Hukum perbandingan Timbal-Balik “ Jika dua unsur
A dan B masing-masing bereaksi dengan unsur C yang massanya sama
membentuk AC dan BC, maka perbandingan massa A dan massa B ketika
membentuk AC dan BC atau kelipatan dari perbandingan ini.”
- 9.
Contoh : Dalam Metana 75 g C bereaksi dengan 25 g H Dalam karbon
monoksida 42,86 g C bereaksi dengan 57,14 g O. Dalam air 11,11 g
bereaksi dengan 88,89 g O Jawab : Dalam metana 75 g bereaksi dengan 25 g
H Dalam CO 42,86 g C bereaksi dengan 57,14 g O Atau 75 g C bereaksi
dengan __ 75__ x 57,14 = 99,99 gram O 42,86 Perbandingan hidrogen
dan oksigen yang masing-masing bereaksi dengan 75 gram C 25 : 99,99
atau 1 : 4
- 10. Hukum Perbandingan Setara “ Bila suatu unsur
bergabung dengan unsur lain, maka perbandingan kedua unsur tersebut
adalah sebagai perbandingan massa ekivalennya atau suatu kelipatan
sederhana dari padanya.” Contoh : Hidrogen Oksigen Air 1,008 8,000
Hidrogen Peroksida 0,504 (½ x 1,008) 8,000 Karbon Oksigen
Karbondioksida 3,003 8,000 Karbonmonoksida 6,005 (2 x 3,003) 8,000
- 11.
Hukum Penyatuan Volume “ Pada kondisi temperatur dan tekanan yang sama,
perbandingan volume gas-gas pereaksi dan gas-gas produk-reaksi
merupakan bilangan yang mudah dan bulat.” Hidrogen + Oksigen uap air 2
vol 1 vol 2 vol Hidrogen + Nitrogen ammonia 3 vol 1 vol 2 vol
Pada suatu persamaan reaksi yang sudah setara 2 C 2 H 2 (g) + 5 O 2 4
CO 2 (g) + 2H 2 O (g) Dua volume C2H2 bereaksi dengan Lima volume O 2
menghasilkan 4 volume CO 2 dan dua volume H 2 O.
- 12. Hukum
Avogadro “ Pada Temperatur dan tekanan yang sama, volume yang sama dari
semua gas mengandung jumlah molekul yang sama.” Contoh : Hidrogen +
klor hidrogen klorida n molekul n molekul 2n molekul dibagi dengan n
1 molekul + 1 molekul 2 molekul Hidrogen klor hidrogen klorida
- 13.
TEORI ATOM DALTON Ada tiga postulat penting : Materi terdiri dari
partikel yang tak dapat dibagi-bagi lagi, yang tidak dapat diciptakan
maupun dimusnahkan dan disebut atom. Atom suatu unsur tertentu adalah
sama dalam semua hal dan berbeda dari atom unsur lain. Jika atom-atom
bergabung membentuk senyawa, perbandingan atom-atom ini merupakan angka
yang sederhana. Dengan teori ini berhasil menjelaskan : Hukum Kekekalan
Massa (sesuai dengan postulat pertama) Hukum Perbandingan Konstan
(sesuai dengan postulat yang kedua dan ketiga)
- 14. Teori atom
Dalton dan pengetahuan massa kini Postulat 1 : atom dapat dibagi-bagi
lagi Penembakan dengan partikel sub atom Pembelahan inti (fisi nuklir)
Postulat 2 : Atom suatu unsur dapat berbeda massa (adanya isotop)
Postulat 3 : Ada banyak senyawa yang perbandingan atomnya cukup rumit
misalnya C 6 H 7 N 3 O 11 dan C 18 H 35 O 2 Na
- 15. MASSA ATOM
RELATIF Massa atom relatif = Massa suatu atom unsur_ Massa satu
atom Hidrogen Massa Atom relatif = Massa ekivalen x valensi Massa
Ekivalen = Massa atom relatif Valensi Massa Atom relatif = ___
Massa satu atom unsur___ ½ Massa satu atom karbon-12
- 16. 1.
Penentuan Massa Atom relatif a. Hukum Dulong dan Petit Untuk unsur logam
hasil kali massa atom relatif dan kalor jenis kira-kira 26,8 J mol -1 K
-1 Massa atom relatif x kalor jenis ~ 26,8 Jika diberi satuan Massa
molar x kalor jenis 26,8 J mol -1 K -1 (gram) x ( joule ) J mol -1 K
-1 mol Derajat x gram Jika kalor jenis dinyatakan dalam kalori g -1
K -1 , maka Massa atom relatif x kalor jenis ~ 6,4
- 17. b.
Metoda Cannizzaro Gagasan cannizzaro Menganggap bahwa hidrogen dan
oksigen terdiri atas molekul diatomik. Menetapkan skala massa molekul
berdasarkan massa molekul hidrogen dua satuan dan massa molekul oksigen
tiga puluh dua satuan. Berpendapat bahwa volume yang sama dari semua gas
pada suhu dan tekanan yang sama mempunyai jumlah molekul yang sama,
sedangkan kerapatan gas berbanding lurus dengan massa dari molekulnya.
Perbandingan yang tetap dari kerapatan gas dan massa molekulnya dihitung
berdasarkan skala hidrogen dan skala oksigen.
- 18. Dengan
perbandingan ini Cannizzaro menghitung massa molekul dari sederetan
senyawa berupa gas dari suatu unsur. Persen komposisi unsur-unsur dalam
senyawa diperoleh dari analisis kimia. Dari persen komposisi dan massa
dari molekul, cannizzaro menghitung massa dari atom dalam satu molekul
setiap senyawa. Dengan menganggap bahwa massa unsur dalam satu molekul
merupakan bilangan bulat dikalikan dengan massa satu atom, Cannizaro
mengambil massa terkecil dari unsur dalam satu molekul senyawa berupa
gas sebagai massa satu atom.
- 19. Contoh : Perhatikan unsur X.
tentukan massa molekul relatif sejumlah senyawa yang mengandung unsur X.
Massa molekul relatif dapat dihitung jika diketahui rapat uapnya dengan
menggunakan hukum Avogadro. Mr = 2 x RH Massa terkecil dari unsur X
yang terdapat dalam satu mol senyawa-senyawa itu adalah massa atom
relatif, X.
- 20. Cara penentuan massa atom relatif dari karbon
Dari data dalam tabel dapat disimpulkan bahwa massa atom relatif karbon
adalah 12. 40,0 x 30 = 12 100 40,0 30 15 Metanol 75,0 x 16 = 12
100 75,0 16 8 Metana 80,0 x 30= 24 100 80,0 30 15 Etana 81,8
x 44 = 36 100 81,8 44 22 Propana 92,3 x 78 = 72 100 92,3 78
39 Benzena Massa karbon dalam satu massa molekul relatif % Massa
karbon Mr RH Senyawa
- 21. c. Metoda Spektrofotometri Massa
Misalnya : Galium mempunyai isotop 69 Ga dan 71 Ga dengan kelimpahan
berturut-turut 60% dan 40% Massa atom relatif gallium adalah jumlah
massa 69 Ga dan 71 Ga yaitu, 69 x 60 + 71 x 40 = 41,4 + 28,4
100 100 = 69,8
- 22. MASSA MOLEKUL RELATIF, MASSA RUMUS
RELATIF, MASSA MOLAR Massa Molekul relatif = Massa suatu molekul
senyawa ½ Massa satu atom karbon-12 Massa molar relatif = Massa satu
mol zat ½ Massa satu mol karbon-12 Jumlah mol = massa massa molar
- 23. KONSEP MOL Mol adalah jumlah zat suatu sistem yang
mengandung sejumlah besaran elementer (atom, molekul dsb) sebanyak atom
yang terdapat dalam 12 gram tepat isotop karbon-12. Jumlah besaran
elementer ini disebut tetapan Avogadro dengan lambang N. tetapan
Avogadro yang disetujui. L = (6,022045 ± 0,000031) x 10 23 mol -1 Massa
satu atom karbon adalah 12 g mol -1 = 12 = 1,9927 x 10 -23 g L
mol -1 6,0220 x 10 23
- 24. Penerapan konsep mol pada gas
Persamaan gas ideal adalah PV = n RT. Dengan R adalah tetapan gas untuk
semua gas dan n adalah jumlah mol gas. Pada tekanan standar 1 atm (101
325 Pa) dan suhu 273 K (STP), satu mol gas mnempati volume 22,414 L.
Secara sederhana digunakan 22,4 L Penerapan konsep mol pada larutan
Larutan satu molar (M) adalah larutan yang mengandung satu mol zat
terlarut dalam 1 L larutan. Kemolaran = mol/liter = mmol/ml Kemolaran =
konsentrasi dalam g per L Massa molar zat terlarut
- 25.
Jumlah mol zat terlarut yang terdapat dalam sejumlah volume larutan
dapat dinyatakan dengan Jumlah mol = kemolaran x volume (L = dm 3 )
Contoh : Dalam 245 g H 3 PO 4 Hitung : jumlah mol H 3 PO 4 jumlah mol
setiap unsur jumlah atom setiap unsur
- 26. Jawab : Mr = 3 + 31 +
64 = 98 a. jumlah mol H 3 PO 4 = 245 = 2,5 mol 98 b. jumlah atom
H = 2,5 x 3 = 7,5 mol jumlah atom P = 2,5 mol jumlah atom O = 2,5 x
4 = 10 mol c. jumlah H = 7,5 x 6,02 x 10 23 = 4,5 x 10 24 atom
jumlah P = 2,5 x 6,02 x 10 23 = 1,5 x 10 24 atom jumlah O = 10 x
6,02 x 10 23 = 6,02 x 10 24 atom
- 27. PERSEN KOMPOSISI
Persen Komposisi (menurut massa) adalah presentase setiap unsur dalam
senyawa. Presentase Unsur = Massa atom relatif x jumlah atom x 100
Massa rumus relatif Contoh : Hitung % Na, S dan O dalam natrium sulfat
(massa atom relatif : O = 16, Na = 23, S = 32)
- 28. Jawab :
Rumus natrium sulfat : Na 2 SO 4 Dalam 1 mol Na 2 SO 4 terdapat 46 g
(2 mol) Na 32 g (1 mol) S 64 g (% mol) O Massa 1 mol Na 2 SO 4 46 g + 32
g + 64 g = 142 g
- 29. % Na = 46 x 100 = 32,4 % 142 % S = 32 x 100 = 22,5 % 142 % O = 64 x 100 = 45,1 % 142
- 30.
RUMUS SENYAWA a. Rumus Empiris Cara menentukan rumus empiris suatu
senyawa dapat dilakukan dalam tahap-tahap berikut : Tentukan massa
setiap unsur dalam sejumlah massa tertentu senyawa atau persen massa
setiap unsur. Dari data ini dapat diperoleh massa relatif unsur yang
terdapat dalam senyawa. Membagi massa setiap unsur dengan massa atom
relatif, sehingga memperoleh perbandingan mol setiap unsur atau
perbandingan atom.
- 31. Mengubah perbandingan yang diperoleh
pada dua menjadi bilangan sederhana dengan cara membagi dengan bilangan
bulat terkecil. Jika perbandingan yang diperoleh adalah 1,5 : 1, kalikan
dengan dua untuk memperoleh bilangan bulat (3 : 2). Jika perbandingan
dalam bentuk 1,33 : 1 atau 1,66 : 1 kalikan dengan 3 untuk memperoleh
bilangan bulat. (4 : 3) dan (5 : 3). b. Rumus Molekul Rumus molekul
memberikan jumlah mol (bukan saja perbandingan) setiap jenis atom dalam
satu mol molekul senyawa.
- 32. Data yang diperlukan untuk
menentukan rumus molekul rumus empiris, dan massa molekul relatif
(kira-kira) Contoh : Suatu senyawa sebanyak 10,0 g mengandung 5,20 g
seng 0,96 g karbon dan 3,84 g oksigen. Hitung rumus empiris?
- 33.
Jawab : ZnCO 3 Rumus empiris 0,24 3 0,08 1 0,08 1 (atom) = 3,84/16
0,96/12 5,20/65 Perbandingan mol 16 12 65 Massa atom relatif 3,84 0,96
5,20 Perbandingan massa O C Zn Lambang Oksigen Karbon Seng Macam
unsur
- 34. Rumus empiris suatu cairan adalah C 2 H 4 O.
Tentukan rumus molekul jika massa molekul relatif = 88 Jawab : Massa
rumus empiris relatif (2 x 12) + (4 x 1) + 16 = 44 Massa molekul relatif
= 88 = 2 x massa rumus empiris relatif. Rumus molekul = 2 x massa rumus
= (C 2 H 4 O) 2 Rumus molekul = C 4 H 8 O 2
- 35. REAKSI KIMIA
Macam Reaksi Kimia Reaksi sintetis yaitu pembentukan senyawa dari
unsur-unsurnya. Fe + Cl 2 FeCl 2 Reaksi metatesis atau pertukaran
antar senyawa. NaCl + AgNO 3 AgCl(s) + NaNO 3 Reaksi penetralan
atau reaksi asam basa HCl + NaOH NaCl + H 2 O Reaksi redoks K 2 SO 3
+ ½ O 2 K 2 SO 4
- 36. 2. Penyetaraan Persamaan Reaksi
Harus diketahui rumus zat pereaksi dan rumus produk-reaksi Jumlah atom
relatif setiap unsur dalam pereaksi sama dengan jumlah atom unsur dalam
produk-reaksi. Koefisien rumus diubah menjadi bilangan bulat terkecil.
3. Bilangan Oksidasi Bilangan oksidasi setiap atom dalam unsur bebas
sama dengan nol (hidrogen dalam H 2 , belerang dalam S 8 , fosfor dalam P
4 ).
- 37. Dalam senyawa, bilangan oksidasi fluor sama dengan
-1. Bilangan oksidasi dalam ion sederhana sama dengan muatannya. Dalam
senyawa bilangan oksidasi unsur golongan IA sama dengan +1, sedangkan
unsur golongan IIA sama dengan +2. Bilangan oksidasi hidrogen dalam
senyawa hidrogen sama dengan +1, kecuali dalam hibrida logam seperti
NaH, CaH 2 , sama dengan -1. Bilangan oksigen dalam senyawa oksigen sama
dengan -2, kecuali dalam peroksida sama dengan -1, dalam OF 2 sama
dengan +2 dan dalam superoksida sama dengan -½.
- 38. Untuk
senyawa netral, “jumlah” bilangan oksidasi dikalikan jumlah setiap atom
sama dengan nol. Untuk suatu ion “jumlah” bilangan oksidasi dikalikan
jumlah setiap atom sama dengan muatan ion. 4. Penyetaraan Reaksi Redoks
Ada dua cara menyetarakan reaksi redoks yauti cara setengah reaksi dan
cara perubahan bilangan oksidasi.
- 39. Cara Setengah Reaksi
Setiap persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah
reaksi. Dalam persamaan reaksi redoks yang sudah setara, jumlah elektron
yang dilepaskan pada oksidasinya sama banyak dengan jumlah elektronnya
yang diterima pada reduksi. Ada tiga tahap Menuliskan kerangka setengah
reaksi Mengimbangkan setiap setengah reaksi Menjumlah kedua setengah
reaksi
- 40. Contoh : Setarakan reaksi yang berlangsung dalam
suasana asam. Tahap 1 Menuliskan kedua kerangka setengah reaksi Tahap 2
Menyetarakan setiap reaksi a. Mengimbangkan O dengan menambah H 2 O
- 41. Mengimbangkan H dengan menambah H+ Mengimbangkan muatan dengan menambah elektron
- 42.
Tahap 3 Menjumlahkan kedua setengah reaksi Catatan : Jika reaksi
berlangsung dalam suasana basa, pada tahap 2b sama seperti pada reaksi
dalam suasana asam, kemudian ion H + dihilangkan dengan menambah ion OH
- yang sama banyak di kedua ruas.
- 43. Cara Perubahan Bilangan
Oksidasi Tulis pereaksi dan hasil reaksi Tandai unsur-unsur yang
mengalami perubahan bilangan oksidasi. Setarakan jumlah unsur yang
mengalami perubahan bilangan oksidasi di ruas kiri dan ruas kanan
persamaan reaksi. Hitung jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan
oksidasi. Samakan jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan
oksidasi.
- 44. Samakan jumlah muatan di ruas kiri dan di ruas
kanan dengan menambahkan H+ bila larutan bersifat asam atau OH- bila
larutan bersifat basa. Tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H di
ruas kiri dan di ruas kanan. Contoh : Tahap 1
- 45. Tahap 2 +6 +4 +3 +6 Tahap 3 Tahap 4 +2 -6
- 46. Tahap 5 Tahap 6 Tahap 7
- 47.
5. Ekivalen Ekivalen asam basa Satu ekivalen (ekiv) asam adalah
sejumlah asam yang dapat menghasilkan satu mol H + . Satu ekivalen basa
adalah sejumlah basa yang dapat menghasilkan satu mol OH - atau dapat
menetralkan H + Contoh : Satu mol HCl menghasilkan 1 mol H + Satu ekiv
HCl = 1 mol HCl = 36,5 g Satu mol H 2 SO 4 menghasilkan 2 mol H + Satu
ekiv H 2 SO 4 = ½ mol H 2 SO 4 = ½ x 98 g = 49 g
- 48. Satu mol
NaOH menghasilkan 1 mol OH - Satu ekiv NaOH = 1 mol NaOH = 40 g Satu
mol Ca(OH) 2 menghasilkan 2 mol OH - Satu ekiv Ca(OH) 2 = ½ mol Ca(OH)
2 = ½ x 74,08 g = 37,04 g Ekivalen Redoks Suatu ekivalen oksidator
(zat pengoksidasi) adalah sejumlah zat tertentu yang dapat enerima satu
mol elektron (6,02 x 10 23 elektron). Satu ekivalen reduktor (zat
pereduksi) adalah sejumlah zat tersebut yang dapat memberikan satu mol
elektron.
- 49. Dalam reaksi redoks Jumlah elektron yang diterima
= jumlah elektron yang dilepaskan. Jumlah ekivalen oksidator = jumlah
ekivalen reduktor Massa (berat) ekivalen oksidator = massa satumol
oksidator di bagi dengan jumlah mol elektron yng diterima (massa satu
mol oksidator dibagi dengan jumlah berkurangnya bilangan oksidasi) Massa
(berat) ekivalen reduktor = massa satu mol reduktor di bagi dengan
jumlah bertambahnya bilangan oksidasi)
- 50. Contoh : Jika unsur
Fe dioksidasi menjadi FeO, hitung berat satu ekivalen Fe. Jawab :
Bilangan oksidasi Fe berubah dari 0 menjadi +2. setiap mol Fe melepaskan
2 mol elektron, 1 mol Fe = 2 ekivalen Berat 1 mol Fe = 2 ekiv = 55,847 g
Berat 1 ekiv Fe = ½ (55,847) = 27,923 g Hitung massa ekivalen V 2 O 5
jika direduksi berturut-turut menjadi VO 2 , V 2 O 3 Jawab : Mr V 2 O 5
= (2x51) + (5x16) = 182
- 51. V 2 O 5 berubah menjadi VO 2 1
mol V 2 O 5 melepaskan 2 mol elektron (bilangan oksidasi +10 berubah
menjadi +8) Massa ekivalen = 182 = 91 2 V 2 O 5 V 2 O 3 1 mol V 2 O 5
melepaskan 4 elektron (2V(V) 2 V (III) Massa ekivalen = 182 = 45,5 4
- 52. 6. Penurunan Persamaan reaksi Contoh : Jika suatu
hidrokarbon X sebanyak 150 ml bereaksi dalam 750 ml oksigen, terdapat 75
ml oksigen yang tidak bereaksi, terbentuk 450 ml karbon dioksida 450 ml
uap air. Turunkan persamaan reaksi dan rumus hidrokarbon X. Jawab :
Oksigen yang bereaksi 750 ml – 75 ml = 675 ml X + O 2 (g) CO 2 (g)
+ H 2 O (g) 150 ml 675 ml 450 ml 450 ml Dari data volume gas yang
bereaksi dapat disimpulkan X + 4½ O 2 (g) 3 CO 2 (g) + 3H 2 O (g)
- 53.
Agar persamaan reaksi setara, maka rumus X adalah C 3 H 6 Jadi
persamaan reaksi adalah 7. Pereaksi Pembatas Dalam suatu reaksi ada
pereaksi yang habis bereaksi dan yang berlebihan. Pereaksi yang habis
bereaksi disebut pereaksi pembatas. Contoh : Seng dan oksigen bereaksi
membentuk seng oksida sesuai dengan persamaan reaksi
- 54. Hitung
banyaknya ZnO, yang terbentuk jika 28,6 g Zn direaksikan dengan 7,44 g O
2 Jawab : Jumlah mol Zn = 28,6 = 0,438 mol Zn 65,4 Jumlah mol O 2 =
7,44 = 0,232 mol O 2 32 Jika terdapat 0,438 mol Zn maka O 2 yang
diperlukan, ½ x 0,48 mol O 2 = 0,219 mol O 2 Banyaknya ZnO yang
terbentuk 0,438 mol (2 x 0,219 mol) = 0,438 x 81,4 g = 35,6 ZnO
- 55.
8. Persen Hasil Persen Hasil = Massa produk nyata x 100 Massa
produk menurut perhitungan Contoh: Etilena, C 2 H 4 sebanyak 3,86 g
dibakar dengan 11,84 g O 2 di udara. Jika CO 2 yang terbentuk 6,96 g,
hitung persen hasil Jawab : Reaksi pembakaran : C 2 H 4 Dari persamaan
reaksi terlihat bahwa setiap satu mol C 2 H 4 bereaksi dengan 3 mol O 2
- 56. Jumlah mol C 2 H 4 = 3,86 = 0,1378 mol 28 Jumlah mol O 2
= 11,84 = 0,370 32 Sesuai dengan persamaan reaksi 0,1378 mol C 2 H 4
akan bereaksi dengan 3 x 0,1378 = 0,4314 mol O 2 Oksigen yang tersedia
hanya 0,370 mol, berarti oksigen adalah pereaksi pembatas. Gas CO 2
yang dihasilkan x 0,370 mol = 0,2467 mol = 0,2467 x 44,0 g = 10,85 g
Produk yang nyata 6,96 g Persen hasil = 6,96 x 100 = 64 % 10,85
Tidak ada komentar:
Posting Komentar