Hukum Dasar dan Perhitungan Kimia, Mol, Rumus, Contoh Soal, Pembahasan, Praktikum, Massa, Volume Molar Gas, Tetapan Avogadro

8:50 PM

Hukum Dasar dan Perhitungan Kimia, Mol, Rumus, Contoh Soal, Pembahasan, Praktikum, Massa, Volume Molar Gas, Tetapan Avogadro - Berdasarkan hasil penelitian secara ilmiah, telah ditemukan Hukum-Hukum Dasar Kimia, seperti Hukum Kekekalan Massa, Hukum Perbandingan Tetap, Hukum Perbandingan Volume, dan Hukum Avogadro. Hukum-hukum tersebut menjadi pijakan bagi perkembangan ilmu Kimia. Berdasarkan hukum-hukum tersebut, massa, volume, dan jumlah partikel zat yang terlibat dalam reaksi kimia dapat diukur dan ditentukan. Dengan demikian, kita dapat memprediksi banyaknya zat yang akan dihasilkan atau diperlukan dalam suatu reaksi.

Bagaimanakah membuktikan hukum-hukum dasar kimia? Bagaimanakah hubungannya dengan konsep mol dalam perhitungan kimia? Anda akan mengetahui jawabannya jika Anda pelajari bab ini secara saksama.

A. Hukum-Hukum Dasar Kimia

Sejak metode ilmiah diterapkan dalam ilmu Kimia, muncullah berbagai hukum yang menjadi dasar perkembangan ilmu Kimia. Beberapa hukum dasar tersebut di antaranya Hukum Kekekalan Massa, Hukum Perbandingan Tetap, Hukum Perbandingan Berganda, dan Hukum Perbandingan Volume, dan Hukum Avogadro.

1.1. Hukum Kekekalan Massa

Apakah Hukum Kekekalan Massa itu? Jika disimak dari namanya, tentu berkaitan dengan massa zat. Dalam ilmu Kimia, boleh jadi berhubungan dengan massa zat-zat yang bereaksi dalam reaksi kimia. Beberapa abad yang lalu, Lavoisier mengajukan satu masalah. Apakah massa zat-zat yang bereaksi akan berkurang, bertambah, atau tetap setelah terjadi reaksi?

Untuk memperoleh jawaban dari masalah tersebut, Anda dapat melakukan percobaan sederhana, misalnya melakukan reaksi antara cuka (CH₃COOH) dan soda api (NaOH). Sebelum dan sesudah bereaksi zat ditimbang secara saksama (sampai dua angka di belakang koma).

Contoh :

a. 2g NaOH(s) + 10g CH₃COOH(aq) →12g produk

b. 4g NaOH(s) + 10g CH₃COOH(aq) →14g produk

c. 8g NaOH(s) + 10g CH₃COOH(aq) →18g produk

Menurut pandangan Anda, bagaimanakah massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi? Jika disimak dari nama hukumnya, dapat diduga bahwa massa zat-zat sebelum dan sesudah bereaksi tidak berubah atau tetap. Kemukakan dengan kalimat Anda sendiri, bunyi Hukum Kekekalan Massa yang diajukan Lavoisier.

Data hasil pengamatan ditulis sebagai berikut.

Berat Sebelum Reaksi (g)	Berat Sesudah Reaksi (g)
NaOH(s) = .....	Hasil reaksi = ........
Cuka(aq) = ....	Hasil reaksi = ........

Contoh Soal Hukum Kekekalan Massa dalam Reaksi Kimia :

Kawat tembaga dibakar dalam pembakar bunsen sehingga terbentuk tembaga oksida (CuO).

2Cu(s) + O₂(g) → 2CuO(s)

Jika berat Cu semula 32 g dan CuO yang terbentuk 40 g, berapa berat O₂ yang bereaksi?

Penyelesaian :

Menurut Hukum Kekekalan Massa, dalam reaksi kimia tidak terjadi perubahan massa. Oleh karena itu, berat O₂ yang bereaksi adalah 40 g – 32 g = 8 g

32 g Cu(s) + 8 g O₂(g) → 40 g CuO(s)

1.2. Hukum Perbandingan Tetap

Berdasarkan contoh Hukum Kekekalan Massa, 32 g Cu bereaksi dengan 8 g O₂ dan terbentuk 40 g CuO. Jika 50 g Cu direaksikan dengan 8 g O₂, apakah CuO yang dihasilkan menjadi 58 g?

Berdasarkan hasil penelitian, terbukti jawabannya tidak karena menurut hasil penelitian, massa CuO yang dihasilkan tetap 40 g. Setelah dianalisis, tambahan logam Cu sebanyak 18 g tidak bereaksi (tetap sebagai logam Cu). Mengapa demikian?

Anda perlu bukti? Anda dapat membuktikannya dengan melakukan percobaan, misalnya reaksi antara HCl encer dan serbuk CaCO₃. HCl encer sebagai variabel tetap, sedangkan CaCO₃ sebagai variabel bebas. Berdasarkan hasil pengamatan, apakah semua CaCO₃ dapat bereaksi dengan HCl untuk setiap gram yang dicampurkan?

Data hasil pengamatan ditulis sebagai berikut.

Berat CaCO₃	Volume HCl	Berat CaCO₃ Sisa
1 g	50 mL	...............
2 g	50 mL	...............
5 g	50 mL	...............
10 g	50 mL	...............

Menurut Joseph Louis Proust (1754–1826): pembentukan senyawa memiliki komposisi tidak sembarang. Dengan kata lain, perbandingan massa unsur-unsur dalam senyawa selalu tetap.

Pernyataan tersebut didasarkan pada pengukuran senyawa dari hasil reaksi-reaksi kimia dan senyawa dari berbagai sumber. Hukum ini disebut Hukum Perbandingan Tetap atau Hukum Komposisi Tetap. Proust melakukan sejumlah percobaan tentang perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa, hasilnya sebagai berikut.

a. Pada senyawa NaCl, perbandingan massa Na dan Cl selalu tetap, yaitu 39% Na dan 61% Cl atau massa Na : massa Cl = 2 : 3.

b. Pada molekul air, perbandingan massa H dan O selalu tetap, yaitu 11% H dan 89% O atau H : O = 1 : 8.

c. Pada molekul CO₂, perbandingan massa C dan O selalu tetap, yaitu 27,3% C dan 72,7% O atau 3 : 8.

Contoh Soal Menentukan Komposisi Unsur dalam Senyawa :

Kawat tembaga dibakar sehingga terbentuk tembaga oksida (CuO). Perhatikan reaksi berikut.

32g Cu(s) + 8g O₂(g) → 40g CuO(s)

Berapa persen massa atau perbandingan massa unsur Cu : O dalam senyawa CuO?

Kunci Jawaban :

Untuk menentukan persen massa unsur-unsur dalam senyawa adalah dengan cara membandingkan massa unsur terhadap massa senyawanya.

Persen massa Cu dalam CuO = (32 g / 40 g) x 100% = 80%

Persen massa O dalam CuO = (8 g / 40 g) x 100% = 20%

Perbandingan massa unsur Cu : O ditentukan dari perbandingan persen massa unsur-unsurnya.

Massa Cu : Massa O = 80% : 20%.

Jadi, perbandingan massa unsur Cu : O = 4 : 1.

Terdapat bukti bahwa komposisi unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap dari mana pun sumbernya, baik dari bahan alam maupun dari hasil sintesis di laboratorium. Bukti tersebut dapat Anda simak pada contoh soal berikut.

Contoh Soal Berlakunya Hukum Perbandingan Tetap :

Senyawa NaCl diperoleh dari tiga sumber berbeda. Hasilnya disusun dalam tabel berikut.

Sumber	Laut	Mineral	Sintetis
Massa NaCl	2,00 g	1,50 g	1,0 g
Massa Na	0,78 g	0,59 g	0,39 g
Massa Cl	1,22 g	0,91 g	0,61 g

Apakah senyawa NaCl pada tabel tersebut mengikuti Hukum Proust?

Kunci Jawaban :

Untuk membuktikan kebenaran Hukum Proust, dapat dilakukan perbandingan massa setiap unsur dari ketiga sumber tersebut. Jika perbandingan massa unsur-unsur dalam ketiga sumber itu selalu tetap, berarti Hukum Proust terbukti.

Sumber laut:

$Persen\: Na\: =\: \: \frac{Massa\: Na}{Massa\: NaCl}\: X\: 100\%\: =\: \frac{0,78\: g }{2,00\: g}X\: 100\%\: =\: 39\%$

$Persen\: Cl\: =\: \: \frac{Massa\: Cl}{Massa\: NaCl}\: X\: 100\%\: =\: \frac{1,22\: g }{2,00\: g}X\: 100\%\: =\: 61\%$

Sumber mineral:

$Persen\: Na\: =\: \frac{0,59\: g }{1,50\: g}X\: 100\%\: =\: 39\%$

$Persen\: Cl\: =\: \frac{0,91\: g }{1,50\: g}X\: 100\%\: =\: 61\%$

NaCl dari laut memiliki komposisi yang sama, demikian pula dari hasil sintesis dengan cara yang sama akan menghasilkan perbandingan massa tetap. Jadi, Hukum Perbandingan Tetap terbukti kebenarannya.

Pengetahuan komposisi unsur-unsur dalam senyawa dapat digunakan untuk menentukan berat zat yang terlibat dalam reaksi secara tepat, seperti ditunjukkan pada contoh soal berikut.

Contoh Soal 4 Kebenaran Hukum Perbandingan Tetap :

Berapa gram NH₃ yang terbentuk dari 14 g N₂ dan 14 g H₂ ? Diketahui NH₃ tersusun atas 82% N dan 18% H.

Penyelesaian :

N₂(g)	+	H₂(g)	→	NH₃(g)
82%		18%		100%

Persen massa dapat diartikan sebagai perbandingan massa unsur-unsur yang bersenyawa sesuai Hukum Kekekalan Massa, yaitu 82 g N₂ tepat bereaksi dengan 18 g H₂ membentuk 100 g NH₃. Jika 14 g N₂ yang bereaksi maka gas H₂ yang diperlukan sebanyak:

$\frac{14\: g\: N_{2}}{82\: g\: N_{2}}$ x 18 g H₂ = 3g H₂

Berdasarkan persamaan reaksinya:

14g N₂(g) + 3g H₂(g) → 17g NH₃(g)

(sesuai Hukum Kekekalan Massa)

Jadi, berat NH₃ yang dihasilkan dari reaksi 14 g N₂ dan 14 g H₂ sama dengan 17 g. Menurut Hukum Proust, senyawa memiliki komposisi yang tetap. Jadi, berapa pun H₂ ditambahkan, yang bereaksi hanya 3 g berat dari H₂. Sisanya, tetap sebagai gas H₂ sebanyak 11 g tidak bereaksi.

Praktikum Kimia Hukum Perbandingan Tetap (1) :

Tujuan
Membuktikan kebenaran hukum perbandingan tetap
Langkah Kerja
1. Amati reaksi berikut ini.

Mg(s) + O₂(g) →MgO(s)

2. Amati hasil analisis percobaan I, II, dan III dalam tabel berikut.

	Percobaan I	Percobaan II	Percobaan III
Massa MgO	2,00 g	4,00 g	5,00 g
Massa Mg	1,20 g	2,40 g	3,00 g
Massa O	0,80 g	1,60 g	2,00 g

3. Dari hasil perhitungan persentase massa pada soal nomor 2, lengkapi tabel berikut ini.

Berat Mg	Berat O₂	Berat MgO	Berat Sisa Mg
24 g	16 g	...	...
28 g	16 g	...	...
36 g	16 g	...	...
50 g	16 g	...	...

Pertanyaan :

Tunjukkan bahwa data hasil percobaan sesuai dengan Hukum Perbandingan Tetap Proust.
Berapakah persen massa atau perbandingan massa unsur Mg dan O?
Berapa gram massa MgO yang dihasilkan dari reaksi tersebut?
Berapa gram sisa Mg yang tidak bereaksi?
Apa yang dapat Anda simpulkan dari perhitungan itu?

1.3. Hukum Perbandingan Berganda

Apa yang dimaksud dengan Hukum Perbandingan Berganda? Jika dari namanya, Anda tentu baru mengenal. Padahal, materinya sudah banyak disebutkan sebelumnya, misalnya CO dan CO₂ atau NO dan NO₂. Jika pembakaran karbon dilakukan pada suhu tinggi dan pasokan O₂ kurang maka akan terbentuk gas CO. Jika pembakaran dilakukan pada suhu lebih rendah dan pasokan oksigen berlebih maka akan terbentuk gas CO₂.

Jika disimak dari contoh tersebut, Anda tentu dapat menduga bahwa hukum ini berhubungan dengan senyawa yang tersusun atas unsur yang sama, tetapi komposisi berbeda.

Menurut Dalton: jika dua macam unsur membentuk lebih dari satu senyawa maka massa salah satu unsur berbanding sebagai kelipatan bilangan bulat dan sederhana. Pernyataan ini dikenal dengan Hukum Perbandingan Berganda dari Dalton.

Contoh :

Fosfor dan klorin dapat membentuk dua macam senyawa. Dalam senyawa X : 2 g fosfor tepat bereaksi dengan 6,9 g klorin. Dalam senyawa Y : 2 g fosfor tepat bereaksi dengan 11,5 g oksigen. Bagaimana rumus kedua senyawa ini?

Perbandingan massa unsur klorin dalam kedua senyawa (untuk berat fosfor yang sama) adalah 6,9 : 11,5 = 3 : 5. Dengan demikian, rumus senyawa X dan Y adalah PCl₃ dan PCl₅ dengan bentuk struktur seperti Gambar 1.

Gambar 1. (a) Struktur molekul PCl₃ (b) Struktur molekul PCl₅

Contoh Soal Hukum Perbandingan Berganda Berdasarkan Massa :

Unsur nitrogen dan oksigen dapat membentuk lebih dari satu senyawa, misalnya NO, NO₂, N₂O₃, dan N₂O₄. Pada kondisi tertentu, 1 g nitrogen tepat bereaksi dengan 1,14 g oksigen. Pada kondisi yang lain, 1 g nitrogen tepat bereaksi dengan 2,28 g oksigen.

Jelaskan bahwa data ini sesuai dengan Hukum Perbandingan Berganda. Bagaimana rumus kimia kedua senyawa itu?

Kunci Jawaban :

Untuk berat nitrogen yang sama (1 g), perbandingan massa oksigen untuk kedua senyawa itu adalah 1,14 : 2,28 atau 1 : 2. Oleh karena perbandingan unsur oksigen pada kedua senyawa itu berupa bilangan bulat dan sederhana maka data ini sesuai Hukum Perbandingan Berganda. Rumus kimia kedua senyawa itu adalah NO dan NO₂.

Contoh Soal Hukum Perbandingan Berganda Berdasarkan Persen Massa :

Unsur hidrogen dan oksigen dapat membentuk air dan suatu peroksida. Persen massa unsur-unsur dalam air adalah 11,1% berat H dan 88,9% berat O. Persen massa dalam peroksida adalah 5,93% berat H dan 94,07% berat O.

Jelaskan bahwa data ini sesuai Hukum Perbandingan Berganda dan tentukan rumus peroksidanya.

Kunci Jawaban :

Berdasarkan persen berat, dapat diartikan bahwa dalam air terkandung 11,1 g H dan 88,9 g O. Jika berat H = 1 g maka berat O dalam air adalah 1 g H :

$\frac{1\: g\: H}{11,2\: g\: H}$ × 88,9 = 8 g

Dalam peroksida terkandung 5,93 g H dan 94,07 g O.

Jika berat H = 1g, maka berat O dalam peroksida adalah :

$\frac{1\: g\: H}{5,93\: g\: H}$ × 88,9 = 16 g

Untuk berat H yang sama, perbandingan massa O dalam air dan peroksida adalah 8 : 16 = 1 : 2.

Dengan demikian, data ini sesuai Hukum Perbandingan Berganda. Oleh karena molekul air H₂O maka rumus molekul peroksida adalah H₂O₂.

1.4. Hukum Perbandingan Volume

Hukum-hukum perbandingan yang telah Anda pelajari hanya mengkaji komposisi senyawa, sedangkan Hukum Perbandingan Volume berhubungan dengan reaksi-reaksi kimia yang melibatkan wujud gas. Bagaimana perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan adakah hubungan antara volume gas-gas yang bereaksi dan koefisien reaksinya?

Untuk menjawab masalah ini, Anda dapat melakukan percobaan menggunakan tabung eudiometer. Misalnya, masukkan gas H₂ dan gas O₂ dengan volume terukur ke dalam eudiometer. Kemudian, hubungkan alat itu dengan arus listrik dan tekan tombol pembangkit bunga api listrik (piezo electric). Piezo electric adalah alat pembangkit bunga api listrik, seperti pada bensin dan kompor gas.

Percobaan dilakukan berulangkali pada kondisi tetap. Setiap kali percobaan, volume H₂ dijadikan variabel tetap, sedangkan volume O₂ dijadikan variabel bebas. Kemudian, dilakukan sebaliknya, volume O₂ dijadikan variabel tetap dan volume H₂ variabel bebas.

Joseph Louis Gay-Lussac (Kimiawan Prancis), dua abad yang lalu melakukan percobaan seperti itu. Pada percobaan I, volume H₂ dibuat tetap, sedangkan volume O₂ bervariasi dan sebaliknya. Hasilnya ditabulasikan ke dalam Tabel 1.

Tabel 1. Data Hasil Pengamatan Volume H₂ Tetap

V H₂	V O₂	V H₂O
20 mL	5 mL	10 mL
20 mL	10 mL	20 mL
20 mL	15 mL	20 mL
20 mL	20 mL	20 mL

Volume O₂ tetap :

V H₂	V O₂	V H₂O
10 mL	10 mL	10 mL
15 mL	10 mL	15 mL
20 mL	10 mL	20 mL
25 mL	20 mL	20 mL

Pada saat volume O₂ 10 mL, volume H₂O tidak berubah, yaitu 20 mL. Demikian pula pada percobaan II, volume H₂O tidak berubah lagi (20 mL) setelah volume H₂ mencapai 20 mL (volume O₂ = 10 mL). Jadi, perbandingan volume dari reaksi H₂ dan O₂ adalah sebagai berikut.

20 mL gas H₂ + 10 mL gas O₂ → 20 mL H₂O

Sejalan dengan percobaan tersebut, reaksi gas-gas lain juga diukur perbandingan volumenya, seperti ditunjukkan pada Tabel 2.

Tabel 2. Perbandingan Volume Gas-Gas dalam Reaksi

Persamaan Reaksi	Perbandingan Volume
H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)	10 mL : 10 mL : 20 mL
3H₂(g) + N₂(g) → 2NH₃(g)	15 mL : 5 mL : 10 mL
N₂(g) + 2O₂(g) → 2NO₂(g)	10 mL : 20 mL : 20 mL

Berdasarkan data perbandingan volume gas-gas yang bereaksi, Gay-Lussac menyimpulkan sebagai berikut.

Pada suhu dan tekanan tetap, volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding lurus dengan koefisien reaksinya sebagai bilangan bulat dan sederhana. Pernyataan ini disebut Hukum Perbandingan Volume.

Contoh Soal Hukum Perbandingan Volume :

Ke dalam tabung eudiometer dimasukkan gas O₂ dan gas SO₂, kemudian dilewatkan bunga api listrik. Pada suhu 25 °C dan tekanan 1 atm, volume gas-gas yang bereaksi diukur. Hasilnya ditunjukkan pada tabel berikut.

Pada volume O₂ tetap:

Percobaan	Volume O₂	Volume SO₂	Volume SO₃
1.	10 mL	10 mL	10 mL
2.	10 mL	15 mL	15 mL
3.	10 mL	20 mL	20 mL
4.	10 mL	25 mL	20 mL

Pada volume SO₂ tetap:

Percobaan	Volume O₂	Volume SO₂	Volume SO₃
1.	5 mL	20 mL	10 mL
2.	10 mL	20 mL	20 mL
3.	15 mL	20 mL	20 mL
4.	20 mL	20 mL	20 mL

Bagaimana perbandingan volume SO₂ : O₂ : SO₃? Apakah sesuai dengan Hukum Perbandingan Volume? Tuliskan persamaan reaksinya beserta koefisien reaksi berdasarkan hasil percobaan.

Kunci Jawaban :

Pada volume O₂ tetap

Simak percobaan 3, volume SO₃ tidak berubah lagi saat volume SO₂ mencapai 20 mL.

Pada volume SO₂ tetap

Simak percobaan 2, volume SO₃ tidak berubah lagi saat volume O₂ mencapai 10 mL.

Perbandingan volume SO₂ : O₂ : SO₃ adalah :

SO₂ + O₂ → SO3

20 mL : 10 mL : 20 mL

Dengan demikian, data tersebut sesuai dengan Hukum Gay-Lussac.

Persamaan reaksi yang terjadi adalah :

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

Contoh Soal Ebtanas 1992 :

Pada reaksi pembakaran etuna menurut reaksi:

C₂H₂ (g) + O₂ (g) → CO₂(g) + H₂O (g)

Perbandingan volume gas-gas yang bereaksi adalah ....

A. 2 : 5 : 4 : 2
B. 2 : 5 : 3 : 3
C. 1 : 3 : 2 : 2
D. 1 : 1 : 2 : 1
E. 1 : 1 : 1 : 1

Pembahasan :

Pada suhu dan tekanan, tetapi perbandingan gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi berbanding lurus dengan koefisien reaksinya.

2C₂H₂ (g) + 5O₂ (g) → 4CO₂(g) + 2H₂O (g)

Jadi, perbandingan volumenya : 2 : 5 : 4 : 2 (A)

1.5. Hukum Avogadro

Setelah hukum perbandingan volume dipublikasikan dalam jurnal-jurnal internasional, pakar kimia Italia, Amadeo Avogadro, berteori dengan hukum tersebut. Dia mengajukan hipotesis sebagai berikut.

Pada suhu dan tekanan sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah molekul yang sama.

Makna hipotesis itu dapat diartikan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi menunjukkan perbandingan molekul-molekulnya. Sebagai gambaran, tinjau reaksi antara gas N₂ dan gas O₂ menghasilkan gas NO₂.

1 volume N₂ + 2 volume O₂ →2 volume NO₂

1 molekul N₂ + 2 molekul O₂ →2 molekul NO₂

n molekul N₂ + 2n molekul O₂ →2n molekul NO₂

Jika reaksi diukur pada suhu dan tekanan yang sama, jumlah molekul O₂ yang bereaksi dua kali jumlah molekul N₂ (volumenya 2×) dan jumlah molekul NO₂ yang dihasilkan dua kali jumlah molekul N₂ atau sama dengan jumlah molekul O₂ . Oleh karena hipotesis Avogadro dapat diterima kebenarannya dan dapat dibuktikan (kapan pun, di mana pun, oleh siapa pun) maka hipotesis tersebut telah dikukuhkan sebagai Hukum Avogadro. Pada pembakaran metana juga berlaku Hukum Avogadro, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.

Gambar 2. Reaksi pembakaran metana dengan perbandingan volume tetap

Sekilas Kimia

Amadeo Avogadro

(1776–1856)

Avogadro menunjukkan bahwa dalam volume yang sama dari dua gas tertentu selalu terdapat jumlah molekul yang sama jika gas itu memiliki temperatur dan tekanan yang sama. Sebelum teori Avogadro lahir, ada paradigma bahwa zat-zat yang bereaksi berupa atom-atom (bukan molekul). Jika paradigma itu benar, NO₂ dibentuk dari 1 atom O dan ½ atom N. Hal ini tidak sesuai dengan model atom (tidak mungkin atom pecahan).

Contoh Soal Penerapan Hipotesis Avogadro :

Pada suhu dan tekanan tertentu, gas N₂ direaksikan dengan gas H₂ menjadi gas NH₃. Jika gas H₂ yang bereaksi sebanyak 7,5 × 10²³ molekul, berapakah jumlah molekul NH₃ yang terbentuk?

Kunci Jawaban :

Pada suhu dan tekanan sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah molekul yang sama (Avogadro). Koefisien reaksi menyatakan perbandingan volume gas-gas yang bereaksi (Gay-Lussac).

N₂(g)	+	H₂(g)	→	NH₃(g)
3 v	:	1 v	:	2 v
7,5 × 10²³				?

Dalam 3 volume H₂ terkandung 7,5 × 10²³ molekul maka dalam 2 volume NH₃ terkandung :

$\frac{2\: volume\: NH_{3}}{3\: volume\: H_{2}}$ × 7,5 × 10 molekul H₂

Jumlah molekul NH₃ = 5,0 × 10²³ molekul

B. Konsep Mol dan Tetapan Avogadro

Munculnya Hukum Avogadro berpengaruh sangat signifikan terhadap perkembangan ilmu Kimia, khususnya dalam pengukuran zat-zat di laboratorium. Pengukuran berat suatu zat pada umumnya menggunakan satuan gram, sedangkan massa atom dan molekul dinyatakan dalam satuan Ar dan Mr. Bagaimana hubungan Ar atau Mr dengan berat suatu zat dalam satuan gram?

2.1. Tetapan Avogadro (L)

Sumbangan Avogadro tidak berhenti sampai hubungan jumlah partikel (molekul, atom, ion) dan volume gas, tetapi merambah lebih jauh kepada hubungan jumlah partikel dan massa zat. Sebagai gambaran hubungan jumlah partikel dan massa suatu zat, mari kita tinjau partikel yang diemisikan oleh unsur radioaktif berikut ini.

Berdasarkan hasil pengukuran, diketahui bahwa satu gram radium dapat mengemisikan partikel alfa sebanyak 11,6 × 10¹⁷ partikel. Partikel alfa sebanyak 11,6 × 10¹⁷ setara dengan helium sebanyak 7,7 × 10^-6 g.

Radium	→	Partikel alfa (α )	≈	Atom helium
(1 g)	:	(11,6 × 10¹⁷ partikel)	:	(7,7 × 10^-6 g)

Oleh karena partikel alfa adalah inti atom helium maka jumlah atom helium dalam satu gram adalah

$\frac{1\: g\: He}{7,7\: �\: 10^{-6}\: g\: He}$ × 11,6×10 atom He = 1,507 × 10²³ atom

Jadi, dalam 1g helium terkandung 1,507 × 10²³ atom helium. Ini menyatakan hubungan massa (g) dan jumlah partikel (atom). Berdasarkan hasil perhitungan, selalu muncul bilangan sebesar 6,02 × 10²³untuk jumlah molekul yang massanya sebesar nilai massa atom relatif untuk unsur atau sebesar massa molekul relatif unsur senyawa.

Contoh Soal Hubungan Jumlah Partikel dan Massa Zat :

Pada P dan T tertentu, 1 g metana mengandung 3,75 × 10²² molekul CH₄ . Berapa jumlah molekul gas CH₄ dalam 16 g?

Kunci Jawaban :

Dalam 1 g CH₄ terkandung 3,75 × 10²² molekul CH₄.

Dalam 16 g CH₄ terkandung :

$\frac{16\: g \: CH_{4}}{1\: g \: CH_{4}}$ × 3,75 × 10 molekul = 6,0 × 10²³ molekul

Jadi, dalam 16 g metana terkandung 6,0 × 10²³ molekul CH

Contoh:

Dalam 18 g air (Mr H₂O = 18) terkandung 6,02 × 10²³ molekul H₂O.

Dalam 23 g natrium (Ar Na = 23) terkandung 6,02 × 10²³ atom Na.

Dalam 58,5 g natrium klorida (Mr NaCl = 58,5) terkandung 6,02 × 10²³ satuan rumus NaCl.

Oleh karena itu, bilangan sebesar 6,02 × 10²³ dinyatakan sebagai tetapan Avogaro yang disingkat L.

L = 6,02 × 10²³ partikel

Contoh Soal Ebtanas 1998 :

Sejumlah x molekul gas propana dibakar habis dengan O₂ menurut persamaan:

C₃H₈ (g) + 5O₂ (g) → 3CO₂ (g) + 4H₂O (g)

Pada P dan T yang sama, jumlah molekul gas CO₂ yang dihasilkan ....

A. x molekul
B. 3x molekul
C. 4x molekul
D. 5x molekul
E. 6x molekul

Pembahasan :

Pada P dan T yang sama, persamaan reaksi menyatakan jumlah atom atau molekul yang terlibat dalam reaksi. Jadi persamaan reaksinya yaitu:

1 molekul C₃H₈ (g) + 5 molekul O₂ (g) → 3 molekul CO₂ (g) + 4 molekul H₂O (g)

1 molekul C₃H₈ (g) = x molekul
berarti, CO₂ = 3x molekul. (B)

2.2. Pengertian Mol

Berdasarkan perhitungan, dalam 56 g besi terkandung 6,02 × 10²³ atom besi, dalam satu mililiter air terkandung 3,345 × 10²²molekul air.

Angka-angka sebesar ini tidak efisien jika dipakai untuk perhitungan zat-zat di laboratorium.

Agar lebih sederhana, para ilmuwan menetapkan suatu satuan jumlah zat yang menyatakan banyaknya partikel zat itu. Satuan ini dinamakan mol. Berdasarkan kesepakatan, untuk partikel yang jumlahnya sebesar tetapan Avogadro atau 6,02 × 10²³ dinyatakan sebesar satu mol. Dengan kata lain, satu mol setiap zat mengandung 6,02 × 10²³ partikel zat, baik atom, molekul, maupun ion.

Contoh :

Dalam satu mol besi terkandung 6,02 × 10²³ atom Fe.

Dalam satu mol air terkandung 6,02 × 10²³ molekul H₂O.

Dalam satu mol natrium klorida terkandung 6,02 × 10²³ ion Na⁺ dan 6,02 × 10²³ ion Cl^–.

Contoh Soal Hubungan Mol dan Jumlah Partikel :

a. Berapa jumlah atom karbon yang terkandung dalam 0,05 mol karbon?

b. Berapa mol gas O₂ yang mengandung 1,5 × 10²³ molekul O₂?

Kunci Jawaban :

a. Dalam 1 mol karbon terkandung 6,02 × 10²³ atom karbon.

Dalam 0,05 mol karbon akan mengandung atom karbon sebanyak:

$\frac{0,05\: mol}{1,0\: mol}$ × 6,02 × 10 C = 3,01 × 10²² atom C.

b. Molekul O₂ sebanyak 6,02 × 10²³ adalah 1 mol.

Jumlah mol untuk 1,5 × 10²³ molekul O₂ adalah

$\frac{1,5\: x\: 10^{23}\: molekul O_{2}}{6,02\: x\: 10^{23}\: molekul O_{2}/mol}$ = 0,25 mol = 0,25 mol

C. Massa Molar dan Volume Molar Gas

Bagaimana hubungan antara Ar atau Mr dan massa zat agar kita dapat menentukan jumlah zat-zat yang bereaksi dan meramalkan jumlah hasil reaksinya? Untuk dapat menjawab hal tersebut, Anda harus memahami massa molar dan volume molar.

3.1. Massa Molar

Berdasarkan hasil perhitungan, diketahui bahwa dalam 18 g air terkandung 6,02 × 10²³ molekul H₂O. dalam 23 g natrium terkandung 6,02 × 10²³ atom Na, dan dalam 58,5 g natrium klorida terkandung 6,02 × 10²³ satuan rumus NaCl.

Pada bab sebelumnya, Anda sudah dapat menentukan Mr H₂O = 18; Ar Na = 23; dan Mr NaCl = 58,5. Berdasarkan informasi tersebut, terlihat adanya hubungan yang teratur antara massa zat (g), Ar atau Mr, dan jumlah partikel (L). Hubungan tersebut dinyatakan dalam bentuk tabel berikut.

Tabel 3. Hubungan Massa (Ar/Mr), Jumlah partikel, dan Mol Beberapa Zat

Zat	Massa (g)	A r/Mr	Jumlah Partikel	Mol
H₂O	18	18	6,02 × 10²³ molekul H₂O	1
Na	23	23	6,02 × 10²³ atom Na	1
NaCl	58,5	58,5	6,02 × 10²³ satuan NaCl	1

Berdasarkan hubungan pada tabel tesebut, diketahui bahwa massa zat yang besarnya sama dengan nilai Ar atau Mr mengandung jumlah partikel sebanyak 6,02 × 10²³ atau sebesar satu mol. Dengan demikian, disimpulkan bahwa massa satu mol zat sama dengan nilai Ar (untuk atom) atau Mr (untuk senyawa). Massa satu mol zat disebut massa molar (Mm) dengan satuan gram per mol (g mol^–1).

Gambar 3. Hubungan besaran kimia.

Contoh Soal Penerapan Massa Molar :

Besi beratnya 25 g. Berapa mol besi tersebut ? Diketahui Ar Fe = 56 g mol^–1.
Jumlah mol grafit dalam suatu baterai adalah 1,5 mol. Berapa berat grafit tersebut ? Diketahui Ar C = 12 g mol^–1.
Berapa berat 1 atom besi ? Diketahui Ar Fe = 56 sma.
Berapa jumlah molekul CO₂ yang terdapat dalam 4 g CO₂ ? Diketahui Mr CO₂ = 44 sma.

Kunci Jawaban :

1. Massa molar besi: Mm Fe = 56 g mol^–1

Jumlah mol besi = $\frac{25\: g}{56\: g\: mol^{-1}}$ = 0,446 mol.

2. Massa molar C = 12 g mol^–1

Massa 1,5 mol C = 1,5 mol x 12 g mol^–1 = 18 g.

3. Ar Fe = 56 sma, Jadi, massa molar Fe = 56 g mol^–1.

Massa 1 atom Fe adalah :

$\frac{1\: atom\: Fe}{6,02\: x\: 10^{23}\: atom\: mol^{-1}}$ x 56 g mol^–1 = = 9,3 × 10²³ g

Jadi, berat 1 atom Fe = 9,3 × 10²³ g.

4. Massa molar CO₂ = 44 g mol^–1

Jumlah mol CO₂ = $\frac{4\: g}{44\: g\: mol^{-1}}$ = 0,09 mol

Jumlah CO₂ = 0,09 mol × 6,02 × 10²³ molekul mol^–1= 0,54 × 10²³ molekul.

3.2. Volume Molar Gas

Menurut Amedeo Avogadro: pada suhu dan tekanan tertentu, setiap gas yang volumenya sama mengandung jumlah molekul yang sama. Artinya, gas apapun selama volumenya sama dan diukur pada P dan T yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama. Jika jumlah molekul gas sebanyak tetapan Avogadro (L= 6,02 × 10²³ molekul) maka dapat dikatakan jumlah gas tersebut adalah satu mol.

Berdasarkan perhitungan yang mengacu pada Hukum Avogadro, pada 0 °C dan 1 atm (STP, Standard Temperature and Pressure), volume satu mol gas adalah 22,4 liter. Volume satu mol gas ini dikenal dengan volume molar gas, disingkat V_m.

Tabel 4. Volume Molar Gas Beberapa Zat pada Keadaan STP

Zat	Massa (g)	Mol	Volume	Jumlah Molekul
NO₂	46	1	22,4	6,02 × 10²³
NH₃	17	1	22,4	6,02 × 10²³
CO	28	1	22,4	6,02 × 10²³
CO	17	1	22,4	6,02 × 10²³

Sekilas Kimia

Hukum Boyle: Hubungan Tekanan dan Volume

Robert Boyle (1627–1691) adalah seorang kimiawan Inggris. Pada abad ke-17, Boyle mempelajari sifat gas-gas secara sistematis dan kuantitatif. Boyle menyelidiki hubungan antara tekanan dan volume suatu sampel gas dengan menggunakan peralatan seperti yang ditunjukkan pada gambar. Mula-mula dilakukan penekanan pada gas dengan menambahkan merkuri (Hg) pada tabung, yang tekanannya sama dengan tekanan atmosfer. Peningkatan tekanan ditunjukkan oleh merkuri dengan level berbeda pada dua kolom. Ketika percobaan, temperatur gas dijaga konstan.

Dari percobaan Boyle tersebut, diketahui bahwa volume gas (V) berbanding terbalik dengan tekanan (P) pada suhu tetap (T konstan).

V ∝ 1/P

(Sumber: Chemistry, 1994)

Contoh Soal Penerapan Volume Molar Gas :

a. Berapa volume 16 g gas O₂ yang diukur pada keadaan STP ? Diketahui Mr O₂ = 32.

b. Berapa jumlah molekul N₂ yang terdapat dalam 5,6 L gas N₂ diukur pada keadaan STP ?

Penyelesaian :

Massa molar O₂ = 32 g mol^–1

Jumlah mol O₂ = = 0,5 mol

Pada STP, volume molar O₂ = 22,4 L mol^–1,

maka volume 0,5 mol O₂ = 0,5 mol × 22,4 L mol^–1 = 11,2 L

Jadi, volume untuk 16g O₂ pada STP = 11,2 L

b. Pada STP, volume molar N₂ = 22,4 L mol^–1

Jumlah mol N₂ dalam 5,6 L = = 0,25 mol.

Jumlah molekul N₂ dalam satu mol = 6,02 × 10²³.

Jumlah molekul N₂ dalam 0,25 mol = 0,25 mol × 6,02 × 10²³ molekul/mol = 1,505 × 10²³ molekul.

Jadi, jumlah N₂ dalam 5,6 L = 1,505 × 10²³ molekul

3.3. Volume Molar Gas Non STP

Bagaimana menentukan volume suatu gas pada keadaan tidak standar? Untuk menentukan volume gas pada suhu dan tekanan tertentu dapat dihitung menggunakan persamaan gas ideal. Persamaan gas ideal adalah suatu persamaan yang diturunkan berdasarkan asumsi para pakar kimia dengan mengacu pada hasil-hasil percobaan seperti Charles, Amonton, Boyle, dan Gay-Lussac.

Hukum Charles menyatakan bahwa: pada tekanan tetap, volume gas berbanding lurus dengan suhu mutlaknya. Secara matematis dirumuskan sebagai:

V ≈ T

Hukum Amonton menyatakan bahwa: pada volume tetap, tekanan gas berbanding lurus dengan suhu mutlaknya. Secara matematis dirumuskan sebagai:

P ≈ T

Boyle dan Gay-Lussac menggabungkan ketiga besaran gas (tekanan, suhu, dan volume) menghasilkan persamaan berikut:

PV ≈ T

Menurut Avogadro, persamaan tersebut dapat ditulis sebagai:

PV = RT

R adalah tetapan molar gas yang tidak bergantung pada P, T, dan V, tetapi hanya bergantung pada jumlah mol gas. Menurut percobaan, nilai

R = 0,082 L atm mol^–1 K^–1.

Berdasarkan uraian tersebut, persamaan gas ideal dapat ditulis sebagai berikut.

$PV\: =\: nRT$

Keterangan:

P = Tekanan (atm)

V = Volume (L)

T = Suhu mutlak (K)

n = Jumlah partikel (mol)

R = Tetapan gas (L atm mol^–1 K^–1) = 0,082 L atm mol^–1 K^–1.

Contoh Soal Penerapan Pesamaan Gas Ideal :

Berapa volume gas H₂ yang terdapat dalam balon pada 27 °C jika tekanan H₂ 2 atm dan beratnya 0,5 g? Diketahui: R = 0,082 L atm mol^–1 K^–1..

Kunci Jawaban :

Untuk menentukan volume H₂, pertama menghitung jumlah molnya, kemudian menghitung volume gas H₂ melalui persamaan untuk gas ideal PV = nRT.

Jumlah mol H₂ = $\frac{0,5\: g}{2\: g\: mol^{-1}}$ = 0,25 mol.

Volume H₂ pada 27 °C dan 1 atm :

PV = nRT

$V=\frac{nRT}{P}=\frac{0,25\: mol\: X\: 0,082\: L\: atm\: mol^{-1}\: K^{-1}\: X\: 300K}{2\: atm}=3,075\: L$

D. Perhitungan Kimia

Setelah Anda mengetahui hubungan antara besaran-besaran kimia seperti massa, mol, jumlah partikel, dan Ar atau Mr maka Anda dapat menerapkannya dalam perhitungan kimia. Misalnya, berapa volume gas CO₂ yang dihasilkan dari pembakaran 2 liter bensin atau berapa gram aluminium yang harus direaksikan dengan HCl agar dihasikan 5 liter gas H₂? Semua ini dapat Anda lakukan sekarang.

Stoikiometri Reaksi

Kita kembali ke topik persamaan reaksi. Anda sudah mengetahui bahwa persamaan reaksi menyatakan jumlah atom atau molekul yang terlibat dalam reaksi (Hukum Avogadro). Banyaknya zat yang terlibat dalam reaksi kimia ditunjukkan oleh koefisien reaksinya.

Contoh :

Gambar 4. Reaksi antara gas klorin dan gas hidrogen.

Reaksi antara gas hidrogen dan gas klorin membentuk hidrogen klorida (Gambar 4) diungkapkan dalam persamaan reaksi berikut.

H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)

Persamaan reaksi ini bermakna bahwa:

1 molekul H₂ + 1 molekul Cl₂ → 2 molekul HCl

atau

n molekul H₂ + n molekul Cl₂ → 2n molekul HCl

Jika nilai n dari persamaan reaksi tersebut sama dengan 6,02 × 10²³ atau sebesar tetapan Avogadro maka n molekul sama dengan satu mol. Dengan demikian, persamaan reaksi tersebut menyatakan perbandingan mol.

2 mol C + 1 mol O₂→ 2 mol CO

Dapat disimpulkan bahwa koefisien reaksi pada persamaan kimia menunjukkan perbandingan jumlah mol zat-zat yang bereaksi dan zat-zat hasil reaksi. Perbandingan koefisien reaksi ini dinamakan rasio stoikiometri yang disingkat RS.

Sebagai gambaran aplikasi konsep mol dalam reaksi kimia dapat disimak contoh reaksi berikut:

Contoh:

Berapa mol H₂O yang dihasilkan jika 2 mol O₂ direaksikan dengan gas H₂ berlebih? Pernyataan "berlebih" mengisyaratkan bahwa jumlah H₂ lebih melimpah dari yang diperlukan untuk bereaksi secara tepat dengan 2 mol O₂. Oleh karena itu, jumlah H₂O yang dihasilkan bergantung pada jumlah O₂.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)

Berdasarkan persamaan reaksi, 2 mol H₂ bereaksi dengan 1 mol O₂ menghasilkan 2 mol H₂O . Jika O₂ yang bereaksi sebanyak 2 mol maka jumlah mol H₂O dapat ditentukan dari rasio stoikiometri (RS H₂O/O₂).

Contoh Soal Terapan Mol dalam Reaksi Pembakaran :

Tentukan berat air yang dihasilkan jika 0,25 mol gas butana dibakar dalam oksigen berlebih.

Kunci Jawaban :

Persamaan kimia yang terjadi:

2C₄H₁₀(g) + 13O₂(g) → 8CO₂(g) + 10H₂O(g)

Dalam persamaan tersebut, 10 mol H₂O dihasilkan dari 2 mol C₄H₁₀ atau RS (H₂O : C₄H₁₀) = 10 : 2

Jumlah mol air yang dihasilkan = RS × mol butana

Jumlah mol air yang dihasilkan = $\frac{10\: mol\: H_{2}O}{2\: mol\: C_{2}H_{10}}$ × 0,25 mol C₄H₁₀ = 1,25 mol H₂O

Massa molar H₂O = 18 g mol^–1

Berat H₂O = 1,25 mol × 18 g mol^–1 = 22,5 g

Contoh Soal Terapan Mol dalam Proses Fotosintesis :

Berapa jumlah molekul CO₂ yang diperlukan untuk membentuk 90 g glukosa pada proses fotosintesis dengan bantuan energi matahari?

Penyelesaian :

Pertama, tentukan dulu jumlah mol glukosa untuk mengetahui mol CO₂ melalui RS (glukosa : CO₂).

Kedua, tentukan jumlah molekul CO₂ melalui tetapan Avogadro.

Persamaan reaksi yang terjadi :

			energi
6CO₂(g)	+	6H₂O(l)	→	C₆H₁₂O₆(s)	+	12O₂(g)

Jumlah mol glukosa yang terbentuk adalah

$\frac{massa\: glukosa}{massa\: molar\: glukosa}=\frac{90\: g}{180\: g\: mol^{-1}}=0,5\: mol$

Jumlah mol karbondioksida yang diperlukan = RS x mol glukosa :

$\frac{6\: mol\: CO_{2}}{1\: mol\: C_{6}H_{12}O_{6}}$ × 0,5 mol C₆H₁₂O₆ = 3 mol CO₂

Jumlah molekul CO₂ yang diperlukan :

3 mol CO₂ × 6,02 × 10²³ molekul mol^–1 = 18,06 × 10²³.

Jadi, CO₂ yang diperlukan adalah 18,06 × 10²³ molekul = 1,806 x 10²⁴.

Sekilas Kimia

CO₂ dan Efek Rumah Kaca

Dari pembakaran 1,00 g C₄H₁₀ menghasilkan 3,03 g CO₂. Satu galon (3,78 L) gasolin (C₈H₁₈) menghasilkan 8 kg CO₂. Pembakaran bahan bakar tersebut melepaskan sekitar 20 milyar ton CO₂ ke atmosfer setiap tahunnya. Meskipun CO₂ merupakan komponen kecil di atmosfer, CO₂ berperanan penting dalam menyerap radiasi panas, bertindak seolah-olah seperti rumah kaca. Oleh karena itu, kita sering menyebutkan CO₂ dan gas penangkap panas lainnya sebagai gas rumah kaca. Panas yang disebabkan oleh gas ini dinamakan efek rumah kaca. (Sumber: Chemistry The Central Science, 2000.)

Catatan :

Koefisien reaksi dalam persamaan reaksi menyatakan perbandingan :

• Jumlah partikel (atom, molekul, ion).

• Jumlah mol.

Dalam stoikiometri reaksi, apapun jenis informasi yang diketahui dan jenis informasi yang ditanyakan dapat diselesaikan dengan menggunakan empat langkah berikut.

Tuliskan persamaan reaksi kimia setara.
Ubah besaran yang diketahui ke dalam satuan mol.
Gunakan rasio stoikiometri (RS) dari persamaan kimia setara untuk menentukan besaran yang ditanyakan dalam satuan mol.
Ubah satuan mol ke dalam besaran yang ditanyakan, misalnya dalam satuan gram atau jumlah partikel.

Secara diagram, keempat langkah tersebut dapat dilihat pada gambar berikut, misalnya untuk reaksi : A →B

Gambar 5. Diagram langkah penyelesaian stoikiometri reaksi.

Contoh Soal Penggunaan Rasio Stoikiometri :

Oktana (C₈H₁₈) dibakar dalam mesin mobil. Berapa volume CO₂ yang dihasilkan pada pembakaran sempurna 2 liter oktana? Semua diukur pada STP.

Pembahasan :

Tahap 1: Persamaan reaksi kimia setara:

2C₈H₁₈(g) + 25O₂(g) → 16CO₂(g) + 18H₂O(g)

Tahap 2: Ubah satuan volume oktana menjadi mol menggunakan volume molar.

Tahap 3: Tentukan jumlah mol oksigen menggunakan RS (CO₂ : C₈H₁₈)

Mol O₂ = $\frac{16\: mol\: O_{2}}{2\: mol\, C_{8}H_{18}}$ x 0,09 mol C₈H₁₈ = 0,72 mol

Tahap 4: Ubah mol O₂ ke dalam satuan volume melalui volume molar.

Volume O₂ = 0,72 mol × 22,4 L mol^–1 = 16,128 L

Jadi, volume CO₂ yang dihasilkan dari pembakaran 2 liter oktana adalah 16,128 liter.

Rangkuman :

Dalam reaksi kimia, massa zat sebelum dan sesudah reaksi selalu tetap (Hukum Kekekalan Massa)
Perbandingan massa unsur-unsur yang membentuk senyawa selalu tetap, tidak bergantung pada cara pembentukan maupun sumber senyawa tersebut (Hukum Perbandingan Tetap).
Jika diukur pada suhu dan tekanan sama, volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana (Hukum Perbandingan Volume).
Pada suhu dan tekanan tetap, semua gas apapun yang volumenya sama akan mengandung jumlah molekul yang sama (Hukum Avogadro).
Satu mol setiap zat mengandung 6,022 × 10²³ partikel penyusun zat itu atau sebesar tetapan Avogadro (L)
pada atom, molekul, maupun ion.
Massa molar (M_m) suatu zat menunjukkan massa satu mol zat dalam satuan gram. Satuan massa molar adalah gram per mol.
Volume molar (V_m) menunjukkan volume satu molar gas. Pada keadaan standar (0 ^oC dan 1 atm), volume molar gas adalah 22,4 liter per mol.
Untuk gas-gas pada keadaan bukan standar, perhitungan volume molar gas menggunakan persamaan gas ideal, yaitu PV = nRT.
Koefisien reaksi dalam suatu persamaan reaksi kimia, selain menunjukkan perbandingan volume dan jumlah partikel yang bereaksi juga menyatakan perbandingan mol zat-zat yang bereaksi. Perbandingan koefisien reaksi ini dinamakan rasio stoikiometri, disingkat RS.

Pages

BAKRIE CHEMISTRY

Visitor

Pengikut

Contributors

Feedjit

Wednesday, April 15, 2015

peta konsep buffer

peta konsep sel volta

soal hukum dasar kimia

Soal Hukum-hukum Dasar Kimia

Hukum Dasar dan Perhitungan Kimia, Mol, Rumus, Contoh Soal, Pembahasan, Praktikum, Massa, Volume Molar Gas, Tetapan Avogadro

Popular Posts

Archives

Download