Hukum-Hukum Dasar Stoikiometri Kimia

Hukum-Hukum Dasar Stoikiometri Kimia

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang hubungan kuantitatif (terhitung) dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya. Sebelum itu ada hukum-hukum dasar dari yang harus kalian tau, sama seperti fisika ada Hukum Newton I, Hukum Newton II, dan III. Pendapat yang dipatenkan menjadi pedoman yang telah dibuktikan kebenarannya. berikut adalah singkatnya 

1. HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER
"Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap".

Contoh:
Hidrogen  + Oksigen  ®  Hidrogen Oksida 
   (4g)         (32g)               (36g)


2. HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST

:"Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap"

Contoh:
a. Pada senyawa NH₃ = massa N : massa H
= 1 Ar . N : 3 Ar . H
= 1 (14)  : 3 (1)
= 14 : 3
b. Pada senyawa SO₃ = massa S : massa 0
= 1 Ar . S : 3 Ar . O
= 1 (32) : 3 (16)
= 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust:
Bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO₃ ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40) ????
Massa C = (Ar C / Mr CaCO₃) x massa CaCO₃
= 12/100 x 50 gram = 6 gram

Kadar C = massa C / massa CaCO₃ x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%


3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON
"Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana".

Contoh:

Bila unsur Nitrogen dan oksigen disenyawakan dapat terbentuk,
NO dimana massa N : O = 14 : 16 = 7 : 8
NO₂ dimana massa N : O = 14 : 32 = 7 : 16

Untuk massa Nitrogen yang sama banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO₂ = 8 :16 = 1 : 2


4. HUKUM-HUKUM GAS
Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT

dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = suhu mutlak (Kelvin)

Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:

• HUKUM BOYLE

Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2

Contoh:
Berapa tekanan dari 0,5 mol O₂ dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH₃ mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?

Jawab:
P1 V1 = P2 V2
2.5 = P2 . 10  ®   P2 = 1 atm

• HUKUM GAY-LUSSAC

"Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana".

Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2

Contoh:
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

Jawab:

V1/V2 = n1/n2 ®  10/1 = (x/28) / (0.1/2) ®  x = 14 gram

Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

• HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC

Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

• HUKUM AVOGADRO

"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0^o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Contoh:
Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH₃) pada suhu 27^o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)

Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol

Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27) 
 V2 = 12.31 liter

sumber : kimia hukum dasar 

Baca Artikel Terkait: