3.7 Reaksi Kimia dan Persamaan Kimia

Setelah membahas massa atom dan massa molekul, sekarang kita beralih ke peristiwa yang terjadi pada level mikroskopik atom, molekul dan ion dalam reaksi kimia. Reaksi kimia adalah suatu proses di mana suatu zat (atau senyawa) diubah menjadi satu atau lebih senyawa baru. Untuk berkomunikasi satu sama lain tentang reaksi kimia, para ahli kimia telah menemukan cara standar untuk menggambarkan reaksi kimia menggunakan level simbolik persamaan kimia. Persamaan kimia menggunakan simbol-simbol kimia untuk menunjukkan peristiwa yang terjadi pada level mikroskopik atom, molekul dan ion selama reaksi kimia. Pada bagian ini kita akan belajar bagaimana menulis persamaan kimia dan menyetarakannya.

Menulis Persamaan Kimia

Pikirkan peristiwa yang terjadi ketika gas hidrogen (H₂) terbakar di udara (yang mengandung oksigen atau O₂) menghasilkan air (H₂O). Reaksi ini dapat digambarkan dengan persamaan kimia:

H₂  +  O₂  →  H₂O  (3.2)

di mana tanda "plus" berarti "bereaksi dengan" dan panah berarti "menghasilkan." Dengan demikian, ungkapan simbolik ini dapat dibaca: "Molekul hidrogen bereaksi dengan molekul oksigen menghasilkan air." Reaksi diasumsikan berlangsung dari kiri ke kanan seperti tanda panah.

Persamaan (3.2) tidak lengkap, karena ada dua kali lebih banyak atom oksigen di sisi kiri panah (dua) dari pada sisi kanan (satu). Untuk menyetarakan berdasarkan hukum kekekalan massa, harus ada jumlah yang sama untuk setiap jenis atom di kedua sisi tanda panah; artinya, kita harus memiliki jumlah atom yang sama setelah reaksi berakhir seperti sebelum reaksi. Kita dapat menyetarakan Persamaan (3.2) dengan menempatkan koefisien yang tepat (dalam kasus ini 2) di depan H₂ dan H₂O:

Gambar 3.7 Tiga cara untuk merepresentasikan pembakaran hidrogen. Sehubungan dengan hukum kekekalan massa, jumlah setiap jenis atom harus sama pada setiap sisi tanda panah.

Persamaan kimia yang setara ini menunjukkan bahwa "dua molekul hidrogen dapat bergabung atau bereaksi dengan satu molekul oksigen membentuk dua molekul air" (Gambar 3.7). Karena rasio jumlah molekul sama dengan rasio jumlah mol, persamaan juga dapat dibaca sebagai “2 mol molekul hidrogen bereaksi dengan 1 mol molekul oksigen menghasilkan 2 mol molekul air.” Kita mengetahui massa satu mol dari masing-masing zat ini, sehingga kita juga dapat menafsirkan persamaan kimia sebagai berikut: "4,04 g H₂ bereaksi dengan 32,00 g O₂ menghasilkan 36,04 g H₂O." Ketiga cara membaca persamaan ini dirangkum dalam Tabel 3.1.

Tabel 3.1 Penafsiran Persamaan Kimia

2H₂	+ O₂	→	2H₂O
Dua molekul	Satu molekul	→	Dua molekul
2 mol	1 mol	→	2 mol
2(2,02 g) = 4,04 g	32,00 g	→	2(18,02 g) = 36,04 g
36,04 g reaktan			36,04 g produk

Kita menyebut H₂ dan O₂ dalam Persamaan (3.2) sebagai reaktan, yang merupakan bahan awal dalam reaksi kimia. Air adalah produk, yang merupakan senyawa yang terbentuk sebagai hasil dari reaksi kimia. Jadi, Persamaan kimia hanyalah gambaran singkat dari suatu reaksi kimia. Dalam persamaan kimia, biasanya reaktan ditulis di sebelah kiri dan produk di sebelah kanan tanda panah:

Reaktan →  Produk

Untuk memberikan informasi tambahan, ahli kimia sering menunjukkan keadaan fisik (wujud zat) reaktan dan produk dengan menggunakan huruf g, l, dan s untuk menunjukkan wujud gas, cair, dan padat. Sebagai contoh,

2CO(g) + O₂(g) → 2CO₂(g)

2HgO(s) → 2Hg(l) + O₂(g)

Untuk menggambarkan peristiwa yang terjadi ketika natrium klorida (NaCl) ditambahkan ke dalam air, kita menulis

NaCl(s) NaCl(aq)

dimana aq menunjukkan larutan dalam air (aqueous). Menulis H₂O di atas panah melambangkan proses fisika pelarutan suatu zat dalam air, meskipun kadang-kadang ditinggalkan untuk penyederhanaan.

Mengetahui keadaan (wujud) reaktan dan produk sangat berguna ketika bekerja di laboratorium. Sebagai contoh, ketika kalium bromida (KBr) dan perak nitrat (AgNO₃) bereaksi dalam lingkungan berair, perak bromida (AgBr) padat terbentuk. Reaksi ini dapat diwakili dengan persamaan:

KBr(aq) + AgNO₃(aq) → KNO₃(aq) + AgBr(s)

Jika keadaan fisik reaktan dan produk tidak diberikan, orang yang belum berpengalaman mungkin mencoba untuk mereaksikan dengan mencampurkan KBr padat dengan AgNO₃ padat. Padatan ini akan bereaksi sangat lambat atau tidak sama sekali. Membayangkan proses pada tingkat mikroskopik, kita dapat memahami bahwa untuk menghasilkan produk seperti perak bromida, ion Ag⁺ dan Br⁻ harus bersentuhan satu sama lain. Tetapi, ion-ion ini terkunci di tempat dalam senyawa padatnya dan memiliki sedikit mobilitas. (Ini adalah contoh bagaimana kita menjelaskan suatu fenomena dengan memikirkan tentang apa yang terjadi pada tingkat molekul, sebagaimana dibahas dalam Bagian 1.2.)

Menyetarakan Persamaan Kimia

Misalkan kita ingin menulis persamaan untuk menggambarkan reaksi kimia yang baru saja kita lakukan di laboratorium. Bagaimana seharusnya kita melakukannya? Karena kita mengetahui identitas reaktan, kita bisa menulis rumus kimianya. Identitas produk lebih sulit ditentukan. Untuk reaksi sederhana seringkali dimungkinkan untuk memprediksi produk. Untuk reaksi yang lebih rumit yang melibatkan tiga atau lebih produk, ahli kimia mungkin perlu melakukan uji lebih lanjut untuk menetapkan keberadaan senyawa tertentu.

Setelah kita mengidentifikasi semua reaktan dan produk dan telah menulis rumus kimia yang benar untuk masing-masing, kita mengelompokkannya secara konvensional — reaktan di sebelah kiri tanda panah dan produk di sebelah kanan. Persamaan yang ditulis pada titik ini cenderung tidak setara; yaitu, jumlah masing-masing jenis atom pada satu sisi tanda panah berbeda dari jumlah di sisi yang lain. Secara umum, kita dapat menyetarakan persamaan kimia dengan langkah-langkah berikut:

1. Identifikasi semua reaktan dan produk dan tuliskan rumus kimia yang benar di sisi kiri dan sisi kanan tanda panah.
2. Mulailah menyetarakan persamaan dengan mencoba koefesien yang berbeda untuk membuat jumlah atom dari setiap unsur sama pada kedua sisi tanda panah. Kita dapat mengubah koefisien (angka yang didepan rumus kimia) tetapi bukan subskrip (angka indeks bawah dalam rumus kimia). Mengubah subskrip akan mengubah identitas senyawa. Misalnya, 2NO₂ berarti “dua molekul nitrogen dioksida,” tetapi jika kita mengalikan subskrip, kita memiliki N₂O₄, yang merupakan rumus dinitrogen tetraoksida, kedua senyawa ini benar-benar berbeda.
3. Pertama-tama, carilah unsur-unsur yang hanya muncul sekali di setiap sisi tanda panah dengan jumlah atom yang sama di setiap sisi: Rumus yang mengandung unsur-unsur ini harus memiliki koefisien yang sama. Oleh karena itu, tidak perlu menyetarakan koefisien unsur-unsur ini pada langkah ini. Selanjutnya, carilah unsur-unsur yang muncul hanya sekali pada setiap sisi tanda panah tetapi dalam jumlah atom yang tidak sama. Setarakan unsur-unsur ini. Akhirnya, unsur-unsur yang setara muncul dalam dua atau lebih rumus kimia pada kedua sisi tanda panah.
4. Periksa persamaan setara tersebut untuk memastikan bahwa kita memiliki jumlah total yang sama untuk setiap jenis atom di kedua sisi tanda panah persamaan.

Mari kita perhatikan contoh khusus. Di laboratorium, sejumlah kecil gas oksigen dapat disiapkan dengan memanaskan kalium klorat (KClO₃). Produknya adalah gas oksigen (O₂) dan kalium klorida (KCl). Dari informasi ini, kita menulis

KClO₃ → KCl + O₂

(Untuk penyederhanaan, kita menghilangkan keadaan fisik reaktan dan produk.) Ketiga unsur (K, Cl, dan O) hanya muncul sekali pada setiap sisi tanda panah, tetapi hanya untuk K dan Cl kita memiliki jumlah atom yang sama pada kedua sisi tanda panah. Dengan demikian, KClO₃ dan KCl harus memiliki koefisien yang sama. Langkah selanjutnya adalah membuat jumlah atom O sama pada kedua sisi tanda panah. Karena ada tiga atom O di sebelah kiri dan dua atom O di sebelah kanan tanda panah, kita dapat menyetarakan atom O dengan menempatkan 2 di depan KClO₃ dan 3 di depan O₂.

2KClO₃ → KCl + 3O₂

Akhirnya, kita menyetarakan atom K dan Cl dengan menempatkan 2 di depan KCl:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂   (3.3)

Sebagai pemeriksaan terakhir, kita dapat menyusun neraca untuk reaktan dan produk di mana angka dalam tanda kurung menunjukkan jumlah atom dari setiap unsur:

Reaktan	Produk
K (2)	K (2)
Cl (2)	Cl (2)
O (6)	O (6)

Perhatikan bahwa persamaan ini juga bisa disetarakan dengan koefisien yang dikalikan 2 (untuk KClO₃), 2 (untuk KCl), dan 3 (untuk O₂); sebagai contoh,

4KClO₃ → 4KCl + 6O₂

Namun, ini adalah praktik umum untuk menggunakan sekumpulan koefisien jumlah-total yang paling sederhana untuk menyetarakan persamaan. Persamaan (3.3) sesuai dengan perjanjian ini.

Sekarang mari kita perhatikan pembakaran dari komponen gas alam etana (C₂H₆) dalam oksigen atau udara, yang menghasilkan karbon dioksida (CO₂) dan air. Persamaan yang tidak setara adalah

C₂H₆ + O₂ → CO₂ + H₂O

Kita melihat bahwa jumlah atom tidak sama pada kedua sisi tanda panah untuk setiap unsur (C, H, dan O). Selain itu, C dan H hanya muncul sekali di setiap sisi tanda panah; O muncul dalam dua senyawa di sisi kanan tanda panah (CO₂ dan H₂O). Untuk menyetarakan atom C, kita menempatkan 2 di depan CO₂:

C₂H₆ + O₂ → 2CO₂ + H₂O

Untuk menyetarakan atom H, kita menambahkan koefesien 3 di depan H₂O:

C₂H₆ + O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

Pada tahap ini, atom C dan H setara, tetapi atom O tidak karena ada tujuh atom O di sisi kanan dan hanya dua atom O di sisi kiri tanda panah. Ketidaksetaraan atom O ini dapat dihilangkan dengan menulis 7/2 di depan O₂ di sisi kiri:

"Logika" untuk menggunakan 7/2 sebagai koefisien adalah bahwa ada tujuh atom oksigen di sisi kanan tanda panah persamaan, tetapi hanya sepasang atom oksigen (O₂) di sebelah kiri. Untuk menyetarakannya, kita bertanya berapa banyak atom oksigen yang diperlukan untuk menyamai tujuh atom oksigen. Sama seperti 3,5 pasang sepatu yang sama dengan tujuh sepatu, 7/2 molekul O₂ sama dengan tujuh atom O. Seperti yang ditunjukkan penghitungan berikut, persamaannya kini setara:

Reaktan	Produk
C (2)	C (2)
H (6)	H (6)
O (7)	O (7)

Namun, kita biasanya lebih memilih untuk menyatakan koefisien sebagai bilangan bulat daripada sebagai pecahan. Oleh karena itu, kita mengalikan seluruh persamaan dengan 2 untuk mengubah 7/2 menjadi 7:

2C₂H₆ + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O

Penghitungan terakhir adalah

Reaktan	Produk
C (4)	C (4)
H (12)	H (12)
O (14)	O (14)

Perhatikan bahwa koefisien yang digunakan dalam menyetarakan persamaan terakhir adalah sekumpulan bilangan terkecil yang mungkin.

Dalam Contoh 3.12 kita akan terus mempraktekkan keterampilan penyetaraan persamaan kimia.

Contoh 3.12

Ketika logam aluminium terkena udara, lapisan pelindung aluminium oksida (Al₂O₃) terbentuk di permukaannya. Lapisan ini mencegah reaksi lebih lanjut antara aluminium dan oksigen, dan itu adalah alasan bahwa kaleng minuman aluminium tidak menimbulkan korosi. [Dalam kasus besi, berkarat, atau besi (III) oksida, bentuk-bentuk itu terlalu berpori untuk melindungi besi-besi di bawahnya, sehingga berkarat berlanjut.] Tuliskan persamaan setara untuk pembentukan Al₂O₃.

Strategi

Ingat bahwa rumus unsur atau senyawa tidak dapat diubah saat menyetarakan persamaan kimia. Persamaan ini disetarakan dengan menempatkan koefisien yang sesuai di depan rumus kimia. Ikuti prosedur yang dijelaskan pada bagian atas tadi.

Penyelesaian

Persamaan yang tidak setara adalah

Al + O₂ → Al₂O₃

Dalam persamaan yang setara, jumlah dan jenis atom di setiap sisi tanda panah persamaan harus sama. Kita melihat bahwa ada satu atom Al di sisi reaktan dan ada dua atom Al di sisi produk. Kita dapat menyetarakan atom Al dengan menempatkan koefisien 2 di depan Al pada sisi reaktan.

2Al + O₂ → Al₂O₃

Ada dua atom O di sisi reaktan, dan tiga atom O pada sisi produk dari persamaan. Kita dapat menyetarakan atom O dengan menempatkan koefisien 3/2 di depan O₂ pada sisi reaktan.

Ini adalah persamaan yang setara. Namun, persamaan biasanya diisetarakan dengan sekumpulan koefesien yang bulat dan sederhana. Mengalikan kedua sisi persamaan dengan 2 memberikan koefisien jumlah keseluruhan.

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Periksa

Agar persamaan setara, jumlah dan jenis atom di setiap sisi tanda panah pada persamaan harus sama. Penghitungan terakhir adalah

Reaktan	Produk
Al (4)	Al (4)
O (6)	O (6)

Persamaannya setara. Juga, koefisien direduksi menjadi himpunan bilangan bulat yang paling sederhana.

Latihan

Setarakan persamaan yang menggambarkan reaksi antara besi (III) oksida (Fe₂O₃) dan karbon monoksida (CO) menghasilkan besi (Fe) dan karbon dioksida (CO₂).

3.6 Penentuan Rumus Empiris Melalui Percobaan

Fakta bahwa kita dapat menentukan rumus empiris senyawa jika diketahui persen komposisinya dan memungkinkan kita untuk mengidentifikasi senyawa secara eksperimental. Prosedurnya adalah sebagai berikut. Pertama, analisis kimia untuk mengetahui jumlah gram setiap unsur yang terkandung dalam suatu senyawa dengan massa tertentu. Kemudian, kita mengonversi jumlah dalam gram menjadi jumlah dalam mol untuk setiap unsur. Akhirnya, dengan menggunakan metode yang diberikan dalam Contoh 3.9, kita menemukan rumus empiris dari senyawa tersebut.

Sebagai contoh spesifik, mari kita perhatikan senyawa etanol. Ketika etanol dibakar dalam perangkat alat seperti yang ditunjukkan pada Gambar 3.6, karbon dioksida (CO₂) dan air (H₂O) dilepaskan. Karena tidak ada karbon maupun hidrogen dalam gas masukan, maka dapat disimpulkan bahwa baik karbon (C) dan hidrogen (H) ada dalam etanol dan oksigen (O) juga dapat ada dalam etanol. (Molekul oksigen ditambahkan dalam proses pembakaran, tetapi beberapa oksigen mungkin juga berasal dari sampel etanol.)

Gambar 3.6 Peralatan untuk menentukan rumus empiris etanol. Absorber adalah zat yang dapat menyerap air dan karbon dioksida.

Massa CO₂ dan H₂O yang dihasilkan dapat ditentukan dengan mengukur peningkatan massa dari masing-masing absorber CO₂ dan H₂O. Misalkan dalam satu percobaan pembakaran 11,5 g etanol menghasilkan 22,0 g CO₂ dan 13,5 g H₂O. Kita dapat menghitung massa karbon dan hidrogen dalam 11,5 g sampel etanol sebagai berikut:

Dengan demikian, 11,5 g etanol mengandung 6,00 g karbon dan 1,51 g hidrogen. Sisanya harus oksigen, yaitu

massa O = massa sampel - (massa C + massa H)
               = 11,5 g - (6,00 g + 1,51 g) = 4,00 g O

Jumlah mol setiap unsur dalam 11,5 gram sampel etanol adalah

Oleh karena itu, rumus etanol C₀,₅₀H₁,₅O₀,₂₅ (kita membulatkan jumlah mol menjadi dua angka penting). Karena jumlah atom harus berupa bilangan bulat, kita membagi subskrip dengan subskrip terkecil 0,25 dan memperoleh rumus empiris C₂H₆O.

Sekarang kita dapat lebih memahami kata "empiris," yang secara harfiah berarti "hanya berdasarkan pengamatan dan pengukuran." Rumus empiris etanol ditentukan dari analisis senyawa dalam hal unsur-unsur penyusunnya. Pengetahuan tentang bagaimana atom-atom berikatan satu sama lain dalam suatu senyawa tidak diperlukan.

Penentuan Rumus Molekul

Rumus yang dihitung dari persen komposisi massa selalu merupakan rumus empiris karena subskrip dalam rumus selalu direduksi menjadi bilangan bulat terkecil. Untuk menghitung rumus molekul sebenarnya, kita harus mengetahui perkiraan massa molar senyawa tersebut selain rumus empirisnya. Mengetahui bahwa massa molar suatu senyawa harus merupakan perpaduan integral dari massa molar rumus empirisnya, kita dapat menggunakan massa molar untuk menemukan rumus molekul, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 3.11.

Contoh 3.11

Sampel senyawa mengandung 1,52 g nitrogen (N) dan 3,47 g oksigen (O). Massa molar dari senyawa ini adalah antara 90 g dan 95 g. Tentukan rumus molekul dan massa molar akurat dari senyawa tersebut.

Strategi

Untuk menentukan rumus molekul, pertama kita perlu menentukan rumus empiris. Bagaimana kita mengonversi antara gram dan mol? Membandingkan massa molar empiris dengan massa molar percobaan yang ditentukan akan mengungkapkan hubungan antara rumus empiris dan rumus molekul.

Penyelesaian

Diketahui gram N dan O. Gunakan massa molar sebagai faktor konversi untuk mengubah gram menjadi mol dari setiap unsur. Gunakan n mewakili jumlah mol dari setiap unsur. Kita menulis

Jadi, kita mendapatkan rumus N₀,₁₀₈O₀,₂₁₇, yang memberi identitas dan rasio atom yang ada. Tetapi, rumus kimia harus ditulis dengan bilangan bulat. Cobalah untuk mengonversi seluruh nilai subskrip dengan membagi subskrip dengan subskrip yang terkecil (0,108). Setelah pembulatan, kita memperoleh NO₂ sebagai rumus empiris.

Rumus molekul mungkin sama dengan rumus empiris atau beberapa kelipatan integralnya (misalnya, dua, tiga, empat, atau lebih kali rumus empiris). Membandingkan rasio massa molar dengan massa molar rumus empiris akan menunjukkan hubungan integral antara rumus empiris dan molekul. Massa molar dari rumus empiris NO₂ adalah

massa molar empiris = 14,01 g + 2(16,00 g) = 46,01 g

Selanjutnya, kita menentukan rasio antara massa molar dan massa molar empiris

Massa molar adalah dua kali massa molar empiris. Ini berarti bahwa ada dua satuan NO₂ dalam setiap molekul senyawa, dan rumus molekulnya adalah (NO₂)₂ atau N₂O₄.

Massa molar sebenarnya dari senyawa ini adalah dua kali massa molar empiris, yaitu, 2(46,01 g) atau 92,02 g, yaitu antara 90 g dan 95 g.

Periksa

Perhatikan bahwa dalam menentukan rumus molekul dari rumus empiris, kita hanya perlu mengetahui perkiraan massa molar dari senyawa tersebut. Alasannya adalah bahwa massa molar yang sesungguhnya merupakan kelipatan integral (1x, 2x, 3x,...) dari massa molar empiris. Oleh karena itu, rasio (massa molar / massa molar empiris) akan selalu dekat dengan bilangan bulat.

Latihan

Sampel dari senyawa yang mengandung boron (B) dan hidrogen (H) mengandung 6,444 g B dan 1,803 g H. Massa molar senyawa tersebut sekitar 30 g. Tentukan rumus molekulnya?

3.5 Persen Komposisi Senyawa

Seperti yang telah diketahui, bahwa rumus senyawa memberikan informasi tentang jumlah atom dari setiap unsur yang terdapat dalam satu satuan senyawa tersebut. Namun, jika digunakan untuk tujuan eksperimen laboratorium perlu diuji terlebih dahulu kemurnian senyawa tersebut. Berdasarkan rumus kimianya dapat dihitung persen masing-masing unsur  dari total massa senyawa. Kemudian, dapat dibandingkan hasilnya dengan persen komposisi yang diperoleh secara eksperimental untuk sampel yang digunakan, sehingga dapat ditentukan kemurnian sampel.

Persen komposisi berdasarkan massa adalah persentase massa dari setiap unsur yang terkandung dalam suatu senyawa. Persen komposisi diperoleh dengan membagi massa setiap unsur dalam 1 mol senyawa dengan massa molar senyawa dan mengalikannya dengan 100 persen. Secara matematis, persen komposisi suatu unsur dalam suatu senyawa dinyatakan sebagai

dimana n adalah jumlah mol unsur dalam 1 mol senyawa. Misalnya, dalam 1 mol hidrogen peroksida (H₂O₂) ada 2 mol atom H dan 2 mol atom O. Massa molar H₂O₂, H, dan O masing-masing adalah 34,02 g, 1,008 g, dan 16,00 g. Oleh karena itu, persen komposisi senyawa H₂O₂ dihitung sebagai berikut:

Jumlah persentase adalah 5,926% + 94,06% = 99,99%. Perbedaan kecil dari 100 persen adalah karena cara pembulatan massa molar dari unsur. Jika digunakan rumus empiris HO untuk perhitungan, akan didapatkan persentase yang sama. Hal ini disebabkan karena baik rumus molekul maupun rumus empiris memberikan informasi tentang persen komposisi dari total massa senyawa.

Contoh 3.8

Asam fosfat (H₃PO₄) merupakan cairan tak berwarna, mirip seperti sirup yang digunakan untuk membuat deterjen, pupuk, dan pasta gigi. Senyawa ini pada minuman berkarbonasi memberikan rasa yang “tajam”. Hitung  persen komposisi massa dari H, P, dan O dalam senyawa tersebut.

Strategi

Ingat prosedur untuk menghitung persentase. Asumsikan bahwa kita memiliki 1 mol H₃PO₄. Persen massa setiap unsur (H, P, dan O) diberikan oleh massa molar gabungan dari atom unsur dalam 1 mol H₃PO₄ dibagi dengan massa molar H₃PO₄, kemudian dikalikan dengan 100 persen.

Penyelesaian

Massa molar H₃PO₄ adalah 97,99 g. Persen massa masing-masing unsur dalam H₃PO₄ dihitung sebagai berikut:

Periksa

Apakah persentase bertambah hingga 100 persen? Jumlah persentase adalah (3,086% + 31,61% + 65,31%) = 100,01%. Perbedaan kecil dari 100 persen adalah karena cara pembulatan.

Latihan

Hitung  persen komposisi massa masing-masing unsur dalam asam sulfat (H₂SO₄).

Prosedur yang digunakan dalam contoh dapat dibalik jika perlu. Dengan mengingat persen komposisi massa senyawa, kita dapat menentukan rumus empiris senyawa (Gambar 3.5). Karena kita berurusan dengan persentase dan jumlah dari semua persentase adalah 100 persen, akan lebih mudah untuk mengasumsikan bahwa kita mulai dengan 100 g senyawa, seperti ditunjukkan Contoh 3.9.

Contoh 3.9

Asam askorbat (vitamin C) menyembuhkan sariawan. Asam ini terdiri dari 40,92 persen karbon (C), 4,58 persen hidrogen (H), dan 54,50 persen oksigen (O) berdasarkan massa. Tentukan rumus empirisnya.

Strategi

Dalam rumus kimia, subskrip (indeks bawah) mewakili rasio jumlah mol setiap unsur yang bergabung membentuk satu mol senyawa. Bagaimana kita dapat mengonversi dari persen massa menjadi mol? Jika kita mengasumsikan sampel 100 g senyawa, apakah dapat diketahui massa setiap unsur dalam senyawa? Bagaimana mengonversi dari gram menjadi mol?

Penyelesaian

Jika kita memiliki 100 g asam askorbat, maka setiap persentase dapat dikonversi langsung ke gram. Dalam sampel ini, akan ada 40,92 g C, 4,58 g H, dan 54,50 g O. Karena subskrip dalam rumus mewakili rasio mol, kita perlu mengubah gram setiap unsur menjadi mol. Faktor konversi yang dibutuhkan adalah massa molar dari setiap unsur. Misalkan n mewakili jumlah mol setiap unsur sehingga

Jadi, didapatkan rumus C₃,₄₀₇H₄,₅₄O₃,₄₀₆, yang memberikan identitas dan rasio mol atom yang ada. Tetapi, rumus kimia harus ditulis dengan bilangan bulat. Cobalah untuk mengonversi pada seluruh nilai dengan membagi semua subskrip dengan subskrip terkecil (3,406):

dimana tanda ≈ berarti “kira-kira sama dengan”. Hasilnya adalah CH₁,₃₃O sebagai rumus untuk asam askorbat. Selanjutnya, kita perlu mengonversi subskrip 1,33 untuk H, menjadi sebuah bilangan bulat. Ini dapat dilakukan dengan prosedur coba-coba:

1,33 x 2 = 2,66

1,33 x 3 = 3,99 ≈ 4

Karena 1,33 x 3 memberikan bilangan bulat 4, kita mengalikan semua subskrip dengan 3 dan memperoleh C₃H₄O₃ sebagai rumus empiris untuk asam askorbat.

Ingat rumus empiris tidak selalu sama dengan rumus molekul! Rumus molekul untuk asam askorbat adalah C₆H₈O₆_.   

Latihan

Tentukan rumus empiris senyawa yang mempunyai persen komposisi massa sebagai berikut K = 24,75 persen, Mn = 34,77 persen, O = 40,51 persen.

Para Ahli Kimia sering kali ingin mengetahui massa sebenarnya dari salah satu unsur dalam suatu senyawa dengan massa tertentu. Misalnya, dalam industri pertambangan, informasi ini akan memberikan informasi tentang kualitas bijih. Karena persen komposisi dari massa unsur-unsur dalam senyawa dapat dengan mudah dihitung, masalah seperti itu dapat dipecahkan dengan cara yang cukup sederhana.

Contoh 3.10

Kalkopirit (CuFeS₂) adalah mineral utama tembaga. Hitung jumlah kilogram Cu dalam 3,71 x 10³ kg kalkopirit.

Strategi 

Kalkopirit (Chalcopyrite) terdiri dari Cu, Fe, dan S. Massa Cu didasarkan pada persentasenya dari massa dalam senyawa tersebut. Bagaimana cara menghitung persen massa unsur?

Penyelesaian

Massa molar Cu dan CuFeS₂ masing-masing 63,55 g dan 183,5 g. Jadi, persen massa Cu

Untuk menghitung massa Cu dalam sampel 3,71 x 10³ kg CuFeS₂, kita perlu mengubah persentase menjadi desimal (yaitu, mengkonversi 34,63 persen menjadi 34,63/100, atau 0,3463) dan menuliskan

massa Cu dalam CuFeS₂ = 0,3463 x (3,71 x 10³ kg) = 1,28 x 10³ kg Cu

Periksa

Sebagai perkiraan, perhatikan bahwa persen massa Cu kira-kira 33 persen, sehingga sepertiga dari massanya haruslah massa Cu; yaitu, (1/3) x 3,71 x 10³ kg ≈ 1,24 x 10³ kg. Jumlah ini cukup mendekati hasil perhitungannya.

Latihan

Hitung jumlah gram Al dalam 371 g Al₂O₃.

3.4 Spektrometer massa

Metode yang paling langsung dan paling akurat untuk menentukan massa atom dan molekul adalah metode spektrometri massa, yang ditunjukkan pada Gambar 3.3. Dalam satu jenis spektrometer massa, sampel gas dibombardir oleh aliran elektron berenergi tinggi. Tabrakan dan tumbukan antara elektron dan atom gas (atau molekul) menghasilkan ion positif dengan melepaskan elektron dari setiap atom atau molekul. Ion positif ini (massa m dan muatan e) dipercepat oleh dua pelat bermuatan listrik berlawanan saat melewati pelat. Ion-ion yang muncul kemudian dibelokan oleh sebuah magnet sehingga bergerak melengkung. Jari-jari lintasannya tergantung pada rasio muatan listrik dan massa (yaitu, e/m). Ion-ion dengan rasio e/m yang lebih kecil mempunyai lintasan seperti kurva dengan jari-jari yang lebih besar daripada ion-ion yang memiliki rasio e/m yang lebih besar, sehingga ion-ion dengan muatan listrik yang sama tetapi memiliki massa yang berbeda dipisahkan satu sama lain. Massa dari setiap ion (dan karenanya atom atau molekul induk) ditentukan dari besarnya defleksinya atau sejauh mana ion tersebut dibelokkan. Akhirnya ion-ion tersebut sampai pada detektor, yang mencatat arus listrik untuk setiap jenis ion. Jumlah arus yang dihasilkan berbanding lurus dengan jumlah ion, sehingga memungkinkan kita untuk menentukan kelimpahan relatif dari isotop-isotopnya.

Gambar 3.3 Skema diagram dari satu jenis spektrometer

Spektrometer massa pertama yang dikembangkan pada tahun 1920 oleh fisikawan Inggris F. W. Aston, terlalu sederhana menurut standar saat ini. Namun demikian, spektrometer itu memberikan bukti tak terbantahkan tentang keberadaan isotop neon-20 (massa atom 19,9924 sma dan kelimpahan alami 90,92 persen) dan neon-22 (massa atom 21,9914 sma dan kelimpahan alami 8,82 persen). Ketika spektrometer massa yang lebih canggih dan sensitif telah tersedia, para ilmuwan dikejutkan dengan temuan bahwa neon memiliki isotop stabil ketiga dengan massa atom 20,9940 sma dan kelimpahan alami 0,257 persen (Gambar 3.4). Contoh ini mengilustrasikan bagaimana keakuratan eksperimental yang sangat penting bagi ilmu kuantitatif seperti kimia. Percobaan awal gagal mendeteksi neon-21 karena kelimpahan alaminya hanya 0,257 persen. Dengan kata lain, hanya 26 dari 10.000 atom Ne adalah neon-21. Massa molekul dapat ditentukan dengan cara yang sama dengan spektrometer massa.

Gambar 3.4 Spektrum massa dari ketiga isotop neon

3.3 Massa Molekul

Jika kita mengetahui massa atom dari atom-atom penyusun suatu molekul, maka kita dapat menghitung massa molekul tersebut. Massa molekul (kadang-kadang disebut berat molekul) adalah jumlah dari massa atom (dalam sma) dalam suatu molekul. Sebagai contoh, massa molekul H₂O adalah

2 (massa atom H) + massa atom O

2 (1,008 sma) + 16,00 sma = 18,02 sma

Secara umum, kita perlu mengalikan massa atom setiap unsur dengan jumlah atom dari unsur tersebut yang ada dalam molekul dan kemudian menjumlahkan seluruh massa seluruh unsur. Contoh 3.5 mengilustrasikan pendekatan ini.

Contoh 3.5

Hitung massa molekul (dalam sma) dari senyawa berikut: (a) belerang dioksida (SO₂) dan (b) kafein (C₈H₁₀N₄O₂).

Strategi

Bagaimana massa atom dari unsur-unsur yang berbeda bergabung memberikan massa molekul suatu senyawa?

Penyelesaian

Untuk menghitung massa molekul, kita perlu menjumlahkan semua massa atom dalam molekul. Untuk setiap unsur, kita mengalikan massa atom unsur dengan jumlah atom dari unsur tersebut yang ada dalam molekul. Kita menemukan massa atom dalam tabel periodik (lihat tabel).

(a) ada satu atom S dan dua atom O dalam belerang dioksida, jadi

massa molekul dari SO₂ = 32,07 sma + 2(16,00 sma) = 64,07 sma

(b) ada delapan atom C, sepuluh atom H, empat atom N, dan dua atom O dalam kafein, jadi massa molekul dari  

C₈H₁₀N₄O₂ = 8(12,01 sma) + 10(1,008 sma) + 4(14,01 sma) +22(16,00 sma)
                     = 194,20 sma

Latihan

Berapa massa molekul metanol (CH₄O)?

Berdasarkan massa molekul kita dapat menentukan massa molar dari suatu molekul atau senyawa. Massa molar suatu senyawa (dalam gram) secara numerik sama dengan massa molekulnya (dalam sma). Sebagai contoh, massa molekul air adalah 18,02 sma, jadi massa molarnya adalah 18,02 g. Perhatikan bahwa 1 mol air beratnya 18,02 g dan mengandung 6,0221367 x 10²³ molekul H₂O, sama seperti 1 mol unsur karbon mengandung 6,0221367 x 10²³ atom karbon.

Seperti yang ditunjukkan pada contoh 3.6 dan 3.7, pengetahuan tentang massa molar memungkinkan kita untuk menghitung jumlah mol dan jumlah atom dalam sejumlah tertentu dari suatu senyawa.

Contoh 3.6

Metana (CH₄) adalah komponen utama gas alam. Berapa jumlah mol CH₄ yang ada dalam 6,07 g CH₄?

Strategi

Diketahui gram CH₄ dan ditanyakan mol CH₄. Faktor konversi apa yang kita perlukan untuk mengonversi antara gram dan mol? Atur faktor konversi yang sesuai sehingga gram dihilangkan dan satuan mol diperoleh untuk jawaban yang diminta.

Penyelesaian

Faktor konversi yang diperlukan untuk mengonversi antara gram dan mol adalah massa molar. Pertama kita perlu menghitung massa molar CH₄, mengikuti prosedur dalam Contoh 3.5:

massa molar CH₄ = 12,01 g + 4(1,008 g) = 16,04 g

karena 1 mol CH₄ = 16,04 g CH₄

faktor konversi yang digunakan harus memiliki gram dalam penyebutnya sehingga satuan gram akan dihilangkan, menyisakan satuan mol dalam pembilang:

kita menuliskan

Jadi, terdapat 0,378 mol CH₄ dalam 6,07 g CH₄

Periksa

Haruskah 6,07 g CH₄ kurang dari 1 mol CH₄? Berapa massa 1 mol CH₄?

Latihan

Hitung jumlah mol kloroform (CHCl₃) dalam 198 g kloroform.

Contoh 3.7

Berapa banyak atom hidrogen yang ada dalam 25,6 g urea [(NH₂)₂CO], yang digunakan sebagai pupuk, dalam pakan ternak, dan dalam pembuatan polimer? Massa molar urea adalah 60,06 g.

Strategi

Diminta untuk menghitung jumlah atom hidrogen dalam 25,6 g urea. Kita tidak dapat mengkonversi langsung dari gram urea ke atom hidrogen. Bagaimana seharusnya massa molar dan bilangan Avogadro digunakan dalam perhitungan ini? Berapa mol H dalam 1 mol urea?

Penyelesaian

Untuk menghitung jumlah atom H, pertama kita harus mengubah gram urea menjadi mol urea menggunakan massa molar urea. Bagian ini mirip dengan Contoh 3.2. Rumus molekul urea menunjukkan ada empat mol atom H dalam satu mol molekul urea, sehingga rasio mol adalah 4:1. Akhirnya, diketahui jumlah mol atom H, kita dapat menghitung jumlah atom H menggunakan bilangan Avogadro. Kita membutuhkan dua faktor konversi: massa molar dan bilangan Avogadro. Kita dapat menggabungkan konversi ini

gram urea → mol urea → mol H → atom H

dalam satu langkah jumlah atom hidrogen dalam 25,6 g urea

Periksa

Apakah jawabannya terlihat masuk akal? Berapa banyak atom H yang mengandung 60,06 g urea?

Latihan

Berapa banyak atom H dalam 72,5 g isopropanol (C₃H₈O)?

Akhirnya, perhatikan bahwa untuk senyawa ionik seperti NaCl dan MgO yang tidak mengandung satuan molekul diskrit, kita menggunakan istilah massa rumus sebagai gantinya. Satuan rumus NaCl terdiri dari satu ion Na⁺ dan satu ion Cl⁻. Dengan demikian, massa rumus NaCl adalah massa satu satuan rumus:

massa rumus NaCl = 22,99 sma + 35,45 sma = 58,44 sma

dan massa molar NaCl adalah 58,44 g.

3.2 Massa Molar Unsur dan Bilangan Avogadro

Satuan massa atom menyediakan skala massa atom relatif untuk  berbagai unsur. Tetapi karena atom memiliki massa yang sangat kecil, sehingga tidak ada skala yang dapat digunakan untuk menimbang atom dalam satuan massa atom yang dikalibrasi. Dalam situasi sebenarnya, kita berurusan dengan sampel makroskopik yang mengandung sejumlah besar atom. Oleh karena itu, akan lebih mudah apabila kita memiliki satuan khusus untuk menggambarkan sejumlah besar atom. Gagasan satuan untuk menunjukkan sejumlah zat tertentu bukanlah hal baru. Misalnya, sepasang (2 buah), selusin (12 buah), dan gros (144 buah) semuanya adalah satuan yang umum. Para ahli kimia sepakat mengukur jumlah atom dan molekul dalam satuan mol.

Dalam sistem SI, mol adalah jumlah zat yang mengandung banyaknya entitas dasar (atom, molekul, atau partikel lain) sebanyak jumlah atom yang terdapat dalam tepat 12 g (atau 0,012 kg) dari isotop karbon-12. Jumlah aktual atom dalam 12 g karbon-12 ditentukan secara eksperimental. Bilangan ini disebut bilangan Avogadro (N_A), untuk menghormati ilmuwan Italia Amedeo Avogadro. Nilai yang diterima saat ini adalah:

N_A = 6,0221367 x 10²³

Secara umum, kita membulatkan bilangan Avogadro menjadi 6,022 x 10²³. Jadi, sama seperti satu lusin jeruk mengandung 12 jeruk, 1 mol atom hidrogen (H) mengandung 6,022 x 10²³ atom H. Gambar 3.1 menunjukkan sampel yang mengandung 1 mol masing-masing dari beberapa unsur yang sering dijumpai.

Gambar 3.1 Satu mol masing-masing dari beberapa unsur umum. Karbon (serbuk arang hitam), belerang (bubuk kuning), besi (bentuk paku), kawat tembaga, dan merkuri (logam cair mengkilap).

Besarnya bilangan Avogadro sulit dibayangkan. Misalnya, Jika kita menyebarkan 6,022 x 10²³ buah jeruk di seluruh permukaan Bumi maka akan dihasilkan lapisan setinggi 14,48 km (9 mil) sampai ke angkasa! Karena atom (dan molekul) sangat kecil, kita membutuhkan sejumlah besar atom untuk mempelajarinya dalam jumlah yang dapat diukur dan diamati.

Kita telah mengetahui bahwa 1 mol atom karbon-12 memiliki massa tepat 12 g dan mengandung 6,022 x 10²³ atom. Massa karbon-12 ini adalah massa molar (M), didefinisikan sebagai massa (dalam gram atau kilogram) dari 1 mol entitas (seperti atom atau molekul) dari suatu zat. Perhatikan bahwa massa molar karbon-12 (dalam gram) secara numerik sama dengan massa atomnya dalam sma. Demikian juga, massa atom natrium (Na) adalah 22,99 sma dan massa molarnya adalah 22,99 g; massa atom fosfor adalah 30,97 sma dan massa molarnya adalah 30,97 g; dan seterusnya. Jika kita mengetahui massa atom suatu unsur, maka kita juga mengetahui massa molarnya.

Jika diketahui massa molar dan bilangan Avogadro, maka kita dapat menghitung massa satu atom dalam gram. Sebagai contoh, kita tahu massa molar karbon-12 adalah 12,00 g dan terdapat 6,022 x 10²³ atom karbon-12 dalam 1 mol zat; oleh karena itu, massa satu atom karbon-12 dapat dihitung dengan persamaan:

Kita dapat menggunakan hasil ini untuk menentukan hubungan antara satuan massa atom dan gram. Karena massa setiap atom karbon-12 adalah tepat 12 sma, jumlah satuan massa atom yang setara dengan 1 gram adalah

                         = 6,022 x 10²³ sma/g

Jadi,

1 gram karbon-12 = 6,022 x 10²³ sma karbon-12

dan

1 sma karbon-12 = 1,661 x 10⁻²⁴ g karbon-12

Contoh ini menunjukkan bahwa bilangan Avogadro dapat digunakan untuk mengonversi dari satuan massa atom ke massa dalam gram dan sebaliknya.

Pengertian bilangan Avogadro dan massa molar  memungkinkan kita untuk melakukan konversi antara massa atom dan mol dan antara mol dan jumlah atom (Gambar 3.2). Kita akan menggunakan faktor konversi berikut dalam perhitungan:

di mana X mewakili simbol suatu unsur. Dengan menggunakan faktor konversi yang tepat, kita dapat mengonversi suatu kuantitas ke kuantitas lainnya, seperti Contoh 3.2–3.4.

Gambar 3.2 Hubungan antara massa (m dalam gram) dari suatu unsur dengan jumlah mol suatu unsur (n) dan antara jumlah mol suatu unsur dengan jumlah atom (N) dari suatu unsur. M adalah massa molar (g/mol) dari unsur dan N_A adalah bilangan Avogadro.

Contoh 3.2

Helium (He) adalah gas mulia yang digunakan dalam industri, penelitian suhu rendah, tangki penyelaman laut dalam dan balon udara. Berapa jumlah mol atom He dalam 6,46 g He?

Strategi

Diketahui gram helium dan ditanyakan mol helium. Faktor konversi apa yang kita perlukan untuk mengkonversi antara gram dan mol? Atur faktor konversi yang sesuai sehingga satuan gram dihilangkan dan mol satuan yang diperoleh untuk jawaban yang diminta.

Penyelesaian

Faktor konversi yang diperlukan untuk mengonversi antara gram dan mol adalah massa molar. Dalam tabel periodik (lihat tabel) diketahui bahwa massa molar He adalah 4,003 g. Ini bisa dinyatakan sebagai berikut

1 mol He = 4,003 g He

Berdasarkan persamaan ini, kita dapat menuliskan dua faktor konversi

Faktor konversi di sebelah kiri adalah yang benar. Gram akan dihilangkan, menyisakan satuan mol untuk jawaban yang diminta, yaitu,

Jadi, dalam 6,46 g He terdapat 1,61 mol He.

Periksa

Karena massa yang diketahui (6,46 g) lebih besar dari massa molar He, maka harus diperoleh jumlah He lebih dari 1 mol.

Latihan

Berapa banyak mol magnesium (Mg) yang ada dalam 87,3 g Mg?

Contoh 3.3

Seng (Zn) adalah logam berwarna perak yang digunakan untuk membuat kuningan (bersama tembaga) dan melapisi besi untuk mencegah korosi. Berapa gram massa Zn dalam 0,356 mol Zn?

Strategi

Ditanyakan jumlah gram seng. Faktor konversi apa yang perlu kita ubah antara mol dan gram? Atur faktor konversi yang sesuai agar satuan mol dihilangkan dan satuan gram diperoleh untuk jawaban yang diminta.

Penyelesaian

Faktor konversi yang diperlukan untuk mengkonversi antara mol dan gram adalah massa molar. Dalam tabel periodik (lihat tabel) diketahui massa molar dari Zn adalah 65,39 g. Ini bisa dinyatakan sebagai

1 mol Zn = 65,39 g Zn

Berdasarkan persamaan ini, kita dapat menuliskan dua faktor konversi

Faktor konversi di sebelah kanan adalah yang benar. Mol akan dihilangkan, menyisakan satuan gram untuk jawaban yang diminta, yaitu,

Jadi, dalam 0,356 mol Zn terdapat 23,3 g Zn.

Periksa

Apakah massa 23,3 g untuk 0,356 mol Zn tampaknya masuk akal? Berapa massa 1 mol Zn?

Latihan

Hitung jumlah gram timbal (Pb) dalam 12,4 mol timbal.

Contoh 3.4

Belerang (S) adalah unsur non logam. Adanya sulfur dalam batubara mengakibatkan fenomena terjadinya hujan asam. Berapakah jumlah atom yang ada di dalam 16,3 g S?

Strategi

Pertanyaannya meminta jumlah atom sulfur. Kita tidak dapat mengkonversi langsung dari gram ke jumlah atom sulfur. Satuan apa yang kita perlukan untuk mengubah gram belerang menjadi jumlah atom? Apa yang ditunjukkan oleh bilangan Avogadro?

Penyelesaian

Kita membutuhkan dua faktor konversi: pertama dari gram ke mol dan kemudian dari mol ke jumlah partikel (atom). Langkah pertama mirip dengan Contoh 3.2. Karena

1 mol S = 32,07 g S

Bilangan Avogadro adalah kunci untuk langkah kedua. Kita memiliki

1 mol = 6,022 x 10²³ partikel (atom)

faktor konversinya adalah

Faktor konversi di sebelah kiri adalah yang kita gunakan karena memiliki jumlah atom S dalam pembilang. Kita dapat memecahkan masalah dengan menghitung jumlah mol dahulu yang terkandung dalam 16,3 g S, dan kemudian menghitung jumlah atom S dari jumlah mol S:

gram S  →  mol S  →  Jumlah atom S 

Kita dapat menggabungkan konversi ini dalam satu langkah sebagai berikut:

Jadi, dalam 16,3 g S terdapat 3,06 x 10²³ atom S

Periksa

Haruskah 16,3 g S mengandung atom lebih sedikit dari bilangan Avogadro? Berapa massa gram S yang mengandung atom sebanyak bilangan Avogadro?

Latihan

Hitung jumlah atom dalam 0,551 g kalium (K).