STOIKIOMETRI
Dalam ilmu kimia, stoikiometri
(kadang disebut stoikiometri reaksi untuk membedakannya dari stoikiometri komposisi)
adalah ilmu yang mempelajari dan menghitung hubungan kuantitatif dari reaktan
dan produk dalam reaksi kimia (persamaan
kimia). Kata ini berasal dari bahasa
Yunani stoikheion (elemen) dan metriā
(ukuran).
Stoikiometri
didasarkan pada hukum-hukum dasar kimia, yaitu hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap, dan hukum perbandingan berganda.
Stoikiometri
gas adalah suatu bentuk khusus, dimana reaktan dan produknya seluruhnya berupa
gas. Dalam kasus ini, koefisien zat (yang menyatakan perbandingan mol dalam stoikiometri
reaksi) juga sekaligus menyatakan perbandingan volume antara zat-zat yang
terlibat. a. Tahap awal stoikiometri
Di
awal kimia, aspek kuantitatif perubahan kimia, yakni stoikiometri reaksi kimia,
tidak mendapat banyak perhatian. Bahkan saat perhatian telah diberikan, teknik
dan alat percobaan tidak menghasilkan hasil yang benar.
Salah
satu contoh melibatkan teori flogiston. Flogistonis mencoba menjelaskan
fenomena pembakaran dengan istilah “zat dapat terbakar”. Menurut para
flogitonis, pembakaran adalah pelepasan zat dapat etrbakar (dari zat yang
terbakar). Zat ini yang kemudian disebut ”flogiston”. Berdasarkan teori ini,
mereka mendefinisikan pembakaran sebagai pelepasan flogiston dari zat terbakar.
Perubahan massa kayu bila terbakar cocok dengan baik dengan teori ini. Namun,
perubahan massa logam ketika dikalsinasi tidak cocok dengan teori ini. Walaupun
demikian flogistonis menerima bahwa kedua proses tersebut pada dasarnya
identik. Peningkatan massa logam terkalsinasi adalah merupakan fakta.
Flogistonis berusaha menjelaskan anomali ini dengan menyatakan bahwa flogiston
bermassa negatif.
Filsuf
dari Flanders Jan Baptista van Helmont (1579-1644) melakukan percobaan “willow”
yang terkenal. Ia menumbuhkan bibit willow setelah mengukur massa pot bunga dan
tanahnya. Karena tidak ada perubahan massa pot bunga dan tanah saat benihnya
tumbuh, ia menganggap bahwa massa yang didapatkan hanya karena air yang masuk
ke bijih. Ia menyimpulkan bahwa “akar semua materi adalah air”. Berdasarkan
pandangan saat ini, hipotesis dan percobaannya jauh dari sempurna, tetapi
teorinya adalah contoh yang baik dari sikap aspek kimia kuantitatif yang sedang
tumbuh. Helmont mengenali pentingnya stoikiometri, dan jelas mendahului
zamannya.
Di
akhir abad 18, kimiawan Jerman Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) menemukan
konsep ekuivalen (dalam istilah kimia modern ekuivalen kimia) dengan pengamatan
teliti reaksi asam/basa, yakni hubungan kuantitatif antara asam dan basa dalam
reaksi netralisasi. Ekuivalen Richter, atau yang sekarang disebut ekuivalen
kimia, mengindikasikan sejumlah tertentu materi dalam reaksi. Satu ekuivalen
dalam netralisasi berkaitan dengan hubungan antara sejumlah asam dan sejumlah
basa untuk mentralkannya. Pengetahuan yang tepat tentang ekuivalen sangat
penting untuk menghasilkan sabun dan serbuk mesiu yang baik. Jadi, pengetahuan
seperti ini sangat penting secara praktis.
Pada
saat yang sama Lavoisier menetapkan hukum kekekalan massa, dan memberikan dasar
konsep ekuivalen dengan percobaannya yang akurat dan kreatif. Jadi,
stoikiometri yang menangani aspek kuantitatif reaksi kimia menjadi metodologi
dasar kimia. Semua hukum fundamental kimia, dari hukum kekekalan massa, hukum
perbandingan tetap sampai hukum reaksi gas semua didasarkan stoikiometri.
Hukum-hukum fundamental ini merupakan dasar teori atom, dan secara konsisten
dijelaskan dengan teori atom. Namun, menarik untuk dicatat bahwa, konsep ekuivalen
digunakan sebelum teori atom dikenalkan.
b.
Massa atom relatif dan massa atom
Dalton
mengenali bahwa penting untuk menentukan massa setiap atom karena massanya
bervariasi untuk setiap jenis atom. Atom sangat kecil sehingga tidak mungkin
menentukan massa satu atom. Maka ia memfokuskan pada nilai relatif massa dan
membuat tabel massa atom (gambar 1.3) untuk pertamakalinya dalam sejarah
manusia. Dalam tabelnya, massa unsur teringan, hidrogen ditetapkannya satu
sebagai standar (H = 1). Massa atom adalah nilai relatif, artinya suatu rasio
tanpa dimensi. Walaupun beberapa massa atomnya berbeda dengan nilai modern,
sebagian besar nilai-nilai yang diusulkannya dalam rentang kecocokan dengan
nilai saat ini. Hal ini menunjukkan bahwa ide dan percobaannya benar.
Kemudian
kimiawan Swedia Jons Jakob Baron Berzelius (1779-1848) menentukan massa atom
dengan oksigen sebagai standar (O = 100). Karena Berzelius mendapatkan nilai
ini berdasarkan analisis oksida, ia mempunyai alasan yang jelas untuk memilih
oksigen sebagai standar. Namun, standar hidrogen jelas lebih unggul dalam hal
kesederhanaannya. Kini, setelah banyak diskusi dan modifikasi, standar karbon
digunakan. Dalam metoda ini, massa karbon 12C dengan 6 proton dan 6 neutron
didefinisikan sebagai 12,0000. Massa atom dari suatu atom adalah massa relatif
pada standar ini. Walaupun karbon telah dinyatakan sebagai standar, sebenarnya
cara ini dapat dianggap sebagai standar hidrogen yang dimodifikasi.
Soal
Latihan 1.1 Perubahan massa atom disebabkan perubahan standar. Hitung massa
atom hidrogen dan karbon menurut standar Berzelius (O = 100). Jawablah dengan
menggunakan satu tempat desimal.
Jawab.
Massa
atom hidrogen = 1 x (100/16) = 6,25 (6,3), massa atom karbon = 12 x
(100/16)=75,0
Massa
atom hampir semua unsur sangat dekat dengan bilangan bulat, yakni kelipatan
bulat massa atom hidrogen. Hal ini merupakan kosekuensi alami fakta bahwa massa
atom hidrogen sama dengan massa proton, yang selanjutnya hampir sama dengan
massa neutron, dan massa elektron sangat kecil hingga dapat diabaikan. Namun,
sebagian besar unsur yang ada secara alami adalah campuran beberapa isotop, dan
massa atom bergantung pada distribusi isotop. Misalnya, massa atom hidrogen dan
oksigen adalah 1,00704 dan 15,9994. Massa atom oksigen sangat dekat dengan nilai
16 agak sedikit lebih kecil.
Contoh
Soal 1.2 Perhitungan massa atom. Hitung massa atom magnesium dengan menggunakan
distribsui isotop berikut: 24Mg: 78,70%; 25Mg: 10,13%, 26Mg: 11,17%.
Jawab:
0,7870
x 24 + 0,1013 x 25 +0,1117 x 26 = 18,89+2,533+2,904 = 24,327(amu; lihat bab
1.3(e))
Massa
atom Mg = 18,89 + 2,533 + 2,904 =24.327 (amu).
Perbedaan
kecil dari massa atom yang ditemukan di tabel periodik (24.305) hasil dari
perbedaan cara dalam membulatkan angkanya.
Massa
molekul dan massa rumus
Setiap
senyawa didefinisikan oelh rumus kimia yang mengindikasikan jenis dan jumlah
atom yang menyususn senyawa tersebut. Massa rumus (atau massa rumus kimia)
didefinisikan sebagai jumlah massa atom berdasarkan jenis dan jumlah atom yang
terdefinisi dalam rumus kimianya. Rumus kimia molekul disebut rumus molekul,
dan massa rumus kimianya disebut dengan massa molekul.5 Misalkan, rumus molekul
karbon dioksida adalah CO2, dan massa molekularnya adalah 12 +(2x 6) = 44.
Seperti pada massa atom, baik massa rumus dan massa molekul tidak harus
bilangan bulat. Misalnya, massa molekul hidrogen khlorida HCl adalah 36,5.
Bahkan bila jenis dan jumlah atom yang menyusun molekul identik, dua molekul
mungkin memiliki massa molekular yang berbeda bila ada isostop berbeda yang
terlibat.
Tidak
mungkin mendefinisikan molekul untuk senyawa seperti natrium khlorida. Massa
rumus untuk NaCl digunakan sebagai ganti massa molekular.
Contoh
Soal 1.3 Massa molekular mokelul yang mengandung isotop.
Hitung
massa molekular air H2O dan air berat D2O (2H2O) dalam bilangan bulat.
Jawab
Massa
molekular H2O = 1 x 2 + 16 = 18, massa molekular D2O = (2 x 2) + 16 = 20
Perbedaan
massa molekular H2O dan D2O sangat substansial, dan perbedaan ini sifat fisika
dan kimia anatara kedua jenis senyawa ini tidak dapat diabaikan. H2O lebih
mudah dielektrolisis daripada D2O. Jadi, sisa air setelah elektrolisis
cenderung mengandung lebih banyak D2O daripada dalam air alami.
d.
Kuantitas materi dan mol
Metoda
kuantitatif yang paling cocok untuk mengungkapkan jumlah materi adalah jumlah
partikel seperti atom, molekul yang menyusun materi yang sedang dibahas. Namun,
untuk menghitung partikel atom atau molekul yang sangat kecil dan tidak dapat
dilihat sangat sukar. Alih-alih menghitung jumlah partikel secara langsung
jumlah partikel, kita dapat menggunakan massa sejumlah tertentu partikel.
Kemudian, bagaimana sejumlah tertentu bilangan dipilih? Untuk
menyingkat
cerita, jumlah partikel dalam 22,4 L gas pada STP (0℃, 1atm) dipilih sebagai jumlah standar.
Bilangan ini disebut dengan bilangan Avogadro. Nama bilangan Loschmidt juga
diusulkan untuk menghormati kimiawan Austria Joseph Loschmidt (1821-1895) yang
pertama kali dengan percobaan (1865).
Sejak
1962, menurut SI (Systeme Internationale) diputuskan bahwam dalam dunia kimia,
mol digunakan sebagai satuan jumlah materi. Bilangan Avogadro didefinisikan
jumlah atom karbon dalam 12 g 126C dan dinamakan ulang konstanta Avogadro.
Ada
beberapa definisi “mol”:
(i)
Jumlah materi yang mengandung sejumlah partikel yang terkandung dalam 12 g 12C.
(ii) satu mol materi yang mengandung sejumlah konstanta Avogadro partikel.
(iii)
Sejumlah materi yang mengandung 6,02 x 1023 partikel dalam satu mol.
e.
Satuan massa atom (sma)
Karena
standar massa atom dalam sistem Dalton adalah massa hidrogen, standar massa
dalam SI tepat 1/12 massa 12C. Nilai ini disebut dengan satuan massa atom (sma)
dan sama dengan 1,6605402 x 10–27 kg dan D (Dalton) digunakan sebagai
simbolnya. Massa atom didefinisikan sebagai rasio rata-rata sma unsur dengan
distribusi isotop alaminya dengan 1/12 sma 12C
Tidak ada komentar:
Posting Komentar