Laporan Kimia Dasar 1 Stoikhiometri



LAPORAN STOIKHIOMETRI
PRAKTIKUM KIMIA DASAR I





Disusun Oleh :
Fajar Dwi Fauzi Hidayat
(0621 11 059)


JURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS PAKUAN
BOGOR
2011



KATA PENGANTAR

Segala puji hanya milik ALLAH SWT. Shalawat serta salam selalu tercurahkan kepada Nabi Muhammad SAW. Berkat limpahan dan rahmatnya kami mampu menyelesaikan tugas Laporan Praktikum Kimia Dasar 1 tentang Stoikhiometri.
            Sesuai dengan kemajuan ilmu pengetahuan, ditemukan banyak bahan-bahan kimia dari alam yang bermanfaat dan sangat penting secara ekonomis dapat dibuat dimulai dari bahan-bahan baku yang lebih murah dan demikianlah caranya industry kimia mulai berkembang. Terutama dalam abad ini, ilmu pengetahuan dan teknologi telah mengembangkan cara-cara membuat bahan kimia yang baru yang sebelumnya belum pernah ada di bumi.
            Selain itu, penyusun berharap dengan laporan praktikum ini dapat menginspirasi banyak orang untuk berkarya dalam ilmu pengetahuan alam khususnya kimia serta teknologi yang menyertai kehidupan kita di dunia ini.
            Penyusunan laporan ini didasarkan pada hasil percobaan yang dilakukan selama praktikum serta literature-literatur yang ada baik dari buku maupun sumber lainnya.





Penyusun







DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR                                                                                 i
DAFTAR ISI                                                                                                 ii
BAB I      PENDAHULUAN
1.1.       Tujuan Pembelajaran                                                             1
1.2.       Dasar Teori                                                                            1
BAB II    ALAT DAN BAHAN
2.1.       Alat yang Digunakan                                                            9
2.2.       Bahan                                                                                    9
BAB III   METODA KERJA                                                                      10
BAB IV   HASIL PERCOBAAN                                                                 12
BAB V    PEMBAHASAN                                                                           15
BAB VI   KESIMPULAN                                                                            16
DAFTAR PUSTAKA                                                                                  17

BAB I
PENDAHULUAN

1.1.  Tujuan Percobaan
§  Membuktikan rumus suatu zat (stoikhiometri reaksi) melalui data eksperimen dengan mengamati perubahan kalor (temperature) akibat reaksi.

1.2.  Dasar Teori
Dalam bahasa kimia, tiap zat murni yang diketahui, baik unsur maupun senyawa, mempunyai nama dan rumus uniknya sendiri. Cara tersingkat untuk memerikan suatu reaksi kimia ialah menulis rumus untuk tiap zat yang terlibat dalam bentuk suatu persamaan kimia. Suatu persamaan kimia meringkaskan sejumlah besar informasi mengenai zat – zat yang terlibat dalam reaksi.
Persamaan itu tidaklah sekedar pernyataan kualitatif yang menguraikan zat-zat yang terlibat. Proses membuat perhitungan yang didasarkan pada rumus-rumus dan persamaan-persamaan berimbang dirujuk sebagai stoikiometri. Sebagai tahap pertama dalam perhitungan stoikiometri, akan dijelaskan sedikit penulisan rumus untuk zat-zat. Rumus suatu zat menyatakan jenis dan banyaknya atom yang bersenyawa secara kimia dalam suatu satuan zat.
Terdapat beberapa jenis rumus, diantaranya ialah rumus molekul dan rumus empiris. Suatu rumus molekul menyatakan banyaknya atom yang sebenarnya dalam suatu molekul atau satuan terkecil suatu senyawa. Suatu rumus empiris menyatakan angka banding bilangan bulat terkecil dari atom-atom dalam suatu senyawa. Persamaan kimia terdiri dari tiga hal, yaitu pereaksi, anak panah, dan hasilreaksi. Pereaksi adalah zat mula – mula yang terdapat sebelum reaksi terjadi.
Hasil reaksi adalah zat apa saja yang dihasilkan selama reaksi kimia berlangsung. Suatu reaksi kimia berimbang menunjukkan rumus pereaksi kemudian anak panah dan hasil reaksi dengan jumlah atom dikiri dan dikanan anak panah sama. Dalam percobaan kali ini akan dilakukan pengukuran volume dan suhu dari masing – masing larutan NaOH, H2SO2,  HCl, AgNO3 dan K2CrO4. Dan juga akan mengukur suhu campuran NaOH – HCl, dan NaOH – H2SO4. Percobaan ini dilakukan untuk mengetahui perbedaan suhu larutan sebelum dan sesudah dicampurkan. Sehingga dapat diketahui letak titik maksimumnya.
Salah satu aspek penting dari reaksi kimia adalah hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai hasil reaksi. Stoikiometri (stoi-kee-ah-met-tree) merupakan bidang dalam ilmu kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai hasil reaksi. Stoikiometri juga menyangkut perbandingan atom antar unsur-unsur dalam suatu rumus kimia, misalnya perbandingan atom H dan atom O dalam molekul H2O. 
Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoicheon yang artinya unsur dan metron yang berarti mengukur. Seorang ahli Kimia Perancis, Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) adalah orang yang pertama kali meletakkan prinsip-prinsip dasar stoikiometri. Menurutnya stoikiometri adalah ilmu tentang pengukuran perbandingan kuantitatif atau pengukuran perbandingan antar unsur kimia yang satu dengan yang lain.
Stoikiometri beberapa reaksi dapat dipelajari dengan mudah, salah satunya dengan metode JOB atau metode Variasi Kontinu, yang mekanismenya yaitu dengan dilakukan pengamatan terhadap kuantitas molar pereaksi yang berubah-ubah, namun molar totalnya sama. Sifat fisika tertentunya (massa, volume, suhu, daya serap) diperiksa, dan perubahannya digunakan untuk meramal stoikiometri sistem. Dari grafik aluran sifat fisik terhadap kuantitas pereaksi, akan diperoleh titik maksimal atau minimal yang sesuai titik stoikiometri sistem, yang menyatakan perbandingan pereaksi-pereaksi dalam senyawa.
Perubahan kalor pada reaksi kimia bergantung jumlah pereaksinya. Jika mol yang bereaksi diubah dengan volume tetap, stoikiometri dapat ditentukan dari titik perubahan kalor maksimal, yakni dengan mengalurkan kenaikan temperatur terhadap komposisi campuran.
Stoikiometri erat kaitannya dengan perhitungan kimia. Untuk menyelesaikan soal-soal perhitungan kimia digunakan asas-asas stoikiometri yaitu antara lain persamaan kimia dan konsep mol. Pada pembelajaran ini kita akan mempelajari terlebih dahulu mengenai asas-asas stoikiometri, kemudian setelah itu kita akan mempelajari aplikasi stoikiometri pada perhitungan kimia beserta contoh soal dan cara menyelesaikannya.

Teori Asam-Basa
1.      ARRHENIUS
Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H + disebut asam dan basa adalah zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH - .
HCl à H + + Cl -
NaOH à Na + + OH -
Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.
Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam lenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasanyang lebih bisa diterima secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh teori Arrhenius sebagai berikut:
NH 4 OH à NH 4 + + OH -
Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H + dan basa adalah spesi yang mengandung OH -, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.
Sehingga dapat disimpulkan bahwa:
Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+ . Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH - .
Contoh:
1)      HCl(aq) à H + (aq) + Cl - (aq)
2)      NaOH(aq) à Na + (aq) + OH - (aq)
2.         BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor. Teori asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada yang bersifat basa.
Konsep asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai perpindahan proton dari asam ke basa.
HCl + H2O à H3O + + Cl -
Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton dari HCl ke NH 3 .
HCl + NH3 NH4 + + Cl -
Ionisasi asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.
HOAc + H2O H3O + + OAc -
Pada tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu diperhatikan disini bahwa H + dari asam bergabung dengan molekul air membentuk ion poliatomik H 3 O + disebut ion Hidronium.

Reaksi umum yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:
HA + H2O H3O + + A -
asam basa asam konjugasi basa konjugasi
Penyajian ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton dari asam.
Perhatikanlah bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang terdi dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.
Johannes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung ion H + dan tidak semua basa mengandung ion OH - .
Bronsted – Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H + ( donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H + (akseptor proton). Jika suatu asam memberi sebuah H + kepada molekul basa, maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila basa menerima H + maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa semula.
Teori Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H3O+) secara nyata.
Contoh:
HF + H2O H3O+ + F
Asam basa asam konjugasi basa konjugasi
HF merupakan pasangan dari F - dan H 2 O merupakan pasangan dari H3O + .
Air mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.
HCl + H2O à H3O+ + Cl-
Asam Basa
NH3 + H2O NH4+ + OH -
Basa Asam
Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:
1)   Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.
2)   Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.
Contoh lain:
1)   HAc(aq) + H2O(l) à H3O+(aq) + Ac-(aq) asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 HAc dengan Ac - merupakan pasangan asam-basa konyugasi. H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2)   H2O(l) + NH3(aq) à NH4+(aq) + OH-(aq) asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).
 Penulisan Asam Basa Bronsted Lowry

3.         G. N. Lewis
Selain dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920. Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga basanya. Perhatikan reaksi berikut:
Reaksi antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara Lewis. Untuk reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya reaksi antara proton dan ion Hidroksida:
Ternyata teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:
CH3+ + C6H6 C6H6 + CH3+
Asam ialah akseptor pasangan elektron, sedangkan basa adalah Donor pasangan electron
Asam lewis
Asam Basa
















BAB II
ALAT DAN BAHAN

2.1.  Alat yang digunakan
1)      Pipet tetes
2)      Gelas piala
3)      Gelas ukur
4)      Kaca arloji
5)      Corong kaca
6)      Pipet gondok
7)      Bolf
8)      Neraca analitik
9)      Kertas saring

2.2.  Bahan
1)      HCl
2)      NaOH
3)      H2SO4
4)      AgNO3
5)      K2CrO4











BAB III
METODA KERJA

3.1.  Stoikiometri Sistem NaOH – HCl – H2O
·         Didalam gelas kimia 100 ml masukkan 45 ml NaOH dan pada gelas kimia lain masukkan 5 ml HCl 2 M. temperature dari masing-masing larutan dicatat dan diambil temperature rata-ratanya, yang merupakan temperature mula-mula (TM).
·         Dicampurkan kedua larutan tersebut, sambil diaduk. Dicatat perubahan emperatur yang optimal sebagai temperature akhir (TA).
·         Percobaan diatas diulangi dengan menggunakan variasi campuran seperti tabel.
·         Dibuat grafik antara T (sumbu Y) dan volum asam basa (sumbu X) dari grafik tentukan stoikiometri dari reaksi asam-basa.

3.2.  Stoikiometri Sistem NaOH – H2SO4 - H2O
·         Didalam gelas kimia 100 ml masukkan 45 ml NaOH dan pada gelas kimia lain masukkan 5 ml H2SO4 2 M. temperature dari masing-masing larutan dicatat dan diambil temperature rata-ratanya, yang merupakan temperature mula-mula (TM).
·         Dicampurkan kedua larutan tersebut, sambil diaduk. Dicatat perubahan emperatur yang optimal sebagai temperature akhir (TA).
·         Percobaan diatas diulangi dengan menggunakan variasi campuran seperti tabel.
·         Dibuat grafik antara T (sumbu Y) dan volum asam basa (sumbu X) dari grafik tentukan stoikiometri dari reaksi asam-basa.





3.3.  Stoikhiometri Sistem AgNO3 – K2CrO4 – H2O
·         Didalam gelas kimia 100 ml masukkan 5 ml AgNO3 0,02 M dan pada gelas kimia lain masukkan 45 ml K2CrO4 0,02 M.
·         Dicampurkan kedua larutan tersebut, sambil diaduk rata.
·         Endapan yang ada disaring menggunakan kertas saring yang diletakan diatas corong dan Erlenmeyer. Endapan kemudian dikeringkan dan ditimbang sampai konstan beratnya.
·         Percobaan diatas diulangi dengan menggunakan variasi campuran seperti tabel.
·         Dibuat grafik antara T (sumbu Y) dan volum asam basa (sumbu X) dari grafik tentukan stoikiometri dari reaksi asam-basa.




















BAB IV
HASIL PERCOBAAN

4.1.  Stoikiometri Sistem NaOH – HCl – H2O
ml NaOH
ml HCl
TM
TA
∆T
45
5
28,5 ˚C
29 ˚C
0,5 ˚C
40
10
29,25 ˚C
31 ˚C
1,75 ˚C
35
15
30,25 ˚C
34 ˚C
3,75 ˚C
30
20
30,5 ˚C
38 ˚C
7,5 ˚C
25
25
30,25 ˚C
39 ˚C
8,75 ˚C
20
30
31 ˚C
38 ˚C
7 ˚C
15
35
31 ˚C
35 ˚C
4 ˚C
10
40
30 ˚C
33 ˚C
3 ˚C
5
45
29,5 ˚C
30,5 ˚C
1 ˚C







4.2.  Stoikhiometri NaOH – H2SO4 – H2O
ml NaOH
ml HCl
TM
TA
∆T
45
5
29 ˚C
31 ˚C
2 ˚C
40
10
30,5 ˚C
35 ˚C
4,5 ˚C
35
15
31 ˚C
38 ˚C
7 ˚C
30
20
30 ˚C
36 ˚C
6 ˚C
25
25
30,5 ˚C
36 ˚C
5,5 ˚C
20
30
31 ˚C
35 ˚C
4 ˚C
15
35
29,25 ˚C
33 ˚C
3,75 ˚C
10
40
30 ˚C
32 ˚C
2 ˚C
5
45
28,25 ˚C
30 ˚C
1 ˚C










4.3.  Stoikhiometri Sistem AgNO3 – K2CrO4 – H2O
No
Volume AgNO3 0,02 M (ml)
Jumlah Mol AgNO3 (x10-3)
Volume AgNO3 0,02 M (ml)
Jumlah Mol AgNO3 (x10-3)
Jumlah Volume (ml)
Total Mol (x 10-3)
1
5
0,1
45
0,9
50
1,0
2
10
0,2
40
0,8
50
1,0
3
15
0,3
35
0,7
50
1,0
4
20
0,4
30
0,5
50
1,0
5
25
0,5
25
0,4
50
1,0
6
30
0,6
20
0,3
50
1,0
7
33
0,66
17
0,34
50
1,0
8
35
0,7
15
0,3
50
1,0
9
40
0,8
10
0,2
50
1,0
10
45
0,9
5
0,1
50
1,0

4.4.  Massa Residu yang Diperoleh dari Sistem AgNO3 – K2CrO4 – H2O

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
I
0,0062
0,0306
0,0357
0,0709
0,0788
0,0815
0,1055
0,0834
0,032
0,021
II
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,66
0,7
0,8
0,9
III
0,9
0,8
0,7
0,6
0,4
0,3
0,34
0,2
0,2
0,1




BAB V
PEMBAHASAN

Pada percobaan pertama yaitu stoikhiometri sistem NaOH – HCl – H2O. Titik stoikhiometri yang terjadi pada saat perbandingan volume antara kedua larutan adalah 1:1, itu terjadi karena pada saat volumenya sama, suhu lebih tinggi dari suhu percobaan lainnya. Maka titik stoikiometrinya terjadi pada saat volume masing-masing larutan yaitu 25 ml. Hasil percobaan ini membuktikan bahwa teori stoikhiometri sistem NaOH – HCl – H2O sesuai dengan hasil percobaan, dengan kata lain, teori tersebut terbukti benar.
Percobaan kedua yaitu stoikhiometri sistem NaOH – H2SO4 – H2O. Titik stoikhiometri yang terjadi pada perbandingan volume kedua larutan adalah 2:1. Itu terjadi karena pada saat volume NaOH 15 ml dan HCl 35 ml harga ∆T lebih tinggi dari pada hasil percobaan lain. Dari percobaan ini dapat ditarik kesimpulan  bahwa teori stoikhiometri NaOH - H2SO4 sesuai dengan hasil percobaan yang telah dilakukan.
Sedangkan pada percobaan terakhir yaitu stoikhiometri sistem AgNO3 – K2CrO4 – H2O. Titik stiokhiometri yang terjadi pada saat perbandingan kedua larutan adalah 2:1 yaitu 33 ml larutan AgNO3 dan 17 ml larutan K2CrO4 karena pada endapan yang telah disaring dan dikeringkan serta ditimbang terlihat bahwa pada perbandingan larutan 2:1, massa residunya lebih berat dibandingkan dengan perbandingan volume yang lain. Titik potong kedua garis lurus pada grafik di atas menunjukkan perbandingan Mol 0,66 x10-3 Mol AgNO3 dan 0,34 x10-3 Mol K2CrO4. Pada titik ini massa endapannya maksimum, jadi menyatakan titik stoikhiometri sistem. Bila dianggap bahwa endapan ini disebabkan kerak perak dan kromat, maka titik ini menyatakan perbandingan dua Ag+ dan satu Cr2-. Stoikhiometri sistem dapat ditulis dengan persamaan berikut:
2Ag+ + CrO42- à Ag2CrO4-
 Dari percobaan ini terbukti bahwa teori stoikhiometri sistem AgNO3 dan K2CrO4 terbukti.

BAB VI
KESIMPULAN

Dari hasil kegitan praktikum baik dalam pengamatan, perhitungan serta pembahasan dapat ditarik kesimpulan sebagai berikut :
1.        Mengetahui titik stoikiometri Asam-Basa.
2.        Berdasarkan data, titik stoikiometri sistem NaOH – HCl - H2O dicapai pada saat volume kedua larutan sama, sehingga setelah pengolahan data, bisa didapatkan perbandingan koefisien reaksi dari kedua zat adalah sama yaitu 1 : 1.
3.        Berdasarkan data, titik stoikiometri sistem NaOH – H2SO4 - H2O dicapai pada saat volume NaOH 15 ml dan volume H2SO4 35 ml, sehingga setelah pengolahan data, bisa didapatkan perbandingan koefisien reaksi dari kedua zat adalah sama yaitu 1 : 2.
4.        Berdasarkan data, titik stoikiometri sistem AgNO3 – K2CrO4 - H2O dicapai pada saat volume AgNO3 33 ml dan volume K2CrO4 17 ml, sehingga setelah pengolahan data, bisa didapatkan perbandingan koefisien reaksi dari kedua zat adalah sama yaitu 2 : 1.













DAFTAR PUSTAKA


Keenan, A. Hadyana Pudjaatmaja, PH. CL, 1992. Kimia Untuk Universitas, Jilid 1. Bandung: Erlangga.

Petrucci, H. Ralph, Suminar,1989,Kimia Dasar,Edisi Ke-4 Jilid 1. Jakarta: Erlangga

Brady, James E. 1998. Kimia Universitas Asas & Struktur Edisi Kelimi Jilid 1. Jakarta: Binarupa Aksara


Komentar

Posting Komentar

Postingan populer dari blog ini

Laporan Praktikum Fisika Dasar Tentang Gesekkan Pada Bidang Miring

Laporan Praktikum Fisika Dasar Tentang Pengukuran Pada Benda Padat

Laporan Kimia Dasar 1 Reaksi-reaksi Kimia