Stoikiometri
Dari Wikipedia bahasa
Indonesia, ensiklopedia bebas
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.
Contoh: 
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.[[ja:
