VIDEO PEMBELAJARAN KELAS X

1. HUKUM DASAR KIMIA

2. KONSEP MOL DAN PERHITUNGAN KIMIA

Read More

KONSEP MOL DAN PERHITUNGAN KIMIA

    Perhitungan kimia sangat diperlukan dalam melakukan berbagai reaksi untuk percobaan- percobaan di laboratorium, penelitian-penelitian kimia, juga dalam pembuatan produk kimia.

Perhitungan kimia selalu menerapkan hukum-hukum dasar ilmu kimia, sehingga diperlukan pe-

mahaman persamaan reaksi, massa atom relatif(Ar), massa molekul relatif(Mr), dan konsep mol.

Pada uraian materi perhitungan kimia akan dibahas tentang massa atom relatif dan massa mole-

kul relatif, konsep mol dengan berbagai cara penentuan massa dan volum, penerapan hukum

Gay Lussac dan A vogadro, konsep mol dalam perhitungan kimia, serta perhitungan kimia

dengan pereaksi pembatas.

1.      Massa Atom Relatif (Ar) dan Massa Molekul Relatif (Mr)

      Para ahli menggunakan isotop karbon C-12 sebagai standar dengan massa atom realtif sebe-

sar 12. Massa atom relatif menyatakan perbandingan massa rata-rata satu atom suatu unsur ter-

hadap 1/12 massa atom C – 12. Atau secara matematik ditulis :

                                                 Ar =   massa satu atom unsur

                                                          1/12  x massa 1 atom C-12

Contoh : Diketahui massa 1 atom oksigen 2,70 x 10^-23 g, berapakah Ar atom O jika massa atom

               C-12 =1,99 x 10^-23 g?

Jawab   : Ar atom O =       massa 1 atom O

                                     1/12 x massa 1 atom C-12       

                                     

                                 =     2,70 x 10^-23

                                     1/12 x  1,99 x 10^-23

                                =   16, 283

Besarnya harga Ar juga ditentukan oleh harga rata-rata isotop tersebut. Sebagai contoh, di alam

terdapat ₃₅Cl dan ₃₇Cl dengan perbandingan 75% dan 25%, maka Ar Cl dapat dihitung dengan

cara : Ar Cl = (75% x 35) + (25% x 37)

                   = 35,5

Ar merupakan angka perbandingan sehingga tidak memiliki satuan. Ar dapat di lihat pada tabel

periodik unsur dan selalu dicantumkan dalam soal apabila diperlukan.

Tabel 4.4 :

Unsur	Lambang	Ar	Unsur	Lambang	Ar
Nitrogen Natrium Magnesium Alumunium Silikon Kalium Kalsium	N Na Mg Al Si K Ca	14 23 24 27 28 39 40	Titanium Tembaga Brom Barium Emas Radium Uranium	Ti Cu Br Ba Au Ra U	47,8 63,5 80 127 197 226 238

       

        Massa atom relatif suatuunsur diperlukan untuk menentukan massa molekul relatif suatu senyawa baik yang berupa molekul unsur atau molekul senyawa. Massa molekul relatif dinyatakan dengan Mr. Secara matematik dirumuskan :

                                 Mr (unsur) =      Massa molekul unsur

                                                         1/12 x massa atom C-12

                                  Mr (senyawa) = massa molekul senyawa

                                                             1/12 x massa atom C-12

                    

        Massa molekul relatif dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom pembentuk

        molekul tersebut, yaitu : Mr = ∑ Ar atom penyusun.

Contoh soal :

Diketahui massa atom relatif (Ar) beberapa unsur sebagai berikut : Ca = 40; O = 16; H = 1

Tentukan massa molekul relatif dari senyawa Ca(OH)₂!

Jawab    : Mr Ca(OH)₂ = Ar Ca  +  (2. Ar O) + (2 . Ar H)

                                       = 40 + (2x16) + (2x1)

                                       = 40 + 32 + 2

                                       = 74

LATIHAN 4.6 :

Tentukam massa molekul relatif dari molekul unsur dan molekul senyawa berikut :

1. O₂        e. C₂H₅OH       i. Ca₃(PO₄)₂
2. Cl₂       f. H₂SO₄            j. K₂CrO₄              
3. P₄        g. HNO₃           k. CuSO₄. 5H₂O
4. C₂H₂   h. HclO₄          l. Na₂S₂O₃. 5H₂O

2.      Konsep Mol dan Tetapan Avogadro

    

   

     Dari gambar ilustrasi  di atas satu atom karbon direaksikan dengan satu atom oksigen terben-

tuk satu molekul CO. Tetapi sebenarnya yang bereaksi bukansatu atom karbon dengan satu atom oksigen, melainkan sejumlah besar atom karbon dan sejumlah besar atom oksigen. Karena besar-

nya jumlah atom atau jumlah molekul yang bereaksi maka para ahli kimia menggunakan MOL

sebagai satuan jumlah partikel (molekul, atom, atau ion).

               Satu mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung partikel zat itu sebanyak

              atom yang terdapat dalam 12,000 g atom karbon-12, yaitu 6,02 . 10²³partikel(disebut

             tetapan Avogadro, dengan lamban L atau N)

Tabel 4.5 : Jumlah partikel dalam Beberapa Zat

Nama Zat	Rumus	Jumlah	Jenis Partikel	Jumlah Partikel
Seng Alumunium Natrium Klorida Air	Zn Al NaCl H2O	1 mol 1 mol 1 mol 1 mol	atom atom molekul ion molekul	1 x 6.02. 1023 atom 1 x 6.02. 1023 atom 1 x 6.02. 1023 molekul 2 x 6.02. 1023 ion 1 x 6.02. 1023 molekul

Rumus kimia suatu senyawa menunjukkan perbandingan jumlah atom yang ada dalam senyawa

tersebut.

Tabel 4.6 : Perbandingan atom-atom dalam H₂SO₄

Jumlah H2SO4	Jumlah Atom H	Jumlah atom S	Jumlah atom O
1 1 mol 1 x 6,02 . 1023	2 2 mol 2 x 6,02 . 1023	1 1 mol 1 x 6, 02 . 1023	4 4 mol 4 x 6,02 . 1023

Contoh soal :

3.      Berapa jumlah atom H dan atom O dalam 1 mol air?

Jawab : 1 mol air H₂O =  6, 02 . 10²³ molekul

             dalam satu molekul air tersusun oleh 2 atom H dan 1 atom O = 3 atom

             jadi  1 mol air mengandung 3 x 6, 02 . 10²³ atom = 1, 806 . 10²⁴ atom

4.      Hitung jumlah atom S yang terdapat dalam 0,5 mol belerang!

Jawab : 0,5 mol belerang = 0,5 x 6, 02 . 10²³ atom belerang

                                         = 3,01 x 10²³ atom belerang

Dari contoh di atas dapat disimpulkan hubungan matematis antara mol dengan jumlah partikel,

yaitu : Jumlah partikel = mol x 6,02.10²³

LATIHAN 4.7 : Hitunglah :

1. jumlah atom dalam 2 mol logam emas

2. jumlah molekul glukosa dalam 0,5 mol glukosa

3. jumlah mol dari 4,51 x 10²² atom magnesium

4. jumlah mol dari 24,08. 10²⁵ molekul air

5. jumlah atom N dan H yang terkandung dalam 5 mol NH₃

2.1. Massa Molar

   Massa Molar(Mr) = massa satu mol zat yang besarnya sama dengan massa atom relatif

  atau massa molekul relatif zat tersebut, dengan satuan gram per mol.

Tabel 4.7 : Massa Molar beberapa Zat

Nama Zat	Rumus	Ar atau Mr	Massa Molar
Besi Air Garam Dapur Karbon	Fe H2O NaCl C	Ar = 56 Mr = 18 Mr = 58,5 Ar = 12	56 g/mol 18 g/mol 58,5 g/mol 12 g/mol

Hubungan matematis antara mol zat dengan massanya :

                                            

Diketahui 6 gram urea (CO(NH₂)₂), jika Ar H = 1; N = 14; C = 12, O = 16). Tentukan :

1. mol urea
2. jumlah molekul urea

Jawab : a.  Mol urea = massa urea =      6 g   = 0,1 mol

                                   Mr urea     60 g/mol

             b. jumlah molekul urea = mol x N

                                                   = 0,1 x 6,02 x 10²³ = 6,02 x 10²²   

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                               

2.2. Volume Molar

   Volume Molargas adalah volume 1 mol gas

Avogadro dalam percobaannya mendapat kesimpulan bahwa 1 L gas oksigen pada suhu 0⁰C

dan tekanan 1 atm mempunyai massa 1,4286 g, atau dapat dinyatakan :

                                           1 L gas O₂ = 1,4286 mol = 0.0446438 mol

                                                                   32

                                 maka  1 mol gas O₂ =      1 mol           x 1 L = 22, 4 L

                                                                     0,0446438 mol

Maka berdasarkan hukum Avogadro dapat disimpulkan

          Volume Molar Gas(Volume gas pada keadaan standar(0⁰C, 1atm)) = 22,4 L

Contoh soal :

Hitung volume 22 g gas CO₂ jika diukur pada suhu dan tekanan standar!(Ar  C = 44: O = 16)

Jawab : Mr CO₂ = 44

             mol  CO₂ =     22   = 0,5 mol

                                    44

             Volume CO₂ = 0,5 x 22,4 = 11, 2 L

2.3. Volume Gas bukan pada keadaan standar

Perhitungan volume gas tidak dalam keadaan standar dengan mengandaikan gas yang diukur bersifat ideal, yaitu mengikuti hukum gas ideal : P.V = n.. R . T

                                                 dimana  n = jumlah mol gas(satuan mol)

                                                              P = tekanan (satuan atm)

                                                              V = volume (satuan L)

                                                              T = suhu (satuan ⁰K)

                                                              R = tetapan gas (0,08205 L. Atm. /mol.K)

Contoh : Hitung volume dari 4,4 g gas CO₂ yang diukur pada tekanan 2 atm dan suhu 27⁰C

                (Ar C = 44: O = 16)

Jawab    : Mol CO₂ = massa CO₂  = 4,4 = 0.1 mol

                                       Mr CO₂       44

                Volume CO₂ = n. RT  = 0,1 x 0,082 x (273 + 27) = 1,21 L

                                            P                           2

2.4. Molaritas (M)

Banyaknya zat yang terdapat dalam suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan konsentrasi larutan yang dinyatakan dalam molaritas. Molaritas menyatakan banyaknya mol zat

terlarut dalam 1 liter larutan. Secara matematis dituliskan :

                  M = massa  x 1000             Dimana : M = molaritas

                            Mr          v                                massa = dalam satuan gram

                                                                            Mr       = massa molar

                                                                           V          = Volume(satuan)

Contoh  soal :Tentukan molaritas NaOH jika dilarutkan dalam:

a.       2 L air

b.      500 ml air

                Jawab : Mr NaOH = 40 =   4  = 0,1 mol

                                                           40       

                             a. M = mol x 1000   = 0,1 x 1000 = 0,05 mol/L

                                                      V                 2000        

                             b. M = massa x 1000 = 4   x  1000 = 0,2 mol/L

                                            Mr        V       40       500

                                                                                                                                                       

Latihan 4.8 : Untuk menyelesaikan soal-soal berikut lihat Ar unsur pada tabel periodik.

1. Berapa gram massa dari :

a. 0,1 mol CH₃COOH

b. 0,5 mol H₂SO₄

c. 2,5 mol CaCO₃

2. Hitunglah berapa mol zat yang mempunyai massa :

a. 5,6 gram besi

b. 0,16 gram gas oksigen

c. 2,76 gram K₂CO₃

d. 10,02 gram Ba₃(PO₄)₂

3. Tentukan jumlah atom Fe, S, dan O pada 4 gram besi (III) Sulfat, Fe₂(SO₄)₃

4. Berapakah massa molekul relatif senyawa Q, bila 1,5 mol senyawa Q mempunyai massa

105 gram?

5. Hitunglah massa dari gas-gas di bawah ini pada keadaan standar (STP)!

a. 5,6 L gas O₂

b. 33, 6 L gas N₂

c. 2,1 L gas SO₃

d. 2,8 L gas CH₄

6. Hitunglah volum dari gas-gas di bawah ini dalam keadaan STP!

a. 11 g gas CO₂

b. 100 g gas SO₃

c. 4 g gas CO

d. 34 g gas NH₃

7. Berapakah jumlah molekul gas Oksigen yang terkandung dalam 1 L gas oksigen pada suhu

0⁰C dan tekanan 1 atm?

8. Pada keadaan sama, berapa massa 5 L gas CH₄, bila 1 L gas SO₂ massanya 8 g?

9. Hitunglah volume 11 g gas CO₂, Jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama :

a. keadaan dimana 1 L gas NO massanya 1 g

b. suhu 273 K dan tekanan 5 atm

10. a. Hitung molaritas dari larutan berikut :  i. 4,9 gram H₂SO₄ dilarutkan air sampai 500ml

                                                                       ii. 28 gram KOH dilarutkan dalam air sampai volu-

                                                                           me 2 L.

5.      Berapa gram NaOH yang terlarut dalam 200 ml NaOH 0,6 M?

                                                                                                                                               

6.      Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masing-masing unsur yang

terdapat dalam zat. Banyaknya unsur dalam zat ditunujkkan dengan angka indeks.

Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan rumus molekul.

      Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur   

     yang menyusun senyawa.

     Rumus molekul, rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun

satu molekul senyawa.

Tabel 4.8 : Rumus Molekul dan Rumus Empiris Beberapa Senyawa

Nama Zat	Rumus Molekul	Rumus Empiris
Air Glukosa Benzena Etilena Asetilena	H2O C6H12O6 C6H6 C2H4 C2H2	H2O CH2O CH CH2 CH

                    Rumus Molekul      = (Rumus Empiris)_n

                   Mr Rumus Molekul= n x (Mr Rumus Empiris)

Penentuan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa dapat ditempuh dengan langkah berikut :

1. Buat perbandingan massa (prosentase) tiap unsur penyusun senyawa
2. Ubah ke satuan mol
3. Perbandingan mol tiap unsur merupakan perbandingan jumlah atom dalam rumus empiris
4. Rumus molekul dapat ditentukan dengan cara :

                           (Mr rumus empiris)_n = Mr rumus molekul, n dapat dihitung

5. Kalikan n yang diperoleh dengan rumus empiris

Contoh soal :

Suatu senyawa terdiri dari 60% karbon, 5% hidrogen, dan sisanya nitrogen. Mr senyawa itu = 80(Ar C = 12; H = 1; N = 14). Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut!

Jawab : Persentase Nitrogen = 100% - (60% + 5%) = 35%

             Misal massa senyawa = 100 g

             Maka massa C : H : N= 60 : 5 : 35

             Perbandingan mol C : mol H : mol N = 60 : 5 : 35

                                                                             12   1   14

                                                                          = 5 :  5 : 2,5

                                                                          = 2 :  2 : 1

             Maka rumus empiris = (C₂H₂N)_n

             (Mr rumus empiris)_n = Mr rumus molekul

             (C₂H₂N)_n                   = 80

             (24 + 2 + 14)_n            = 80

                                        40 n = 80

                                             n = 2

            Jadi rumus molekul senyawa tersebut =  (C₂H₂N)₂  = C₄H₄N₂

                                                                                                                                                   14

4. Rumus Kimia Hidrat (Air Kristal)

Hidrat adalah senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H₂O).

Tabel 4.9 : Contoh senyawa-senyawa hidrat

Nama Senyawa	Jumlah molakul air kristal	Rumus Kimia
Kalsium Sulfat dihidrat Asam oksalat dihidrat Tembaga (II) Sulfat pentahidrat Natrium Sulfat pentahidrat Magnesium Sulfat heptahidrat Natrium karbonat dekahidrat	2 2 5 5 7 10	CaSO4 . 2H2O H2C2O4 . 2H2O CuSO4 . 5H2O Na2SO4 . 5H2O MgSO4 . 7H2O Na2CO3 .  10H2O

Contoh soal :

7.      Sebanyak 5 g tembaga (II) sulfat dipanaskan sampai semua air kristalnya menguap. Massa

tembaga (II) sulfat padat yang terbentuk 3,20 g. Tentukan rumus hidrat tersebut!

(Ar Cu = 63,5 ; S = 32; O = 16; H = 1)

Jawab :

Langkah-langkah penentuan rumus hidrat :

1. Misalkan rumus hidrat CuSO₄ . x H₂O
2. Tuliskan persamaan reaksinya
3. Tentukan mol zat sebelum dan sesudah reaksi
4.  Hitung nilai x, dengan menggunakan perbandingan mol CuSO₄ : mol H₂O

CuSO₄ . x H₂O (s) → CuSO₄(s)  +  x H₂O

             5 g                             3,2 g             1,8 g

         Perbandingan, mol CuSO₄ : mol H₂O = 0,02 : 0,10

         Perbandingan, mol CuSO₄ : mol H₂O = 1 : 5

         Jadi rumus hidrat dari tembaga (II) sulfat yaitu CuSO₄ . 5H₂O

8.      Perhitungan Kimia

Penentuan jumlah pereaksi dan hasil reaksi yang terlibat dalam reaksi harus diperhitungkan

dalam satuan mol. Artinya, satuan-satuan yang diketahui harus diubah kedalam bentuk mol.

Metoda ini disebut metoda pendekatan mol, adapun langkah-langkahnya sebagai berikut :

1. Tuliskan persamaan reaksi dari soal yang ditanyakan dan setarakan

 

2. Ubahlah senua satuan yang diketahui dari tiap-tiap zat ke dalam mol

 

3.      Gunakan koefesien reaksi untuk menyeimbangkan banyaknya mol zat     reaktan dan produk

4. Ubahlah satuan mol dari zat yang dinyatakan ke dalam satuan yang      ditanya (L atau g atau partikel, dll).

                                                                                                                                                  

Contoh soal :

10.  Berapa massa air yang dihasilkan dar reaksi pembakaran 4 g H₂ dengan O₂? (Ar H = 1; O =16)

Jawab : Setarakan reaksinya : 2H₂  +  O₂  →  2H₂O

             Agar penyelesaian lebih mudah gunakan alur berikut :

             massa H₂ → mol H₂ → mol H₂O → massa H₂O

             mol H₂  = 4 mol = 2 mol

                              2

             mol H₂O = koef. H₂O x mol H₂ =  2  x 2 mol = 2 mol

                                koef. H₂                       2

             massa H₂O = 2 x Mr H₂O = 2 x 18 = 36 g

11.  Satu mol logam alumunium direaksikan dengan asam klorida secukupnya menurut reaksi :

Al(s)   +   HCl(aq)  → AlCl₃(aq)  +  H₂(g)

a.       Berapa massa AlCl yang terbentuk

b.      Berapa volume gas H₂ pada STP?

c.       Berapa partikel H₂ yang terjadi?

(Ar Al = 27; Cl = 35,5)

    Jawab : 2Al(s)   +   6HCl(aq)  → 2AlCl₃(aq)  +  3H₂(g)

                  1 mol

a. mol AlCl₃  = koef. AlCl₃  x mol Al

                          koef. Al

                       = 2 x 1 mol = 1 mol

                           1

   massa AlCl₃ = 1 x Mr AlCl₃

                                   = 1 x 133,5 = 133,5 g

b. mol H₂ = koef. H₂ x mol Al = 3 x 1 mol = 1,5 mol

                   koef. Al                    2

    V H₂(STP) = mol H₂ x 22,4 L = 1,5 x 22,4 L = 33,6 L

c. Jumlah partikel H₂ = mol H₂ x 6,02 . 10²³ = 1,5 x 6,02 . 10²³ = 9,03 x 10²³ molekul

12.  Sebanyak 13 g seng tepat habis bereaksi dengan sejumlah HCl menurut reaksi :

Zn(s)  +   HCl(aq)  →  ZnCl₂(aq)  +  H₂(g)

Bila 1 mol gas oksigen padatekanan dan suhu tersebut bervolume 20 L, berapa literkah volum

gas hidrogen yang dihasilkanpada reaksi tersebut?(Ar Zn =65)

Jawab : Zn(s)  +   2HCl(aq)  →  ZnCl₂(aq)  +  H₂(g)

             mol Zn = 13 = 0,2 mol

                             65

             mol H₂  = koef. H₂  x  mol Zn

                                  koef. Zn

                               =   1 x 0,2 mol = 0,2mol

                                    1

                V H₂       = mol H₂ x 20 L(T,P) tersebut

                               = 0,2 x 20 L = 4 L

4. Pembakaran gas etana (C₂H₆) memerlukan oksigen 4,48 L (STP), menurut reaksi :

C₂H₆(g)   +   O₂(g)   →  CO(g)  +   H₂O(g)

a.       Berapa massa etana tersebut?

b.      Berapa massa CO₂ yang dihasilkan?

(Ar C = 12; H = 1; O = 16)       

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                   

     Jawab : 2 C₂H₆(g)   +  7 O₂(g)   → 4 CO(g)  +   6H₂O(g)

                  mol O₂ = 4,48  = 0,2 mol

                            22,4

         a. mol C₂H₆ = 2  x  0,2 mol = 0,057 mol

                                          7

                       massa C₂H₆ = 0,057 x 30 = 1,71 g

                   b. mol CO       = 4 x 0,2 mol = 0,114 mol

                                              7

                       Massa CO₂ = 0,114 x 44 = 5,02 g

13.  Pereaksi Pembatas

    Dalam suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat-zat pereaksi yang dicampurkan tidak selalu

sama dengan perbandingan koefesien reaksinya. Hal ini berarti ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dahulu. Pereaksi demikian disebut pereaksi pembatas.

Perhatikan gambar dibawah ini :

                                      X + 2Y → XY₂

                

Reaksi di atas memperlihatkan bahwa menurut koefesien reaksi, satu mol zat X membutuhkan

2 mol zat Y. Gambar diatas menunjukkan bahwa tiga molekul zat X direaksikan dengan empat

molekul zat Y. Setelah reaksi berlangsung, banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya dua

molekul dan satu molekul tersisa. Sementara itu, empat molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat

Y disebut pereaksi pembatas. Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan

Tidak bersisa di akhir  reaksi.

            Dalam perhitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan dengan cara membagi

           semua mol pereaksi dengan koefesiennya,lalu pereaksi yang mempunyai nilai hasil bagi

          terkecil merupakan pereaksi pembatas.

Contoh soal :

Diketahui reaksi sebagai berikut S(s) + 3F₂(g) → SF₆ (g)

Jika direaksikan 2 mol S degan 10 mol F₂,tentukan :

a. Berapa mol SF₆ yang terbentuk?

b. Zat mana dan berapa mol zat yang tersisa?

Contoh soal di atas dapat diselesaikan dengan langkah-langkah sebagai berikut :

a. Setarakan reaksinya

b. Semua pereaksi diubahmenjadi mol

c. Bagilahmasing-masing mol zat dengan masing-masing koefesiennya

d. Nilai hasil bagi terkecil disebut pereaksi pembatas

e. Cari mol zat yang ditanya

f. Ubah mol zat ersebut menjadi gram/liter/partikelsesuai pertanyaan

                                                                                                                                                    

Jawab :  S       +       3F₂  →  SF₆                                                                                                                                 

              ↓                  ↓

           2 mol          10 mol

              ↓                 ↓

           2/1=2          10/3=3,33 (nilai 2<3,33), artinya pereaksipembatas adalah S

           Sehingga ditulis :

            S       +       3F₂  →  SF₆                                                                                                                                

            ↓                  ↓

          2 mol          10 mol

       

a. mol SF₆ =         koefesien SF₆        x 2 mol S

                     koef. Pereaksi pembatas

                  = 3/1 x 2 mol = 6 mol

   mol F₂ sisa = mol tersedia – mol yang bereaksi

                      = 10 mol – 6 mol = 4 mol

Latihan 4.9 :

Selesaikan soal-soal berikut ini :

1. Hitung massa Pb dan massa I₂ didalam 1,47 gram PbI₂. Berapa % massa Pb pada senyawa

    Tersebut?

2. Pada saat besi dipanaskan di dalam gas klor akan dihasilkan senyawa besi klorida yang me-

    ngandung  34,5 % massa besi.

    a.Tentukan rumus empiris senyawa besi klorida

    b. Jika Mr senyawa = 325, bagaimana rumus senyawanya?

3. 344 gram gips mengandung 272 gramCaSO₄ dan sisanya sebagai air hidrat. Tentukan rumus

    Gips tersebut!

4. Hitung berapa gram gas amoniak dan gas oksigen yang diperlukan untuk membuat 3 gram gas

    Nitrogen oksida (Ar N=14; O=16;H=1)!

    Reaksi : 4NH₃(g) + 5O₂(g) → 4NO(g) + 6H₂O(g)

14.  60 gram karbon bereaksi dengan tembaga (II) oksida. Hitung massa tembaga (II)oksida yang

    bereaksi dan massa tembaga yang dihasilkan.

    Reaksi : 2 CuO(s) + C(s) → 2 Cu(s) + CO₂(g)

6. Hitung volum gas CO₂ yang dihasilkan pada STP dari reaksi pembakaran 9 gram gas etana 

    C₂H₆ dengan oksigen!

7. Hitung volum HCl yang diperlukan untuk bereaksi dengan 16,2 gram CaCO₃!

8. 22,4 grambesi dibakar dengan 16 gram oksigen untuk membentuk besi oksida, Fe₂O₃. Berapa

    gram Fe₂O₃ yang terbentuk dan adakah unsur yang tersisa?

9. 12 gram logan magnesium direaksikan dengan 0,5 mol asam sulfat menghasilkan magnesium

    Sulfat dangas hidrogen. Hitung :

a.       massa magnesium sulfat yang dihasilkan

b.      volum gas H₂ yang dihasilkan pada STP

c.       jumlahmol zat yang tersisa

15.  Logam magnesium sebanyak 18 gram direaksikan dengan 0,4 mol H₃PO₄ dengan persamaan

      reaksi : 3Mg(s) + 2H₃PO₄(aq) → Mg₃(PO₄)₂(aq) + 3 H₂(g)

a.       Tentukan pereaksi mana yang habis bereaksi!

b.      Berapa volumgas H₂ yang terbentuk pada STP!

c.       Berapa massa Mg₃(PO₄)₃ yang terbentuk?

d.      Berapa volum gas H₂ yang terbentukpada suhu 27⁰C dantekanan 6 atm?

                                                                                                                                                

Read More