Dokumen ini membahas hukum-hukum dasar dalam kimia, termasuk hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap, dan hukum kelipatan perbandingan, serta menjelaskan konsep teori atom Dalton dan penerapan konsep mol. Selain itu, dijelaskan pula cara menentukan rumus empiris dan rumus molekul untuk senyawa. Penjelasan mencakup contoh-contoh eksperimen yang menunjukkan penerapan hukum-hukum kimia tersebut.

1. KESETIMBANGAN KIMIA

2. HUKUM REAKSI KIMIA
1. Hukum Kekekalan Massa (Lavoisier, 1783)
“ Pada setiap reaksi kimia, massa zat-zat yang bereaksi adalah
sama dengan massa produk-reaksi”
Contoh :
Magnesium + Klor Magnesium Klorida
1,0 g 2,9 g 3,9 g

3. 2. Hukum Perbandingan Tetap (Proust, 1799)
“ Pada setiap reaksi kimia, massa zat yang bereaksi
dengan sejumlah tertentu zat lain, selalu tetap, atau
suatu senyawa murni selalu terdiri atas unsur-unsur
yang sama, yang tergabung dalam perbandingan
tertentu.”
Contoh :
Air mengandung : Hidrogen 11,19%
Oksigen 88, 81%
Jadi jumlah oksigen yang tergabung dengan 1 gram
hidrogen dalam air adalah 8 gram.

4. Penyimpangan Hukum Susunan Tetap
Isotop
Terdapatnya dua macam senyawa dengan dua macam
perbandingan berat misalnya air (perbandingan berat
oksigen-hidrogen 8:1) dan “air berat” (perbandingan berat
oksigen-hidrogen 8:2), menunjukkan penyimpangan dari
hukum susunan tetap.
Senyawa non-stoikiometri
Komposisi rata-rata Ti0 berkisar dari Ti0,70 ke Ti00,7.
Senyawa semacam ini (Pb S1,14 dan UO2,12) yang
menyimpang dari Hukum Susunan Tetap disebut senyawa
Non-Daltonion, Berthollide atau Non-Stoikiometrik.

5. Contoh :
8, 04 g tembaga oksida direduksi dengan hidrogen
menghasilkan 6,42 g tembaga. Pada eksperimen kedua 9,48 g
tembaga dilarutkan dalam asam nitrat pekat. Setelah larutan ini
diuapkan sampai kering dan residu dipijar sampai konstan
diperoleh 11,88 g tembaga oksida. Tunjukkan bahwa kedua
data di atas mengikuti suatu hukum kimia.
Jawab :
Komposisi kedua oksida
Eksperimen 1 Eksperimen 2
Massa tembaga 6, 42 g 9, 48 g
Massa oksigen 1, 62 g 2, 40 g

6. Perbandingan :
Massa tembaga = 6, 42 9, 48
Massa oksigen 1, 62 2, 40
= 3, 96 3, 95
3. Hukum Kelipatan Perbandingan
“ Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu
senyawa, maka perbandingan massa dari unsur yang
satu, yang bersenyawa dengan jumlah tertentu unsur
lain, merupakan bilangan yang mudah dan bulat”

7. Contoh :
Nitrogen dan oksigen dapat membentuk enam macam senyawa.
Senyawa % Nitrogen % Oksigen Massa nitrogen
Massa oksigen
I
II
III
IV
V
VI
63,7
46,7
36,9
30,5
25,9
22,6
36,3
53,3
63,11
69,5
74,1
77,3
1 : 0,57
1 : 1,14
1 : 1,74
1 : 2,28
1 : 2,86
1 : 3,42

8. Perbandingan berat oksigen yang bereaksi dengan satu
bagian nitrogen adalah :
0,57 : 1,14 : 1,74 : 2,28 : 2,86 : 3,42
1 : 2 : 3 : 4 : 5 : 6
Perbandingan ini merupakan bilangan yang mudah dan
bulat, jadi sesuai dengan Hukum Kelipatan
Perbandingan.
4. Hukum perbandingan Timbal-Balik
“Jika dua unsur A dan B masing-masing bereaksi
dengan unsur C yang massanya sama membentuk AC
dan BC, maka perbandingan massa A dan massa B
ketika membentuk AC dan BC atau kelipatan dari
perbandingan ini.”

9. Contoh :
Dalam Metana 75 g C bereaksi dengan 25 g H
Dalam karbon monoksida 42,86 g C bereaksi dengan 57,14
g O.
Dalam air 11,11 g bereaksi dengan 88,89 g O
Jawab :
Dalam metana 75 g bereaksi dengan 25 g H
Dalam CO 42,86 g C bereaksi dengan 57,14 g O
Atau 75 g C bereaksi dengan
__75__ x 57,14 = 99,99 gram O
42,86
Perbandingan hidrogen dan oksigen yang masing-masing
bereaksi dengan 75 gram C
25 : 99,99 atau 1 : 4

10. 5. Hukum Perbandingan Setara
“ Bila suatu unsur bergabung dengan unsur lain, maka
perbandingan kedua unsur tersebut adalah sebagai
perbandingan massa ekivalennya atau suatu kelipatan
sederhana dari padanya.”
Contoh :
Hidrogen Oksigen
Air 1,008 8,000
Hidrogen Peroksida 0,504 (½ x 1,008) 8,000
Karbon Oksigen
Karbondioksida 3,003 8,000
Karbonmonoksida 6,005 (2 x 3,003) 8,000

11. 6. Hukum Penyatuan Volume
“Pada kondisi temperatur dan tekanan yang sama,
perbandingan volume gas-gas pereaksi dan gas-gas
produk-reaksi merupakan bilangan yang mudah dan
bulat.”
Hidrogen + Oksigen uap air
2 vol 1 vol 2 vol
Hidrogen + Nitrogen ammonia
3 vol 1 vol 2 vol
Pada suatu persamaan reaksi yang sudah setara
2 C2H2 (g) + 5 O2 4 CO2 (g) + 2H2O (g)
Dua volume C2H2 bereaksi dengan
Lima volume O2 menghasilkan 4 volume CO2 dan dua
volume H2O.

12. 7. Hukum Avogadro
“Pada Temperatur dan tekanan yang sama, volume yang
sama dari semua gas mengandung jumlah molekul yang
sama.”
Contoh :
Hidrogen + klor hidrogen klorida
n molekul n molekul 2n molekul
dibagi dengan n
1 molekul + 1 molekul 2 molekul
Hidrogen klor hidrogen klorida

13. TEORI ATOM DALTON
Ada tiga postulat penting :
1. Materi terdiri dari partikel yang tak dapat dibagi-bagi lagi, yang tidak dapat diciptakan maupun
dimusnahkan dan disebut atom.
2. Atom suatu unsur tertentu adalah sama dalam semua hal dan berbeda dari atom unsur lain.
3. Jika atom-atom bergabung membentuk senyawa, perbandingan atom-atom ini merupakan
angka yang sederhana.
Dengan teori ini berhasil menjelaskan :
1. Hukum Kekekalan Massa (sesuai dengan postulat pertama)
2. Hukum Perbandingan Konstan (sesuai dengan postulat yang kedua dan ketiga)

14. Teori atom Dalton dan pengetahuan massa kini
Postulat 1 : atom dapat dibagi-bagi lagi
a. Penembakan dengan partikel sub atom
a. Pembelahan inti (fisi nuklir)
Postulat 2 : Atom suatu unsur dapat berbeda massa (adanya isotop)
Postulat 3 : Ada banyak senyawa yang perbandingan atomnya cukup rumit misalnya
C6H7N3O11dan C18H35O2Na
nN 1
0
14
7 + HC 3
1
12
6 +

15. MASSA ATOM RELATIF
 Massa atom relatif = Massa suatu atom unsur_
Massa satu atom Hidrogen
 Massa Atom relatif = Massa ekivalen x valensi
 Massa Ekivalen = Massa atom relatif
Valensi
 Massa Atom relatif = ___Massa satu atom unsur___
½ Massa satu atom karbon-12

16. 1. Penentuan Massa Atom relatif
a. Hukum Dulong dan Petit
Untuk unsur logam hasil kali massa atom relatif dan
kalor jenis kira-kira 26,8 J mol-1
K-1
Massa atom relatif x kalor jenis ~ 26,8
Jika diberi satuan
Massa molar x kalor jenis 26,8 J mol-1
K-1
(gram) x ( joule ) J mol-1
K-1
mol Derajat x gram
Jika kalor jenis dinyatakan dalam kalori g-1
K-1
, maka
Massa atom relatif x kalor jenis ~ 6,4

17. b. Metoda Cannizzaro
Gagasan cannizzaro
 Menganggap bahwa hidrogen dan oksigen terdiri atas molekul diatomik.
 Menetapkan skala massa molekul berdasarkan massa molekul hidrogen dua satuan dan
massa molekul oksigen tiga puluh dua satuan.
 Berpendapat bahwa volume yang sama dari semua gas pada suhu dan tekanan yang sama
mempunyai jumlah molekul yang sama, sedangkan kerapatan gas berbanding lurus dengan
massa dari molekulnya.
 Perbandingan yang tetap dari kerapatan gas dan massa molekulnya dihitung berdasarkan
skala hidrogen dan skala oksigen.

18. Dengan perbandingan ini Cannizzaro menghitung massa
molekul dari sederetan senyawa berupa gas dari suatu
unsur.
 Persen komposisi unsur-unsur dalam senyawa diperoleh dari analisis kimia.
 Dari persen komposisi dan massa dari molekul, cannizzaro menghitung massa dari atom dalam
satu molekul setiap senyawa.
 Dengan menganggap bahwa massa unsur dalam satu molekul merupakan bilangan bulat
dikalikan dengan massa satu atom, Cannizaro mengambil massa terkecil dari unsur dalam satu
molekul senyawa berupa gas sebagai massa satu atom.

19. Contoh :
Perhatikan unsur X. tentukan massa molekul relatif sejumlah senyawa yang mengandung
unsur X. Massa molekul relatif dapat dihitung jika diketahui rapat uapnya dengan
menggunakan hukum Avogadro.
Mr = 2 x RH
Massa terkecil dari unsur X yang terdapat dalam satu mol senyawa-senyawa itu adalah
massa atom relatif, X.

20. Cara penentuan massa atom relatif dari karbon
Senyawa RH Mr % Massa
karbon
Massa karbon dalam satu massa
molekul relatif
Benzena 39 78 92,3 92,3 x 78 = 72
100
Propana 22 44 81,8 81,8 x 44 = 36
100
Etana 15 30 80,0 80,0 x 30= 24
100
Metana 8 16 75,0 75,0 x 16 = 12
100
Metanol 15 30 40,0 40,0 x 30 = 12
100
Dari data dalam tabel dapat disimpulkan bahwa massa
atom relatif karbon adalah 12.

21. c. Metoda Spektrofotometri Massa
Misalnya : Galium mempunyai isotop 69
Ga dan 71
Ga dengan kelimpahan berturut-turut
60% dan 40%
Massa atom relatif gallium adalah jumlah massa 69
Ga dan 71
Ga yaitu,
69 x 60 + 71 x 40 = 41,4 + 28,4
100 100
= 69,8

22. MASSA MOLEKUL RELATIF, MASSA RUMUS RELATIF,
MASSA MOLAR
 Massa Molekul relatif = Massa suatu molekul senyawa
½ Massa satu atom karbon-12
 Massa molar relatif = Massa satu mol zat
½ Massa satu mol karbon-12
 Jumlah mol = massa
massa molar

23. KONSEP MOL
 Mol adalah jumlah zat suatu sistem yang mengandung
sejumlah besaran elementer (atom, molekul dsb)
sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram tepat isotop
karbon-12.
 Jumlah besaran elementer ini disebut tetapan Avogadro
dengan lambang N. tetapan Avogadro yang disetujui.
L = (6,022045 ± 0,000031) x 1023
mol-1
Massa satu atom karbon adalah
12 g mol-1
= 12 = 1,9927 x 10-23
g
L mol-1
6,0220 x 1023

24. 1. Penerapan konsep mol pada gas
Persamaan gas ideal adalah PV = n RT.
Dengan R adalah tetapan gas untuk semua gas dan n
adalah jumlah mol gas. Pada tekanan standar 1 atm (101
325 Pa) dan suhu 273 K (STP), satu mol gas mnempati
volume 22,414 L. Secara sederhana digunakan 22,4 L
2. Penerapan konsep mol pada larutan
Larutan satu molar (M) adalah larutan yang mengandung
satu mol zat terlarut dalam 1 L larutan.
Kemolaran = mol/liter = mmol/ml
Kemolaran = konsentrasi dalam g per L
Massa molar zat terlarut

25.  Jumlah mol zat terlarut yang terdapat dalam sejumlah volume larutan dapat dinyatakan
dengan
Jumlah mol = kemolaran x volume (L = dm3
)
 Contoh :
Dalam 245 g H3PO4
Hitung :
a. jumlah mol H3PO4
b. jumlah mol setiap unsur
c. jumlah atom setiap unsur

26. Jawab :
Mr = 3 + 31 + 64 = 98
a. jumlah mol H3PO4 = 245 = 2,5 mol
98
b. jumlah atom H = 2,5 x 3 = 7,5 mol
jumlah atom P = 2,5 mol
jumlah atom O = 2,5 x 4 = 10 mol
c. jumlah H = 7,5 x 6,02 x 1023
= 4,5 x 1024
atom
jumlah P = 2,5 x 6,02 x 1023
= 1,5 x 1024
atom
jumlah O = 10 x 6,02 x 1023
= 6,02 x 1024
atom

27. PERSEN KOMPOSISI
 Persen Komposisi (menurut massa) adalah presentase
setiap unsur dalam senyawa.
Presentase Unsur = Massa atom relatif x jumlah atom x 100
Massa rumus relatif
 Contoh :
Hitung % Na, S dan O dalam natrium sulfat (massa atom
relatif : O = 16, Na = 23, S = 32)

28. Jawab :
Rumus natrium sulfat : Na2SO4
Dalam 1 mol Na2SO4 terdapat
46 g (2 mol) Na
32 g (1 mol) S
64 g (% mol) O
Massa 1 mol Na2SO4
46 g + 32 g + 64 g = 142 g

29.  % Na = 46 x 100 = 32,4 %
142
 % S = 32 x 100 = 22,5 %
142
 % O = 64 x 100 = 45,1 %
142

30. RUMUS SENYAWA
a. Rumus Empiris
Cara menentukan rumus empiris suatu senyawa dapat
dilakukan dalam tahap-tahap berikut :
1. Tentukan massa setiap unsur dalam sejumlah massa
tertentu senyawa atau persen massa setiap unsur. Dari
data ini dapat diperoleh massa relatif unsur yang
terdapat dalam senyawa.
2. Membagi massa setiap unsur dengan massa atom
relatif, sehingga memperoleh perbandingan mol setiap
unsur atau perbandingan atom.

31. 3. Mengubah perbandingan yang diperoleh pada dua
menjadi bilangan sederhana dengan cara membagi
dengan bilangan bulat terkecil. Jika perbandingan yang
diperoleh adalah 1,5 : 1, kalikan dengan dua untuk
memperoleh bilangan bulat (3 : 2).
Jika perbandingan dalam bentuk 1,33 : 1 atau 1,66 : 1
kalikan dengan 3 untuk memperoleh bilangan bulat. (4 :
3) dan (5 : 3).
b. Rumus Molekul
Rumus molekul memberikan jumlah mol (bukan saja
perbandingan) setiap jenis atom dalam satu mol molekul
senyawa.

32. Data yang diperlukan untuk menentukan rumus molekul
1. rumus empiris, dan
2. massa molekul relatif (kira-kira)
Contoh :
1. Suatu senyawa sebanyak 10,0 g mengandung 5,20 g seng 0,96 g karbon dan 3,84 g
oksigen. Hitung rumus empiris?

33. Jawab :
Macam unsur Seng Karbon Oksigen
Lambang Zn C O
Perbandingan massa 5,20 0,96 3,84
Massa atom relatif 65 12 16
Perbandingan mol 5,20/65 0,96/12 3,84/16
(atom) = 0,08
1
0,08
1
0,24
3
Rumus empiris ZnCO3

34. Rumus empiris suatu cairan adalah C2H4O. Tentukan
rumus molekul jika massa molekul relatif = 88
Jawab :
Massa rumus empiris relatif
(2 x 12) + (4 x 1) + 16 = 44
Massa molekul relatif = 88 = 2 x massa rumus empiris
relatif.
 Rumus molekul = 2 x massa rumus = (C2H4O)2
 Rumus molekul = C4H8O2

35. REAKSI KIMIA
1. Macam Reaksi Kimia
a. Reaksi sintetis yaitu pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya.
Fe + Cl2 FeCl2
b. Reaksi metatesis atau pertukaran antar senyawa.
NaCl + AgNO3 AgCl(s) + NaNO3
c. Reaksi penetralan atau reaksi asam basa
HCl + NaOH NaCl + H2O
d. Reaksi redoks
K2SO3 + ½ O2 K2SO4

36. 2. Penyetaraan Persamaan Reaksi
 Harus diketahui rumus zat pereaksi dan rumus
produk-reaksi
 Jumlah atom relatif setiap unsur dalam pereaksi
sama dengan jumlah atom unsur dalam produk-
reaksi.
 Koefisien rumus diubah menjadi bilangan bulat
terkecil.
3. Bilangan Oksidasi
 Bilangan oksidasi setiap atom dalam unsur bebas
sama dengan nol (hidrogen dalam H2, belerang
dalam S8, fosfor dalam P4).

37.  Dalam senyawa, bilangan oksidasi fluor sama
dengan -1.
 Bilangan oksidasi dalam ion sederhana sama
dengan muatannya. Dalam senyawa bilangan
oksidasi unsur golongan IA sama dengan +1,
sedangkan unsur golongan IIA sama dengan +2.
 Bilangan oksidasi hidrogen dalam senyawa
hidrogen sama dengan +1, kecuali dalam hibrida
logam seperti NaH, CaH2, sama dengan -1.
 Bilangan oksigen dalam senyawa oksigen sama
dengan -2, kecuali dalam peroksida sama dengan
-1, dalam OF2 sama dengan +2 dan dalam
superoksida sama dengan -½.

38.  Untuk senyawa netral, “jumlah” bilangan
oksidasi dikalikan jumlah setiap atom sama
dengan nol.
 Untuk suatu ion “jumlah” bilangan oksidasi
dikalikan jumlah setiap atom sama dengan
muatan ion.
4. Penyetaraan Reaksi Redoks
Ada dua cara menyetarakan reaksi redoks yauti cara setengah reaksi dan cara
perubahan bilangan oksidasi.

39.  Cara Setengah Reaksi
1. Setiap persamaan reaksi redoks merupakan
penjumlahan dua setengah reaksi.
2. Dalam persamaan reaksi redoks yang sudah
setara, jumlah elektron yang dilepaskan pada
oksidasinya sama banyak dengan jumlah
elektronnya yang diterima pada reduksi.
3. Ada tiga tahap
a. Menuliskan kerangka setengah reaksi
b. Mengimbangkan setiap setengah reaksi
c. Menjumlah kedua setengah reaksi

40. Contoh :
Setarakan reaksi yang berlangsung dalam suasana
asam.
Tahap 1 Menuliskan kedua kerangka setengah reaksi
Tahap 2 Menyetarakan setiap reaksi
a. Mengimbangkan O dengan menambah H2O
32
2
7 SOHCrO +− −+
+ 4
3
HSOCr
−2
7CrO
+3
2Cr
32SOH
−
4HSO
−2
7CrO OHCr 2
3
72 ++
OHSOH 232 +
−
4HSO

41. b. Mengimbangkan H dengan menambah H+
c. Mengimbangkan muatan dengan
menambah elektron
+−
+ HCrO 142
7 OHCr 2
3
72 ++
OHSOH 232 +
+−
+ HHSO 34
eHCrO 6142
7 ++ +−
OHCr 2
3
72 ++
OHSOH 232 + eHHSO 334 ++ +−

42. Tahap 3 Menjumlahkan kedua setengah reaksi
Catatan :
Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa, pada tahap
2b sama seperti pada reaksi dalam suasana asam,
kemudian ion H+
dihilangkan dengan menambah ion OH-
yang sama banyak di kedua ruas.
eHHSOOHSOH
OHCreHCrO
33
72614
4232
2
32
7
++→+
+→++
+−
++−
−++−
++→++ 42
3
32
2
7 34235 HSOOHCrSOHHCrO

43. Cara Perubahan Bilangan Oksidasi
a. Tulis pereaksi dan hasil reaksi
b. Tandai unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
c. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi di ruas kiri dan ruas
kanan persamaan reaksi.
d. Hitung jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi.
e. Samakan jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi.

44. f. Samakan jumlah muatan di ruas kiri dan di ruas kanan dengan menambahkan H+ bila larutan
bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basa.
g. Tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H di ruas kiri dan di ruas kanan.
Contoh :
Tahap 1
−+−
+→+ 4
3
32
2
7 HSOCrSOHCrO
−+−
+→+ 4
3
32
2
7 HSOCrSOHCrO

45. Tahap 2
+6 +4 +3 +6
Tahap 3
Tahap 4
+2
-6
−+−
+→+ 4
3
32
2
7 HSOCrSOHCrO
−+−
+→+ 4
3
32
2
7 2 HSOCrSOHCrO
−+−
+→+ 4
3
32
2
7 2 HSOCrSOHCrO

46. Tahap 5
Tahap 6
Tahap 7
−+−
+→+ 4
3
32
2
7 323 HSOCrSOHCrO
−++−
+→++ 4
3
32
2
7 3253 HSOCrHSOHCrO
OHHSOCrHSOHCrO 24
3
32
2
7 43253 ++→++ −++−

47. 5. Ekivalen
Ekivalen asam basa
Satu ekivalen (ekiv) asam adalah sejumlah asam yang
dapat menghasilkan satu mol H+
. Satu ekivalen basa
adalah sejumlah basa yang dapat menghasilkan satu mol
OH-
atau dapat menetralkan H+
Contoh :
Satu mol HCl menghasilkan 1 mol H+
Satu ekiv HCl = 1 mol HCl = 36,5 g
Satu mol H2SO4 menghasilkan 2 mol H+
Satu ekiv H2SO4= ½ mol H2SO4 = ½ x 98 g = 49 g

48. Satu mol NaOH menghasilkan 1 mol OH-
Satu ekiv NaOH = 1 mol NaOH = 40 g
Satu mol Ca(OH)2 menghasilkan 2 mol OH-
Satu ekiv Ca(OH)2 = ½ mol Ca(OH)2 = ½ x 74,08 g = 37,04 g
Ekivalen Redoks
Suatu ekivalen oksidator (zat pengoksidasi) adalah
sejumlah zat tertentu yang dapat enerima satu mol
elektron (6,02 x 1023
elektron). Satu ekivalen reduktor (zat
pereduksi) adalah sejumlah zat tersebut yang dapat
memberikan satu mol elektron.

49. Dalam reaksi redoks
a. Jumlah elektron yang diterima = jumlah elektron yang
dilepaskan.
b. Jumlah ekivalen oksidator = jumlah ekivalen reduktor
c. Massa (berat) ekivalen oksidator = massa satumol
oksidator di bagi dengan jumlah mol elektron yng
diterima (massa satu mol oksidator dibagi dengan jumlah
berkurangnya bilangan oksidasi)
d. Massa (berat) ekivalen reduktor = massa satu mol
reduktor di bagi dengan jumlah bertambahnya bilangan
oksidasi)

50. Contoh :
1. Jika unsur Fe dioksidasi menjadi FeO, hitung berat satu
ekivalen Fe.
Jawab :
Bilangan oksidasi Fe berubah dari 0 menjadi +2. setiap
mol Fe melepaskan 2 mol elektron, 1 mol Fe = 2 ekivalen
Berat 1 mol Fe = 2 ekiv = 55,847 g
Berat 1 ekiv Fe = ½ (55,847) = 27,923 g
2. Hitung massa ekivalen V2O5 jika direduksi berturut-turut
menjadi VO2, V2O3
Jawab :
Mr V2O5 = (2x51) + (5x16) = 182

51. V2O5 berubah menjadi VO2
1 mol V2O5 melepaskan 2 mol elektron (bilangan oksidasi
+10 berubah menjadi +8)
Massa ekivalen = 182 = 91
2
V2O5 V2O3
1 mol V2O5 melepaskan 4 elektron
(2V(V) 2 V (III)
Massa ekivalen = 182 = 45,5
4

52. 6. Penurunan Persamaan reaksi
Contoh :
Jika suatu hidrokarbon X sebanyak 150 ml bereaksi dalam
750 ml oksigen, terdapat 75 ml oksigen yang tidak
bereaksi, terbentuk 450 ml karbon dioksida 450 ml uap air.
Turunkan persamaan reaksi dan rumus hidrokarbon X.
Jawab :
Oksigen yang bereaksi 750 ml – 75 ml = 675 ml
X + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)
150 ml 675 ml 450 ml 450 ml
Dari data volume gas yang bereaksi dapat disimpulkan
X + 4½ O2 (g) 3 CO2 (g) + 3H2O (g)

53. Agar persamaan reaksi setara, maka rumus X adalah C3H6
Jadi persamaan reaksi adalah
7. Pereaksi Pembatas
Dalam suatu reaksi ada pereaksi yang habis bereaksi dan
yang berlebihan. Pereaksi yang habis bereaksi disebut
pereaksi pembatas.
Contoh :
Seng dan oksigen bereaksi membentuk seng oksida sesuai
dengan persamaan reaksi
OHgCOOgHC 22263 3)(3
2
1
4)( +→+
)(6)(6)(9)(2 22263 gOHgCOgOgHC +→+

54. Hitung banyaknya ZnO, yang terbentuk jika 28,6 g Zn
direaksikan dengan 7,44 g O2
Jawab :
Jumlah mol Zn = 28,6 = 0,438 mol Zn
65,4
Jumlah mol O2 = 7,44 = 0,232 mol O2
32
Jika terdapat 0,438 mol Zn maka O2 yang diperlukan,
½ x 0,48 mol O2 = 0,219 mol O2
Banyaknya ZnO yang terbentuk 0,438 mol (2 x 0,219 mol) =
0,438 x 81,4 g = 35,6 ZnO
ZnOOZn 22 2 →+

55. 8. Persen Hasil
Persen Hasil = Massa produk nyata x 100
Massa produk menurut perhitungan
Contoh:
Etilena, C2H4 sebanyak 3,86 g dibakar dengan 11,84 g O2 di
udara. Jika CO2 yang terbentuk 6,96 g, hitung persen hasil
Jawab :
Reaksi pembakaran : C2H4
Dari persamaan reaksi terlihat bahwa setiap satu mol C2H4
bereaksi dengan 3 mol O2
OHCOOHC 22242 223 +→+

56. Jumlah mol C2H4 = 3,86 = 0,1378 mol
28
Jumlah mol O2 = 11,84 = 0,370
32
Sesuai dengan persamaan reaksi 0,1378 mol C2H4 akan bereaksi dengan 3 x
0,1378 = 0,4314 mol O2
Oksigen yang tersedia hanya 0,370 mol, berarti oksigen adalah pereaksi
pembatas.
Gas CO2 yang dihasilkan
x 0,370 mol = 0,2467 mol = 0,2467 x 44,0 g = 10,85 g
Produk yang nyata 6,96 g
Persen hasil = 6,96 x 100 = 64 %
10,85
3
2