Dokumen tersebut membahas tentang stoikiometri, yang merupakan kajian hubungan kuantitatif dalam reaksi kimia. Dibahas pula beberapa hukum dasar kimia seperti hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap, dan hukum kelipatan perbandingan. Selain itu, dibahas pula konsep-konsep seperti mol, rumus empiris, rumus molekul, dan penyetaraan persamaan reaksi.

1. BAB I
STOIKIOMETRI
Stoikiometri :
Kajian tentang hubungan-hubungan
kuantitatif dalam reaksi
By LB & DW_Kimia ITB
kimia

2. Hukum-Hukum Dasar
Hukum Kekekalan Massa (Lavoisier, 1783)
Hukum Perbandingan Tetap (Proust, 1799)
Hukum Kelipatan Perbandingan (Dalton,
1803)
Hukum Penyatuan volume (Gay-Lussac,
1808)
Hukum Avogadro (1811)
By LB & DW_Kimia ITB

3. Hukum Kekekalan Massa
“Pada setiap reaksi kimia, massa zat-zat
yang bereaksi adalah sama dengan
massa produk reaksi.”
Contoh :
Hidrogen + Oksigen ®
Air
g g g
2 16 18
Dalam versi modern : Setiap reaksi
kimia tidak dapat dideteksi perubahan
massa
By LB & DW_Kimia ITB

4. + ® D ° =
c Hidrogen Oksigen Air H x J
g g
100 900
2
E =
mc
x 6 =
m ( x
8 )
2
m x x kg
12 10 3 10
6
12 10 1,33 10
-
10
9 10
1,33 10 (kecil sekali)
= =
16
=
-
10
m x g
By LB & DW_Kimia ITB
Bukti :
Menurut Einstein :
12 106
x
Pada pembentukkan 900 gram air,
1,33x10-10 gram diubah menjadi energi

5. Hukum Perbandingan Tetap
(Proust)
“Pada setiap reaksi kimia, massa zat
yang bereaksi dengan sejumlah
tertentu zat lain, selalu tetap.”
Contoh :
Air mengandung hidrogen 11,19%
By LB & DW_Kimia ITB
1:8
oksigen 88,81%
üýþ

6. Hukum Kelipatan Perbandingan
(Dalton)
“Bila dua unsur dapat membentuk lebih
dari satu senyawa, maka perbandingan
massa dari unsur yang satu, yang
bersenyawa dengan sejumlah tertentu
zat lain, merupakan bilangan yang
mudah dan bulat.”
Contoh :
By LB & DW_Kimia ITB

7. Senyawa % N % O Massa N
Untuk tiap 1 bagian Nitrogen, massa O dalam
senyawa I, II, dan III adalah 0,57 : 1,14 : 1,74
atau 1 : 2 : 3
By LB & DW_Kimia ITB
Massa O
I
II
III
63,7
46,7
36,9
36,3
53,3
63,11
1:0,57
1:1,14
1:1,74

8. Hukum Penyatuan Volume
(Gay-Lussac)
“Pada kondisi suhu dan tekanan yang
sama, perbandingan volume gas-gas
yang bereaksi dan gas-gas produk
reaksi merupakan bilangan yang
mudah dan bulat.”
Hidrogen + Oksigen ®
uap air
vol vol vol
2 1 2
hidrogen + nitrogen ®
amonia
By LB & DW_Kimia ITB
Contoh :
vol vol vol
3 1 2

9. Hukum Avogadro
“Pada suhu dan tekanan yang sama,
volume yang sama dari semua gas
mengandung sejumlah molekul yang
sama.”
Contoh :
hidrogen + oksigen ®
air
vol vol vol
2 1 2
molekul molekul molekul
2 1 2
By LB & DW_Kimia ITB

10. misal :1 molekul =1 bola
ada teori yang dilanggar, yaitu Teori Dalton
bahwa atom tak dapat dibelah-belah
æ ö
ç ¸
è ø
misal : 1 molekul = 2 bola
( tidak ada teori yang dilanggar)
By LB & DW_Kimia ITB
2

11. Teori Atom Dalton
1. Materi terdiri dari partikel yang tak dapat dibagi-bagi
By LB & DW_Kimia ITB
lagi.
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.
• Menurut hipotesis Avogadro :
( ) H massa molekul relatif=2xRapat Uap R
dan
gas-gas pada umumnya diatomik

12. Kelemahan Teori Atom Dalton
Postulat 1 dengan ditemukannya
penembakan atom nitrogen oleh
neutron menghasilkan atom karbon dan
tritium
Postulat 2 dengan ditemukannya
isotop-isotop di alam
Postulat 3 dengan ditemukannya
senyawa yang tidak sederhana contoh
C6H7N3O11 By LB & DW_Kimia ITB

13. Massa Atom Relatif (Ar)
“Sejak 1961 ditetapkan isotop C-12 sebagai
dasar penentuan Ar.”
Ar massa satu atomunsur
By LB & DW_Kimia ITB
12
1
12
-
=
massa satu atomC

14. 2. Penentuan Massa atom realtif untuk:
Kelimpahan isotop
Massa isotop relatif
By LB & DW_Kimia ITB
Contoh :
69Ga dan 31
31
71Ga dengan kelimpahan berturut-turut
60% dan 40%.
Ar Ga yang tepat
60 69 40 71 69,8
100 100
= æç x ö¸+ æç x ö¸= è ø è ø

15. ( )
( )
massa g
massa molar g mol
By LB & DW_Kimia ITB
Mol
mol
=
Contoh :
Mr NaOH = 40
maka massa molar NaOH = 40 g/mol
(Massa satu mol zat/ Mm)
Yang artinya, 1 mol NaOH = 40 g

16. Mol
Satuan untuk menyatakan jumlah
partikel (atom, ion, atau molekul)
1 mol = 12 gram masa atom C-12
1 mol = bilangan avogadro (6,02 X 1023)
By LB & DW_Kimia ITB

17. 1. Penerapan konsep mol pada gas
a) Persamaan gas ideal : PV = nRT
b) Pada keadaan STP (T=0°C;P=1 atm), volume
satu mol gas = 22,4 L
Contoh : Suatu gas sebanyak 11,09 g
menempati wadah 5,6 L pada STP. Hitung
massa molar!
Jawab : 5,6 L » 5,6 L x 1 mol =
0,25
mol
22, 4
L
mol g
0, 25 11,09
massa molar g mol
( / )
11,09 44 /
0, 25
=
massa molar g mol
= =
By LB & DW_Kimia ITB

18. 2. Penerapan konsep mol pada
molar = mol =
mmol
liter mL
mol = g =
mol
g mol
C = mol =
M
By LB & DW_Kimia ITB
larutan
Contoh : hitung kemolaran larutan yang
mengandung 24,5 g H2SO4 dalam 2 L larutan!
Jawab:
24,5 0,25
98 /
0, 25 0,125
M 2
L

19. Persen komposisi
% unsur jumlah atom x Ar x 100%
Mr
Contoh :
Hitung % Na dalam Na2SO4 (Ar Na = 23; S = 32;
O = 16)
Jawab :
Na = x x =
By LB & DW_Kimia ITB
=
% 2 23 100% 32,4%
142

20. Rumus senyawa
1. Rumus empiris : perlu data
 Macam unsur dalam senyawa
 % komposisi unsur
 Massa atom relatif unsur yang
bersangkutan
2. Rumus molekul : perlu data
 RE (Rumus Empiris)
 Massa molekul dari hasil eksperimen
By LB & DW_Kimia ITB

21. Urutan Menentukan Rumus
Empiris Suatu Senyawa
Tentukan Massa setiap unsur
Membagi massa unsur tersebut dengan
massa molar sehingga diperoleh
perbandingan mol setiap unsur
Mengubah perbandingan mol yang
diperoleh menjadi bilangan sederhana
By LB & DW_Kimia ITB

22. Menentukan Rumus Empiris
Contoh :
Tentukan rumus molekul suatu
senyawa dengan persen komposisi,
H=2,38%; C=42,86%; N=16,67%;
O=38,09%. Massa molekul relatif
168±0,5
By LB & DW_Kimia ITB

23. By LB & DW_Kimia ITB
Macam unsur
Lambang unsur
%massa
Ar
Jumlah mol dlm
100 g senyawa
Perbandingan
mol
Karbon
C
42,86%
12
42,86
12
3,57
3
Hidrogen
H
2,38%
1
2,38
1
2,38
2
Nitrogen
N
16,67%
14
16,67
14
1,19
1
Oksigen
O
38,09%
16
38,09
16
2,38
2

24. Menentukan Rumus Molekul
Rumus empiris: C3H2NO2
(3x12+2x1+1x14+2x16)n = 168±0,5
n ≈ 2
Jadi, RM : C6H4N2O4
By LB & DW_Kimia ITB

25. Reaksi Kimia
1. Reaksi sintesis
2. Reaksi penetralan
3. Reaksi redoks
4. Reaksi metatesis
5. Reaksi lainnya: adisi, substitusi,
eliminasi, fotosintesis, dll.
By LB & DW_Kimia ITB

26. Penyetaraan Persamaan
Reaksi Sederhana
Diketahui rumus zat pereaksi dan
produk
Jumlah atom setiap unsur dalam
pereaksi sama dengan jumlah atom
unsur dalam produk
Koefisien rumus diubah menjadi
bilangan bulat terkecil
By LB & DW_Kimia ITB

27. Bilangan Oksidasi (biloks)
1. Dalam senyawa, biloks flour sama dengan
-1 : HF; F = -1
2. Senyawa netral, biloks sama dengan nol ;
By LB & DW_Kimia ITB
H2SO4 = 0
3. Senyawa bermuatan, biloks sama dengan
muatan ion ; SO4
2- = -2
4. Unsur bebas, biloks sama dengan nol; H2 = 0

28. Bilangan Oksidasi (biloks)
5. Unsur gol IA dan IIA dalam senyawa diberi biloks
sesuai dengan golongannya ; KMnO4; K=+1
6. Tiap hidrogen dalam senyawa, biloks sama
dengan +1; H2SO4; H = 2x1 = +2, kecuali dalam
senyawa hidrida -1, contohnya NaH
7. Tiap oksigen dalam senyawa, biloks sama
dengan -2. H2SO4 ; O = 4x(-2) = -8, kecuali dalam
peroksida -1, dalam OF2 sama dengan +2
Catatan: Posisi nomor 1, 6, dan 7 harus sesuai dengan urutannya,
tidak boleh ditukar-tukar, By LB & karena DW_Kimia dapat ITB
menyebabkan
perhitungan biloks bagi unsur yang akan ditentukan menjadi
salah

29. Penyetaraan Reaksi Redoks
1. Cara setengah reaksi
2. Cara perubahan biloks
By LB & DW_Kimia ITB

30. Cara perubahan biloks
1. Tulis pereaksi dan hasil reaksi
By LB & DW_Kimia ITB
Cr2O7
2- + H2SO3 Cr3+ + HSO4
-
2. Tandai unsur-unsur yang mengalami
perubahan biloks untuk tiap atom
Cr2O7
2- + H2SO3 Cr3+ + HSO4
-
+6 +4 +3 +6

31. 3. Setarakan jumlah atom yang
mengalami perubahan biloks di ruas
kiri dan kanan persamaan reaksi
Cr2O7
2- + H2SO3 2Cr3+ + HSO4
By LB & DW_Kimia ITB
-
+12 +4 +6 +6

32. 4. Hitung jumlah berkurang dan
bertambahnya biloks
Cr2O7
2- + H2SO3 2Cr3+ + HSO4
By LB & DW_Kimia ITB
-
6
+12 +4 +6 +6
2

33. 5. Samakan jumlah berkurang dan
bertambahnya bilangan oksidasi (cari KPK)
CrO2- + HSO2Cr3+ + HSO27
23 4
By LB & DW_Kimia ITB
-
6 x (1)
2 x (3)
Cr2O7
2- + 3H2SO3 2Cr3+ + 3HSO4
-
Catatan: angka yang di dalam kurung adalah faktor pengali

34. 6. Samakan jumlah muatan di ruas kiri dan
kanan dengan menambahkan H+ bila
larutan bersifat asam, OH- bila bersifat
basa
Cr2O7
2- + 3H2SO3 2Cr3+ + 3HSO4
By LB & DW_Kimia ITB
-
-2 + 0 = -2 +6 – 3 = +3
Asam :
5H+ + Cr2O7
2- + 3H2SO3 2Cr3+ + 3HSO4
-
Basa :
Cr2O7
2- + 3H2SO3 2Cr3+ + 3HSO4
- + 5OH-

35. 7. Tambahkan H2O untuk menyamakan
jumlah atom H di ruas yang kekurangan
atom H
=11 H = 3
By LB & DW_Kimia ITB
Asam :
5H+ + Cr2O7
2- + 3H2SO3 2Cr3++ 3HSO4
-
5H++Cr2O7
2-+3H2SO3 2Cr3++3HSO4
-+4H2O
Basa :
Cr2O7
2- + 3H2SO3 2Cr3+ + 3HSO4
- + 5OH-Cr
2O7
2- + 3H2SO3 +H2O 2Cr3+ + 3HSO4
- + 5OH-H
H = 6 H = 8

36. Ekivalen
Ekivalen asam-basa
 Satu ekivalen asam adalah masa (dalam
gram)sejumlah asam yang dapat
menghasilkan satu mol H+
 Satu ekivalen basa adalah masa (dalam
gram) sejumlah basa yang dapat
meghasilkan satu mol OH- atau yang dapat
menetralkan satu mol H+
By LB & DW_Kimia ITB
 Contoh :

37. HCl H+ + Cl-
1 mol 1 mol
1 mol H+ = 1 ekiv
1 mol HCl ~ 1 ekiv
1 mol HCl = 36,5 gram
Jadi, massa 1 ekiv HCl = 36,5 gram
H2SO4 2H+ + SO4
By LB & DW_Kimia ITB
2-
1 mol 2 mol
2 mol H+ = 2 ekiv
1 mol H2SO4 ~ 2 ekiv
1 mol H2SO4 = 98 gram
Jadi, massa 1 ekiv H2SO4 = 49 gram

38. H3PO4+ NaOH Na2HPO4 +H2O
Massa : 98 g 80 g
Mr : 98 40
Mol : 1 mol 2 mol
Ekiv : 2 ekiv 2 ekiv
Catatan: tanda panah ke bawah berarti senyawa
yang telah diketahui, sedangkan tanda panah ke
atas menunjukkan yang dicari (massa NaOH)
Kesimpulan:
ekiv asam = ekiv basa
By LB & DW_Kimia ITB

39. Ekivalen redoks
Satu ekivalen oksidator/reduksi adalah masa
sejumlah zat tertentu yang dapat menerima
satu mol elektron
Contoh : Fe3+ + e Fe2+
1 mol Fe3+ = 1 mol elektron
1 mol Fe3+ ~ 1 ekiv (tergantung
senyawa yang dibentuk)
Satu ekivalen reduktor/oksidasi adalah masa
sejumlah zat tertentu yang dapat melepaskan
satu mol elektron
Contoh : Cu Cu2+ + 2e
1 mol Cu = 2 mol elektron
1 mol By Cu LB & ~ DW_2 Kimia ekiv
ITB

40. Dalam reaksi redoks
1. Jumlah elektron yang diterima =
jumlah elektron yang dilepaskan
8H+ + MnO4
- + 5e Mn2+ + 4H2O
5Fe2+ 5Fe3+ + 5e
2. Jumlah ekivalen oksidator = jumlah
ekivalen reduktor
0,1 ekiv MnO4
- = 0,1 ekiv Fe2+
By LB & DW_Kimia ITB

41. 3. massa 1 ekiv oksidator = massa 1 mol oksidator
jumlah mol elektron yang diterima
V2O5 2VO
+10 6 +4
Mr V2O5 = 182
1 mol V2O5 = 182 gram
massa 1 ekiv V2O5 = (182/6) gram
By LB & DW_Kimia ITB

42. 4. massa 1 ekiv reduktor = massa 1 mol reduktor
jumlah mol elektron yg dilepaskan
Fe FeO
0 2 +2
Ar Fe = 56
1 mol Fe = 56 gram
massa 1 ekiv Fe = (56/2) gram
By LB & DW_Kimia ITB

43. Pereaksi pembatas
Pereaksi yang habis bereaksi disebut
pereaksi pembatas
Contoh : 2 Zn + O2 2 ZnO
Massa : 28,6 g 7,44
Ar : 65,4 16
Mol : 0,438 0,232
Dibagi
koefisien : 0,219 0,232
By LB & DW_Kimia ITB

44. Setelah dibagi dengan koefisien
masing-masing, zat dengan mol terkecil
merupakan pereaksi pembatas atau yg
habis bereaksi. Dalam hal ini Zn.
Jadi, mol ZnO = mol Zn
= 0,438 mol
massa ZnO =
0,438mol(65,4+16)gram/mol
= 35,6 gram
By LB & DW_Kimia ITB

45. Persen Hasil
% hasil = massa produk nyata 100%
massa produk menurut perhitungan
By LB & DW_Kimia ITB
x

46. Contoh
Etilena, C2H4 sebanyak 3,86 gram
dibakar dengan 11,84 gram O2 di udara.
Jika CO2 yang terbentuk 6,96 gram.
Hitunglah persen hasil CO2
By LB & DW_Kimia ITB

47. Penyelesaian :
C2H4 + 3O2 2CO2+2H2O
Massa : 3,86 g 11,84 g
Mr : 28 32
Mol : 0,1378 0,37
Dibagi
Koefisien : 0,1378 0,123
By LB & DW_Kimia ITB

48. Jadi, pereaksi pembatas, O2, sehingga
menurut perhitungan :
massa CO2 =
2 0,37 mol x 44 g 10,85 gram
3 mol
æç x ö¸ = è ø
massa hasil eksperimen CO2 = 6,96 g
shg,
% hasil = 6,96 100% 64%
10,85
x =
By LB & DW_Kimia ITB

49. Perhatikan reaksi antara hidrogen, H2
dengan Nitrogen, N2 menghasilkan
ammonia, NH3
H2(g)+N2(g) NH3(g)
Jika gas hidrogen yang direaksikan
berlebih dan gas nitrogen sebanyak 42,
0 gram. Maka massa ammonia yang
terbentuk adalah ….(Ar N = 14, H = 1)
By LB & DW_Kimia ITB

50. Reaksi yang terjadi pada soda kue
(NaHCO3) dengan krim tartar
(KHC4H4O6) adalah sebagai berikut
KHC4H4O6 + NaHCO3KNaC4H4O6 + H2O
+ CO2. Suatu resep menyarankan
penggunaan dua sendok makan (24,0
gram) krim tartar, maka soda kue yang
diperlukan agar keduanya tepat habis
bereaksi adalah….(Ar Na = 23, H = 1, C
= 12, O = 16, By K LB = & DW_39)
Kimia ITB

51. Rumus sederhana dari suatu senyawa
yang mengandung Mg 21,9% P 27,8%,
dan O 50,3% adalah….
Mg2P3O5 c. Mg2P2O7 e. Mg3(PO4)2
MgP2O4 d. MgPO4
By LB & DW_Kimia ITB