Massa Atom, Jumlah Partikel dan Mol

Massa Atom, Jumlah Partikel dan Mol

A. Massa Atom

Massa atom (Ma) dari suatu unsur kimia adalah massa suatu atom dalam keadaan diam, umumnya dinyatakan dalam satuan massa atom (sma).

1. Massa atom relatif (Ar) 

Massa atom relatif masing-masing unsur dapat dilihat dalam tabel periodik. Akan tetapi, massa atom relatif yang tercantum dalam tabel periodik tersebut merupakan nilai pembulatan dari massa atom relatif yang sebenarnya. Sebagai contoh, massa atom relatif alumunium 26,98 maka dibulakan menjadi 27. Apatkah yang dimaksud dengan massa atom relatif dan bagaimana cara penentuannya?

Atom merupakan bagian terkecil dari materi sehingga ukurannya sangat kecil. Ukuran yang sangat kecil itu membuat massa atom sukar untuk diukur dengan menggunakan alat ukur biasa. Cara yang digunakan untuk menentukan massa suatu atom adalah dengan membandingkannya dengan massa atom lain. Perbandingan massa suatu atom dengan massa atom lainnya inilah yang dinamakan dengan massa atom relatif.

Konsep massa atom relatif dikemukakan pertama kali pada tahun 1799 oleh Dalton. Massa atom relatif menurut dalton adalah perbandingan massa suatu atom dengan massa satu atom hidrogen. Konsep massa atom relatif ini berkembang, terutama dengan ditemukannya spektrometer massa yang dapat mengukur massa atom yang sebenarnya. Dengan menggunakan spektrometer massa diketahui bahwa massa satu atom 12C yakni 

1,99268x10-23  gram. Massa atom dalam satuan gram sangat kecil dan penggunaannya tidak praktis, sehingga para ahli sepakat untuk menggunakan satuan massa atom (sma). 

Harga satu sma sama dengan massa satu atom 12C.

1 sma = 1/12 x Massa 1 atom 12C = 1/12 x 1,99268x10-23  gram.

Pada Tahun 1961, IUPAC menetapkan cara penentuan massa atom relatif suatu unsur. Menurut IUPAC, massa atom relatif suatu unsur adalah perbandingan massa satu atom tersebut terhadap 1/12 massa satu atom 12C.

Contoh soal :

Hitunglah massa atom relatif oksigen jika diketahui massa atom oksigen 2,6505x1023 gram!

Pembahasan :

2. Massa molekul relatif (Mr)

Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau senyawa terhadap x massa atom C-12.

Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom pembentuk molekul tersebut.  Mr = ∑ Ar

Contoh Soal :
Diketahui massa atom relatif (Ar) beberapa unsur sebagai berikut :
....Ca = 40, .O = 16, .H = 1
Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Ca(OH)2

Penyelesaian :
Satu molekul Ca(OH)2 mengandung 1 atom Ca, 2 atom O, dan 2 atom H
....Mr Ca(OH)2 = Ar Ca + ( 2 Ar O ) + ( 2 Ar H )
.... .... .... ......= 40 + ( 2 x 16 ) +( 2 x 1 )
.... .... .... ......= 40 + 32 + 2
.... .... .... ......= 74

B. Mol

Kamu tentu pernah mendengar satuan dosin, gros, rim, atau kodi untuk menyatakan jumlah benda. Banyaknya partikel dinyatakan dalam satuan mol. Satuan mol sekarang dinyatakan sebagai jumlah par-tikel (atom, molekul, atau ion) dalam suatu zat. Para ahli sepakat bahwa satu mol zat mengandung jumlah partikel yang sama dengan jumlah partikel dalam 12,0 gram isotop C-12 yakni 6,02 x 1023 partikel. Jumlah partikel ini disebut Bilangan Avogadro (NA = Number Avogadro) atau dalam bahasa Jerman Bilangan Loschmidt (L).

Jadi, definisi satu mol adalah sebagai berikut.

Satu mol zat menyatakan banyaknya zat yang mengan-dung  jumlah partikel yang sama dengan jumlah partikeldalam 12,0 gram isotop C-12.

Misalnya:

1. 1 mol unsur Na mengandung 6,02 x 1023 atom Na.

2. 1 mol senyawa air mengandung 6,02 x 1023 molekul air.

3. 1 mol senyawa ion NaCl mengandung 6,02 x 1023 ion Na+ dan 6,02 x 1023 ion Cl–.

C. Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

Hubungan mol dengan jumlah partikel dapat dirumuskan:

kuantitas (dalam mol) =  jumlah partikel / NA                     

                                                 atau

                                    jumlah partikel = mol x NA

Contoh soal:

Suatu sampel mengandung 1,505 x 1023 molekul Cl2, berapa mol kandungan Cl2 tersebut?

Jawab:Kuantitas (dalam mol) Cl2 =  jumlah partikel Cl2 / NA

                                                =  1,505 x 1023 / 6,02 x 1023        

                                                = 0,25 mol.

SEMOGA BERMANFAAT BAGI KITA SEMUA...!!!

PERINSIP KESETIMBANGAN KIMIA

PERINSIP KESETIMBANGAN KIMIA...!!!

A. KESETIMBANGAN KIMIA

Keadaan reaksi bolak-balik dimana laju reaksi reaktan dan produk sama dan konsentrasi keduanya tetap. Kesetimbangan kimia hanya terjadi pada reaksi bolak-balik dimana laju terbentuknya reaktan sama dengan laju terbentuknya produk.

1. KESETIMBANGAN KIMIA BERSIFAT DINAMIS

Kesetimbangan dinamis adalah suatu reaksi bolak-balik pada saat keadaan konsentrasi tetap tapi sebenarnya tetap terjadi reaksi (terus-menerus). Kesetimbangan dinamis tidak terjadi secara makroskopis melainkan secara mikroskopis (partikel zat).

2. CIRI-CIRI KEADAAN SETIMBANG

Ciri-ciri keadaan suatu reaksi bolak-balik dikatan setimbang sebagai berikut. 

Terjadi dalam wadah tertutup, pada suhu dan tekanan tetap.
Reaksinya berlangsung terus-menerus (dinamis) dalam dua arah yang berlawanan.
Laju reaksi ke reaktan sama dengan laju reaksi ke produk.
Konsentrasi produk dan reaktan tetap.Terjadi secara mikroskopis pada tingkat partikel zat.
Pergeseran kesetimbangan kimia dipengaruhi
beberapa faktor :

a. KONSENTRASI ZAT
b. TEMPERATUR
c. TEKANAN ATAU VOLUME

3. PENGARUH KONSENTRASI ZAT TERHADAP KESETIMBANGAN KIMIA

Jika konsentrasi salah satu zat ditambah, maka reaksi kesetimbangan akan bergeser dari arah (menjauhi) zat yang ditambah konsentrasinya.

Jika konsentrasi salah satu zat dikurangi, maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah zat dikurangi konsentrasinya.

Contoh : Pada persamaan reaksi berikut.
N2(g)+ 3H2(g) <==> 2NH3(g) H = -92 Kj

4. PENGARUH TEMPERATUR TERHADAP KESETIMBANGAN KIMIA

Apabila temperatur sistem dinaikkan maka reaksi kesetimbangan bergeser ke arah reaksi yang membutuhkan kalor (endoterm).

—Apabila temperatur sistem dikurangi maka rekasi kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang

melepaskan kalor (eksoterm). 

Contoh : Pada persamaan reaksi

—[A] + [B] <==> [C] H = -X

[C] merupakan reaksi eksoterm (melepaskan kalor) dan [A] + [B] merupakan reaksi endoterm (membutuhkan kalor).

5. PENGARUH TEKANAN DAN VOLUME TERHADAP KESETIMBANGAN KIMIA

Apabila tekanan pada sistem ditambah/volume diperkecil maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih kecil. Apabila tekanan pada sistem

 diperkecil/volume ditambah maka reaksi kesetimbangan akan

bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih besar.

"Tekana: Pada persamaan reaksi berikut

N2(g)+ 3H2(g) <==> 2NH3(g) H = -92 kJ

Jumlah mol reaktan = 1 + 3 = 4
Jumlah mol produk = 2

B. KATALISATOR

Untuk mempercepat proses kesetimbangan kimia,sering dipergunakan zat tambahan lain yaitu katalisator. Dalam sistem kesetimbangan, katalisator tidak mempengaruhi letak kesetimbangan, katalisator hanya berperan mempercepat reaksi yang berlangsung, mempercepat terjadinya keadaan setimbang, pada akhir reaksi katalisator akan terbentuk kembali. Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia.

Contoh Katalis dalam Reaksi Kimia

Hidrogen peroksida akan terurai menjadi air dan gas oksigen. Dua molekul hidrogen peroksida akan menghasilkan dua molekul air dan satu molekul oksigen. Katalis kalium permanganat dapat digunakan untuk mempercepat proses ini. Menambahkan kalium permanganat dengan hidrogen peroksida akan menimbulkan reaksi yang menghasilkan panas, dan uap air akan keluar.

Konverter katalitik pada mobil mengandung platinum, yang berfungsi sebagai katalis untuk mengubah karbon monoksida, yang beracun, menjadi karbon dioksida.
Jika Anda menyalakan korek di sebuah ruangan yang mengandung gas hidrogen dan gas oksigen, akan ada ledakan dan sebagian besar hidrogen dan oksigen akan bergabung untuk menciptakan molekul air.

C. Kesetimbangan Kimia Dalam Industri

Konsep reaksi kesetimbangan banyak di terapkan dalam bidang industri. Beberapa industriyang menerapkan konsep reaksi kesetimbangan adalah industri amonia, asam sulfat, dan asamnitrat.

1.Industri amonia (NH3)

Amonia (NH3) merupakan gas yang tidak berwarna dengan bau menyengat dan sangatmudah larut dalam air. Amonia ini biasanya di gunakan dalam refrigerator dan dalam pembuatan pupuk, bahan peledak, dan plastik serta bahan kimia lainnya. Selainitu,amonia juga di gunakan sebagai pelarut.

2.Pembuatan H2SO4(aq)

(Asam sulfat)Proses kontak dilakukan untuk membuat H2SO4(aq) yang dapat digunakan sebagai bahan dasar pembuatan cat, pupuk, zat warna , detergen, dan larutan elektrolit dalam aki.

3.Pembuatan HNO3(Asam Nitrat)

Senyawa HNO3 merupakan bahan kimia penting yang digunakan sebagai bahan bakuuntuk peledak. Bahan peledak yang memakai bahan baku HNO3 dapat menimbulkan ledakan dahsyat. Contoh bahan peledak yang menggunakan HNO3, yaitu TNT.

SEMOGA BERMANFAAT BAGI KITA SEMUA...!!!

JURNAL BIOGAS DALAM UPAYA PEMURNIAN BIOGAS

Banyak orang di Indonesia, seperti di banyak negara berkembang, memiliki akses terbatas ke sumber-sumber energi yang ekonomis dan nyaman digunakan. Untuk berbagai alasan, layanan energi yang disediakan oleh pemerintah atau sektor swasta sulit diakses oleh masyarakat yang tinggal di daerah terpencil. Kalaupun dapat diakses, masyarakat - terutama kaum miskin - dibebani oleh harga layanan yang mahal, membuat kondisi mereka bahkan semakin rentan secara ekonomi. Meskipun layanan energi berkelanjutan tidak akan mengatasi penyebab utama kemiskinan, ketersediaan energi terbatas akan menghalangi jalan mereka menuju kemakmuran.

Di banyak kebudayaan - terutama pada masyarakat miskin - perempuan dan anak-anak ditugaskan untuk memasak dan melakukan pekerjaan rumah tangga lainnya. Mereka menjadi sangat bergantung pada bentuk bahan bakar fosil tradisional dan sumber daya alam seperti batu bara dan kayu bakar. Tugas mengumpulkan bahan bakar yang dilakukan rutin setiap hari tidak hanya memakan waktu, tetapi juga energi. Proses penggunaan bahan bakar tradisional membuat pengguna terpapar asap setiap hari, membuat mereka rentan terhadap infeksi saluran respiratorial dan penyakit mata.

Untuk meningkatkan kesejahteraan masyarakat miskin di seluruh dunia, dan sebagai tindak lanjut KTT Dunia tentang Pembangunan Berkelanjutan, pemerintah Belanda membuat program pembangunan berkelanjutan yang menekankan hubungan antara kemiskinan dan energi. Salah satu tujuan utama dari program ini adalah menyediakan akses ke layanan energi untuk 10 juta orang (2 juta keluarga) melalui sarana energi terbarukan berkelanjutan, termasuk biogas.

Pada 25 tahun terakhir, biogas rumah telah diterima secara luas di Asia. Aplikasinya di Negara Nepal dan Vietnam diakui sebagai sebuah kesuksesan oleh negara-negara lain seperti Cina, India, dan negara-negara Asia lainnya yang juga menerapkan teknologi biogas. Keberhasilan program ini adalah karena pendekatannya yang berbasis pasar, keterlibatan berbagai pemangku kepentingan dan penekanan pada kontrol kualitas. Manfaat langsung dari program-program termasuk peningkatan status perempuan dan peningkatan kesejahteraan keluarga mereka.

Pada tahun 2008, Direktorat Jenderal Listrik dan Pemanfaatan Energi Departemen Energi dan Sumber Daya Mineral, Pemerintah Indonesia, meminta Kedutaan Besar Belanda untuk mempelajari potensi biogas di Indonesia. Kedutaan kemudian menugaskan SNV untuk melakukan studi kelayakan. Hasil penelitian menunjukkan potensi biogas di Indonesia bisa mencapai satu juta unit dan tingkat pengembalian keuangan menguntungkan (FIRR) untuk petani. Berdasarkan itu, Hivos - didukung oleh SNV - memulai program biogas di (maksimum) delapan provinsi di Indonesia, dengan pendekatan multi-pemangku kepentingan pengembangun-sektor.

Teknologi biogas membawa banyak manfaat, termasuk berkontribusinya terhadap pemberantasan kemiskinan dan penyediaan ketahanan pangan yang lebih besar. Pendekatan BIRU untuk program ini akan sangat mempengaruhi kondisi kesehatan masyarakat setempat, membuka lapangan kerja baru, dan juga mempengaruhi ekonomi lokal. Meskipun Tujuan Pembangunan Milenium (MDG) tidak secara spesifik menargetkan sektor energi, secara tidak langsung teknologi biogas tidak diragukan lagi memiliki dampak positif pada pemenuhan MDGs di negara-negara berkembang.

HASIL DAN PEMBAHASAN...!!!

  

 Biogas merupakan teknologi pembentukan energi dengan memanfaatkan limbah, seperti limbah pertanian, limbah peternakan, dan limbah manusia.  
Selain menjadi energi alternatif, biogas juga dapat mengurangi permasalahan lingkungan, seperti polusi udara dan tanah. Misalnya, seekor sapi potong yang berbobot 400―500 kg/ekor menghasilkan kotoran ternak segar sebanyak 20―29 kg/harinya. Bisa dibayangkan berapa banyak limbah yang dihasilkan dari sebuah peternakan yang mengelola puluhan sampai ratusan ekor sapi potong.  
Kondisi tersebut sebenarnya merupakan peluang usaha untuk dijadikan bahan baku pembuatan biogas. Hasil dari pembuatan biogas dapat dijadikan sumber energi serta sisa keluaran  berupa lumpur (sludge) dapat dijadikan pupuk siap pakai sehingga dapat menambah penghasilan bagi peternak sapi itu sendiri.
A. Prinsip Dasar Biogas Prinsip dasar teknologi biogas adalah proses penguraian bahan-bahan organik oleh mikroorganisme dalam kondisi tanpa udara (anaerob) untuk menghasilkan campuran dari beberapa gas, di antaranya metan dan CO2. Biogas dihasilkan dengan bantuan bakteri metanogen atau metanogenik. Bakteri ini secara alami terdapat dalam limbah yang mengandung bahan organik, seperti limbah ternak dan sampah organik.  
Proses tersebut dikenal dengan istilah anaerobic digestion atau pencernaan secara anaerob. Umumnya, biogas diproduksi menggunakan alat yang disebut reaktor biogas (digester) yang dirancang agar kedap udara (anaerob), sehingga proses penguraian oleh mikroorganisme dapat berjalan secara optimal. Berikut beberapa keuntungan yang dihasilkan dari digester anaerob. 
a).  Keuntungan Pengolahan Limbah  Digunakan untuk proses pengolahan limbah yang alami.  Lahan yang dibutuhkan lebih kecil dibandingkan dengan lahan untuk proses kompos.  Memperkecil rembesan polutan.   Menurunkan volume limbah yang dibuang. b).  Keuntungan Energi  Menghasilkan energi yang bersih.  Bahan bakar yang dihasilkan berkualitas tinggi dan dapat diperbaharui.  Biogas yang dihasilkan dapat digunakan untuk berbagai penggunaan. c).  Keuntungan Lingkungan  Mengurangi polusi udara.  Memaksimalkan proses daur ulang.  Pupuk yang dihasilkan bersih dan kaya nutrisi.  Menurunkan emisi gas metan dan CO2 secara signifikan.  Memperkecil kontaminasi sumber air karena dapat menghilangkan bakteri Coliform sampai 99%. 
5 
d).  Keuntungan Ekonomi Ditinjau dari siklus ulang proses, digester anaerobik lebih ekonomis dibandingkan dengan proses lainnya. 
B.  Potensi dan Sumber Bahan Baku Biogas Sumber bahan baku biogas dapat berasal dari berbagai limbah yakni :
a). Biogas dari Limbah Peternakan  Sektor peternakan skala usaha kecil umumnya dilakukan masyarakat pedesaan dengan memelihara 2―5 ekor ternak. Sementara itu peternak skala usaha besar biasanya memelihara puluhan sampai ratusan ternak secara intensif. 

PELUANG PENELITIAN BIOGAS...!!!

Pemanfaatan Hasil Samping Biogas
Biogas memang pilihan yang tepat untuk dijadikan sebagai energi alternatif. Selain murah, biogas juga sangat ramah lingkungan. Limbah yang dihasilkan selama proses produksi biogas juga masih dapat dimanfaatkan. Hasil samping biogas yang berupa lumpur atau yang lebih dikenal dengan sebutan sludge mengandung banyak unsur hara yang dapat dimanfaatkan menjadi pupuk untuk tanaman.  
Pupuk organik yang dihasilkan dari alat keluaran biogas sudah dapat digunakan dan berkualitas prima. Kandungan unsur haranya yang tinggi sehingga dapat meningkatkan kesuburan tanah dengan memperbaiki sifat fisik, kimia, dan biologi tanah. Proses pembuatan pupuk organik dengan memanfaatkan hasil keluaran biogas ini lebih efisien dibandingkan dengan pembuatan kompos yang memerlukan lahan yang lebih luas serta proses yang lebih lama. Selain itu, digester yang didesain kedap udara juga mengurangi tingkat kegagalan proses dekomposisi sehingga pupuk organik yang dihasilkan berkualitas maksimal.

SEKIAN DAN TERIMA KASIH...!!!

TERMOKIMIA

*TERMOKIMIA...!!!

Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.

Dalam arti lain Termokimia adalah Hubungan antar kalor dengan reaksi kimia atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia.

A.    Istilah-istilah dan Satuan dalam Termokimia

1.      Istilah-istilah dalam Termokimia

·         Entalpi : energi yang terkandung dalam suatu zat dengan lambing H

·         Energi : kemampuan suatu materi untuk melakukan kerja.

·         Energi dalam : jumlah energi dari semua energi yang dimiliki oleh sistem molekul.

Energi dalam bernilai positif jika : sistem menyerap atau menerima panas atau sistem menerima kerja.

Energi dalam bernilai negatif jika : sistem melepaskan panas atau sistem  melakukankerja.

Energi dalam tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanya perubahan energinya yang dinyatakan sebagai ∆E.

∆E = E_Produk – E_Reaktan

·         Kalor (q) : energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya dikarenakan perbedaan suhu di antara keduanya.

Q = m.c.∆T atau Q = C.∆T

·         Kerja (w) : bentuk energi yang diperlukan dan dapat dinyatakan sebagai gaya yang bekerja melalui suatu jarak tertentu.

Kerja bernilai positif jika sistem menerima kerja.

Kerja bernilai negatif jika sistem melakukan kerja.

2.      Satuan dalam Termokimia

2.1.      1 kJ = 1000 J

2.2.      1 Kalori = 4,184 J

2.3.      1 kKal = 1000 Kal

2.4.      1 Liter atm = 10,12 Joule

B. Hukum Kekekalan Energi

Hukum kekekalan energi “Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Energi dapat diubah dari suatu bentuk energi menjadi bentuk lain”.

Contoh: batu baterai, dimana mengubah energi kimia menjadi energi listrik yang kemudian listrik dapat dirubah kebentuk lain seperti energi cahaya dalam senter.

Terjadinya perpindahan energi pada sistem dan lingkungan dapat digambarkan :

1.      Bahan bakar bereaksi dengan gas oksigen maka akan menimbulkan panas disekelilingnya. Pada proses ini terjadi perpindahan energi dari sistem ke lingkungan.

2.      Daun menyerap karbon dioksida yang kemudian bereaksi dengan air membentuk karbohidrat dan gas oksigen. Pada proses ini terjadi perpindahan energi dari lingkungan ke sistem.

Maka :

Sistem  : segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian atau perubahan energinya. Dalam kimia, yaitu sejumlah zat yang bereaksi.

Lingkungan : segala sesuatu yang berada di sekeliling sistem. Dalam kimia, segala sesuatu di luar zat tersebut seperti tabung reaksi.

C.    Hubungan Energi Dalam, Kalor, dan Kerja dengan Hukum Termokimia

                           ∆E (J)  = q (J) + w (J)

Entalpi (H) adalah besarnya kalor reaksi yang diukur pada tekanan tetap

∆H = ∆H_P– ∆H_R

D.    Sistem & Lingkungan

Terbagi atas tiga yaitu :

1.      Sistem terbuka : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan.

2.      Sistem tertutup : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara sistem dan lingkungan tetapi tidak terjadi pertukaran materi.

3.      Sistem terisolasi : sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan.

E.     Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm

·        

Reaksi Eksoterm : reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi.

Hakhir < Hawal

Hakhir – Hawal < 0

H berharga negatif (-)

·         Reaksi Endoterm : reaksi yang menyerap kalor atau menerima energi

Hakhir > Hawal

Hakhir – Hawal > 0

H berharga positif (+)

F.     Persamaan Termokimia

Contoh:

·         Pada pembentukan 1 mol air dari gas hydrogen dan gas oksigen pada 25^oC (298 K), 1 atm,dilepaskan kalor sebesar 286 kJ.

H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O ∆H = -286 kJ

2H_2(g) + O_2(g) → 2H₂O ∆H = – 572 kJ

·         Reaksi karbon dan gas hydrogen membentuk 1 mol C₂H₂ pada temperature 25^oC dan tekanan 1 atm memerlukan kalor sebesar 226,7 kJ

2C_(s) + H_2(g) → C₂H₂ ∆H = +226,7 kJ

Apabila pengukuran ∆H dilakukan untuk 1 mol zat pada kondisi standar, maka ∆H sama dengan entalpi molar dengan satuan kJ/mol.

SEMOGA BERMANFAAT BAGI KITA SEMUA...!!!

APLIKASI STOIKIOMETRI

APLIKASI STOIKIOMETRI...!!!

A.STOIKIOMETRI

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 d

alam 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.

Mengapa kita harus mempelajari stoikiometri? Salah satu alasannya, karena mempelajari ilmu kimia tidak dapat dipisahkan dari melakukan percobaan di laboratorium. Adakalanya di laboratorium kita harus mereaksikan sejumlah gram zat A untuk menghasilkan sejumlah gram zat B. Pertanyaan yang sering muncul adalah jika kita memiliki sejumlah gram zat A, berapa gramkah zat B yang akan dihasilkan? Untuk menjawab pertanyaan itu kita memerlukan stoikiometri. 

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. 

B. MOL AVOGADRO

Jika kita ingin membuat suatu zat kita harus mengetahui rumus kimia zat tersebut. Rumus kimia menunjukkan perbandingan atom unsur-unsur yang menyusun suatu zat. Dengan mengetahui rumus kimia zat tersebut, kita dapat mereaksikan pereaksi-pereaksi sedemikian sehingga zat yang terbentuk memiliki perbandingan atom unsur-unsur penyusunnya yang sesuai dengan rumus kimianya. 

   Perbandingan atom unsur-unsur dalam suatu rumus kimia ditunjukkan dengan angka yang bulat, dan bukan dengan angka pecahan. Sebagai contoh, karbonmonoksida (CO) mempunyai perbandingan antara atom C dan atom O  sama dengan 1 : 1, yang berarti perbandingan atom untuk membuat 1 molekul CO tanpa ada sisa atom C atau atom O kita harus mengambil 1 atom C dan 1 atom O sesuai dengan perbandingan atom-atom dalam rumus kimia senyawanya.

1 atom C + 1 atom O → 1 molekul CO

Berdasarkan analisis, kelihatannya mudah untuk melakukan reaksi kimia yang dapat meminimalisasi adanya atom yang tersisa. Caranya adalah dengan menghitung jumlah jenis atom yang akan direaksikan secara cermat, dan diukur dalam perbandingan yang diinginkan. Satuan Internasional (SI) mendefinisikan satuan dasar untuk jumlah zat kimia yang disebut mol.

1. Tetapan Avogadro

Satu mol unsur atau senyawa memiliki jumlah partikel yang dinyatakan oleh rumus kimianya, yang sama dengan jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12. Jumlah atom pada 12 gram karbon-12 disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan lambang L, harga tetapan Avogadro diketahui sebanyak 6,022x10²³. Sesuai dengan definisi 1 mol di atas, maka 1 mol zat mengandung 6,022x10²³ partikel zat tersebut. Satu mol H₂O memiliki molekul H₂O sebanyak tetapan Avogadro. Satu mol karbon memiliki atom karbon sebanyak tetapan Avogadro. Dengan demikian dapat digeneralisasi bahwa jumlah mol suatu zat berarti mengandung jumlah mol yang sama dari satuan rumus zat tersebut. Generalisasi tersebut merupakan inti dari stoikiometri.

  

2. Kesetaraan  Stoikiometri Unsur- Unsur dalam Satuan Rumus

Kesetaraan stoikiometri antara unsur-unsur dalam satuan rumus misalnya molekul, adalah perbandingan atom atau perbandingan mol dalam satuan rumus tersebut. Konsep mol dapat digunakan untuk menggambarkan perbandingan atom dalam senyawa, misalnya molekul air, H₂O. Subskrip dalam rumus kimia molekul H₂O memberikan informasi bahwa perbandingan atom H dengan atom O dalam air adalah 2 atom H setara dengan 1 atom O atau jika dinyatakan dalam satuan mol adalah 2 mol atom H setara dengan 1 mol atom O.

Kita dapat melihat bahwa, perbandingan stoikiometrinya selalu 2 : 1. Kesetaraan stoikiometri antara atom H dan atom O dalam senyawa H₂O adalah 2 mol atom H setara dengan 1 mol atom O. Kesetaraan dilambangkan dengan tanda ~. Kesetaraan secara stoikiometri antar unsur-unsur dalam senyawa H₂O dapat digambarkan sebagai berikut :

1 mol molekul H₂O ~ 2 mol atom H

1 mol molekul H₂O ~ 1 mol atom O

1 mol atom O ~ 2 mol atom H

Kesetaraan tersebut dapat digunakan sebagai faktor konversi sehingga dapat digunakan untuk menyelesaikan soal-soal dalam perhitungan stoikiometri.

  

C. MOL MASSA

1. Massa Molar

Berdasarkan definisi SI tentang mol, Tetapan Avogadro dari atom-atom karbon-12 akan diperoleh jika kita menimbang secara tepat 12 g isotop C-12. Karena karbon terdapat di alam dalam campuran dua isotop C-12 dan C-13 maka masanya merupakan massa rata-rata kedua isotop tersebut, yaitu sebesar 12,011 sma, sehingga sejumlah tetapan Avogadro atom C akan diperoleh jika kita mengambil 12,011 g karbon-12. Jadi, 1 mol karbon memiliki massa 12,011 g. Hal ini berlaku juga untuk unsur lainnya yaitu: 

Satu mol unsur mempunyai massa yang besarnya sama dengan massa atom unsur tersebut dalam gram. Massa 1 mol zat disebut dengan massa molar.

Untuk zat yang tersusun dari kumpulan atom (molekul) atau merupakan pasangan ion-ion maka massa 1 mol zat tersebut sama dengan massa molekul relatif atau massa rumus relatif zat tersebut dalam gram. Massa molekul relatif dan massa rumus relatif suatu senyawa dapat diketahui dari penjumlahan massa atom relatif unsur-unsur penyusun senyawanya. Menurutmu, berapakah massa molar dari H₂O dan NaCl?

2. Massa Atom dan Molekul Relatif

Massa atom unsur sebenarnya belum dapat diukur dengan alat penimbang massa atom, karena atom berukuran sangat kecil. Massa atom unsur ditentukan dengan cara membandingkan massa atom rata-rata unsur tersebut terhadap 1/12 massa rata-rata satu atom karbon 12 sehingga massa atom yang diperoleh adalah massa atom relatif (A_r).  Massa atom relatif unsur-unsur dapat dilihat dalam tabel massa atom relatif unsur.

Unsur dan senyawa yang partikelnya berupa molekul, massanya dinyatakan dalam massa molekul relatif (M_r). Pada dasarnya massa molekul relatif (M_r) adalah perbandingan massa rata-rata  satu molekul unsur atau senyawa dengan 1/12  massa rata-rata  satu atom karbon-12.

Jenis molekul sangat banyak, sehingga tidak ada tabel massa molekul relatif. Akan tetapi, massa molekul relatif dapat dihitung dengan menjumlahkan massa atom relatif atom-atom pembentuk molekulnya.

M_r = ∑A_r

Untuk senyawa yang partikelnya bukan berbentuk molekul, melainkan pasangan ion-ion, misalnya NaCl maka M_r senyawa tersebut disebut massa rumus relatif. Massa rumus relatif dihitung dengan cara yang sama dengan seperti perhitungan massa molekul relatif, yaitu dengan menjumlahkan massa atom relatif unsur-unsur dalam rumus senyawa itu.

D. PERSAMAAN KIMIA

Ketika para ahli kimia ingin mengetahui perubahan-perubahan yang terjadi dalam suatu reaksi kimia, mereka selalu memulainya dengan persamaan kimia.  Persamaan kimia dituliskan untuk menunjukkan perubahan kimia yang terjadi selama reaksi kimia. Persamaan kimia juga menyatakan kesetaraan jumlah zat-zat yang bereaksi dan jumlah zat-zat hasil reaksi dimana penulisan zat-zat tersebut menggunakan lambang unsur atau rumus kimia. Persamaan kimia penting peranannya dalam aplikasi stoikiometri dalam perhitungan kimia.

1. Menyetarakan Koefisien Persamaan Kimia 

Ketika kita menuliskan suatu persamaan kimia, persamaan kimia tersebut harus sudah dalam keadaan setara. Dalam hal ini terdapat beberapa aturan penulisan persamaan kimia, yaitu:

1.      Menuliskan rumus kimia masing-masing zat dengan benar.

2.      Menyetarakan koefisien pada rumus kimia zat-zat yang terlibat dalam reaksi sehingga diperoleh jumlah setiap jenis atom  yang sama pada kedua sisi tanda panah reaksi.

Ketika melakukan langkah kedua, kita tidak boleh mengubah rumus molekul zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Jika diubah, maka berarti sifat senyawa kimia yang ditulis dalam persamaan kimia itu juga akan berubah.

Tujuan penyetaraan koefisien persamaan kimia adalah supaya jumlah tiap jenis atom pada masing-masing ruas persamaan kimia sama. Hukum yang mendasari penyetaraan persamaan kimia adalah hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap. Hukum kekekalan massa mengendalikan kesetaraan jumlah atom pada kedua ruas persamaan kimia, sementara hukum perbandingan tetap mengendalikan penulisan rumus kimia zat pereaksi dan hasil reaksi.

2. Kesetaraan Mol Dalam Persamaan Kimia 

Hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terdapat dalam persamaan kimia dapat diketahui dari persamaan kimia. Koefisien dalam persamaan kimia memberikan perbandingan mol zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Contohnya:  2H₂  + O₂  →   2H₂O

Dalam contoh persamaan kimia di atas, koefisien memberikan informasi bahwa untuk membuat 2 mol molekul H₂O dari 2 mol molekul H₂ kita membutuhkan 1 mol molekul O_2, namun koefisien tidak menandakan jumlah dari satuan tertentu. Koefisien juga memberikan kesetaraan stoikiometri antara zat-zat yang ada dalam persamaan kimia. Bagaimana kesetaraan stoikiometri untuk zat-zat pada reaksi diatas? Perhitungan stoikiometri bergantung pada persamaan kimia yang setara. Kesetaraan tersebut dapat digunakan untuk membuat faktor konversi. Faktor konversi dapat digunakan sebagai alat untuk menyelesaikan perhitungan-perhitungan kimia.

E. APLIKASI DALAM PERHITUNGAN KIMIA 

Asas-asas stoikiometri yang telah dikemukakan di awal dapat digunakan untuk menyelesaikan soal-soal perhitungan kimia. Perhitungan kimia yang dimaksud antara lain tentang perhitungan massa pereaksi yang diperlukan untuk menghasilkan sejumlah massa produk, pereaksi pembatas, pengubahan mol zat ke massa zat tersebut, dan sebaliknya.

1. Pengubahan Satuan dari Mol Ke Gram Atau Sebaliknya

Dalam ilmu kimia, mol adalah satuan pengukuran jumlah yang standar. Ketika kita mereaksikan zat-zat tertentu, zat-zat tersebut bereaksi dengan perbandingan mol yang bulat dan sederhana, tetapi kita tidak bisa mengukur jumlah zat-zat  tersebut secara langsung dengan neraca karena neraca hanya bisa dibaca dalam satuan massa, neraca  tidak dapat dibaca dalam satuan kimia yaitu mol.

Masalahnya adalah kita membandingkan jumlah satu zat dengan zat lainnya dengan menggunakan satuan kimia yaitu mol, sementara untuk bekerja di laboratorium kita tidak bisa menggunakan mol melainkan dengan satuan massa yaitu gram. Bagaimana cara mengatasi masalah tersebut? Caranya adalah kita harus mengubah mol ke gram.

Sesuai definisi massa molar unsur atau senyawa, dimana 1 mol unsur atau senyawa akan diperoleh jika kita menimbang unsur atau senyawa tersebut sebesar massa atom relatif atau massa rumus relatifnya dalam gram. Oleh karena itu, kita memerlukan data massa molar zat tersebut untuk bisa mengubah mol zat tersebut ke gram. Begitupun sebaliknya jika kita harus menghitung jumlah mol dari gram suatu zat kita juga dapat menggunakan data massa molar.

Contoh soal:

Berapakah massa dari 0,5 mol Oksigen (O₂)?

Analisis:

Pertanyaan tersebut dapat dinyatakan kembali sebagai berikut:

? g O₂  ~    0,5 mol O₂ 

Penyelesaian:

Massa atom relatif O  = 16

Sesuai dengan definisi SI maka 1 mol O₂ = (2x16) g O₂

Jadi  0.5 mol O₂  = 16 g O₂

Contoh Soal:

Berapa mol silikon  dalam 4,6 g Si?

Analisis:

Pertanyaan tersebut dapat dinyatakan kembali sebagai berikut:

 4,6 g Si  ~    ? mol Si

Massa atom relatif Si= 28,09 sesuai dengan definisi SI maka 1 mol Si ~  28,09 g Si

            1 mol Si = 28,09 g Si

Penyelesaian:

Sehingga bila kita mengalikan gram Si yang diberikan (4,6 g Si) dengan faktor konversi yang pertama akan didapatkan:

Jadi 4,6 g Si = 0.164 mol Si

2. Pengubahan Massa ke Jumlah Partikel

Adakalanya kita juga perlu mengetahui jumlah partikel suatu sampel unsur yang ditimbang. Untuk mengubah satuan massa suatu zat ke jumlah partikelnya kita dapat menggunakan definisi SI mengenai mol. Satu mol suatu zat mengandung 6,022x10²³ jumlah partikel zat itu. Jumlah partikel tersebut akan diperoleh jika massa zat tersebut sama dengan massa atom relatif  (jika zat tersebut merupakan unsur) dan massa rumus relatif (jika zat tersebut merupakan molekul atau pasangan ion). Dengan demikian kita dapat mengubah satuan massa suatu sampel zat ke jumlah partikel zat tersebut.

Contoh soal:

Berapa jumlah atom dalam sampel Uranium dengan massa 1 g?

Analisis:

Karena massa atom Uranium = 238,03

1 mol U         =  238,03 g U

1 mol U        =  6,022.10 ²³ atom U

238,03 g U   =  6,022.10 ²³ atom U

Penyelesaian:

maka 1 gram U = 2,53.10 ²⁵ atom U

F. RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL

Hukum perbandingan tetap merupakan hukum yang mengendalikan penulisan rumus kimia baik  berupa rumus empiris maupun rumus molekul. Rumus empiris senyawa dapat ditentukan berdasarkan persentase massa unsur-unsur yang membentuk senyawa itu. Oleh karena kita mengetahui massa molar masing-masing unsur, maka dari perbandingan massa unsur dalam senyawa kita dapat menarik kesimpulan tentang perbandingan mol unsur-unsur dalam senyawa. Perbandingan mol mencerminkan pula perbandingan jumlah atom, sehingga kita dapat menghitung perbandingan jumlah atom unsur-unsur dalam senyawa berdasarkan perbandingan massa unsur-unsur dalam senyawa.

Rumus molekul menggambarkan jumlah atom sebenarnya dari tiap unsur dalam molekul suatu senyawa. Rumus molekul merupakan kelipatan bulat (kelipatan satu, dua, tiga, empat, dan seterusnya) dari rumus empiris. Oleh karena itu, rumus molekul suatu senyawa  dapat dituliskan sebagai (RE)_x, dengan RE sebagai rumus empiris dan x sebagai bilangan bulat. Rumus molekul senyawa baru dapat ditentukan apabila nilai x diketahui. Penentuan nilai x memerlukan data massa molekul relatif senyawa yang diperoleh dari percobaan.

Contoh Soal:

Dari hasil analisis kimia yang dilakukan ditemukan bahwa cuplikan (contoh) senyawa yang bernama Hidrazin terdiri atas 87,42 % massa N dan 12,58 % massa H. Bagaimanakah rumus empiris dan rumus molekulnya?

Analisis:

Persen massa tersebut merupakan massa N dan H jika kita mengambil 100 g cuplikan hidrazin, sehingga dalam cuplikan itu terdapat 87,42 g nitrogen dan 12,58 g hidrogen. Tetapi subskrip dalam molekul hidrazin menunjukkan perbandingan mol sehingga kita harus mengubah massa ke mol.

Penyelesaian:

Massa atom N adalah 14, dan 1 untuk H. Massa atom masing–masing unsur ini dapat digunakan untuk membuat faktor konversi. Perhitungan molnya adalah sebagai berikut:

  

Hasil perhitungan ini menunjukkan bahwa perbandingan jumlah mol atom  N dan jumlah atom H dalam hidrazin 6,24:12,58. perandingan bilangan bulatnya adalah 1:2. dengan demikian rumus empiris hidrazin adalah NH₂

Apakah rumus molekul hidrazin?

Rumus molekul menggambarkan jumlah atom tiap unsur dalam molekul senyawa. Rumus molekul merupakan kelipatan bulat (kelipatan satu, dua, tiga, empat, dan seterusnya) dari rumus empiris. Oleh karena itu, rumus molekul hidrazin dapat dituliskan sebagai (NH₂)_x, dengan x sebagai bilangan bulat. Rumus molekul hidrazin baru dapat ditentukan apabila nilai x diketahui. Penentuan nilai x memerlukan data massa molekul relatif senyawa yang diperoleh dari percobaan. Hasil percobaan menunjukkan bahwa M_r(Hidrazin) = 32. Oleh karena itu, massa molekul relatif hidrazin dapat pula diungkapkan sebagai berikut:

	Mr(Hidrazin)	=	x [Ar(N) + 2Ar(H)]
	32	=	16x
	x	=	2

Dengan demikian, rumus molekul hidrazin merupakan kelipatan dua dari rumus empiris hidrazin (NH₂). Kesimpulannya adalah rumus molekul hidrazin adalah N₂H₄.

G. PERHITUNGAN MOL DAN MASSA ZAT DALAM PERSAMAAN   KIMIA 

Mol zat-zat dalam suatu persamaan kimia dapat dihitung berdasarkan kesetaraan stoikiometrinya. Dengan demikian, kita dapat memperkirakan berapa mol produk yang akan dihasilkan dari sejumlah tertentu mol pereaksi yang digunakan.

Contoh soal:

Bila kita memiliki 2 mol Nitrogen (N₂) direaksikan dengan Hidrogen (H₂) secukupnya, berapa mol  Amonia (NH₃) akan dihasilkan? Diketahui persamaan kimia     N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

Analisis:

Pertanyaan tersebut dapat dinyatakan kembali sebagai berikut:

2 mol N₂ ~ ? mol NH₃

kesetaraan mol secara stoikiometri: 1 mol N₂ ~ 2 mol NH₃ 

Penyelesaian:

1 mol molekul N₂   = 2 mol molekul NH₃

Maka 2 mol N₂   = 4 mol molekul NH₃

jadi 2 mol N₂   = 4 mol NH₃

Perhitungan massa zat yang terlibat dalam reaksi kimia merupakan salah satu pertanyaan yang dihadapi oleh para ahli kimia di laboratorium. Jika kita memiliki sejumlah gram tertentu pereaksi A, berapakah gram pereaksi B yang harus direaksikan dan berapa gram produk yang akan dihasilkan?

Jawaban pertanyaan tersebut dapat digambarkan dalam diagram alur penyelesaian soal sebagai berikut:

Mr atau Ar

mol Zat

Contoh Soal:

Berapa gram Klor (Cl₂) dapat dibuat dari penguraian 64 gram Emas(III) Klorida (AuCl₃), dengan persamaan kimia: 2 AuCl₃ → 2 Au + 3 Cl₂

Analisis:

Dari soal diketahui bahwa satuan jumlah zat yang digunakan adalah gram, sedangkan pada prinsip perhitungan kimia yang paling dasar digunakan satuan mol. Oleh karena itu pertama-tama kita harus mengkonversi dari  gram ke mol, selanjutnya jumlah mol tersebut digunakan untuk mencari ekivalensi jumlah mol zat-zat dalam reaksi.

Faktor konversi yang digunakan adalah massa rumus molekul AuCl₃ yaitu 203,5 sehingga 64 gram AuCl₃ dapat diterjemahkan dalam satuan mol sebagai berikut:

64 g AuCl₃ x  1 mol AuCl₃  = 0,134 mol AuCl₃

                    203,4 g AuCl₃ 

Penyelesaian:

Koefisien dalam persamaan reaksi menunjukkan ekivalensi stoikiometri antara AuCl₃ dan Cl₂, yaitu 2 mol AuCl₃ ~ 3 mol Cl₂ maka 0,314 mol AuCl₃ setara dengan 3/2 x 0,314 mol = 0,472 mol Cl₂. Untuk mengetahui berapa jumlah gram Cl₂ yang dihasilkan, maka kita harus mengkonversi jumlah mol Cl₂ ke dalam satuan gram. Jika diketahui rumus massa molekul Cl₂ adalah 70, maka perhitungannya adalah sebagai berikut: 

0,427 g Cl₂ x 70 g Cl₂ =33,02 g  Cl₂

                             _{1 mol} Cl₂

Jadi klorin yang dapat terbentuk dari penguraian 64 gram AuCl₃ adalah sebanyak 33,02 gram.

H. PEREAKSI PEMBATAS

Jika kita mereaksikan zat-zat dengan jumlah sembarang dalam suatu reaksi kimia, sangat mungkin satu pereaksi habis terlebih dahulu sedangkan pereaksi yang lain tersisa. Pereaksi yang habis terlebih dahulu dinamakan pereaksi pembatas. Kita dapat memperkirakan jumlah maksimal produk yang akan dihasilkan berdasarkan perbandingan stoikiometri zat-zat dalam reaksi dan pereaksi pembatasnya.

Penentuan pereaksi pembatas bergantung pada komposisi awal zat-zat dalam campuran. Sebagai contoh, kita mempunyai campuran yang terdiri dari 2 mol N₂ dan 5 mol H₂, dimana persamaan reaksinya adalah sebagai berikut:

N₂(g) + 3 H₂(g)  → 2 NH₃(g)

Dari persamaan reaksi di atas, kita dapat melihat bahwa untuk menghasilkan 2 mol NH₃, 1 mol N₂ memerlukan 3 mol H₂. Jika 2 mol N₂ yang tersedia maka jumlah H₂ yang dibutuhkan sebanyak 6 mol, tetapi pada kenyataannya H₂ yang tersedia hanya 5 mol. Dengan demikian, N₂ akan habis terlebih dahulu dan menjadi pereaksi pembatas.

Contoh Soal:

Hitung berapa gram Kalsium Klrorida (CaCl₂) maksimal yang dihasilkan jika sebanyak 20 gram Asam Klorida (HCl) dicampurkan dengan 30 gram Kalsium Hidroksida, (Ca(OH)₂) (kedua zat tersebut dilarutkan dalam air berlebih)!

Analisis

Kedua pereaksi pada contoh di atas diberikan dalam satuan massanya (gram), kita harus menentukan manakah dari kedua pereaksi tersebut yang merupakan pereaksi pembatas yaitu dengan cara memeriksanya satu persatu melalui perhitungan. Dan kita dapat menggunakan massa pereaksi pembatas untuk menghitung massa produk yang dihasilkan.

Penyelesaian:

Pertama-tama kita bekerja dengan pereaksi pertama yaitu HCl, dan menghitung berapa gram peraksi kedua, Ca(OH)₂, yang diperlukan untuk bereaksi dengan 20 gram HCl, jika diketahui massa molekul relatif HCl = 36,5 dan Ca(OH)₂ = 74.

2 HCl (aq) + Ca(OH)₂ (aq) → CaCl₂ (aq) + 2 H₂O (l)

2 mol HCl  ~ 1 mol Ca(OH)₂

20 g HCl x  1 mol HCl  x   74 g Ca(OH)₂  = 20,27 g Ca(OH)₂

                  36,5 g HCl     1 mol Ca(OH)₂

Dari perhitungan di atas kita mendapatkan bahwa 20 gram HCl memerlukan Ca(OH)₂ sebanyak 20,27 gram, sehingga 30 gram Ca(OH)₂ lebih dari cukup untuk bereaksi dengan HCl secara sempurna. Dengan demikian, yang menjadi pereaksi pembatas adalah HCl.

Kita juga akan menghitung berapa gram HCl yang diperlukan jika Ca(OH)₂ yang digunakan sebanyak 30 gram. Massa Ca(OH)₂ yang diberikan, memerlukan lebih banyak HCl daripada yang tersedia sehingga kita benar-benar dapat mengukuhkan bahwa HCl adalah sebagai pereaksi pembatas.

 30 g Ca(OH)₂ x 1 mol Ca(OH)₂ x   2 mol  HCl      x 36.5 g HCl = 29,59 g HCl

                           74 g Ca(OH)₂    1 mol Ca(OH)₂     1 mol HCl

Selanjutnya kita dapat menghitung massa CaCl₂ yang dihasilkan dari massa HCl yang diketahui. Dari persamaan reaksi kita mengetahui bahwa: 2 mol HCl  ~ 1 mol CaCl₂, maka banyaknya gram CaCl₂ yang dihasilkan adalah sebagai berikut:

20 g HCl x 1 mol HCl x 1 mol CaCl₂ x 110 g CaCl₂ = 30,14 g HCl 

                 36.5 g HCl    2 mol HCl      1 mol CaCl₂

_{SEMOGA BERMANFAAT BAGI KITA SEMUA...!!!}