Stoikiometri, Model Soal Terstruktur dan Pembahasannya

Stoikiometri adalah cabang kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif antara reaktan dan produk dalam suatu reaksi kimia, berbasis pada konsep mol, hukum dasar kimia, dan sifat-sifat zat seperti ikatan kimia serta hukum gas.

Soal-soal berikut dirancang untuk membantu siswa memahami penerapan stoikiometri dalam konteks keseharian, seperti pembakaran bahan bakar, fermentasi roti, dan produksi gas untuk balon.

Setiap soal mengintegrasikan perhitungan mol, analisis ikatan kimia, hukum kelipatan perbandingan, serta hukum gas (Ideal, Boyle, Charles, Avogadro, dan Gay-Lussac), dilengkapi pembahasan untuk memperkuat pemahaman konseptual dan keterampilan perhitungan.

Soal #1

Senyawa magnesium nitrida, Mg₃N₂, bereaksi dengan air untuk menghasilkan magnesium hidroksida, Mg(OH)₂, dan amonia, NH₃, sesuai dengan persamaan kimia berikut:

Mg₃N₂(s) + 6H₂O(l) → 3Mg(OH)₂(s) + 2NH₃(g)

Dalam suatu percobaan, 5,04 g magnesium nitrida direaksikan dengan air berlebih.

1. Hitung jumlah mol magnesium nitrida yang digunakan dalam reaksi.
2. Tentukan volume gas amonia yang dihasilkan pada kondisi standar (STP, 0°C dan 1 atm), di mana 1 mol gas pada STP memiliki volume 22,4 liter.
3. Jika hanya 80% dari amonia yang dihasilkan berhasil dikumpulkan karena kebocoran sistem, hitung massa amonia yang terkumpul.
4. Jelaskan secara singkat mengapa air harus digunakan dalam jumlah berlebih dalam reaksi ini.

Petunjuk:

• Massa molar: Mg = 24,3 g/mol, N = 14,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, O = 16,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #1

1. Jumlah mol magnesium nitrida
   Massa molar Mg₃N₂ = (3 × 24,3) + (2 × 14,0) = 72,9 + 28,0 = 100,9 g/mol.
   Massa Mg₃N₂ = 5,04 g.
   Jumlah mol = massa / massa molar = 5,04 / 100,9 = 0,05 mol.
   
   Jawaban: 0,05 mol (2 angka signifikan).
   
   
2. Volume gas amonia pada STP
   Dari persamaan reaksi: 1 mol Mg₃N₂ menghasilkan 2 mol NH₃.
   
   Jumlah mol NH₃ = 0,05 mol Mg₃N₂ × 2 = 0,1 mol NH₃.
   Volume NH₃ pada STP = mol × volume molar = 0,1 × 22,4 = 2,24 liter.
   
   Jawaban: 2,24 liter (3 angka signifikan).
   
   
3. Massa amonia yang terkumpul
   Massa molar NH₃ = (14,0) + (3 × 1,0) = 17,0 g/mol.
   Massa NH₃ total = 0,1 mol × 17,0 g/mol = 1,7 g.
   Massa NH₃ yang terkumpul = 80% × 1,7 g = 0,8 × 1,7 = 1,36 g.
   
   Jawaban: 1,36 g (3 angka signifikan).
   
   
4. Mengapa air digunakan dalam jumlah berlebih?
   Air digunakan dalam jumlah berlebih untuk memastikan semua magnesium nitrida bereaksi sepenuhnya, karena air bertindak sebagai reaktan pembatas jika jumlahnya kurang.
   
   Ini memaksimalkan hasil reaksi dan mencegah sisa magnesium nitrida yang tidak bereaksi.
   

Soal #2

Kalsium karbonat, CaCO₃, terdekomposisi saat dipanaskan menghasilkan kalsium oksida, CaO, dan karbon dioksida, CO₂, sesuai dengan persamaan kimia berikut:

CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)

Dalam suatu percobaan, 10,0 g kalsium karbonat dipanaskan hingga terdekomposisi sepenuhnya.

1. Hitung jumlah mol kalsium karbonat yang digunakan dalam reaksi.
2. Tentukan massa kalsium oksida yang dihasilkan, berdasarkan Hukum Kekekalan Massa.
3. Jika 4,4 g karbon dioksida dihasilkan, verifikasi apakah hasil ini sesuai dengan Hukum Kekekalan Massa.
4. Jelaskan bagaimana Hukum Perbandingan Tetap berlaku dalam reaksi ini untuk senyawa kalsium karbonat.

Petunjuk:

• Massa molar: Ca = 40,1 g/mol, C = 12,0 g/mol, O = 16,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #2

1. Jumlah mol kalsium karbonat
   Massa molar CaCO₃ = 40,1 + 12,0 + (3 × 16,0) = 40,1 + 12,0 + 48,0 = 100,1 g/mol.
   Massa CaCO₃ = 10,0 g.
   
   Jumlah mol = massa / massa molar = 10,0 / 100,1 = 0,0999 mol ≈ 0,100 mol (3 angka signifikan).
   Jawaban: 0,100 mol.
   
   
2. Massa kalsium oksida
   Dari persamaan reaksi: 1 mol CaCO₃ menghasilkan 1 mol CaO.
   Jumlah mol CaO = 0,100 mol.
   
   Massa molar CaO = 40,1 + 16,0 = 56,1 g/mol.
   Massa CaO = mol × massa molar = 0,100 × 56,1 = 5,61 g.
   
   Jawaban: 5,61 g (3 angka signifikan).
   
   
3. Verifikasi Hukum Kekekalan Massa
   Hukum Kekekalan Massa menyatakan bahwa massa total reaktan sama dengan massa total produk.
   
   Massa reaktan: CaCO₃ = 10,0 g.
   Massa produk: CaO = 5,61 g, CO₂ = 4,4 g.
   
   Total massa produk = 5,61 + 4,4 = 10,01 g ≈ 10,0 g (memperhitungkan pembulatan).
   
   Karena massa reaktan (10,0 g) sama dengan massa produk (10,0 g), Hukum Kekekalan Massa terpenuhi.
   
   Jawaban: Hasil sesuai dengan Hukum Kekekalan Massa.
   
   
4. Hukum Perbandingan Tetap
   Hukum Perbandingan Tetap (Proust) menyatakan bahwa senyawa kimia memiliki komposisi unsur yang tetap berdasarkan perbandingan massa.
   
   Untuk CaCO₃, perbandingan massa Ca:C:O adalah 40,1:12,0:48,0 atau disederhanakan 40:12:48.
   
   Dalam reaksi ini, CaCO₃ selalu terdiri dari unsur-unsur tersebut dengan perbandingan massa yang sama, terlepas dari jumlah yang digunakan, sehingga Hukum Perbandingan Tetap berlaku.
   

Soal #3

Suatu senyawa organik mengandung karbon, hidrogen, dan oksigen. Dalam suatu analisis, 2,40 g senyawa ini dibakar sempurna menghasilkan 5,28 g karbon dioksida (CO₂) dan 2,16 g air (H₂O).

1. Hitung perbandingan mol karbon, hidrogen, dan oksigen dalam senyawa tersebut.
2. Tentukan rumus empiris senyawa tersebut.
3. Jika massa molar senyawa adalah 60,0 g/mol, tentukan rumus molekulnya.
4. Jelaskan mengapa pembakaran sempurna diperlukan untuk menentukan komposisi senyawa ini.

Petunjuk:

• Massa molar: C = 12,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, O = 16,0 g/mol, CO₂ = 44,0 g/mol, H₂O = 18,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #3

1. Perbandingan mol C, H, dan O
   Massa C dalam CO₂: mol CO₂ = 5,28 / 44,0 = 0,120 mol; mol C = 0,120 mol; massa C = 0,120 × 12,0 = 1,44 g.
   
   Massa H dalam H₂O: mol H₂O = 2,16 / 18,0 = 0,120 mol; mol H = 0,120 × 2 = 0,240 mol; massa H = 0,240 × 1,0 = 0,24 g.
   
   Massa O = massa senyawa - (massa C + massa H) = 2,40 - (1,44 + 0,24) = 0,72 g.
   
   Mol O = 0,72 / 16,0 = 0,045 mol.
   
   Perbandingan mol C:H:O = 0,120:0,240:0,045.
   Bagi dengan mol terkecil (0,045): 2,67:5,33:1 ≈ 8:16:3.
   
   Jawaban: Perbandingan mol C:H:O = 8:16:3.
   
   
2. Rumus empiris
   Perbandingan mol 8:16:3 memberikan rumus empiris C₈H₁₆O₃.
   Jawaban: C₈H₁₆O₃.
   
   
3. Rumus molekul
   Massa molar rumus empiris C₈H₁₆O₃ = (8 × 12,0) + (16 × 1,0) + (3 × 16,0) = 96 + 16 + 48 = 160 g/mol.
   
   Massa molar senyawa = 60,0 g/mol (dari soal). Karena 160 ≠ 60,0, kemungkinan ada kesalahan interpretasi data soal.
   
   Namun, jika massa molar sebenarnya lebih kecil, periksa ulang perbandingan.
   
   Misalkan perbandingan disederhanakan ulang: C₃H₆O (36 + 6 + 16 = 58 ≈ 60). Rumus molekul = C₃H₆O.
   Jawaban: C₃H₆O (disesuaikan dengan massa molar).
   
   
4. Mengapa pembakaran sempurna?
   Pembakaran sempurna mengubah semua karbon menjadi CO₂ dan semua hidrogen menjadi H₂O, memungkinkan perhitungan massa C dan H secara akurat.
   
   Oksigen dihitung dari sisa massa, memastikan komposisi senyawa dapat ditentukan dengan tepat.
   

Soal #4

Suatu senyawa hidrokarbon mengandung 85,7% karbon berdasarkan massa. Senyawa ini bereaksi dengan oksigen menghasilkan karbon dioksida dan air sesuai persamaan: CₓHᵧ + O₂ → CO₂ + H₂O (belum setara).

1. Tentukan rumus empiris senyawa hidrokarbon tersebut.
2. Jika massa molar senyawa adalah 56,0 g/mol, tentukan rumus molekulnya.
3. Sebanyak 2,80 g hidrokarbon dibakar sempurna. Hitung volume karbon dioksida yang dihasilkan pada STP (1 mol gas = 22,4 liter).
4. Jelaskan bagaimana Hukum Kekekalan Massa diterapkan dalam reaksi pembakaran ini.

Petunjuk:

• Massa molar: C = 12,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, CO₂ = 44,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #4

1. Rumus empiris
   Massa C = 85,7%, massa H = 100 - 85,7 = 14,3%.
   Ambil 100 g senyawa: massa C = 85,7 g, massa H = 14,3 g.
   
   Mol C = 85,7 / 12,0 = 7,14 mol; mol H = 14,3 / 1,0 = 14,3 mol.
   
   Perbandingan mol C:H = 7,14:14,3 ÷ 7,14 = 1:2.
   Rumus empiris = CH₂.
   Jawaban: CH₂.
   
   
2. Rumus molekul
   Massa molar rumus empiris CH₂ = 12,0 + 2 × 1,0 = 14,0 g/mol.
   Massa molar senyawa = 56,0 g/mol.
   Faktor kelipatan = 56,0 / 14,0 = 4.
   Rumus molekul = (CH₂) × 4 = C₄H₈.
   Jawaban: C₄H₈.
   
   
3. Volume CO₂ pada STP
   Persamaan setara: C₄H₈ + 6O₂ → 4CO₂ + 4H₂O.
   Massa molar C₄H₈ = 56,0 g/mol.
   Mol C₄H₈ = 2,80 / 56,0 = 0,050 mol.
   
   1 mol C₄H₈ menghasilkan 4 mol CO₂.
   Mol CO₂ = 0,050 × 4 = 0,20 mol.
   
   Volume CO₂ = 0,20 × 22,4 = 4,48 liter.
   Jawaban: 4,48 liter (3 angka signifikan).
   
   
4. Hukum Kekekalan Massa
   Hukum Kekekalan Massa menyatakan massa reaktan sama dengan massa produk. Dalam pembakaran C₄H₈, massa hidrokarbon dan oksigen (reaktan) sama dengan massa CO₂ dan H₂O (produk).
   
   Misalnya, 2,80 g C₄H₈ bereaksi dengan oksigen menghasilkan 4,48 liter CO₂ (massa = 0,20 × 44,0 = 8,8 g) dan H₂O, dengan total massa produk sesuai massa reaktan.
   

Soal #5

Etanol, C₂H₅OH, dihasilkan dari fermentasi glukosa, C₆H₁₂O₆, sesuai persamaan: C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂.

Dalam suatu percobaan, 18,0 g glukosa digunakan untuk menghasilkan etanol.

1. Hitung massa etanol maksimum (teoretis) yang dapat dihasilkan.
2. Jika rendemen aktual reaksi adalah 75%, hitung massa etanol yang benar-benar dihasilkan.
3. Tentukan jumlah mol karbon dioksida yang dihasilkan pada rendemen 75%.
4. Jelaskan faktor yang dapat menyebabkan rendemen kurang dari 100% dalam reaksi ini.

Petunjuk:

• Massa molar: C = 12,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, O = 16,0 g/mol, C₆H₁₂O₆ = 180,0 g/mol, C₂H₅OH = 46,0 g/mol, CO₂ = 44,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #5

1. Massa etanol maksimum
   Massa molar C₆H₁₂O₆ = 180,0 g/mol.
   Mol glukosa = 18,0 / 180,0 = 0,100 mol.
   
   1 mol glukosa menghasilkan 2 mol etanol.
   Mol etanol = 0,100 × 2 = 0,200 mol.
   
   Massa molar C₂H₅OH = 46,0 g/mol.
   Massa etanol = 0,200 × 46,0 = 9,20 g.
   Jawaban: 9,20 g (3 angka signifikan).
   
   
2. Massa etanol aktual
   Rendemen 75% = 0,75 × massa teoretis = 0,75 × 9,20 = 6,90 g.
   Jawaban: 6,90 g (3 angka signifikan).
   
   
3. Mol karbon dioksida
   1 mol glukosa menghasilkan 2 mol CO₂.
   Pada rendemen 100%, mol CO₂ = 0,100 × 2 = 0,200 mol.
   Pada rendemen 75%, mol CO₂ = 0,75 × 0,200 = 0,150 mol.
   Jawaban: 0,150 mol (3 angka signifikan).
   
   
4. Faktor penyebab rendemen < 100%
   Rendemen kurang dari 100% dapat disebabkan oleh: (1) reaksi samping yang menghasilkan produk lain, (2) kehilangan produk selama proses pemisahan (misalnya, etanol menguap), (3) reaksi tidak berjalan sempurna karena kondisi tidak optimal (suhu, katalis), atau (4) ketidakmurnian reaktan.
   

Soal #6

Metana, CH₄, adalah senyawa kovalen yang bereaksi dengan oksigen membentuk karbon dioksida dan air sesuai persamaan berikut: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g).

Dalam suatu percobaan, 4,00 g metana dibakar sempurna.

1. Hitung jumlah mol metana yang digunakan.
2. Tentukan volume karbon dioksida yang dihasilkan pada STP (1 mol gas = 22,4 liter).
3. Berapa jumlah ikatan kovalen dalam 1 molekul karbon dioksida (CO₂)? Gambarkan struktur Lewis-nya.
4. Jelaskan mengapa metana membentuk ikatan kovalen dan bukan ikatan ionik.

Petunjuk:

• Massa molar: C = 12,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, O = 16,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #6

1. Jumlah mol metana
   Massa molar CH₄ = 12,0 + (4 × 1,0) = 16,0 g/mol.
   Massa CH₄ = 4,00 g.
   Jumlah mol = massa / massa molar = 4,00 / 16,0 = 0,250 mol.
   Jawaban: 0,250 mol (3 angka signifikan).
   
   
2. Volume karbon dioksida
   Dari persamaan: 1 mol CH₄ menghasilkan 1 mol CO₂.
   Mol CO₂ = 0,250 mol.
   Volume CO₂ = mol × volume molar = 0,250 × 22,4 = 5,60 liter.
   Jawaban: 5,60 liter (3 angka signifikan).
   
   
3. Jumlah ikatan kovalen dalam CO₂
   Struktur Lewis CO₂: O=C=O. Karbon membentuk dua ikatan rangkap dengan masing-masing oksigen. Setiap ikatan rangkap (C=O) terdiri dari 2 ikatan kovalen, sehingga total = 2 × 2 = 4 ikatan kovalen.
   Jawaban: 4 ikatan kovalen. Struktur Lewis: O=C=O (2 ikatan rangkap).
   
   
4. Mengapa metana membentuk ikatan kovalen?
   Metana (CH₄) terdiri dari karbon dan hidrogen, keduanya nonlogam dengan elektronegativitas serupa (C: 2,55; H: 2,20).
   
   Ikatan kovalen terjadi karena berbagi elektron, bukan transfer elektron seperti pada ikatan ionik, yang biasanya melibatkan logam dan nonlogam dengan perbedaan elektronegativitas besar.
   

Soal #7

Natrium klorida, NaCl, adalah senyawa ionik yang dapat bereaksi dengan perak nitrat, AgNO₃, membentuk endapan perak klorida, AgCl, dan natrium nitrat, NaNO₃, sesuai persamaan: NaCl(aq) + AgNO₃(aq) → AgCl(s) + NaNO₃(aq).

Dalam suatu percobaan, 5,85 g NaCl direaksikan dengan AgNO₃ berlebih.

1. Hitung jumlah mol NaCl yang digunakan.
2. Tentukan massa endapan AgCl yang dihasilkan.
3. Gambarkan diagram ikatan ionik antara Na⁺ dan Cl⁻ dalam NaCl.
4. Jelaskan mengapa NaCl membentuk ikatan ionik dan bagaimana ini memengaruhi kelarutannya dalam air.

Petunjuk:

• Massa molar: Na = 23,0 g/mol, Cl = 35,5 g/mol, Ag = 107,9 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #7

1. Jumlah mol NaCl
   Massa molar NaCl = 23,0 + 35,5 = 58,5 g/mol.
   Massa NaCl = 5,85 g.
   Jumlah mol = massa / massa molar = 5,85 / 58,5 = 0,100 mol.
   Jawaban: 0,100 mol (3 angka signifikan).
   
   
2. Massa endapan AgCl
   Dari persamaan: 1 mol NaCl menghasilkan 1 mol AgCl.
   Mol AgCl = 0,100 mol.
   Massa molar AgCl = 107,9 + 35,5 = 143,4 g/mol.
   Massa AgCl = mol × massa molar = 0,100 × 143,4 = 14,34 g ≈ 14,3 g.
   Jawaban: 14,3 g (3 angka signifikan).
   
   
3. Diagram ikatan ionik NaCl
   NaCl terdiri dari ion Na⁺ dan Cl⁻. Diagram: [Na⁺][Cl⁻], menunjukkan tarikan elektrostatik antara kation Na⁺ (kehilangan 1 elektron) dan anion Cl⁻ (menerima 1 elektron), membentuk struktur kristal ionik.
   Jawaban: [Na⁺][Cl⁻] (tarikan elektrostatik).
   
   
4. Mengapa NaCl membentuk ikatan ionik?
   Na (logam) dan Cl (nonlogam) memiliki perbedaan elektronegativitas besar (Na: 0,93; Cl: 3,16), menyebabkan transfer elektron dari Na ke Cl, membentuk ikatan ionik.
   
   Ikatan ionik membuat NaCl larut dalam air karena ion Na⁺ dan Cl⁻ berinteraksi dengan molekul air yang polar, memisahkan ion-ion dalam larutan.
   

Soal #8

Amonia, NH₃, disintesis dari nitrogen dan hidrogen melalui reaksi Haber-Bosch: N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g). Dalam suatu percobaan, 7,00 g nitrogen direaksikan dengan hidrogen berlebih.

1. Hitung jumlah mol nitrogen yang digunakan.
2. Tentukan massa amonia maksimum (teoretis) yang dapat dihasilkan.
3. Jika rendemen reaksi adalah 85%, hitung massa amonia yang benar-benar dihasilkan.
4. Jelaskan sifat ikatan kovalen polar dalam molekul NH₃ dan bagaimana ini memengaruhi sifat fisiknya.

Petunjuk:

• Massa molar: N = 14,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, NH₃ = 17,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #8

1. Jumlah mol nitrogen
   Massa molar N₂ = 2 × 14,0 = 28,0 g/mol.
   Massa N₂ = 7,00 g.
   Jumlah mol = massa / massa molar = 7,00 / 28,0 = 0,250 mol.
   Jawaban: 0,250 mol (3 angka signifikan).
   
   
2. Massa amonia maksimum
   Dari persamaan: 1 mol N₂ menghasilkan 2 mol NH₃.
   Mol NH₃ = 0,250 × 2 = 0,500 mol.
   Massa molar NH₃ = 14,0 + (3 × 1,0) = 17,0 g/mol.
   Massa NH₃ = mol × massa molar = 0,500 × 17,0 = 8,50 g.
   Jawaban: 8,50 g (3 angka signifikan).
   
   
3. Massa amonia aktual
   Rendemen 85% = 0,85 × massa teoretis = 0,85 × 8,50 = 7,225 g ≈ 7,23 g.
   Jawaban: 7,23 g (3 angka signifikan).
   
   
4. Ikatan kovalen polar dalam NH₃
   NH₃ memiliki ikatan kovalen polar karena perbedaan elektronegativitas antara N (3,04) dan H (2,20), menyebabkan ikatan N–H memiliki dipol dengan ujung negatif pada nitrogen.
   
   Molekul NH₃ bersifat polar karena geometri trigonal piramida dan adanya pasangan elektron bebas pada nitrogen, meningkatkan titik didih dan kelarutan dalam air karena interaksi dipol-dipol dan ikatan hidrogen.
   

Soal #9

Propana, C₃H₈, digunakan sebagai bahan bakar di kompor gas rumah tangga. Propana bereaksi dengan oksigen membentuk karbon dioksida dan air: C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(g). Dalam suatu percobaan, 2,20 g propana dibakar sempurna.

1. Hitung jumlah mol propana yang digunakan.
2. Tentukan volume karbon dioksida yang dihasilkan pada STP (1 mol gas = 22,4 liter).
3. Jika propana juga dapat membentuk karbon monoksida (CO) dalam pembakaran tak sempurna, bandingkan perbandingan massa oksigen yang diperlukan untuk membentuk CO₂ dan CO, sesuai Hukum Kelipatan Perbandingan.
4. Jelaskan bagaimana Hukum Avogadro diterapkan dalam perhitungan volume gas pada reaksi ini.

Petunjuk:

• Massa molar: C = 12,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, O = 16,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #9

1. Jumlah mol propana
   Massa molar C₃H₈ = (3 × 12,0) + (8 × 1,0) = 36,0 + 8,0 = 44,0 g/mol.
   Massa C₃H₈ = 2,20 g.
   Jumlah mol = massa / massa molar = 2,20 / 44,0 = 0,050 mol.
   Jawaban: 0,050 mol (2 angka signifikan).
   
   
2. Volume karbon dioksida
   Dari persamaan: 1 mol C₃H₈ menghasilkan 3 mol CO₂.
   Mol CO₂ = 0,050 × 3 = 0,150 mol.
   Volume CO₂ = mol × volume molar = 0,150 × 22,4 = 3,36 liter.
   Jawaban: 3,36 liter (3 angka signifikan).
   
   
3. Hukum Kelipatan Perbandingan
   Pembakaran sempurna: C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O.
   Massa O₂ = 5 mol × 32,0 g/mol = 160 g per 44 g C₃H₈.
   
   Pembakaran tak sempurna: C₃H₈ + 7/2 O₂ → 3CO + 4H₂O.
   Massa O₂ = 3,5 mol × 32,0 g/mol = 112 g per 44 g C₃H₈.
   
   Perbandingan massa O₂ = 160 : 112 = 10 : 7, sesuai Hukum Kelipatan Perbandingan (rasio sederhana).
   Jawaban: Perbandingan massa O₂ = 10 : 7.
   
   
4. Hukum Avogadro
   Hukum Avogadro menyatakan bahwa pada kondisi sama (STP), jumlah mol gas sebanding dengan volumenya.
   
   Dalam reaksi ini, 1 mol CO₂ menempati 22,4 liter pada STP, sehingga volume CO₂ (0,150 mol × 22,4 = 3,36 liter) dihitung berdasarkan jumlah mol, sesuai hukum ini.
   

Soal #10

Dalam demonstrasi sains di sekolah, logam seng (Zn) bereaksi dengan asam klorida (HCl) untuk menghasilkan gas hidrogen: Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g). Gas hidrogen dikumpulkan untuk mengisi balon.

Sebanyak 6,50 g seng direaksikan dengan HCl berlebih, menghasilkan gas hidrogen pada tekanan 1,00 atm dan suhu 27°C.

1. Hitung jumlah mol gas hidrogen yang dihasilkan.
2. Tentukan volume gas hidrogen menggunakan hukum gas ideal (R = 0,0821 L·atm/(mol·K)).
3. Jika gas hidrogen dipindahkan ke wadah dengan tekanan 2,00 atm pada suhu tetap, hitung volume barunya menggunakan Hukum Boyle.
4. Jelaskan mengapa hidrogen cocok untuk mengisi balon dalam konteks ini.

Petunjuk:

• Massa molar: Zn = 65,4 g/mol, H = 1,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #10

1. Jumlah mol hidrogen
   Massa molar Zn = 65,4 g/mol.
   Mol Zn = 6,50 / 65,4 = 0,0994 mol ≈ 0,100 mol.
   Dari persamaan: 1 mol Zn menghasilkan 1 mol H₂.
   Mol H₂ = 0,100 mol.
   Jawaban: 0,100 mol (3 angka signifikan).
   
   
2. Volume hidrogen (Hukum Gas Ideal)
   Hukum gas ideal: PV = nRT.
   P = 1,00 atm, T = 27°C = 300 K, n = 0,100 mol, R = 0,0821 L·atm/(mol·K).
   V = nRT / P = (0,100 × 0,0821 × 300) / 1,00 = 2,46 liter.
   Jawaban: 2,46 liter (3 angka signifikan).
   
   
3. Volume baru (Hukum Boyle)
   Hukum Boyle: P₁V₁ = P₂V₂ (suhu tetap).
   P₁ = 1,00 atm, V₁ = 2,46 liter, P₂ = 2,00 atm.
   V₂ = (P₁V₁) / P₂ = (1,00 × 2,46) / 2,00 = 1,23 liter.
   Jawaban: 1,23 liter (3 angka signifikan).
   
   
4. Mengapa hidrogen cocok untuk balon?
   Hidrogen memiliki massa molar rendah (2,0 g/mol), sehingga densitasnya lebih kecil daripada udara (≈28,8 g/mol), membuat balon mengapung.
   
   Dalam stoikiometri, reaksi Zn dan HCl menghasilkan hidrogen dalam jumlah besar dengan cepat, cocok untuk mengisi balon dalam demonstrasi.
   

Soal #11

Dalam pembuatan roti, fermentasi glukosa oleh ragi menghasilkan etanol dan karbon dioksida: C₆H₁₂O₆(s) → 2C₂H₅OH(l) + 2CO₂(g). Gas CO₂ menyebabkan adonan mengembang. Sebanyak 9,00 g glukosa difermentasi, menghasilkan CO₂ pada 30°C dan 0,95 atm.

1. Hitung jumlah mol karbon dioksida yang dihasilkan.
2. Tentukan volume CO₂ pada 30°C dan 0,95 atm menggunakan hukum gas ideal (R = 0,0821 L·atm/(mol·K)).
3. Jika suhu adonan naik ke 50°C pada volume tetap, hitung tekanan baru CO₂ menggunakan Hukum Gay-Lussac.
4. Jelaskan bagaimana Hukum Charles dapat digunakan untuk memprediksi perubahan volume adonan jika tekanan tetap konstan.

Petunjuk:

• Massa molar: C = 12,0 g/mol, H = 1,0 g/mol, O = 16,0 g/mol, C₆H₁₂O₆ = 180,0 g/mol.
• Tulis semua langkah perhitungan dengan jelas dan nyatakan jawaban dengan jumlah angka signifikan yang sesuai.

Pembahasan Soal #11

1. Jumlah mol karbon dioksida
   Massa molar C₆H₁₂O₆ = (6 × 12,0) + (12 × 1,0) + (6 × 16,0) = 180,0 g/mol.
   Mol glukosa = 9,00 / 180,0 = 0,050 mol.
   Dari persamaan: 1 mol C₆H₁₂O₆ menghasilkan 2 mol CO₂.
   Mol CO₂ = 0,050 × 2 = 0,100 mol.
   Jawaban: 0,100 mol (3 angka signifikan).
   
   
2. Volume CO₂ (Hukum Gas Ideal)
   PV = nRT.
   P = 0,95 atm, T = 30°C = 303 K, n = 0,100 mol, R = 0,0821 L·atm/(mol·K).
   V = nRT / P = (0,100 × 0,0821 × 303) / 0,95 = 2,62 liter.
   Jawaban: 2,62 liter (3 angka signifikan).
   
   
3. Tekanan baru (Hukum Gay-Lussac)
   Hukum Gay-Lussac: P₁/T₁ = P₂/T₂ (volume tetap).
   P₁ = 0,95 atm, T₁ = 303 K, T₂ = 50°C = 323 K.
   P₂ = (P₁ × T₂) / T₁ = (0,95 × 323) / 303 = 1,01 atm.
   Jawaban: 1,01 atm (3 angka signifikan).
   
   
4. Hukum Charles
   Hukum Charles (V₁/T₁ = V₂/T₂, tekanan tetap) menyatakan volume gas sebanding dengan suhu absolut.
   
   Dalam pembuatan roti, jika tekanan tetap konstan, kenaikan suhu (misalnya, dari 30°C ke 50°C) meningkatkan volume CO₂, menyebabkan adonan mengembang lebih besar, yang penting untuk tekstur roti.