STOIKIOMETRI : PERHITUNGAN DENGAN RUMUS KIMIA DAN PERSAMAAN REAKSI

STOIKIOMETRI:

PERHITUNGAN DENGAN RUMUS KIMIA

DAN PERSAMAAN REAKSI

Pada bab ini, kita akan mulai mempelajari sifat dasar kuantitatif dari rumus kimia dan reaksi kimia. Bahasan semacam ini dikenal sebagai stoikiometri, suatu nama yang diturunkan dari bahasa Yunani stoicheion (“unsur”) dan metron (“mengukur”).

Stoikiometri merupakan suatu aspek yang penting dalam kimia. Masalah-masalah beragam seperti mengukur konsentrasi ozon di atmosfer, menentukan kandungan emas dari suatu ore (batuan), dan menemukan proses yang berbeda untuk mengubah batubara menjadi bahan bakar gas, semuanya melibatkan aspek stoikiometri.

1.   Persamaan Reaksi

Reaksi kimia digambarkan dalam suatu persamaan reaksi. Sebagai contoh, ketika hidrogen, H₂, terbakar di udara, hidrogen bereaksi dengan oksigen, O₂, membentuk air, H₂O. kita menulis persamaan reaksi untuk reaksi tersebut sebagai berikut:

2H₂ + O₂  2H₂O …[1]

tanda + dibaca sebagai “bereaksi dengan “ dan tanda panah sebagai “menghasilkan”. Rumus kimia di sebelah kiri panah menunjukkan bahan awal, yang disebut reaktan. Senyawa yang dihasilkan dari reaksi, disebut produk/hasil, yang ditunjukkan di sebelah kanan panah. Angka di depan rumus kimia merupakan koefisien (seperti di dalam persamaan aljabar, angka 1 biasanya tidak dituliskan).

Suatu persamaan reaksi harus memiliki jumlah atom yang sama untuk setiap unsur pada setiap sisi tanda panah. Ketika kondisi ini tercapai, maka dapat dikatakan bahwa persamaan reaksi tersebut telah setara. Sebagai contoh, pada sisi kanan persamaan 1, ada dua molekul H₂O, masing-masing mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen. Jadi, 2H₂O (dibaca ”dua molekul H₂O”) mengandung 2 x 2 = 4 atom H dan 2 x 1 = 2 atom O. Di sisi sebelah kiri persamaan juga terdapat 4 atom H dan 2 atom O, maka persamaannya telah setara.

Dalam menyetarakan suatu persamaan reaksi, penting untuk dimengerti perbedaan antara sebuah koefisien di depan rumus kimia dan sebuah subskrip dalam suatu rumus kimia. Sebagai contoh, mengubah subskrip dalam suatu rumus kimia – dari H₂O menjadi H₂O₂ – akan mengubah identitas dari bahan kimia tersebut. H₂O₂, hidrogen peroksida, sangat jauh berbeda sifatnya dengan air. Subskrip tidak boleh diubah dalam menyetarakan suatu persamaan reaksi. Sebaliknya, menempatkan suatu koefisien di depan rumus kimia hanya akan mengubah jumlah dan bukan identitas dari zat; 2H₂O berarti dua molekul H₂O, 3H₂O berarti tiga molekul H₂O, dan seterusnya.

Contoh lain adalah reaksi pembakaran gas metana, CH₄, di udara menghasilkan gas karbon dioksida, CO_2­, dan uap air, H₂O. Kedua produk tersebut mengandung atom O yang berasal dari O₂ di udara. Kita dapat katakan bahwa reaksi pembakaran di udara “didukung oleh oksigen”, yang berarti bahwa oksigen merupakan suatu reaktan. Persamaan reaksinya adalah sebagai berikut:

CH₄ + 2O₂  CO₂ + 2H₂O …[2]

Persamaan reaksi yang setara semestinya mengandung angka koefisien terkecil, seperti ditunjukkan pada contoh di atas. Wujud fisik zat dalam persamaan reaksi dituliskan dalam tanda kurung. Kita menggunakan simbol (g), (l), (s), dan (aq) untuk masing-masing gas, cair (liquid), padat (solid), dan larutan berair (aqueous).

2.   Bentuk-Bentuk Reaksi Kimia

Menggunakan Tabel Periodik

Kita dapat memperkirakan apa yang akan terjadi dalam suatu reaksi jika kita telah melihat reaksi yang serupa sebelumnya, dan menggunakan bantuan tabel periodik. Sebagai contoh, jika natrium, Na, bereaksi dengan H₂O membentuk natrium hidroksida, NaOH, dan gas hidrogen, H₂.

2Na_(s) + 2H₂O_(l)  2NaOH_(aq) + H_2(g) …[3]

Kita dapat memperkirakan apa yang terjadi ketika kalium, K, direaksikan dengan air menggantikan Na. Dalam tabel periodik, Na dan K berada dalam golongan yang sama, yakni golongan logam alkali IA. Kita mengharapkan bahwa mereka akan bersifat sama, menghasilkan jenis produk yang sama. Dan ternyata benar:

2K_(s) + 2H₂O_(l)  2KOH_(aq) + H_2(g) …[4]

Faktanya, semua logam alkali bereaksi dengan air membentuk senyawa hidroksidanya dan gas hidrogen. Jika kita misalkan M adalah logam alkali, maka reaksi secara umumnya adalah sebagai berikut:

2M_(s) + 2H₂O_(l)  2MOH_(aq) + H_2(g)

Reaksi Pembakaran di Udara

Reaksi pembakaran adalah reaksi yang cepat dan menghasilkan api. Kebanyakan reaksi pembakaran yang telah diamati melibatkan O₂ dari udara sebagai reaktan. Ketika hidrokarbon dibakar, mereka bereaksi dengan O₂ membentuk CO₂ dan H₂O. Jumlah molekul O₂ yang diperlukan dalam reaksi dan jumlah molekul CO₂ dan H₂O yang terbentuk tergantung dari komposisi hidrokarbon. Sebagai contoh, pembakaran propana, C₃H₈, gas yang digunakan untuk memasak dan keperluan memanaskan dalam rumah tangga, digambarkan melalui persamaan reaksi berikut:

C₃H₈ + 5O₂  3CO₂ + 4H₂O …[5]

Pembakaran senyawa yang mengandung atom oksigen selain karbon dan hidrogen (misalnya CH₃OH dan C₆H₁₂O₆) juga menghasilkan CO₂ dan H₂O. Namun reaksi pembakaran yang tidak sempurna akibat kurangnya jumlah O₂ akan menyebabkan terbentuknya karbon monoksida, CO, dan bukan CO₂. Banyak senyawa yang digunakan dalam tubuh manusia sebagai sumber energi, seperti glukosa, C₆H₁₂O₆, bereaksi dalam tubuh dengan O₂ menghasilkan CO₂ dan H₂O.

Reaksi Penggabungan (Kombinasi) dan Penguraian (Dekomposisi)

Dalam reaksi penggabungan, dua atau lebih zat bereaksi membentuk satu produk. Ada banyak contoh reaksi penggabungan, terutama reaksi dimana unsur-unsur yang berbeda bergabung membentuk senyawa. Sebagai contoh, logam magnesium, Mg, terbakar di udara dengan nyala api yang indah menghasilkan magnesium oksida, MgO, seperti ditunjukkan pada persamaan reaksi berikut:

2Mg_(s) + O_2(g)  2MgO_(s) …[6]

Dalam reaksi penguraian, satu zat mengalami suatu reaksi menghasilkan dua atau lebih zat. Banyak senyawa mengalami reaksi penguraian ketika dipanaskan. Sebagai contoh, banyak logam-logam karbonat terurai membentuk oksida logam dan CO₂ ketika dipanaskan, seperti reaksi berikut ini:

CaCO_3(s)  CaO_(s) + CO_2(g) …[7]

Penguraian CaCO₃ merupakan suatu proses komersial yang penting. Batu kapur (limestone) atau kerang laut (seashells), terutama merupakan CaCO₃, dipanaskan untuk membuat CaO, yang dikenal sebagai kapur atau kapur mentah.

3.   Berat Atom dan Berat Molekul

Skala Massa Atom

Meskipun para ilmuwan pada abad ke-19 tidak mengetahui apa-apa tentang partikel sub-atomik, mereka mengetahui bahwa atom unsur yang berbeda memiliki massa yang berbeda. Mereka menemukan, sebagai contoh, 100 g air mengandung 11,1 g hidrogen dan 88,9 g oksigen. Ketika para ilmuwan mengetahui  bahwa air mengandung dua atom hidrogen untuk setiap atom oksigen, mereka menyimpulkan bahwa suatu atom oksigen memiliki berat 2 x 8 = 16 kali dibanding atom hidrogen. Hidrogen yang merupakan atom paling ringan, telah dijadikan sebagai standar massa relatif 1 (tanpa satuan), dan massa atom unsur lain ditentukan secara relatif berdasarkan nilai tersebut. Jadi, massa atom oksigen adalah 16.

Saat ini, kita dapat mengukur massa atom tunggal dengan tingkat keakuratan yang tinggi. Sebagai contoh, kita tahu bahwa atom hidrogen-1 memiliki massa 1,6735 x 10^-24 g dan atom oksigen-16 memiliki massa 2,6560 x 10^-23 g. Akan sangat baik menggunakan suatu satuan yang disebut satuan massa atom (sma) jika berurusan dengan massa yang luar biasa kecilnya:

1 sma = 1,66054 x 10^-24 g dan  1 g = 6,02214 x 10²³ sma

Satuan sma ini ditentukan dengan merujuk pada massa isotop karbon ¹²C yang tepat 12 sma. Dalam satuan ini, massa atom hidrogen-1 adalah 1,0080 sma dan atom oksigen-16 adalah 15,9949 sma.

Massa Atom Rata-Rata

Banyak unsur yang ada di alam sebagai campuran isotop-isotop. Kita dapat menentukan massa atom rata-rata dari berbagai isotop tersebut dan kelimpahan relatifnya. Sebagai contoh, secara alamiah karbon tersusun atas 98,892% ¹²C dan 1,108% ¹³C. Massa nuklida-nuklida ini secara berturut-turut adalah 12 sma dan 13,00335 sma. Kita dapat menghitung massa atom rata-rata karbon seperti berikut:

(0,98892)(12 sma) + (0,01108)(13,00335 sma) = 12,011 sma

Massa atom rata-rata tiap unsur (dinyatakan dalam sma) juga dikenal sebagai berat atomnya. Meskipun istilah massa atom rata-rata lebih benar, namun istilah berat atom sudah umum digunakan.

Berat Rumus dan Berat Molekul

Berat rumus suatu zat adalah jumlah berat atom (kita singkat: BA) setiap atom dalam rumus kimianya. Sebagai contoh, H₂SO₄, asam sulfat, memiliki berat rumus (kita singkat: BR) 98,0 sma.

BR  =  2(BA H) + (BA S) + 4(BA O)

       =  2(1,0 sma) + 32,0 sma + 4(16,0 sma)

       =  98,0 sma

Jika rumus kimia suatu zat adalah rumus molekulnya, maka berat rumus juga disebut berat molekul (kita singkat BM). Sebagai contoh, rumus molekul untuk glukosa (gula yang dibawa oleh darah ke jaringan tubuh untuk menghasilkan energi) adalah C₆H₁₂O₆. Berat molekul glukosa adalah:

BM =  6(BA C) + 12(BA H) + 6(BA O)

       =  6(12,0 sma) + 12(1,0) sma + 6(16,0 sma)

       =  180,0 sma

Persentase Komposisi Atom dalam Molekul

Adakalanya kita harus menghitung prosentase komposisi suatu senyawa (yaitu prosentase massa setiap unsur dalam senyawa). Sebagai contoh, untuk memastikan kemurnian senyawa, kita dapat membandingkan komposisi zat hasil perhitungan dengan hasil eksperimen. Menghitung persentase komposisi mudah jika rumus kimia senyawa telah diketahui.

Contoh Soal 1.1

Menghitung persentase komposisi dari C₁₂H₂₂O₁₁.

Dengan menggunakan persamaan di atas, persentase unsur-unsur penyusun senyawa dapat ditentukan:

4.   Mol

Mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung banyak partikel (atom, molekul, dll.) sebagai jumlah atom dalam  12 g ¹²C. Dari eksperimen, ilmuwan menentukan jumlah atom dalam ¹²C adalah 6,02 x 10²³ atom, dimana bilangan ini disebut bilangan Avogadro.

Massa Molar

Suatu atom tunggal ¹²C memiliki massa 12 sma, tetapi atom tunggal ²⁴Mg dua kali lebih besar, yakni 24 sma. Karena satu mol selalu memiliki jumlah partikel yang sama, maka satu mol ²⁴Mg pasti dua kali lebih banyak dari jumlah mol atom ¹²C. Karena satu mol ¹²C memiliki berat 12 g (misalkan), maka satu mol ²⁴Mg beratnya 24 g. Perhatikan bahwa massa suatu atom tunggal suatu unsur (dalam sma) sama jumlahnya dengan massa (dalam gram) 1 mol atom-atom unsur tersebut. Fakta ini benar:

Satu atom ¹²C beratnya 12 sma; 1 mol ¹²C beratnya 12 g.

Satu atom ²⁴Mg beratnya 24 sma; 1 mol ²⁴Mg beratnya 24 g.

Massa (dalam gram) 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar (dalam gram) suatu zat selalu sama dengan berat rumusnya (dalam sma):

Satu molekul H₂O beratnya 18,0 sma; 1 mol H₂O beratnya 18,0 g.

Satu ion NO₃^- beratnya 62,0 sma; 1 mol NO₃ beratnya 62,0 g.

Contoh Soal 1.2

Berapa massa dalam gram dari 1 mol glukosa, C₆H₁₂O₆?

Jawab:

6 atom C    = 6(12,0 sma) = 72,0 sma

12 atom H = 12(1,0 sma) = 12,0 sma

6 atom O    = 6(16,0 sma) = 96,0 sma

Berat rumus                       = 180,0 sma

Karena glukosa memiliki berat rumus180,0 sma, maka 1 mol zat ini memiliki massa 180,0 g. Dengan kata lain, massa molar C₆H₁₂O₆ adalah 180,0 g.

Interkonversi Massa, Mol, dan Jumlah Partikel

Konversi massa ke mol dan mol ke massa sering ditemui dalam perhitungan yang menggunakan konsep mol. Secara sederhana, konversi massa, mol, dan jumlah partikel dapat dituliskan sebagai berikut:

 

Contoh Soal 1.3

1.    Berapa mol glukosa jika beratnya 5,380 g?

Jawab:

Diketahui 1 mol C₆H₁₂O₆ setara dengan 180 g, maka

2.    Berapa molekul C₆H₁₂O₆ dalam 5,23 g glukosa?

Jawab:

 

5.   Rumus Empiris

Rumus empiris suatu zat menunjukkan jumlah relatif atom-atom setiap unsur yang dikandungnya. Rumus H₂O mengindikasikan bahwa air mengandung dua atom H untuk tiap atom O. perbandingan ini juga berlaku pada tingkat molar; jadi, 1 mol H₂O mengandung 2 mol atom H dan 1 mol atom O. Sebaliknya, perbandingan jumlah mol tiap unsur dalam suatu senyawa ditunjukkan oleh subskrip dalam rumus empiris suatu senyawa. Dengan demikian, konsep mol menyediakan cara menghitung rumus empiris bahan kimia.

Contoh Soal 1.4

Asam askorbat (vitamin C) mengandung 40,92% C, 4,58% H, dan 54,50% O dalam massa. Apakah rumus empiris dari asam askorbat?

Jawab:

Misalkan berat asam askorbat 100 g, maka

Sehingga diperoleh perbandingan jumlah mol ketiga atom, yaitu

mol C : mol H : mol O = 3,407 : 4,54 : 3,406 = 3 : 4 : 3

Jadi, rumus empiris asam askorbat adalah C₃H₄O₃.

Rumus Molekul dari Rumus Empiris

Rumus yang diperoleh dari prosentase komposisi adalah selalu rumus empiris. Kita dapat memperoleh rumus molekul dari rumus empiris jika diketahui berat molekul dari senyawa tersebut. Subskrip dalam rumus molekul suatu zat merupakan jumlah keseluruhan dari kelipatan subskrip dalam rumus empirisnya. Kelipatan tersebut diketahui dengan membandingkan berat rumus dari rumus empiris dengan berat molekul.

Contoh Soal 1.5

Mesitilena, suatu hidrokarbon yang terdapat dalam jumlah kecil dalam minyak mentah, memiliki rumus empiris C₃H₄. Hasil eksperimen menunjukkan bahwa berat molekul zat ini adalah 121 sma. Apakah rumus molekul dari mesitilena?

Jawab:

BR C₃H₄ = 3(BA C) + 4(BA H) = 3(12,0 sma) + 4(1,0 sma) = 40 sma

Rumus molekul: (C₃H₄)_n

BM = (BR)n

121 sma = (40 sma)n

n = 3

Jadi, rumus molekul dari mesitilena adalah (C₃H₄)₃ = C₉H₁₂

Analisis Reaksi Pembakaran

Ketika suatu senyawa yang mengandung karbon dan hidrogen terbakar sempurna, maka semua karbon dalam senyawa tersebut akan terkonversi menjadi CO₂ dan semua hidrogen menjadi H₂O. Sebagai contoh, pembakaran 0,255 g isopropil alkohol menghasilkan 0,561 g CO₂ dan 0,306 g H₂O. Dari dua informasi tersebut, kita dapat menghitung jumlah C dan H dalam sampel dengan menggunakan konsep mol.

Ø Menghitung massa C

1 mol CO₂  1mol C, sehingga jumlah mol C adalah 0,0128 mol.

massa C = mol C  massa molar C = 0,0128 mol C  12,0 g C/mol C = 0,153 g C

Ø Menghitung massa H

1 mol H₂O  2 mol H, sehingga jumlah mol H adalah 2  0,017 = 0,034 mol H

massa H = mol H  massa molar H = 0,034 mol H  1,01 g H/mol H = 0,0343 g H

Ø Menghitung massa O

Karena senyawa tersebut mengandung hanya C, H, dan O, maka massa O adalah:

massa O   = massa isopropil alkohol – (massa C + massa H)

                 = 0,255 g – (0,153 g + 0,0343 g)

                 = 0,068 g

Perbandingan mol C : H : O = 0,0128 : 0,034 : 0,0043 = 3 : 8 : 1

Jadi, rumus empiris isopropil alkohol adalah C₃H₈O.

6.   Pereaksi Pembatas

Reaktan yang habis terpakai dalam suatu reaksi disebut sebagai pereaksi pembatas atau reagen pembatas, karena pereaksi tersebuy menentukan atau membatasi jumlah produk yang dihasilkan. Reaktan lainnya biasanya disebut pereaksi berlebih atau reagen berlebih. Reaksi akan berhenti ketika reaktan/pereaksi pembatas telah habis bereaksi, menyisakan hanya pereaksi berlebih. Sebagai contoh, kita memiliki campuran 10 mol H₂ dan 7 mol O₂, yang bereaksi membentuk air:

2H_2(g) + O_2(g)  2H₂O_(l)

Karena 2 mol H₂  1 mol O₂, maka jumlah mol O₂ yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan semua H₂ adalah:

= 5 mol O₂

Karena 7 mol O₂ tersedia pada awal reaksi, maka 7 mol O₂ – 5 mol O₂ = 2 mol O₂ masih akan tersisa, sementara semua H₂ habis terpakai. Dengan demikian, H₂ merupakan pereaksi pembatas, sedangkan O₂ merupakan pereaksi berlebih yang masih tersisa ketika reaksi telah berhenti. Jadi, kuantitas produk yang dihasilkan selalu ditentukan oleh kuantitas pereaksi pembatas.

Contoh Soal 1.6

Gas SO₂ terbentuk di atmosfer sebagai hasil dari pembakaran suatu senyawa yang mengandung sulfurdan akhirnya dikonversi menjadi asam sulfat, H₂SO₄. Reaksi bersihnya sebagai berikut:

2SO_2(g) + O_2(g) + 2H₂O_(l)  2H₂SO_4(aq)

Berapa banyak H₂SO₄ yang terbentuk dari 5,0 mol SO₂, 2,0 mol O₂, dan H₂O berlebih?

Jawab:

Jumlah mol O₂ yang dibutuhkan untuk tepat menghabiskan 5,0 mol SO₂ adalah

Mol O₂ yang tersedia tidak cukup untuk membuat semua SO₂ terkonversi menjadi H₂SO₄, sehingga dapat dikatakan bahwa O₂ merupakan pereaksi pembatas. Kuantitas pereaksi pembatas digunakan untuk menghitung kuantitas produk yang terbentuk. Jumlah H₂SO₄ yang dihasilkan dalam reaksi ini adalah

Hasil Teoritis

Kuantitas produk yang terbentuk yang dihitung ketika semua pereaksi pembatas telah habis bereaksi disebut hasil teoritis. Jumlah produk sebenarnya yang diperoleh dalam reaksi disebut hasil sebenarnya/hasil eksperimen. Hasil sebenarnya hampir selalu kurang (tidak pernah lebih besar) dari hasil teoritis. Banyak alasan untuk perbedaan ini. Sebagai contoh, sebagian reaktan mungkin tidak bereaksi, atau mereka mungkin bereaksi dengan cara yang berbeda dari yang diinginkan (reaksi sampingan). Hampir selalu tidak mungkin untuk memperoleh semua hasil reaksi dari campuran reaksi. Prosen hasil reaksi menghubungkan hasil sebenarnya dengan hasil teoritis:

Contoh Soal 1.7

Asam adipat, H₂C₆H₈O₄, suatu material yang digunakan untuk produksi nilon. Senyawa ini dibuat secara komersial melalui reaksi terkontrol antara sikloheksana, C₆H₁₂, dan O₂:

2C₆H₁₂ + 5O₂  2H₂C₆H₈O₄ + 2H₂O

(a) Asumsikan bahwa tersedia 25,0 g sikloheksana, dan sikloheksana tersebut merupakan pereaksi pembatas. Berapa hasil teoritis asam adipat?

(b) Jika diperoleh 33,5 g asam adipat dari reaksi tersebut, berapa prosen hasil asam adipat?

Jawab:

2 mol C₆H₁₂  2 mol H₂C₆H₈O₄

Mol H₂C₆H₈O₄ = 0,298 mol

Massa H₂C₆H₈O₄   = 0,298 mol H₂C₆H₈O₄  146 g H₂C₆H₈O₄/mol H₂C₆H₈O₄

                               = 43,5 g H₂C₆H₈O₄

Soal-soal Latihan

1.        Setarakan persamaan reaksi berikut:

a.       C₂H₄ + O₂  CO₂ + H₂O

b.      Al + HCl  AlCl₃ + H₂

2.        Tuliskan persamaan reaksi yang benar dari peristiwa berikut:

a.       Merkuri(II) sulfida padat terurai menjadi unsur-unsur penyusunnya ketika dipanaskan.

b.      Permukaan logam aluminium mengalami reaksi penggabungan dengan oksigen di udara.

c.       Si₂H₆ terbakar ketika dibiarkan di udara (Ingat!!Si berada dalam golongan yang sama dengan C dalam tabel periodik).

3.        Tiga isotop silikon terdapat di alam: ²⁸Si (92,21%), massanya 27,97693 sma; ²⁹Si (4,70%), massanya 28,97659 sma; dan ³⁰Si (3,09%), massanya 29,97376 sma. Hitung berat atom silikon!

4.        Hitung berat rumus dari (a) sukrosa, C₁₂H₂₂O₁₁ dan (b) kalsium nitrat, Ca(NO₃)₂.

5.        Hitung persentase massa nitrogen dalam Ca(NO₃)₂!

6.        Hitung massa molar Ca(NO₃)₂!

7.        Hitung jumlah atom oksigen dalam 4,20 g NaHCO₃!

8.        Sampel metil benzoat sebanyak 5,325 g, suatu senyawa yang digunakan dalam pembuatan parfum, diketahui mengandung 3,758 g C, 0,316 g H, dan 1,25 g O. Apakah rumus empiris senyawa tersebut?

9.        Etilen glikol, zat yang digunakan sebagai antibeku pada mobil, terdiri atas 38,7% C, 9,7% H, dan 51,6% O. Massa molarnya adalah 62,1 g/mol. Tentukan rumus empiris dan rumus molekul etilen glikol!

10.    Diketahui reaksi: 2Al_(s) + 3Cl_2(g)  2AlCl_3(s)

Suatu campuran mol logam Al dan 3,0 mol Cl₂ direaksikan, (a) Sebutkan pereaksi pembatasnya?; (b) berapa mol AlCl₃ yang terbentuk?

11.    Diketahui reaksi: Fe₂O_3(s) + 2CO_(g)  2Fe_(s) + 2CO_2(g)

a.         Jika tersedia 150 g Fe₂O₃ sebagai pereaksi pembatas, berapa hasil teoritis Fe?

b.         Jika hasil Fe yang sebenarnya adalah 87,9 g, berapa prosen hasilnya?