BAB 7
HIDROKARBON DAN MINYAK BUMI



A. Kekhasan / Keunikan Atom Karbon
o Terletak pada golongan IVA dengan Z = 6 dan mempunyai 4 elektron valensi.
o Untuk mencapai konfigurasi oktet maka atom karbon mempunyai kemampuan membentuk 4 ikatan kovalen yang relatif kuat.
o Atom karbon dapat membentuk ikatan antar karbon; berupa ikatan tunggal, rangkap dua atau rangkap tiga.
o Atom karbon mempunyai kemampuan membentuk rantai (ikatan yang panjang).
o Rantai karbon yang terbentuk dapat bervariasi yaitu : rantai lurus, bercabang dan melingkar (siklik).

B. Kedudukan Atom Karbon
Dalam senyawa hidrokarbon, kedudukan atom karbon dapat dibedakan sebagai berikut :
• Atom C primer : atom C yang mengikat langsung 1 atom C yang lain
• Atom C sekunder : atom C yang mengikat langsung 2 atom C yang lain
• Atom C tersier : atom C yang mengikat langsung 3 atom C yang lain
• Atom C kuarterner : atom C yang mengikat langsung 4 atom C yang lain
Contoh :

Keterangan :
1o = atom C primer ( ada 5 )
2o = atom C sekunder ( ada 3 )
3o = atom C tersier ( ada 1 )
4o = atom C kuarterner ( ada 1 )

C. Klasifikasi / Penggolongan Hidrokarbon (terdiri dari atom C dan H)
a. Berdasarkan jenis ikatan antar atom karbonnya :
 Hidrokarbon jenuh = senyawa hidrokarbon yang ikatan antar atom karbonnya merupakan ikatan tunggal.
 Hidrokarbon tak jenuh = senyawa hidrokarbon yang memiliki 1 ikatan rangkap dua (alkena) atau lebih dari 1 ikatan rangkap dua (alkadiena), atau ikatan rangkap tiga (alkuna).

b. Berdasarkan bentuk rantai karbonnya :
 Hidrokarbon alifatik = senyawa hidrokarbon dengan rantai terbuka jenuh (ikatan tunggal) maupun tidak jenuh (ikatan rangkap).
 Hidrokarbon alisiklik = senyawa hidrokarbon dengan rantai melingkar / tertutup (cincin).
 Hidrokarbon aromatik = senyawa hidrokarbon dengan rantai melingkar (cincin) yang mempunyai ikatan antar atom C tunggal dan rangkap secara selang-seling / bergantian (konjugasi).


D. Skema Klasifikasi Hidrokarbon




ALKANA

o Adalah hidrokarbon alifatik jenuh yaitu hidrokarbon dengan rantai terbuka dan semua ikatan antar atom karbonnya merupakan ikatan tunggal.
o Rumus umum alkana yaitu : CnH2n+2 ; n = jumlah atom C

Deret Homolog Alkana
Adalah suatu golongan / kelompok senyawa karbon dengan rumus umum yang sama, mempunyai sifat yang mirip dan antar suku-suku berturutannya mempunyai beda CH2.
Sifat-sifat deret homolog :
o Mempunyai sifat kimia yang mirip
o Mempunyai rumus umum yang sama
o Perbedaan Mr ( massa molekul relatif ) antara 2 suku berturutannya sebesar 14
o Makin panjang rantai karbon, makin tinggi titik didihnya
Contoh :
Perhatikan Tabel 7.3 dari Buku Paket 1B halaman 50!

Tata Nama Alkana
Berdasarkan aturan dari IUPAC ( nama sistematis ) :
1) Nama alkana bercabang terdiri dari 2 bagian :
o Bagian pertama (di bagian depan) merupakan nama cabang
o Bagian kedua (di bagian belakang) merupakan nama rantai induk
Contoh : Perhatikan Buku Paket 1B halaman 52!
2) Rantai induk adalah rantai terpanjang dalam molekul. Jika terdapat 2 atau lebih rantai terpanjang, maka harus dipilih yang mempunyai cabang terbanyak.

3) Rantai induk diberi nama alkana sesuai dengan panjang rantai ( tabel 7.3 halaman 50 )

4) Cabang diberi nama alkil yaitu nama alkana yang sesuai, tetapi dengan mengganti akhiran –ana menjadi –il. Gugus alkil mempunyai rumus umum : CnH2n+1 dan dilambangkan dengan R
Contoh :
Perhatikan Tabel 7.4 dari Buku Paket 1B halaman 53!

5) Posisi cabang dinyatakan dengan awalan angka. Untuk itu rantai induk perlu dinomori. Penomoran dimulai dari salah 1 ujung rantai induk sedemikian rupa sehingga posisi cabang mendapat nomor terkecil.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 53! (bagian bawah)

6) Jika terdapat 2 atau lebih cabang sejenis, harus dinyatakan dengan awalan di, tri, tetra, penta dst.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 54! (bagian atas)

7) Cabang-cabang yang berbeda disusun sesuai dengan urutan abjad dari nama cabang tersebut. Awalan normal, sekunder dan tersier diabaikan. Jadi n-butil, sek-butil dan ters-butil dianggap berawalan b-.
o Awalan iso- tidak diabaikan. Jadi isopropil berawal dengan huruf i- .
o Awalan normal, sekunder dan tersier harus ditulis dengan huruf cetak miring.

8) Jika penomoran ekivalen (sama) dari kedua ujung rantai induk, maka harus dipilih sehingga cabang yang harus ditulis terlebih dahulu mendapat nomor terkecil.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 54 (bagian bawah) dan 55 (bagian atas)!

Kesimpulan :
Berdasarkan aturan-aturan tersebut di atas, penamaan alkana bercabang dapat dilakukan dengan 3 langkah sebagai berikut :
1) Memilih rantai induk, yaitu rantai terpanjang yang mempunyai cabang terbanyak.
2) Penomoran, dimulai dari salah 1 ujung sehingga cabang mendapat nomor terkecil.
3) Penulisan nama, dimulai dengan nama cabang sesuai urutan abjad, kemudian diakhiri dengan nama rantai induk. Posisi cabang dinyatakan dengan awalan angka. Antara angka dengan angka dipisahkan dengan tanda koma (,) antara angka dengan huruf dipisahkan dengan tanda jeda (-).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 55-57!







Sumber dan Kegunaan Alkana
Alkana adalah komponen utama dari gas alam dan minyak bumi.
Kegunaan alkana, sebagai :
• Bahan bakar
• Pelarut
• Sumber hidrogen
• Pelumas
• Bahan baku untuk senyawa organik lain
• Bahan baku industri


ALKENA

o Adalah hidrokarbon alifatik tak jenuh yaitu hidrokarbon dengan satu ikatan rangkap dua (–C=C–). Senyawa yang mempunyai 2 ikatan rangkap 2 disebut alkadiena, yang mempunyai 3 ikatan rangkap 2 disebut alkatriena dst.
o Rumus umum alkena yaitu : CnH2n ; n = jumlah atom C
Contoh :
Perhatikan Tabel 7.5 dari Buku Paket 1B halaman 60-61!

Tata Nama Alkena
1) Nama alkena diturunkan dari nama alkana yang sesuai (yang jumlah atom C’nya sama), dengan mengganti akhiran –ana menjadi –ena.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 62! (bagian bawah)

2) Rantai induk adalah rantai terpanjang yang mempunyai ikatan rangkap.

3) Penomoran dimulai dari salah 1 ujung rantai induk sedemikian sehingga ikatan rangkap mendapat nomor terkecil.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 63! (bagian tengah)

4) Posisi ikatan rangkap ditunjukkan dengan awalan angka yaitu nomor dari atom C berikatan rangkap yang paling tepi / pinggir (nomor terkecil).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 63! (bagian bawah)

5) Penulisan cabang-cabang, sama seperti pada alkana.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 64!

Sumber dan Kegunaan Alkena
Alkena dibuat dari alkana melalui proses pemanasan atau dengan bantuan katalisator (cracking). Alkena suku rendah digunakan sebagai bahan baku industri plastik, karet sintetik, dan alkohol.

ALKUNA

o Adalah hidrokarbon alifatik tak jenuh yaitu hidrokarbon dengan satu ikatan rangkap tiga (–C≡C–). Senyawa yang mempunyai 2 ikatan rangkap 3 disebut alkadiuna, yang mempunyai 1 ikatan rangkap 2 dan 1 ikatan rangkap 3 disebut alkenuna.
o Rumus umum alkuna yaitu : CnH2n-2 ; n = jumlah atom C
Contoh :
Perhatikan Tabel 7.6 dari Buku Paket 1B halaman 65!

Tata Nama Alkuna
o Nama alkuna diturunkan dari nama alkana yang sesuai dengan mengganti akhiran –ana menjadi –una.
o Tata nama alkuna bercabang sama seperti penamaan alkena.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 67!

Sumber dan Kegunaan Alkuna
Alkuna yang mempunyai nilai ekonomis penting hanyalah etuna (asetilena), C2H2. Gas asetilena digunakan untuk mengelas besi dan baja.
Reaksi pembentukan etuna (asetilena) :
4 CH4 (g) + 3 O2 (g) 2 C2H2 (g) + 6 H2O (g)
CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)


KEISOMERAN

Isomer adalah senyawa-senyawa yang mempunyai rumus molekul yang sama tetapi mempunyai struktur atau konfigurasi yang berbeda.
Struktur berkaitan dengan cara atom-atom saling berikatan, sedangkan konfigurasi berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul.
Keisomeran dibedakan menjadi 2 yaitu :
1) Keisomeran struktur : keisomeran karena perbedaan struktur.
2) Keisomeran ruang : keisomeran karena perbedaan konfigurasi (rumus molekul dan strukturnya sama).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 71!

Penjelasan :
1) Keisomeran Struktur
Dibedakan menjadi 3 yaitu :
a) keisomeran kerangka : jika rumus molekulnya sama tetapi rantai induknya (kerangka atom) berbeda.
b) keisomeran posisi : jika rumus molekul dan rantai induknya (kerangka atom) sama tetapi posisi cabang/gugus penggantinya berbeda.
c) keisomeran gugus fungsi (materi kelas XII IPA).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 72!
2) Keisomeran Ruang
Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) keisomeran geometri : keisomeran karena perbedaan arah (orientasi) gugus-gugus tertentu dalam molekul dengan struktur yang sama.
Keisomeran geometri menghasilkan 2 bentuk isomer yaitu bentuk cis (jika gugus-gugus sejenis terletak pada sisi yang sama) dan bentuk trans (jika gugus-gugus sejenis terletak berseberangan).
b) keisomeran optik (materi kelas XII IPA).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 73!


 Keisomeran pada Alkana
o Tergolong keisomeran struktur yaitu perbedaan kerangka atom karbonnya. Makin panjang rantai karbonnya, makin banyak pula kemungkinan isomernya.
o Pertambahan jumlah isomer ini tidak ada aturannya. Perlu diketahui juga bahwa tidak berarti semua kemungkinan isomer itu ada pada kenyataannya.
Misalnya : dapat dibuat 18 kemungkinan isomer dari C8H18, tetapi tidak berarti ada 18 senyawa dengan rumus molekul C8H18.
o Cara sistematis untuk mencari jumlah kemungkinan isomer pada alkana :
a) Mulailah dengan isomer rantai lurus.
b) Kurangi rantai induknya dengan 1 atom C dan jadikan cabang (metil).
c) Tempatkan cabang itu mulai dari atom C nomor 2, kemudian ke nomor 3 dst, hingga semua kemungkinan habis.
d) Selanjutnya, kurangi lagi rantai induknya. Kini 2 atom C dijadikan cabang, yaitu sebagai dimetil atau etil.
Pelajari Buku Paket 1B halaman 74-75!


 Keisomeran pada Alkena
Dapat berupa keisomeran struktur dan ruang.
a) Keisomeran Struktur.
 Keisomeran struktur pada alkena dapat terjadi karena perbedaan posisi ikatan rangkap atau karena perbedaan kerangka atom C.
 Keisomeran mulai ditemukan pada butena yang mempunyai 3 isomer struktur.
 Contoh yang lain yaitu alkena dengan 5 atom C.
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 77!

b) Keisomeran Geometris.
 Keisomeran ruang pada alkena tergolong keisomeran geometris yaitu : karena perbedaan penempatan gugus-gugus di sekitar ikatan rangkap.
Contohnya :
o Keisomeran pada 2-butena. Dikenal 2 jenis 2-butena yaitu cis-2-butena dan trans-2-butena. Keduanya mempunyai struktur yang sama tetapi berbeda konfigurasi (orientasi gugus-gugus dalam ruang).
o Pada cis-2-butena, kedua gugus metil terletak pada sisi yang sama dari ikatan rangkap; sebaliknya pada trans-2-butena, kedua gugus metil berseberangan.
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 77! (bagian bawah)
 Tidak semua senyawa yang mempunyai ikatan rangkap pada atom karbonnya (C=C) mempunyai keisomeran geometris. Senyawa itu akan mempunyai keisomeran geometris jika kedua atom C yang berikatan rangkap mengikat gugus-gugus yang berbeda.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 78!


 Keisomeran pada Alkuna
 Keisomeran pada alkuna tergolong keisomeran kerangka dan posisi.
 Pada alkuna tidak terdapat keisomeran geometris.
 Keisomeran mulai terdapat pada butuna yang mempunyai 2 isomer.
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 79!



SIFAT-SIFAT HIDROKARBON

Meliputi :
a) Sifat-Sifat Fisis
(Belajar mandiri dari Buku Paket 1B halaman 80-82!)

b) Sifat Kimia
Berkaitan dengan reaksi kimia.
1) Reaksi-reaksi pada Alkana
Alkana tergolong zat yang sukar bereaksi sehingga disebut parafin yang artinya afinitas kecil. Reaksi terpenting dari alkana adalah reaksi pembakaran, substitusi dan perengkahan (cracking).
Penjelasan :
a. Pembakaran
o Pembakaran sempurna alkana menghasilkan gas CO2 dan H2O (uap air), sedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan gas CO dan uap air, atau jelaga (partikel karbon).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 83! (bagian atas)

b. Substitusi atau pergantian
• Atom H dari alkana dapat digantikan oleh atom lain, khususnya golongan halogen.
• Penggantian atom H oleh atom atau gugus lain disebut reaksi substitusi.
• Salah satu reaksi substitusi terpenting dari alkana adalah halogenasi yaitu penggantian atom H alkana dengan atom halogen, khususnya klorin (klorinasi).
• Klorinasi dapat terjadi jika alkana direaksikan dengan klorin.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 83! (bagian bawah)



c. Perengkahan atau cracking
 Perengkahan adalah pemutusan rantai karbon menjadi potongan-potongan yang lebih pendek.
 Perengkahan dapat terjadi bila alkana dipanaskan pada suhu dan tekanan tinggi tanpa oksigen.
 Reaksi ini juga dapat dipakai untuk membuat alkena dari alkana. Selain itu juga dapat digunakan untuk membuat gas hidrogen dari alkana.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 84!


2) Reaksi-reaksi pada Alkena
o Alkena lebih reaktif daripada alkana. Hal ini disebabkan karena adanya ikatan rangkap C=C.
o Reaksi alkena terutama terjadi pada ikatan rangkap tersebut. Reaksi penting dari alkena meliputi : reaksi pembakaran, adisi dan polimerisasi.
Penjelasan :
a. Pembakaran
 Seperti halnya alkana, alkena suku rendah mudah terbakar. Jika dibakar di udara terbuka, alkena menghasilkan jelaga lebih banyak daripada alkana. Hal ini terjadi karena alkena mempunyai kadar C lebih tinggi daripada alkana, sehingga pembakarannya menuntut / memerlukan lebih banyak oksigen.
 Pembakaran sempurna alkena menghasilkan gas CO2 dan uap air.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 84!

b. Adisi (penambahan = penjenuhan)
o Reaksi terpenting dari alkena adalah reaksi adisi yaitu reaksi penjenuhan ikatan rangkap.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 85! (bagian atas)

c. Polimerisasi
• Adalah reaksi penggabungan molekul-molekul sederhana menjadi molekul yang besar.
• Molekul sederhana yang mengalami polimerisasi disebut monomer, sedangkan hasilnya disebut polimer.
• Polimerisasi alkena terjadi berdasarkan reaksi adisi.
• Prosesnya sebagai berikut :
a) Mula-mula ikatan rangkap terbuka, sehingga terbentuk gugus dengan 2 elektron tidak berpasangan.
b) Elektron-elektron yang tidak berpasangan tersebut kemudian membentuk ikatan antar gugus, sehingga membentuk rantai.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 85! (bagian bawah)

3) Reaksi-reaksi pada Alkuna
o Reaksi-reaksi pada alkuna mirip dengan alkena; untuk menjenuhkan ikatan rangkapnya, alkuna memerlukan pereaksi 2 kali lebih banyak dibandingkan dengan alkena.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 86!

o Reaksi-reaksi terpenting dalam alkena dan alkuna adalah reaksi adisi dengan H2, adisi dengan halogen (X2) dan adisi dengan asam halida (HX).

o Pada reaksi adisi gas HX (X = Cl, Br atau I) terhadap alkena dan alkuna berlaku aturan Markovnikov yaitu :
“ Jika atom C yang berikatan rangkap mengikat jumlah atom H yang berbeda, maka atom X akan terikat pada atom C yang sedikit mengikat atom H ”
Contoh :


“ Jika atom C yang berikatan rangkap mengikat jumlah atom H sama banyak, maka atom X akan terikat pada atom C yang mempunyai rantai C paling panjang “

Read More......

BAB 6
LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS


1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.
Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl
o Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.
b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).

o Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh : larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
o Air sebenarnya tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi daya hantar larutan tersebut disebabkan oleh zat terlarutnya.


2) Teori Ion Svante Arrhenius
“ Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas ”
Contoh :
NaCl (aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)

 Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi tetap berupa molekul.
Contoh :
C2H5OH (l) C2H5OH (aq)
CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (aq)


3) Proses terjadinya hantaran listrik
Contoh :
• Hantaran listrik melalui larutan HCl. Dalam larutan, molekul HCl terurai menjadi ion H+ dan Cl- :
HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)
• Ion-ion H+ akan bergerak menuju Katode (elektrode negatif / kutub negatif), mengambil elektron dan berubah menjadi gas hidrogen.
2H+(aq) + 2e H2(g)
• Ion-ion Cl- bergerak menuju Anode (elektrode positif / kutub positif), melepas elektron dan berubah menjadi gas klorin.
2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e
• Jadi : arus listrik menguraikan HCl menjadi H2 dan Cl2 (disebut reaksi elektrolisis).
2H+(aq) + 2Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g)



Permasalahan : (diskusikan dengan kelompok kalian)
o Bagaimana jika seandainya yang dipakai adalah larutan CuCl2?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk lapisan tembaga (Cu)?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk gas klorin (Cl2)?
o Jelaskan proses terjadinya hantaran listrik! (lengkapi dengan reaksi ionisasinya)


4) Elektrolit yang berasal dari Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar
a) Senyawa Ion
• Dalam bentuk padatan, senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik karena ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas.
• Dalam bentuk lelehan maupun larutan, ion-ionnya dapat bergerak bebas sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik.

b) Senyawa Kovalen Polar
o Contoh : asam klorida cair, asam asetat murni dan amonia cair.
o Senyawa-senyawa ini dalam bentuk murninya merupakan penghantar listrik yang tidak baik.
o Jika dilarutkan dalam air (pelarut polar) maka akan dapat menghantarkan arus listrik dengan baik.
Penjelasannya :
o Senyawa-senyawa tersebut memiliki kemampuan melarut dalam air karena disamping air sendiri merupakan molekul dipol, pada prinsipnya senyawa-senyawa tersebut jika bereaksi dengan air akan membentuk ion-ion.
 HCl(l) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
( ion hidronium )
 CH3COOH(l) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
( ion asetat )
 NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )

o Oleh karena itu, larutan senyawa kovalen polar merupakan larutan elektrolit.

Keterangan tambahan :
Ion yang terdapat dalam air dapat terbentuk dengan 3 cara :
1). Zat terlarut merupakan senyawa ion, misal : NaCl
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
2). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen polar, yang larutannya dalam air dapat terurai menjadi ion-ionnya, misal : H2SO4
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
3). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen yang dapat bereaksi dengan air, sehingga membentuk ion, misal : NH3
Reaksi ionisasinya : NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Daya hantar listrik air murni biasa digolongkan sebagai non konduktor. Akan tetapi, sebenarnya air merupakan suatu konduktor yang sangat buruk. Zat elektrolit akan meningkatkan konduktivitas air, sedangkan zat non elektrolit tidak.
o Arus listrik adalah aliran muatan. Arus listrik melalui logam adalah aliran elektron, dan arus listrik melalui larutan adalah aliran ion-ion.
o Zat elektrolit dapat berupa senyawa ion atau senyawa kovalen polar yang dapat terhidrolisis (bereaksi dengan air).
o Senyawa ion padat tidak menghantar listrik, tetapi lelehan dan larutannya dapat menghantar listrik.
5) Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
 Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar lebih baik daripada elektrolit lemah. Hal ini terjadi karena molekul zat elektrolit kuat akan lebih banyak yang terion jika dibandingkan dengan molekul zat elektrolit lemah.
 Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi (), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.
Dirumuskan :
; 0    1

 Zat elektrolit yang mempunyai  besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat sedangkan yang mempunyai  kecil (mendekati 0) disebut elektrolit lemah.
Contoh elektrolit kuat = larutan NaCl, larutan H2SO4, larutan HCl, larutan NaOH
Contoh elektrolit lemah = larutan CH3COOH dan larutan NH3.



Reaksi Reduksi - Oksidasi ( Redoks )


 Perkembangan Konsep Redoks
a). Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen
1). Oksidasi adalah : reaksi pengikatan oksigen.
Contoh :
o Perkaratan besi (Fe).
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
o Pembakaran gas metana
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
o Oksidasi tembaga oleh udara
2Cu(s) + 3O2(g) 2CuO(s)
o Oksidasi glukosa dalam tubuh
C6H12O6(aq) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
o Oksidasi belerang oleh KClO3
3S(s) + 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3SO2(g)
o Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator. Dari contoh di atas, 4 reaksi menggunakan oksidator berupa udara dan reaksi terakhir menggunakan oksidator berupa KClO3

2). Reduksi adalah : reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen.
Contoh :
• Reduksi bijih besi dengan CO
Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)
• Reduksi CuO oleh H2
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g)
• Reduksi gas NO2 oleh logam Na
2NO2(g) + Na(s) N2(g) + Na2O(s)
• Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut reduktor. Dari contoh di atas, yang bertindak sebagai reduktor adalah gas CO, H2 dan logam Na.
• Permasalahan : Reaksi apakah yang terjadi pada reduktor?


b). Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron
1). Oksidasi adalah : reaksi pelepasan elektron.
o Zat yang melepas elektron disebut reduktor (mengalami oksidasi).
o Pelepasan dan penangkapan elektron terjadi secara simultan artinya jika ada suatu spesi yang melepas elektron berarti ada spesi lain yang menerima elektron. Hal ini berarti : bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.
o Reaksi yang melibatkan oksidasi reduksi, disebut reaksi redoks, sedangkan reaksi reduksi saja atau oksidasi saja disebut setengah reaksi.
Contoh : (setengah reaksi oksidasi)
K K+ + e
Mg Mg2+ + 2e

2). Reduksi adalah : reaksi pengikatan atau penerimaan elektron.
• Zat yang mengikat/menerima elektron disebut oksidator (mengalami reduksi).
Contoh : (setengah reaksi reduksi)
Cl2 + 2e 2Cl-
O2 + 4e 2O2-

Contoh : reaksi redoks (gabungan oksidasi dan reduksi)
Oksidasi : Ca Ca2+ + 2e
Reduksi : S + 2e S2- +
Redoks : Ca + S Ca2+ + S2-

Keterangan :



Contoh lain :



o Tentukan mana yang reduktor dan oksidator!
o Tentukan mana yang hasil oksidasi dan hasil reduksi!

c). Reaksi redoks sebagai reaksi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi
1). Oksidasi adalah : reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.
Contoh :




2). Reduksi adalah : reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.
Contoh :






Konsep Bilangan Oksidasi

o Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang diemban oleh atom unsur itu jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.
Contoh :
Pada NaCl : atom Na melepaskan 1 elektron kepada atom Cl, sehingga b.o Na = +1 dan Cl = -1.

Pada H2O :

Karena atom O lebih elektronegatif daripada atom H maka elektron ikatan didistribusikan kepada atom O.
Jadi b.o O = -2 sedangkan H masing-masing = +1.





 Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi
1). Semua unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 (nol).
Contoh : bilangan oksidasi H, N dan Fe dalam H2, N2 dan Fe = 0.
2). Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya.
3). Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif (+).
Contoh :
Unsur golongan IA, IIA dan IIIA dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi berturut-turut +1, +2 dan +3.
4). Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal = muatannya.
Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe3+ = +3
Perhatian :
Muatan ion ditulis sebagai B+ atau B-, sedangkan bilangan oksidasi ditulis sebagai +B atau –B.
5). Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam (hidrida) maka bilangan oksidasi H = -1.
Contoh :
Bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1
Bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1
6). Bilangan oksidasi O umumnya = -2.
Contoh :
Bilangan oksidasi O dalam senyawa H2O, MgO, BaO = -2.
Perkecualian :
a). Dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2
b). Dalam peroksida, misalnya H2O2, Na2O2 dan BaO2, biloks O = -1.
c). Dalam superoksida, misalnya KO2 dan NaO2, biloks O = -
7). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu senyawa netral = 0.
8). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya.
Contoh : dalam ion = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2















Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi

a) Reaksi Bukan Redoks
Pada reaksi ini, b.o setiap unsur dalam reaksi tidak berubah (tetap).
Contoh :


b) Reaksi Redoks
Pada reaksi ini, terjadi peningkatan dan penurunan b.o pada unsur yang terlibat reaksi.
Contoh :

Keterangan :
Oksidator = H2SO4
Reduktor = Fe
Hasil reduksi = H2
Hasil oksidasi = FeSO4

c) Reaksi Otoredoks ( Reaksi Disproporsionasi )
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai oksidator maupun reduktor’nya merupakan zat yang sama.
Contoh :

Keterangan :
Oksidator = I2
Reduktor = I2
Hasil reduksi = NaI
Hasil oksidasi = NaIO3

d) Reaksi Konproporsionasi
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai hasil oksidasi maupun hasil reduksi’nya merupakan zat yang sama.


 Tata Nama IUPAC ( Penamaan Senyawa Kimia Berdasarkan Biloks’nya )
Yaitu : dengan cara menuliskan biloks’nya dalam tanda kurung dengan menggunakan angka Romawi.
Contoh : lengkapi sendiri !

Read More......

BAB 5
STOIKIOMETRI

Membahas tentang hubungan massa antar unsur dalam suatu senyawa (stoikiometri senyawa) dan antar zat dalam suatu reaksi kimia (stoikiometri reaksi).

Tata Nama Senyawa Sederhana
1). Tata Nama Senyawa Molekul ( Kovalen ) Biner.
Senyawa biner adalah senyawa yang hanya terdiri dari dua jenis unsur.
Contoh : air (H2O), amonia (NH3)
a). Rumus Senyawa
Unsur yang terdapat lebih dahulu dalam urutan berikut, ditulis di depan.
B-Si-C-Sb-As-P-N-H-Te-Se-S-I -Br-Cl-O-F
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
b). Nama Senyawa
Nama senyawa biner dari dua jenis unsur non logam adalah rangkaian nama kedua jenis unsur tersebut dengan akhiran –ida (ditambahkan pada unsur yang kedua).
Contoh : ………(lengkapi sendiri)


Catatan :
Jika pasangan unsur yang bersenyawa membentuk lebih dari sejenis senyawa, maka senyawa-senyawa yang terbentuk dibedakan dengan menyebutkan angka indeks dalam bahasa Yunani.
1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra 5 = penta
6 = heksa 7 = hepta 8 = okta 9 = nona 10 = deka
Angka indeks satu tidak perlu disebutkan, kecuali untuk nama senyawa karbon monoksida.
Contoh : ……….(lengkapi sendiri)

c). Senyawa yang sudah umum dikenal, tidak perlu mengikuti aturan di atas.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)

2). Tata Nama Senyawa Ion.
Kation = ion bermuatan positif (ion logam)
Anion = ion bermuatan negatif (ion non logam atau ion poliatom)
Perhatikan tabel halaman 143-144 dari Buku Paket 1A!

a). Rumus Senyawa
Unsur logam ditulis di depan.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Rumus senyawa ion ditentukan oleh perbandingan muatan kation dan anionnya.
Kation dan anion diberi indeks sedemikian rupa sehingga senyawa bersifat netral ( muatan positif =  muatan negatif).




b). Nama Senyawa
Nama senyawa ion adalah rangkaian nama kation (di depan) dan nama anionnya (di belakang); sedangkan angka indeks tidak disebutkan.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)

Catatan :
 Jika unsur logam mempunyai lebih dari sejenis bilangan oksidasi, maka senyawa-senyawanya dibedakan dengan menuliskan bilangan oksidasinya (ditulis dalam tanda kurung dengan angka Romawi di belakang nama unsur logam itu).
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
 Berdasarkan cara lama, senyawa dari unsur logam yang mempunyai 2 jenis muatan dibedakan dengan memberi akhiran –o untuk muatan yang lebih rendah dan akhiran – i untuk muatan yang lebih tinggi.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Cara ini kurang informatif karena tidak menyatakan bilangan oksidasi unsur logam yang bersangkutan.

3). Tata Nama Senyawa Terner.
Senyawa terner sederhana meliputi : asam, basa dan garam.
Reaksi antara asam dengan basa menghasilkan garam.
a). Tata Nama Asam.
Asam adalah senyawa hidrogen yang di dalam air mempunyai rasa masam.
Rumus asam terdiri atas atom H (di depan, dianggap sebagai ion H+) dan suatu anion yang disebut sisa asam.
Catatan : perlu diingat bahwa asam adalah senyawa molekul, bukan senyawa ion.
Nama anion sisa asam = nama asam yang bersangkutan tanpa kata asam.
Contoh : H3PO4
Nama asam = asam fosfat
Rumus sisa asam = (fosfat)
b). Tata Nama Basa.
Basa adalah zat yang jika di dalam air dapat menghasilkan ion
Pada umumnya, basa adalah senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion
Nama basa = nama kationnya yang diikuti kata hidroksida.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
c). Tata Nama Garam.
Garam adalah senyawa ion yang terdiri dari kation basa dan anion sisa asam.
Rumus dan penamaannya = senyawa ion.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)

4). Tata Nama Senyawa Organik.
Senyawa organik adalah senyawa-senyawa C dengan sifat-sifat tertentu.
Senyawa organik mempunyai tata nama khusus, mempunyai nama lazim atau nama dagang ( nama trivial ).
Contoh : halaman 147 Buku Paket 1A.



Persamaan Reaksi

Menggambarkan reaksi kimia yang terdiri atas rumus kimia pereaksi dan hasil reaksi disertai dengan koefisiennya masing-masing.
1). Menuliskan Persamaan Reaksi.
o Reaksi kimia mengubah zat-zat asal (pereaksi = reaktan) menjadi zat baru (produk).
o Jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tidak berubah, tetapi ikatan kimia di antaranya berubah.
o Ikatan kimia dalam pereaksi diputuskan dan terbentuk ikatan baru dalam produknya.
o Atom-atom ditata ulang membentuk produk reaksi.
Contoh :

Keterangan :
• Tanda panah menunjukkan arah reaksi (artinya = membentuk atau bereaksi menjadi).
• Huruf kecil dalam tanda kurung menunjukkan wujud atau keadaan zat yang bersangkutan (g = gass, l = liquid, s = solid dan aq = aqueous / larutan berair).
• Bilangan yang mendahului rumus kimia zat disebut koefisien reaksi (untuk menyetarakan atom-atom sebelum dan sesudah reaksi).
• Koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan paling sederhana dari partikel zat yang terlibat dalam reaksi.

 Penulisan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan 2 langkah :
1). Menuliskan rumus kimia zat pereaksi dan produk, lengkap dengan keterangan wujudnya.
2). Penyetaraan, yaitu memberi koefisien yang sesuai sehingga jumlah atom setiap unsur sama pada kedua ruas (cara sederhana).
Contoh :
Langkah 1 : (belum setara)
Langkah 2 : (sudah setara)

2). Menyetarakan Persamaan Reaksi.
Langkah-langkahnya (cara matematis) :
a). Tetapkan koefisien salah satu zat, biasanya zat yang rumusnya paling kompleks = 1, sedangkan zat lain diberikan koefisien sementara dengan huruf.
b). Setarakan terlebih dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang diberi koefisien 1 itu.
c). Setarakan unsur lainnya. Biasanya akan membantu jika atom O disetarakan paling akhir.

Contoh :
Langkah 1 :
Persamaan reaksi yang belum setara.

Langkah 2 :
Menetapkan koefisien C2H6 = 1 sedangkan koefisien yang lain ditulis dengan huruf.


Langkah 3 :
Jumlah atom di ruas kiri dan kanan :
Atom Ruas kiri Ruas kanan
C 2 b
H 6 2c
O 2a 2b+c

Langkah 4 :
Jumlah atom di ruas kiri = jumlah atom di ruas kanan.
Dari langkah 3, diperoleh :
b = 2 ……………. (i)
2c = 6 ……………. (ii)
2a = (2b + c) …….. (iii)
Dari persamaan (ii), diperoleh :
2c = 6
c = ………. (iv)
Persamaan (i) dan (iv) disubstitusikan ke persamaan (iii) :
2a = (2b + c) …….. (iii)
2a = {(2).(2) + 3} = 7
a = …………... (v)
Langkah 5 :
Nilai-nilai a, b dan c disubstitusikan ke persamaan reaksi :
…………..(x 2)


Langkah 6 :
Memeriksa kembali jumlah atom di ruas kiri dan kanan, serta melengkapi wujud zatnya.


Latihan Soal :
Kerjakan soal nomor 25 halaman 160-161; nomor 26 dan 27 (halaman 163 dari Buku Paket 1A)!

Hukum Dasar Kimia

1). Hukum Kekekalan Massa ( Hukum Lavoisier ).
Yaitu : “Dalam sistem tertutup, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.”
Contoh :
40 gram Ca + 16 gram O2  56 gram CaO
12 gram C + 32 gram O2  44 gram CO2

Contoh soal :
Pada wadah tertutup, 4 gram logam kalsium dibakar dengan oksigen, menghasilkan kalsium oksida. Jika massa kalsium oksida yang dihasilkan adalah 5,6 gram, maka berapa massa oksigen yang diperlukan?
Jawab :
m Ca = 4 gram
m CaO = 5,6 gram
m O2 = ..?
Berdasarkan hukum kekekalan massa :
Massa sebelum reaksi = massa sesudah reaksi
 m Ca + m O2 = m CaO
 m O2 = m CaO - m Ca
= (5,6 – 4,0) gram
= 1,6 gram
Jadi massa oksigen yang diperlukan adalah 1,6 gram.

2). Hukum Perbandingan Tetap ( Hukum Proust ).
Yaitu : “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tertentu dan tetap.”
Contoh : perhatikan contoh soal 5.1 dari Buku Paket 1A halaman 151-152!
Contoh lain :
Air tersusun oleh unsur-unsur hidrogen (H2) dan oksigen (O2) dengan perbandingan yang selalu tetap yaitu :
11,91 % : 88,81 % = 1 : 8
Massa H2 (gram) Massa O2 (gram) Massa H2O (gram) Massa zat sisa
1 8 9 -
2 16 18 -
3 16 18 1 gram H2
3 25 27 1 gram O2
4 25 28,125 0,875 gram H2

Contoh soal :
Jika diketahui perbandingan massa besi (Fe) dan belerang (S) dalam pembentukan senyawa besi (II) sulfida (FeS) adalah 7 : 4 maka tentukan :
a) Massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8 gram belerang!
b) Massa belerang yang tersisa, jika sebanyak 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S!
c) Massa S dan massa Fe yang dibutuhkan untuk menghasilkan 22 gram senyawa FeS!
Jawab :
Reaksi :
7 4 11
Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama, sehingga 7 gram Fe akan bereaksi dengan 4 gram S membentuk 11 gram FeS.
a) Massa S = 8 gram
Massa Fe = …?
Massa Fe =
Jadi massa Fe yang dibutuhkan adalah 14 gram.

b) 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S, berarti :
Fe : S = 21 : 15 = 7 : 5
Belerang berlebih, berarti seluruh Fe habis bereaksi.
Massa Fe yang bereaksi = 21 gram
Massa S yang bereaksi =
Massa S yang tersisa = ( 15-12 ) gram = 3 gram
Jadi massa S yang tersisa adalah 3 gram.

c) Untuk membentuk 22 gram FeS :
m Fe =
m S =
Jadi massa Fe dan S yang dibutuhkan adalah 14 gram dan 8 gram.

3). Hukum Kelipatan Perbandingan / Hukum Perbandingan Berganda ( Hukum Dalton ).
Yaitu : “Jika dua jenis unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa, maka perbandingan massa salah satu unsur yang terikat pada massa unsur lain yang sama, merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
C dan O dapat membentuk dua jenis senyawa, yaitu CO dan CO2. Jika massa C dalam kedua senyawa itu sama (berarti jumlah C sama), maka :
Massa O dalam CO : massa O dalam CO2 akan merupakan bilangan bulat dan sederhana (yaitu = 1:2 ).
Contoh soal :
Karbon dapat bergabung dengan hidrogen dengan perbandingan 3 : 1, membentuk gas metana. Berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana?
Jawab :
C : H = 3 : 1 sehingga :
 900 : m H = 3 : 1
 m H = ; Jadi, massa H yang diperlukan adalah 300 gram.
4). Hukum Perbandingan Volum ( Hukum Gay Lussac ).
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volum gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
Dua volum gas hidrogen bereaksi dengan satu volum gas oksigen membentuk dua volum uap air.
gas hidrogen + gas oksigen  uap air
2 V 1 V 2 V
Perbandingan volumenya = 2 : 1 : 2

5). Hukum Avogadro.
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumnya sama mengandung jumlah partikel yang sama pula.”
Contoh :
Pada pembentukan molekul H2O
2L H2(g) + 1L O2(g)  2L H2O(g)



2 molekul H2 1 molekul O2 2 molekul H2O

Catatan :
Jika volume dan jumlah molekul salah 1 zat diketahui, maka volume dan jumlah molekul zat lain dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan :

Contoh soal :
Pada suhu dan tekanan yang sama, sebanyak 2 L gas nitrogen (N2) tepat bereaksi dengan gas H2 membentuk gas NH3 (amonia).
Tentukan :
a) Persamaan reaksinya!
b) Volume gas H2 yang diperlukan!
c) Volume gas NH3 yang dihasilkan!
Jawab :
a) Persamaan reaksinya :

b) V H2 =
= = 6 L
Jadi volume gas H2 yang diperlukan dalam reaksi adalah 6 L.
c) V NH3 =
= = 4 L
Jadi volume gas NH3 yang dihasilkan oleh reaksi tersebut adalah 4 L.


Konsep Mol
{ Pelajari lagi tentang Massa Atom Relatif (Ar) dan Massa Molekul Relatif (Mr)! }

a) Definisi Mol
o Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung jumlah partikel yang = jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12.
o Mol merupakan satuan jumlah (seperti lusin,gros), tetapi ukurannya jauh lebih besar.
o Mol menghubungkan massa dengan jumlah partikel zat.
o Jumlah partikel dalam 1 mol (dalam 12 gram C-12) yang ditetapkan melalui berbagai metode eksperimen dan sekarang ini kita terima adalah 6,02 x 1023 (disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan L).

Contoh :
 1 mol air artinya : sekian gram air yang mengandung 6,02 x 1023 molekul air.
 1 mol besi artinya : sekian gram besi yang mengandung 6,02 x 1023 atom besi.
 1 mol asam sulfat artinya : sekian gram asam sulfat yang mengandung 6,02 x 1023 molekul H2SO4.

b) Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel
Dirumuskan :

Keterangan :
n = jumlah mol
= jumlah partikel
Contoh soal :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 174!

c) Massa Molar (mm)
o Massa molar menyatakan massa 1 mol zat.
o Satuannya adalah gram mol-1.
o Massa molar zat berkaitan dengan Ar atau Mr zat itu, karena Ar atau Mr zat merupakan perbandingan massa antara partikel zat itu dengan atom C-12.
Contoh :
Ar Fe = 56, artinya : massa 1 atom Fe : massa 1 atom C-12 = 56 : 12
Mr H2O = 18, artinya : massa 1 molekul air : massa 1 atom C-12 = 18 : 12
Karena :
1 mol C-12 = 12 gram (standar mol), maka :
Massa 1 mol atom Fe =
Massa 1 mol molekul air =
Kesimpulan :
Massa 1 mol suatu zat = Ar atau Mr zat tersebut (dinyatakan dalam gram).

d) Hubungan Jumlah Mol (n) dengan Massa Zat (m)
Dirumuskan :
dengan :
= massa
= jumlah mol
= massa molar
Contoh soal :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 177!
e) Volum Molar Gas (Vm)
o Adalah volum 1 mol gas.
o Menurut Avogadro, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas bervolum sama akan mengandung jumlah molekul yang sama pula.
o Artinya, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas dengan jumlah molekul yang sama akan mempunyai volum yang sama pula.
o Oleh karena 1 mol setiap gas mempunyai jumlah molekul sama yaitu 6,02 x 1023 molekul, maka pada suhu dan tekanan yang sama, 1 mol setiap gas mempunyai volum yang sama.
o Jadi : pada suhu dan tekanan yang sama, volum gas hanya bergantung pada jumlah molnya.
Dirumuskan :
dengan :
= volum gas
= jumlah mol
= volum molar

 Beberapa kondisi / keadaan yang biasa dijadikan acuan :
1) Keadaan Standar
 Adalah suatu keadaan dengan suhu 0oC dan tekanan 1 atm.
 Dinyatakan dengan istilah STP (Standard Temperature and Pressure).



2) Keadaan Kamar
 Adalah suatu keadaan dengan suhu 25oC dan tekanan 1 atm.
 Dinyatakan dengan istilah RTP (Room Temperature and Pressure).



3) Keadaan Tertentu dengan Suhu dan Tekanan yang Diketahui
Digunakan rumus Persamaan Gas Ideal :

= tekanan gas (atm); 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg
= volum gas (L)
= jumlah mol gas
= tetapan gas (0,082 L atm/mol K)
= suhu mutlak gas (dalam Kelvin = 273 + suhu Celcius)
4) Keadaan yang Mengacu pada Keadaan Gas Lain
 Misalkan :
 Gas A dengan jumlah mol = n1 dan volum = V1
 Gas B dengan jumlah mol = n2 dan volum = V2
 Maka pada suhu dan tekanan yang sama :

f) Kemolaran Larutan (M)
 Kemolaran adalah suatu cara untuk menyatakan konsentrasi (kepekatan) larutan.
 Menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan, atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap mL larutan.
 Dirumuskan :

dengan :
= kemolaran larutan
= jumlah mol zat terlarut
= volum larutan
 Misalnya : larutan NaCl 0,2 M artinya, dalam tiap liter larutan terdapat 0,2 mol (= 11,7 gram) NaCl atau dalam tiap mL larutan terdapat 0,2 mmol (= 11,7 mg) NaCl.

Rangkuman :

Stoikiometri Senyawa

1) Rumus Empiris ( RE )
Disebut juga rumus perbandingan adalah rumus kimia yang menyatakan perbandingan paling sederhana dari atom-atom unsur penyusun senyawa.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 188-189!

2) Rumus Molekul ( RM )
Secara umum, rumus molekul suatu senyawa dapat dinyatakan sebagai berikut :


Keterangan :
Harga y bergantung pada besarnya harga Massa Molekul Relatif ( Mr ) dari senyawa yang bersangkutan.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 190!

3) Kadar Unsur dalam Senyawa ( dalam % )
Dirumuskan :

Keterangan :
y = jumlah atom unsur dalam 1 molekul senyawa ( angka indeks dari unsur yang bersangkutan dalam rumus kimia senyawa )
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 191-193!


Stoikiometri Reaksi

1) Hitungan Kimia Sederhana
Dapat diselesaikan melalui 4 langkah yaitu sebagai berikut :
1) Menuliskan persamaan reaksi kimia yang setara
2) Menyatakan jumlah mol zat yang diketahui
3) Menentukan jumlah mol zat yang ditanyakan dengan menggunakan perbandingan koefisien reaksi
4) Menyesuaikan jawaban dengan pertanyaan
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 195-197!

2) Pereaksi Pembatas
o Adalah suatu pereaksi yang habis bereaksi terlebih dahulu.
Contoh :
Reaksi antara Al dengan O2 membentuk aluminium oksida, menurut persamaan reaksi :

Jumlah Mol Pereaksi Jumlah Mol Produk Pereaksi Pembatas Jumlah Mol Pereaksi yang Bersisa
Al O2
4 3 2 Ekivalen -
4 4 2 Aluminium 1 mol oksigen
5 3 2 Oksigen 1 mol aluminium
2 1,5 1 Ekivalen -
0,6 0,4 0,27 Oksigen 0,07 mol aluminium

 Cara menentukan Pereaksi Pembatas :
a) Nyatakan zat yang diketahui dalam mol
b) Bagilah jumlah mol masing-masing zat dengan koefisiennya
c) Pereaksi yang hasil pembagiannya paling kecil, merupakan pereaksi pembatas
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 201!

3) Hitungan yang Melibatkan Campuran
Jika dari suatu campuran, terjadi lebih dari satu reaksi (  1 ) maka persamaan reaksinya harus ditulis secara terpisah.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 202-203!

4) Penentuan Rumus Kimia Hidrat
o Hidrat adalah zat padat yang mengikat beberapa molekul air sebagai bagian dari struktur kristalnya.
Contoh :
CuSO4. 5 H2O ( terusi )
CaSO4. 2 H2O ( gipsum )
MgSO4. 7 H2O ( garam Inggris )
Na2CO3. 10 H2O ( soda hablur )

o Jika suatu hidrat dipanaskan, maka sebagian atau seluruh air kristalnya dapat menguap ( lepas ).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 204-205!

Read More......

BAB 4
IKATAN KIMIA


• Definisi Ikatan Kimia
Adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul dengan cara sebagai berikut :
a) atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan atom yang lain menerima elektron (serah terima elektron)
b) penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari masing-masing atom yang berikatan
c) penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan


 Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah agar terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur.
 Elektron yang berperan pada pembentukan ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu atom/unsur yang terlibat.
 Salah 1 petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia adalah adanya 1 golongan unsur yang stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan 18 (gas mulia).
 Maka dari itu, dalam pembentukan ikatan kimia; atom-atom akan membentuk konfigurasi elektron seperti pada unsur gas mulia.
 Unsur gas mulia mempunyai elektron valensi sebanyak 8 (oktet) atau 2 (duplet, yaitu atom Helium).

Periode Unsur Nomor Atom K L M N O P
1 He 2 2
2 Ne 10 2 8
3 Ar 18 2 8 8
4 Kr 36 2 8 18 8
5 Xe 54 2 8 18 18 8
6 Rn 86 2 8 18 32 18 8

 Kecenderungan unsur-unsur untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti gas mulia terdekat dikenal dengan istilah Aturan Oktet

o Lambang Lewis
Adalah lambang atom yang dilengkapi dengan elektron valensinya.
• Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron valensi (4 pasang).
• Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan adanya elektron tunggal (belum berpasangan).

Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada pembentukan ikatan, maka ikatan kimia dibedakan menjadi 4 yaitu : ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen koordinat / koordinasi / dativ dan ikatan logam.


1). Ikatan Ion ( elektrovalen )
o Terjadi jika atom unsur yang memiliki energi ionisasi kecil/rendah melepaskan elektron valensinya (membentuk kation) dan atom unsur lain yang mempunyai afinitas elektron besar/tinggi menangkap/menerima elektron tersebut (membentuk anion).
o Kedua ion tersebut kemudian saling berikatan dengan gaya elektrostatis (sesuai hukum Coulomb).
o Unsur yang cenderung melepaskan elektron adalah unsur logam sedangkan unsur yang cenderung menerima elektron adalah unsur non logam.

Contoh 1 :
Ikatan antara dengan
Konfigurasi elektronnya :
= 2, 8, 1
= 2, 8, 7

 Atom Na melepaskan 1 elektron valensinya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia.
 Atom Cl menerima 1 elektron pada kulit terluarnya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia.


(2,8,1) (2,8)


(2,8,7) (2,8,8)


 Antara ion Na+ dengan terjadi gaya tarik-menarik elektrostatis sehingga terbentuk senyawa ion NaCl.

Contoh 2 :
Ikatan antara Na dengan O
 Supaya mencapai oktet, maka Na harus melepaskan 1 elektron menjadi kation Na+

(2,8,1) (2,8)
 Supaya mencapai oktet, maka O harus menerima 2 elektron menjadi anion

(2,6) (2,8)

 Reaksi yang terjadi :
(x2)
(x1)
+
2 Na + O 2 Na+ + Na2O

Contoh lain : senyawa MgCl2, AlF3 dan MgO

 Soal : Tentukan senyawa yang terbentuk dari :
1). Mg dengan F
2). Ca dengan Cl
3). K dengan O

Senyawa yang mempunyai ikatan ion antara lain :
a) Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan halogen (VIIA)
Contoh : NaF, KI, CsF
b) Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan oksigen (VIA)
Contoh : Na2S, Rb2S,Na2O
c) Golongan alkali tanah (IIA) dengan golongan oksigen (VIA)
Contoh : CaO, BaO, MgS

Sifat umum senyawa ionik :
1) Titik didih dan titik lelehnya tinggi
2) Keras, tetapi mudah patah
3) Penghantar panas yang baik
4) Lelehan maupun larutannya dapat menghantarkan listrik (elektrolit)
5) Larut dalam air
6) Tidak larut dalam pelarut/senyawa organik (misal : alkohol, eter, benzena)


2). Ikatan Kovalen
o Adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan.
o Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).
o Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion.
o Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama.
o Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).

Ada 3 jenis ikatan kovalen :
a). Ikatan Kovalen Tunggal
Contoh 1 :
 Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom H membentuk molekul H2
 Konfigurasi elektronnya :
= 1
 Ke-2 atom H yang berikatan memerlukan 1 elektron tambahan agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil (sesuai dengan konfigurasi elektron He).
 Untuk itu, ke-2 atom H saling meminjamkan 1 elektronnya sehingga terdapat sepasang elektron yang dipakai bersama.

Rumus struktur =
Rumus kimia = H2

Contoh 2 :
 Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom F membentuk molekul HF
 Konfigurasi elektronnya :
= 1
= 2, 7
 Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi.
 Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne).
 Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.


Rumus struktur =
Rumus kimia = HF

 Soal :
Tuliskan pembentukan ikatan kovalen dari senyawa berikut :
( lengkapi dengan rumus struktur dan rumus kimianya )
1) Atom C dengan H membentuk molekul CH4
2) Atom H dengan O membentuk molekul H2O
3) Atom Br dengan Br membentuk molekul Br2

b). Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Contoh :
 Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2
 Konfigurasi elektronnya :
= 2, 6
 Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2.
 Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.

Rumus struktur :
Rumus kimia : O2

 Soal :
Tuliskan pembentukan ikatan kovalen dari senyawa berikut : (lengkapi dengan rumus struktur dan rumus kimianya)
1) Atom C dengan O membentuk molekul CO2
2) Atom C dengan H membentuk molekul C2H4 (etena)

c). Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Contoh 1:
o Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2
o Konfigurasi elektronnya :
= 2, 5
o Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3.
o Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.



Rumus struktur :
Rumus kimia : N2


Contoh 2:
 Ikatan antara atom C dengan C dalam etuna (asetilena, C2H2).
 Konfigurasi elektronnya :
= 2, 4
= 1

 Atom C mempunyai 4 elektron valensi sedangkan atom H mempunyai 1 elektron.
 Atom C memasangkan 4 elektron valensinya, masing-masing 1 pada atom H dan 3 pada atom C lainnya.


(Rumus Lewis) (Rumus bangun/struktur)



3). Ikatan Kovalen Koordinasi / Koordinat / Dativ / Semipolar
o Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.
o Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron.

Contoh 1:
o Terbentuknya senyawa


atau



Contoh 2:
o Terbentuknya molekul ozon (O3)
o Agar semua atom O dalam molekul O3 dapat memenuhi aturan oktet maka dalam salah 1 ikatan , oksigen pusat harus menyumbangkan kedua elektronnya.



Rumus struktur :
O



4). Ikatan Logam
 Adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektron-elektron yang bebas bergerak.
 Atom-atom logam dapat diibaratkan seperti bola pingpong yang terjejal rapat 1 sama lain.
 Atom logam mempunyai sedikit elektron valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan membentuk ion positif.
 Maka dari itu kulit terluar atom logam relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron dapat berpindah dari 1 atom ke atom lain.
 Mobilitas elektron dalam logam sedemikian bebas, sehingga elektron valensi logam mengalami delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi tersebut tidak tetap posisinya pada 1 atom, tetapi senantiasa berpindah-pindah dari 1 atom ke atom lain.


Gambar Ikatan Logam

 Elektron-elektron valensi tersebut berbaur membentuk awan elektron yang menyelimuti ion-ion positif logam.
 Struktur logam seperti gambar di atas, dapat menjelaskan sifat-sifat khas logam yaitu :
a). berupa zat padat pada suhu kamar, akibat adanya gaya tarik-menarik yang cukup kuat antara elektron valensi (dalam awan elektron) dengan ion positif logam.
b). dapat ditempa (tidak rapuh), dapat dibengkokkan dan dapat direntangkan menjadi kawat. Hal ini akibat kuatnya ikatan logam sehingga atom-atom logam hanya bergeser sedangkan ikatannya tidak terputus.
c). penghantar / konduktor listrik yang baik, akibat adanya elektron valensi yang dapat bergerak bebas dan berpindah-pindah. Hal ini terjadi karena sebenarnya aliran listrik merupakan aliran elektron.



Polarisasi Ikatan Kovalen
Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah 1 atom.
Contoh 1 :
Molekul HCl

Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H.
Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl).




Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan.
Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom.

Contoh 2 :

Dalam tiap molekul di atas, ke-2 atom yang berikatan menarik PEI sama kuat karena atom-atom dari unsur sejenis mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.
Akibatnya muatan dari elektron tersebar secara merata sehingga tidak terbentuk kutub.

Contoh 3 :


Meskipun atom-atom penyusun CH4 dan CO2 tidak sejenis, akan tetapi pasangan elektron tersebar secara simetris diantara atom-atom penyusun senyawa, sehingga PEI tertarik sama kuat ke semua atom (tidak terbentuk kutub).


o Momen Dipol ( µ )
Adalah suatu besaran yang digunakan untuk menyatakan kepolaran suatu ikatan kovalen.
Dirumuskan :
µ = Q x r ; 1 D = 3,33 x 10-30 C.m
keterangan :
µ = momen dipol, satuannya debye (D)
Q = selisih muatan, satuannya coulomb (C)
r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif, satuannya meter (m)


Perbedaan antara Senyawa Ion dengan Senyawa Kovalen
No Sifat Senyawa Ion Senyawa Kovalen
1 Titik didih Tinggi Rendah
2 Titik leleh Tinggi Rendah
3 Wujud Padat pada suhu kamar Padat,cair,gas pada suhu kamar
4 Daya hantar listrik Padat = isolator
Lelehan = konduktor
Larutan = konduktor Padat = isolator
Lelehan = isolator
Larutan = ada yang konduktor
5 Kelarutan dalam air Umumnya larut Umumnya tidak larut
6 Kelarutan dalam trikloroetana (CHCl3) Tidak larut Larut



Pengecualian dan Kegagalan Aturan Oktet
1). Pengecualian Aturan Oktet
a) Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet
Meliputi senyawa kovalen biner sederhana dari Be, B dan Al yaitu atom-atom yang elektron valensinya kurang dari empat (4).
Contoh : BeCl2, BCl3 dan AlBr3
b) Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil
Contohnya : NO2 mempunyai jumlah elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17


c) Senyawa dengan oktet berkembang
Unsur-unsur periode 3 atau lebih dapat membentuk senyawa yang melampaui aturan oktet / lebih dari 8 elektron pada kulit terluar (karena kulit terluarnya M, N dst dapat menampung 18 elektron atau lebih).
Contohnya : PCl5, SF6, ClF3, IF7 dan SbCl5


2). Kegagalan Aturan Oktet
Aturan oktet gagal meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur transisi maupun post transisi.
Contoh :
 atom Sn mempunyai 4 elektron valensi tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +2
 atom Bi mempunyai 5 elektron valensi tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +1 dan +3

Penyimpangan dari Aturan Oktet dapat berupa :
1) Tidak mencapai oktet
2) Melampaui oktet ( oktet berkembang )

Penulisan Struktur Lewis
Langkah-langkahnya :
1) Semua elektron valensi harus muncul dalam struktur Lewis
2) Semua elektron dalam struktur Lewis umumnya berpasangan
3) Semua atom umumnya mencapai konfigurasi oktet (khusus untuk H, duplet)
4) Kadang-kadang terdapat ikatan rangkap 2 atau 3 (umumnya ikatan rangkap 2 atau 3 hanya dibentuk oleh atom C, N, O, P dan S)

Langkah alternatif : ( syarat utama : kerangka molekul / ion sudah diketahui )
1) Hitung jumlah elektron valensi dari semua atom dalam molekul / ion
2) Berikan masing-masing sepasang elektron untuk setiap ikatan
3) Sisa elektron digunakan untuk membuat semua atom terminal mencapai oktet
4) Tambahkan sisa elektron (jika masih ada), kepada atom pusat
5) Jika atom pusat belum oktet, tarik PEB dari atom terminal untuk membentuk ikatan rangkap dengan atom pusat


Resonansi
a. Suatu molekul atau ion tidak dapat dinyatakan hanya dengan satu struktur Lewis.
b. Kemungkinan-kemungkinan struktur Lewis yang ekivalen untuk suatu molekul atau ion disebut Struktur Resonansi.
Contoh :

c. Dalam molekul SO2 terdapat 2 jenis ikatan yaitu 1 ikatan tunggal ( ) dan 1 ikatan rangkap ( ).
d. Berdasarkan konsep resonansi, kedua ikatan dalam molekul SO2 adalah ekivalen.
e. Dalam molekul SO2 itu, ikatan rangkap tidak tetap antara atom S dengan salah 1 dari 2 atom O dalam molekul itu, tetapi silih berganti.
f. Tidak satupun di antara ke-2 struktur di atas yang benar untuk SO2, yang benar adalah gabungan atau hibrid dari ke-2 struktur resonansi tersebut.

Read More......

BAB 3
SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR


A. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR
( Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 58 sampai 87! )

1). Pengelompokan atas dasar Logam dan Non Logam
 Dikemukakan oleh Lavoisier
 Pengelompokan ini masih sangat sederhana, sebab antara unsur-unsur logam sendiri masih terdapat banyak perbedaan.

2). Hukum Triade Dobereiner
 Dikemukakan oleh Johan Wolfgang Dobereiner (Jerman).
 Unsur-unsur dikelompokkan ke dalam kelompok tiga unsur yang disebut Triade.
 Dasarnya : kemiripan sifat fisika dan kimia dari unsur-unsur tersebut.


Jenis Triade :
a. Triade Litium (Li), Natrium (Na) dan Kalium (K)
Unsur Massa Atom Wujud
Li 6,94 Padat
Na 22,99 Padat
K 39,10 Padat
Massa Atom Na (Ar Na) = = 23,02
b. Triade Kalsium (Ca), Stronsium (Sr) dan Barium (Ba)
c. Triade Klor (Cl), Brom (Br) dan Iod (I)

3). Hukum Oktaf Newlands
 Dikemukakan oleh John Newlands (Inggris).
 Unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya (Ar).
 Unsur ke-8 memiliki sifat kimia mirip dengan unsur pertama; unsur ke-9 memiliki sifat yang mirip dengan unsur ke-2 dst.
 Sifat-sifat unsur yang ditemukan berkala atau periodik setelah 8 unsur disebut Hukum Oktaf.
H Li Be B C N O
F Na Mg Al Si P S
Cl K Ca Cr Ti Mn Fe
Berdasarkan Daftar Oktaf Newlands di atas; unsur H, F dan Cl mempunyai kemiripan sifat.


4). Sistem Periodik Mendeleev (Sistem Periodik Pendek)
 Dua ahli kimia, Lothar Meyer (Jerman) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (Rusia) berdasarkan pada prinsip dari Newlands, melakukan penggolongan unsur.
 Lothar Meyer lebih mengutamakan sifat-sifat kimia unsur sedangkan Mendeleev lebih mengutamakan kenaikan massa atom.
 Menurut Mendeleev : sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya : jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik.
 Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat serupa ditempatkan pada satu lajur tegak, disebut Golongan.
 Sedangkan lajur horizontal, untuk unsur-unsur berdasarkan pada kenaikan massa atom relatifnya dan disebut Periode.

5). Sistem Periodik Modern (Sistem Periodik Panjang)
• Dikemukakan oleh Henry G Moseley, yang berpendapat bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya.
• Artinya : sifat dasar suatu unsur ditentukan oleh nomor atomnya bukan oleh massa atom relatifnya (Ar).


B. PERIODE DAN GOLONGAN DALAM SPU MODERN
1). Periode
o Adalah lajur-lajur horizontal pada tabel periodik.
o SPU Modern terdiri atas 7 periode. Tiap-tiap periode menyatakan jumlah/banyaknya kulit atom unsur-unsur yang menempati periode-periode tersebut.
Jadi :


o Jumlah unsur pada setiap periode :
Periode Jumlah Unsur Nomor Atom ( Z )
1 2 1 – 2
2 8 3 – 10
3 8 11 – 18
4 18 19 – 36
5 18 37 – 54
6 32 55 – 86
7 32 87 – 118

Catatan :
a) Periode 1, 2 dan 3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur
b) Periode 4 dan seterusnya disebut periode panjang
c) Periode 7 disebut periode belum lengkap karena belum sampai ke golongan VIII A.
d) Untuk mengetahui nomor periode suatu unsur berdasarkan nomor atomnya, Anda hanya perlu mengetahui nomor atom unsur yang memulai setiap periode

o Unsur-unsur yang memiliki 1 kulit (kulit K saja) terletak pada periode 1 (baris 1), unsur-unsur yang memiliki 2 kulit (kulit K dan L) terletak pada periode ke-2 dst.
Contoh :
9F : 2 , 7 periode ke-2
12Mg : 2 , 8 , 2 periode ke-3
31Ga : 2 , 8 , 18 , 3 periode ke-4

2). Golongan
 Sistem periodik terdiri atas 18 kolom vertikal yang disebut golongan
 Ada 2 cara penamaan golongan :
a) Sistem 8 golongan
Menurut cara ini, sistem periodik dibagi menjadi 8 golongan yaitu golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B).


b) Sistem 18 golongan
Menurut cara ini, sistem periodik dibagi menjadi 18 golongan yaitu golongan 1 sampai 18, dimulai dari kolom paling kiri.
 Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama ditempatkan pada golongan yang sama.
 Untuk unsur-unsur golongan A sesuai dengan letaknya dalam sistem periodik :


 Unsur-unsur golongan A mempunyai nama lain yaitu :
a. Golongan IA = golongan Alkali
b. Golongan IIA = golongan Alkali Tanah
c. Golongan IIIA = golongan Boron
d. Golongan IVA = golongan Karbon
e. Golongan VA = golongan Nitrogen
f. Golongan VIA = golongan Oksigen
g. Golongan VIIA = golongan Halida / Halogen
h. Golongan VIIIA = golongan Gas Mulia

C. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR
Meliputi :
1). Jari-Jari Atom
 Adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar.
 Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur tersebut.
 Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya.
Jadi : dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar.
 Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom.
Jadi : dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil.

2). Jari-Jari Ion
 Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata (signifikan) jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya.
 Ion bermuatan positif (kation) mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion bermuatan negatif (anion) mempunyai jari-jari yang lebih besar jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya.

3). Energi Ionisasi ( satuannya = kJ.mol-1 )
 Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam wujud gas untuk melepaskan satu elektron sehingga membentuk ion bermuatan +1 (kation).
 Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dst.
EI 1< EI 2 < EI 3 dst
 Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), EI semakin kecil karena jari-jari atom bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan.
 Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan.

4). Afinitas Elektron ( satuannya = kJ.mol-1 )
o Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam wujud gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif (anion).
o Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima/menarik elektron dan semakin reaktif pula unsurnya.
o Afinitas elektron bukanlah kebalikan dari energi ionisasi.

o Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil.
o Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar.
o Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA.
o Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.

5). Keelektronegatifan
• Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).
• Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).
• Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron dan akan membentuk ion negatif.
• Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif.
• Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil.
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.

6). Sifat Logam dan Non Logam
o Sifat logam dikaitkan dengan keelektropositifan, yaitu kecenderungan atom untuk melepaskan elektron membentuk kation.
o Sifat logam bergantung pada besarnya energi ionisasi ( EI ).
o Makin besar harga EI, makin sulit bagi atom untuk melepaskan elektron dan makin berkurang sifat logamnya.
o Sifat non logam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan atom untuk menarik elektron.
o Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), sifat logam berkurang sedangkan sifat non logam bertambah.
o Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), sifat logam bertambah sedangkan sifat non logam berkurang.
o Unsur logam terletak pada bagian kiri-bawah dalam sistem periodik unsur, sedangkan unsur non logam terletak pada bagian kanan-atas.
o Unsur yang paling bersifat non logam adalah unsur-unsur yang terletak pada golongan VIIA, bukan golongan VIIIA.
o Unsur-unsur yang terletak pada daerah peralihan antara unsur logam dengan non logam disebut unsur Metaloid ( = unsur yang mempunyai sifat logam dan sekaligus non logam ). Misalnya : boron dan silikon

7). Kereaktifan
 Kereaktifan bergantung pada kecenderungan unsur untuk melepas atau menarik elektron.
 Unsur logam yang paling reaktif adalah golongan IA (logam alkali).
 Unsur non logam yang paling reaktif adalah golongan VIIA (halogen).

 Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), mula-mula kereaktifan menurun, kemudian semakin bertambah hingga golongan VIIA.
 Golongan VIIIA merupakan unsur yang paling tidak reaktif.

Read More......

BAB 2
STRUKTUR ATOM


PARTIKEL MATERI
Bagian terkecil dari materi disebut partikel.
Beberapa pendapat tentang partikel materi :
1. Menurut Democritus, pembagian materi bersifat diskontinyu ( jika suatu materi dibagi dan terus dibagi maka akhirnya diperoleh partikel terkecil yang sudah tidak dapat dibagi lagi = disebut Atom )
2. Menurut Plato dan Aristoteles, pembagian materi bersifat kontinyu ( pembagian dapat berlanjut tanpa batas )


Postulat Dasar dari Teori Atom Dalton :
1) Setiap materi terdiri atas partikel yang disebut atom
2) Unsur adalah materi yang terdiri atas sejenis atom
3) Atom suatu unsur adalah identik tetapi berbeda dengan atom unsur lain ( mempunyai massa yang berbeda )
4) Senyawa adalah materi yang terdiri atas 2 atau lebih jenis atom dengan perbandingan tertentu
5) Atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan dan tidak dapat diubah menjadi atom lain melalui reaksi kimia biasa. Reaksi kimia hanyalah penataan ulang ( reorganisasi ) atom-atom yang terlibat dalam reaksi tersebut


Kelemahan dari postulat teori Atom Dalton :
1) Atom bukanlah sesuatu yang tak terbagi, melainkan terdiri dari partikel subatom
2) Atom-atom dari unsur yang sama, dapat mempunyai massa yang berbeda ( disebut Isotop )
3) Atom dari suatu unsur dapat diubah menjadi atom unsur lain melalui Reaksi Nuklir
4) Beberapa unsur tidak terdiri dari atom-atom melainkan molekul-molekul

PERKEMBANGAN TEORI ATOM

1). Model Atom Dalton
a) Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.
b) Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.
c) Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya.
d) Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain.
e) Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom, sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.

Gambar Model Atom Dalton

Teori atom Dalton ditunjang oleh 2 hukum alam yaitu :
1. Hukum Kekekalan Massa ( hukum Lavoisier ) : massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.
2. Hukum Perbandingan Tetap ( hukum Proust ) : perbandingan massa unsur-unsur yang menyusun suatu zat adalah tetap.

Kelemahan Model Atom Dalton :
1) Tidak dapat menjelaskan perbedaan antara atom unsur yang satu dengan unsur yang lain
2) Tidak dapat menjelaskan sifat listrik dari materi
3) Tidak dapat menjelaskan cara atom-atom saling berikatan
4) Menurut teori atom Dalton nomor 5, tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia. Kini ternyata dengan reaksi kimia nuklir, suatu atom dapat berubah menjadi atom lain.
Contoh :

2). Model Atom Thomson
a) Setelah ditemukannya elektron oleh J.J Thomson, disusunlah model atom Thomson yang merupakan penyempurnaan dari model atom Dalton.
b) Atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis.
Perhatikan Gambar Model Atom Thomson dari Buku Paket Kimia 1A halaman 25!

3). Model Atom Rutherford
a) Rutherford menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom yang bermuatan positif, berukuran lebih kecil daripada ukuran atom tetapi massa atom hampir seluruhnya berasal dari massa intinya.
b) Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom serta elektron bergerak melintasi inti (seperti planet dalam tata surya).

Kelemahan Model Atom Rutherford :
 Ketidakmampuan untuk menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik elektrostatis inti terhadap elektron.
 Menurut teori Maxwell, jika elektron sebagai partikel bermuatan mengitari inti yang memiliki muatan yang berlawanan maka lintasannya akan berbentuk spiral dan akan kehilangan tenaga/energi dalam bentuk radiasi sehingga akhirnya jatuh ke inti.
Perhatikan Gambar Model Atom Rutherford dari Buku Paket Kimia 1A halaman 27!

4). Model Atom Niels Bohr
• Model atomnya didasarkan pada teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen.
• Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom.
Menurutnya :
a) Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan di sekitarnya beredar elektron-elektron yang bermuatan negatif.
b) Elektron beredar mengelilingi inti atom pada orbit tertentu yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap) yang selanjutnya disebut dengan tingkat energi utama (kulit elektron) yang dinyatakan dengan bilangan kuantum utama (n).
c) Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi akan tetap sehingga tidak ada cahaya yang dipancarkan.
d) Elektron hanya dapat berpindah dari lintasan stasioner yang lebih rendah ke lintasan stasioner yang lebih tinggi jika menyerap energi. Sebaliknya, jika elektron berpindah dari lintasan stasioner yang lebih tinggi ke rendah terjadi pelepasan energi.


e) Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah (disebut tingkat dasar = ground state).
Perhatikan Gambar Model Atom Niels Bohr dari Buku Paket Kimia 1A halaman 29!

Kelemahan Model Atom Niels Bohr :
1. Hanya dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang mengandung satu elektron dan tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion yang berelektron banyak.
2. Tidak mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui ikatan kimia.

5). Model Atom Modern
Dikembangkan berdasarkan teori mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang; diprakarsai oleh 3 ahli :
a) Louis Victor de Broglie
Menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang.
b) Werner Heisenberg
Mengemukakan prinsip ketidakpastian untuk materi yang bersifat sebagai partikel dan gelombang. Jarak atau letak elektron-elektron yang mengelilingi inti hanya dapat ditentukan dengan kemungkinan –kemungkinan saja.
c) Erwin Schrodinger (menyempurnakan model Atom Bohr)
Berhasil menyusun persamaan gelombang untuk elektron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang. Elektron-elektron yang mengelilingi inti terdapat di dalam suatu orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar.


Orbit Orbital
Gambar Perbedaan antara orbit dan orbital untuk electron

 Orbital digambarkan sebagai awan elektron yaitu : bentuk-bentuk ruang dimana suatu elektron kemungkinan ditemukan.
 Semakin rapat awan elektron maka semakin besar kemungkinan elektron ditemukan dan sebaliknya.

Catatan :
Pelajari sejarah penemuan elektron, neutron, proton dan inti atom dari Buku Paket Kimia 1A halaman 22-33!


PARTIKEL DASAR PENYUSUN ATOM


Partikel Notasi Massa Muatan
Sesungguhnya Relatif thd proton Sesungguhnya Relatif thd proton
Proton p 1,67 x 10-24 g 1 sma 1,6 x 10-19 C +1
Neutron n 1,67 x 10-24 g 1 sma 0 0
Elektron e 9,11 x 10-28 g (1/ 1840) sma -1,6 x 10-19 C -1

Catatan : massa partikel dasar dinyatakan dalam satuan massa atom ( sma ).



NOMOR ATOM
 Menyatakan jumlah proton dalam atom.
 Untuk atom netral, jumlah proton = jumlah elektron (nomor atom juga menyatakan jumlah elektron).
 Diberi simbol huruf Z
 Atom yang melepaskan elektron berubah menjadi ion positif, sebaliknya yang menerima elektron berubah menjadi ion negatif.
Contoh : 19K
Artinya …………..

NOMOR MASSA
 Menunjukkan jumlah proton dan neutron dalam inti atom.
 Proton dan neutron sebagai partikel penyusun inti atom disebut Nukleon.
 Jumlah nukleon dalam atom suatu unsur dinyatakan sebagai Nomor Massa (diberi lambang huruf A), sehingga :
A = nomor massa
= jumlah proton ( p ) + jumlah neutron ( n )
A = p + n = Z + n
 Penulisan atom tunggal dilengkapi dengan nomor atom di sebelah kiri bawah dan nomor massa di sebelah kiri atas dari lambang atom tersebut. Notasi semacam ini disebut dengan Nuklida.

Keterangan :
X = lambang atom A = nomor massa
Z = nomor atom Contoh :

SUSUNAN ION
 Suatu atom dapat kehilangan/melepaskan elektron atau mendapat/menerima elektron tambahan.
 Atom yang kehilangan/melepaskan elektron, akan menjadi ion positif (kation).
 Atom yang mendapat/menerima elektron, akan menjadi ion negatif (anion).
 Dalam suatu Ion, yang berubah hanyalah jumlah elektron saja, sedangkan jumlah proton dan neutronnya tetap.

Contoh :
Spesi Proton Elektron Neutron
Atom Na 11 11 12
Ion
11 10 12
Ion
11 12 12

Rumus umum untuk menghitung jumlah proton, neutron dan elektron :
1). Untuk nuklida atom netral :
: p = Z
e = Z
n = (A-Z)

2). Untuk nuklida kation :
: p = Z
e = Z – (+y)
n = (A-Z)

3). Untuk nuklida anion :
: p = Z
e = Z – (-y)
n = (A-Z)


ISOTOP, ISOBAR DAN ISOTON
1). ISOTOP
Adalah atom-atom dari unsur yang sama (mempunyai nomor atom yang sama) tetapi berbeda nomor massanya.
Contoh : ; ;

2). ISOBAR
Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai nomor massa yang sama.
Contoh : dengan

3). ISOTON
Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama.
Contoh : dengan



KONFIGURASI ELEKTRON

 Persebaran elektron dalam kulit-kulit atomnya disebut konfigurasi.
 Kulit atom yang pertama (yang paling dekat dengan inti) diberi lambang K, kulit ke-2 diberi lambang L dst.
 Jumlah maksimum elektron pada setiap kulit memenuhi rumus 2n2 (n = nomor kulit).
Contoh :
Kulit K (n = 1) maksimum 2 x 12 = 2 elektron
Kulit L (n = 2) maksimum 2 x 22 = 8 elektron
Kulit M (n = 3) maksimum 2 x 32 = 18 elektron
Kulit N (n = 4) maksimum 2 x 42 = 32 elektron
Kulit O (n = 5) maksimum 2 x 52 = 50 elektron
Catatan :
Meskipun kulit O, P dan Q dapat menampung lebih dari 32 elektron, namun kenyataannya kulit-kulit tersebut belum pernah terisi penuh.

Langkah-Langkah Penulisan Konfigurasi Elektron :
1. Kulit-kulit diisi mulai dari kulit K, kemudian L dst.
2. Khusus untuk golongan utama (golongan A) :
Jumlah kulit = nomor periode
Jumlah elektron valensi = nomor golongan
3. Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar (elektron valensi) adalah 8.
o Elektron valensi berperan pada pembentukan ikatan antar atom dalam membentuk suatu senyawa.
o Sifat kimia suatu unsur ditentukan juga oleh elektron valensinya. Oleh karena itu, unsur-unsur yang memiliki elektron valensi sama, akan memiliki sifat kimia yang mirip.
Contoh :
Unsur Nomor Atom K L M N O
He 2 2
Li 3 2 1
Ar 18 2 8 8
Ca 20 2 8 8 2
Sr 38 2 8 18 8 2
Catatan :
• Konfigurasi elektron untuk unsur-unsur golongan B (golongan transisi) sedikit berbeda dari golongan A (golongan utama).
• Elektron tambahan tidak mengisi kulit terluar, tetapi mengisi kulit ke-2 terluar; sedemikian sehingga kulit ke-2 terluar itu berisi 18 elektron.
Contoh :
Unsur Nomor Atom K L M N
Sc 21 2 8 9 2
Ti 22 2 8 10 2
Mn 25 2 8 13 2
Zn 30 2 8 18 2

MASSA ATOM RELATIF (Ar)
( Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 42 sampai 45! )
 Adalah perbandingan massa antar atom yang 1 terhadap atom yang lainnya.
 Pada umumnya, unsur terdiri dari beberapa isotop maka pada penetapan massa atom relatif (Ar) digunakan massa rata-rata dari isotop-isotopnya.
 Menurut IUPAC, sebagai pembanding digunakan atom C-12 yaitu dari massa 1 atom C-12; sehingga dirumuskan :
Ar unsur X = ……………………(1)
 Karena : massa 1 atom C-12 = 1 sma ; maka :
Ar unsur X = ……………………(2)


MASSA MOLEKUL RELATIF (Mr)
• Adalah perbandingan massa antara suatu molekul dengan suatu standar.
• Besarnya massa molekul relatif (Mr) suatu zat = jumlah massa atom relatif (Ar) dari atom-atom penyusun molekul zat tersebut.
• Khusus untuk senyawa ion digunakan istilah Massa Rumus Relatif (Mr) karena senyawa ion tidak terdiri atas molekul.
• Mr =  Ar
Contoh :
Diketahui : massa atom relatif (Ar) H = 1; C = 12; N = 14 dan O = 16.
Berapa massa molekul relatif (Mr) dari CO(NH2)2
Jawab :
Mr CO(NH2)2 = (1 x Ar C) + (1 x Ar O) + (2 x Ar N) + (4 x Ar H)
= (1 x 12) + (1 x 16) + (2 x 14) + (4 x 1)
= 60

Read More......

BAB 1
( Materi Tambahan )



PENGGOLONGAN MATERI

I. Zat Tunggal (Zat Murni)
 Zat tunggal adalah suatu zat yang komposisinya terdiri atas zat-zat dengan sifat kimia yang sama.
 Zat tunggal (zat murni) terdiri dari sejenis materi.
Contohnya : karbon, belerang, oksigen, air, alkohol


A. UNSUR
• Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan lagi secara kimia menjadi zat-zat lain yang lebih sederhana.
• Unsur merupakan zat tunggal yang paling sederhana dari materi.
Contohnya : H, C, N, P, Fe, Au, Mg


o Lambang Unsur (Lambang Atom)
Menurut Jons Jakob Berzelius (Swedia) :
 Setiap unsur dilambangkan dengan satu huruf yaitu huruf awal dari nama Latin unsur yang bersangkutan dan ditulis dengan huruf besar / kapital.
 Unsur yang mempunyai huruf awal yang sama, lambangnya dibedakan dengan menambahkan satu huruf lain dari nama Latin unsur tersebut; yang ditulis dengan huruf kecil.
Contohnya : Perhatikan Lampiran 2 Buku Paket Kimia halaman 227!



B. SENYAWA
 Senyawa terbentuk oleh perikatan kimia dari dua atau lebih jenis unsur.
 Sifat suatu senyawa berbeda dengan sifat unsur penyusunnya.
Contohnya : senyawa H2O(l) dan NaCl(s)


II. Campuran
Campuran adalah materi yang terdiri atas 2 (dua) atau lebih zat dan masih mempunyai sifat zat asalnya.
Contohnya : larutan garam, air lumpur, santan
 Permasalahan : Apa perbedaan bersenyawa dengan bercampur?



Partikel Dasar Penyusun Materi

Dapat berupa :
1) Atom
 Atom adalah partikel terkecil dari suatu unsur yang masih mempunyai sifat-sifat unsur itu
 Atom suatu unsur diberi lambang sama dengan lambang unsur tersebut
 Contoh : Na, Mg, Ba, Ca, Fe

2) Molekul
 Molekul adalah partikel netral yang terdiri dari 2 atau lebih atom, baik atom sejenis maupun atom yang berbeda.
 Molekul yang terdiri dari sejenis atom disebut Molekul Unsur
 Molekul yang terdiri dari atom-atom yang berbeda disebut Molekul Senyawa
 Contoh : H2O; CO2; H2SO4

3) Ion
 Ion adalah atom atau kumpulan atom yang bermuatan listrik
 Ion yang bermuatan positif disebut Kation, sedangkan ion yang bermuatan negatif disebut Anion
 Ion yang terdiri dari 1 atom disebut Ion Tunggal ( monoatom ), sedangkan ion yang terdiri dari 2 atau lebih atom disebut Ion Poliatom
 Contoh :
Kation Tunggal : Na+, K+
Kation Poliatom : NH4+ , H3O+
Anion Tunggal : Cl-, S2-
Anion Poliatom : NO3-, OH-


Partikel Unsur
a. Pada umumnya, setiap unsur termasuk unsur logam mempunyai partikel berupa Atom
b. Hanya beberapa unsur non logam yang partikelnya berupa Molekul ( contoh hidrogen H2 ; fosforus P4 ; belerang S8 )
c. Molekul yang terdiri atas 2 atom disebut Molekul Diatomik ( contoh molekul hidrogen, nitrogen )
d. Molekul yang terdiri atas lebih dari 2 atom disebut Molekul Poliatomik ( contoh molekul fosforus, belerang )




Partikel Senyawa
o Dapat berupa Molekul ( disebut Senyawa Molekul ) atau Ion ( disebut Senyawa Ion )
o Senyawa dari unsur logam termasuk senyawa ion, sedangkan senyawa dari unsur non logam termasuk senyawa molekul.
Contoh senyawa molekul : air ( H2O ) ; senyawa ion : Kalsium karbonat ( CaCO3 )


Rumus Kimia
Menyatakan jenis dan jumlah relatif atom yang menyusun suatu zat
Dibedakan menjadi 2 :
a. Rumus Molekul
Menyatakan jenis dan jumlah atom yang menyusun molekul suatu zat
Contoh : rumus molekul air ( H2O )
b. Rumus Empiris
Disebut juga Rumus Perbandingan; menyatakan jenis dan perbandingan paling sederhana dari atom-atom dalam suatu senyawa
Contoh : Etuna dengan rumus molekul C2H2 dan mempunyai rumus empiris CH
Rumus kimia senyawa ion adalah rumus empiris
Contoh : garam dapur ( NaCl )

Read More......