Bahan UTS Kimia Dasar FP UNRAM

A. STRUKTUR ATOM

Struktur Atom

1.      Partikel Dasar Atom antara lain :

– Elektron : partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai massa dan bermuatan -1.

– Inti Atom :

*Proton : partikel pembentuk atom yang mempunyai massa sama dengan satu sma (amu) dan bermuatan +1.

*Neutron : partikel pembentuk atom yang bermassa satu sma (amu) dan netral.

Struktur sebuah atom

2. Nomor Atom dan Nomor Massa

Notasi unsur : _z^A X

X : lambang atom unsur

A : nomor massa ( jumlah proton + jumlah neutron )

Z : nomor atom ( jumlah proton dalam inti atom )

3.                           Isotop adalah atom atom yang mempunyai nomor atom sama, tetapi nomor massanya berbeda.

Isobar adalah atom atom yang nomor atomnya berbeda tetapi nomor massanya sama.

Isoton adalah atom-atom dari unsur yang berbeda, tetapi jumlah neutronnya sama.

Isoelektron adalah atom-atom dari unsur yang berbeda, tetapi jumlah elektronnya sama.

Perkembangan Teori Atom

Teori atom Dalton

–       Semua materi tersusun dari partikel kecil yang tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan disebut dengan atom.

–       Atom unsur sejenis adalah sama, atom unsur tidak sejenis tidak sama.

–       Selama reaksi kimia atom dapat bergabung atau kombinasi atom dapat dipecah menjadi atom terpisah, tetapi atom itu sendiri tidak berubah.

–       Jika atom membentuk molekul, maka atom akan bergabung dengan angka perbandingan bilangan bulat sederhana seperti 1:1, 1:2, dll

Teori Atom Thomson

–       Atom adalah materi berbentuk bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron-elektron ( model roti kismis )

–       Atom bersifat netral, yaitu muatan positif dan muatan negativ jumlahnya sama.

Model Atom Rutherford

–       Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan elektron bermuatan negativ yang mengelilingi inti atom.

–       Atom bersifat netral.

–       Jari-jari inti atom dan jari-jari atom sudah dapat ditentukan.

Kelemahan teori atom Rutherford adalah ketidakmampuannya menjelaskan penyebab elektron tidak jatuh ke inti atom selama elektron mengitari inti atom. Padahal menurut fisika klasik pada masa itu, elektron yang bergerak mengelilingi inti atom akan melepaskan energi dalam bentuk radiasi ( teori Maxwell ).

Teori Atom Niels Bohr

–       Atom terdiri dari inti atom yang mengandung proton bermuatan positif dan elektron bermuatan negativ yang mengelilingi inti atom.

–       Elektron yang mengitari inti atom berada pada tingkat energy tertentu yang bergerak secara stasioner.

–       Tingkat energy yang paling dekat dengan inti atom mempunyai tingkat energy terendah. Lintasan elektron yang paling jauh dari inti atom mempunyai tingkat energy tertinggi.

–       Elektron dapat berpindah dari lintasan yang satu ke lintasan yang lain dengan menyerap energy.

Model Atom Modern ( Model Atom Mekanika Gelombang )

–       Elektron bersifat gelombang dan partikel, oleh Broglie.

–       Asas ketidakpastian oleh Heisenberg.

–       Persamaan gelombang elektron dalam atom oleh Schrodinger.

Menurut teori atom modern, elektron tidak bergerak pada lintasan tertentu. Berdasarkan hal di atas, maka model atom modern adalah sebagai berikut.

–       Atom terdiri dari inti atom yang mengandung proton dan neutron dan elektron-elektron mengitari inti atom berada padaorbital-orbital tertentu yang membentuk kulit atom, hal itu dikatakan dengan konsep orbital.

–       Kedudukan elektron pada orbital-orbitalnya dinyatakan dengan bilangan kuantum.

B SISTEM PERIODIK UNSUR

Pengelompokan Unsur Berdasarkan Sifat Logam dan Nonlogam

Sifat Logam

–       Dapat menghantarkan panas dan listrik.

–       Mudah dibentuk

–       Berkilap, terlebih jika digosok

–       Pada umumnya berwujud padat pada suhu kamar

–       Bersifat reduktor.

Sifat Nonlogam

–       Tidak dapat menghantarkan panas dan listrik.

–       Yang berwujud padat umumnya rapuh ( sukar dibentuk )

–       Tidak mengkilap.

–       Ada yang berwujud padat, cair , atau gas pada suhu kamar

–       Bersifat oksidator

Triad Dobreiner

Dobereiner menemukan adanya beberapa kelompok tiga unsur yang memiliki kemiripan sifat, yang ada hubungannya dengan massa atom.

Contoh kelompok-kelompok triade:	– Cl, Br dan I
	– Ca, Sr dan Ba
	– S, Se dan Te

Hukum Oktaf Newlands

Apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu terulang, maka dinamakan hukum Oktaf.

Sistem Periodik Mendeleev

Mendeleev mengelompokkan unsur berdasarkan sifat unsur. Sifat unsur merupakan fungsi periodic dari massa atom relatifnya. Berarti unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom sehingga sifat-sifat tertentu dari unsur akan berulang secara berkala menurut kenaikan massa atom. Menurut system periodic Mendeleev, unsur disusun 12 baris mendatar dan 8 kolom tegak menyatakan golongan. Dalam satu baris, dari kiri ke kanan unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor massa. Sistem periodic ini disebut juga system perodik pendek.

Kelebihan :

–    Pembetulan Massa Atom

–    Peramalan Unsur Baru

Kelemahan :

–    Penempatan unsur yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atomnya.

Sistem Periodik Modern

1. Jari jari atom adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar.
–  Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang.

–  Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah.

–  Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari jari-jari ion negatifnya.

2. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas.
–  Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah.

– Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang.

3. Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam keadaan gas menerima elektron.
–  Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah.

–  Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang.

4.   Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah intinya dan digunakan bersama.

Sifat Keperiodikan Unsur :

1.      Jari-jari atom
1. Sifat logam
2. Sifat elektropositif
3. Reduktor
4. Sifat basa/oksida basa

2.      Sifat elektronegatif
1. Oksidator
2. Potensial ionisasi
3. Affinitas elektron
4. Keelektronegatifan

Penentuan Golongan dan periode Unsur-unsur dalam Tabel Periodik

Nomor Periode : Jumlah kulit (n)

Nomor Golongan : Jumlah elektron valensi ( jumlah elektron pada kulit terluar )

Ketentuan ini tidak berlaku untuk unsur helium dengan nomor atom 2, elektron valensinya 2 tetapi unsur He termasuk golongan VIIIA.

Periode: Nomor Periode dinyatakan oleh jumlah kulit ( n ) suatu unsur. Unsur dalam satu perode mempunyai kulit yang sama. Sistem periodic modern terdiri atas 7 periode. Period ke 6 disebut golongan lantanida, dan periode ke 7 disebut golongan aktinida.

Golongan : nomor golongan dinyatakan oleh jumlah elektron valensinya.

Golongan IA disebut golongan alkali, kecuali H

Golongan IIA disebut golongan alkali tanah

Golongan IIIA disebut golongan boron

Golongan IVA disebut golongan karbon

Golongan VA disebut golongan nitrogen

Golongan VIA disebut golongan oksigen

Golongan VIIA disebut golongan halogen

Golongan VIIIA disebut golongan gas mulia

C.  IKATAN KIMIA

Ikatan kimia adalah ikatan yang terjadi karena adanya gaya tarik antara partikel-partikel yang berikatan. Jika unsur mengalami perubahan, unsur itu akan mengalami perubahan konfigurasi elektron sehingga sama seperti gas mulia yang stabil. Kecenderungan suatu unsur membentuk senyawa penyebabnya adalah masing-masing unsur ingin seperti gas mulia yang elektron valensinya berjumlah 8 (oktet / stabil – kecuali He berjumlah 2 / duplet). Di bawah ini adalah konfigurasi elektron dari unsur gas mulia:

₂He      : 2

₁₀ Ne    : 2        8

₁₈ Ar    : 2        8          8

₃₆ Kr     : 2        8          18        8

₅₄ Xe    : 2        8          18        18        8

₈₆ Rn : 2           8          18        32        18        8

Ikatan Ion dan Ikatan Kovalen

Kaidah Oktet : Sebagian besar atom-atom ingin mempunyai delapan elektron di kulit terluar. Akan tetapi perlu dicatat bahwa atom-atom yang elektronnya sedikit ( ₁H,₂He,₃Li,₄Be,₅B ) tidak mungkin memenuhi kaidah oktet. Atom ini hanya mempunyai 2 elektron.

Jika elektron terluar 1,2, atau 3, atom melepaskan elektron. ( pembentukan ion positif )

Jika elektron terluar 4,5, atau 6, atom menangkap elektron. ( pembentukan ion negatif )

Jika elektron terluar 8, susunan elektron stabil.

Untuk memperoleh susunan elektron yang stabil, atom-atom akan saling berikatan melalui 2 cara, yaitu ikatan ion ( elektrovalen ) dan ikatan kovalen.

a.   Ikatan ion ( elektrovalen )

Ikatan yang terjadi karena perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain. Ikatan ion terbentuk antara atom LOGAM ( melepaskan elektron ) dengan atom NONLOGAM ( menangkap elektron ).

b.   Ikatan kovalen

–          Ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh dua atom. Ikatan kovalen terbentuk antara SESAMA NONLOGAM ( sama-sama ingin menangkap elektron ). Beberapa jenis ikatan kovalen, yaitu :

–          Ikatan kovalen polar ( jika pasangan elektron ikatan tertarik lebih kuat kea rah atom yang keelektronegatifannya lebih besar – Makin besar selisih keelektronegatifan, ikatan makin polar )

–          Ikatan kovalen nonpolar ( jika pasangan elektron ikatan tertarik sama kuat ke semua atom )

–          Ikatan kovalen koordinasi ( jika pasangan elektron ikatan hanya disumbangkan salah satu atom )

Pembentukan Ikatan Kovalen

–          Ikatan Kovalen Tunggal ( terdapat sepasang elektron pada atom pusat yang dipakai bersama-sama ). Contoh : Pembentukan molekul H2, F2, HCl.

–          Ikatan Kovalen Rangkap ( terdapat dua pasang elektron pada atom pusat yang dipakai bersama-sama ). Contoh : pembentukan molekul oksigen.

–          Penyimpangan Kaidah Oktet

• Spesies ganjil : jika jumlah elektron valensi di dalam struktur Lewis adalah ganjil, maka ada elektron yang tidak berpasangan sehingga ada atom yang menyimpang dari kaidah octet
• Oktet tak lengkap. Contoh : molekul BeCl₂, BH_3.
• Oktet Berkembang. Contoh : PCl₃,PCl₅.

Perbandingan Senyawa ion dengan Senyawa kovalen

Senyawa ionic :

– Dalam keadaan murni dapat menghantar listrik.

– Titik leleh dan titik didih tinggi.

– Semuanya padat pada suhu ruangan.

Senyawa kovalen :

– Dalam keadaan murni TIDAK dapat menghantar listrik.

– Titik leleh dan titik didih rendah.

– Ada yang padat, cair, dan gas.

IKATAN HIDROGEN

Ikatan antara atom yang keelektronegatifannya sangan besar ( F, O, atau N ) dengan atom H yang berlainan molekul.

Ikatan hydrogen jauh lebih kuat dari ikatan Van der Waals, sehingga senyawa yang mengandung ikatan hydrogen antara molekul molekul-molekulnya mempunyai titik didih tinggi, meskipun massa molekul relatifnya kecil.

IKATAN LOGAM

Ikatan logam terdapat antara ion logam positif dan elektron yang mudah bergerak tersebut. Sifat ikatan logam yaitu : konduktor, mengkilap, titik leleh dan titik didih yang tinggi, dapat ditempa atau dibengkokkan, dapat membentuk aliansi dengan logam lain, dan tersusun dalam kristal logam.

IKATAN VAN DER WALLS

Gas mempunyai sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fase gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.

D. STOIKIOMETRI

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.

A. HUKUM-HUKUM DASAR KIMIA

1.      HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER
“Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”.

Contoh:
hidrogen  + oksigen  →   hidrogen oksida
(4g)         (32g)               (36g)

2.      HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST
“Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap”

Contoh:
a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H
= 1 Ar . N : 3 Ar . H
= 1 (14)  : 3 (1) = 14 : 3
b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0
= 1 Ar . S : 3 Ar . O
= 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust:

bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)

Massa C = (Ar C / Mr CaCO₃) x massa CaCO₃
= 12/100 x 50 gram = 6 gram
Kadar C = massa C / massa CaCO₃ x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%

3.      HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON

“Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”.

Contoh:
Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,
NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8
NO₂ dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16

Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2

4.      HUKUM-HUKUM GAS
Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT
dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = suhu mutlak (Kelvin)

Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:

a. Hukum Boyle

Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n₁ = n₂ dan T₁ = T₂ ; sehingga diperoleh : P₁ V₁ = P₂ V₂
Contoh:
Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH₃ mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?
Jawab:
P₁ V₁ = P₂ V₂
2.5 = P₂ . 10

P₂ = 1 atm

b. Hukum Gay-Lussac

“Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana”.

Jadi untuk: P₁ = P₂ dan T₁ = T₂ berlaku : V₁ / V₂ = n₁ / n₂
Contoh:
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N₂) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H₂) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

Jawab:

V₁/V₂ = n₁/n₂ →  10/1 = (x/28) / (0.1/2) →  x = 14 gram

Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

Hukum Boyle-Gay Lussac

Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:

P₁ . V₁ / T₁ = P₂ . V₂ / T₂

c.       Hukum Avogadro
“Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0^o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Contoh:
Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH₃) pada suhu 27^o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)
Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol
Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter
Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:
P₁ . V₁ / T1 = P₂ . V₂ / T₂
1 x 112.1 / 273 = 1 x V₂ / (273 + 27) →  V₂ = 12.31 liter

Materi dan Perubahannya

Penggolongan Materi :

–          Zat Tunggal

• Unsur ( Homogen )
• Senyawa ( Homogen )

–          Campuran

• Larutan  ( Homogen )
• Koloid ( Heterogen )
• Suspensi ( Heterogen )

Materi adalah segala sesuatu yang menempati ruang dan memiliki massa. Bentuknya dapat berupa padat, cair, maupun gas. Nama lain materi yaitu zat. Materi mempunyai besaran ruang (volume) dan besaran massa. Besaran ruang adalah besaran yang menunjukkan besarnya ruang yang ditempati mater. Besaran massa adalah besaran yang menunjukkan jumlah massa yang menyusun suatu materi. Sifat ekstrinsik yaitu sifat materi yang bergantung terhadap jumlah. Misal : panjang, massa.Sifat instrinsik adalah sifat materi yang tidak bergantung pada  jumlah. Misal : sifat logam-nonlogam, bau, warna, dll.

A.    Zat Tunggal

Zat tunggal yaitu zat yang penyusunnya sejenis. Zat tunggal bersifat homogen artinya sifat zat yang menunjukkan bahwa tiap bagian dari zat itu tidak dapat dibedakan antara yang satu dengan yang lain. Unsur adalah zat murni yang tidak dapat diuraikan oleh perubahan kimia sederhana menjadi dua zat atau lebih yang berlainan. Contoh : besi, perak, emas, tembaga, oksigen, dll. Unsur dapat digolongkan menjadi logam, nonlogam, dan metalloid. Yang termasuk unsur logam adalah unsur bermuatan positif seperti natrium, besi, emas, tembaga, dll. Unsur nonlogam adalah karbon, hydrogen, oksigen, dll.

Ciri unsur logam adalah : mengkilap, bersifat konduktor, dapat dibengkokkan tanpa pecah, dapat ditempa.

Senyawa merupakan gabungan dari beberapa unsur yang membentuk satu kesatuan sifat dan berikatan dengan susunan tertentu. Contoh senyawa alami antara lain : air, garam dapur, gula sedangkan senyawa sintetis : plastik, nilon, pupuk urea dll. Senyawa ada 2, yaitu senyawa kovalen ( dari ikatan kovalen ) dan senyawa ion ( dari ikatan ion ). Partikel terkecil senyawa kovalen adalah molekul, sedangkan partikel terkecil dari senyawa ion adalah ion.

Campuran adalah zat yang penyusunnya tidak sejenis. Campuran terbentuk dari dua atau lebih zat yang masih mempunyai sifat zat asalnya. Contoh larutan yang pertama adalah larutan. Larutan adalah campuran yang komponennya tercampur secara merata sehingga tidak dapat dipisahkan. Contoh larutan : kuningan, perunggu, dan monel ( padat ) ; larutan gula, garam, alkohol ( cair ), udara ( gas ). Suspensi merupakan campuran heterogen karena masih dapat dibedakan dan memisah jika didiamkan ( mengendap. Contoh : pasir dengan air, minyak dengan air. Sedangkan koloid tidak dapat dipisahkan atas komponennya dengan cara penyaringan biasa, kecuali dengan penyaringan ultra. Koleoid terlihat keruh, dan jika didiamkan tidak memisah. Contoh : susu, kanji, cat, asap, kabut, busa.

SIFAT MATERI

Sifat Fisika : tidak berhubungan dengan terbentuknya zat baru. COntoh : massa jenis, bau, warna, titik didih dan beku, daya hantar panas dan listrik.

SIfat kimia : berhubungan dengan terbentuknya zat baru. Contoh : mudah terbakar, bereaksi, beracun, berkarat, bersifat asam atau basa.

Contoh Perubahan Fisika:

–          Air menguap

–          Es mencair

–          Uap air mengembun

–          Lilin meleleh

–          Lampu pijar menyala

–          Bongkahan belerang menjadi serbuk belerang

–          Proses penyaringan

–          Proses sedimentasi

–          Proses kristalisasi

Contoh Perubahan Kimia :

–          Kertas terbakar

–          Pita logam magnesium terbakar

–          Nasi menjadi basi

–          Pembuatan tape

–          Lilin terbakar

–          Reaksi hidrolisis

–          Elektrolisis

–          Logam berkarat

Partikel Materi :

–          Atom : partikel terkecil dari unsur yang masih mempunyai sifat unsur tersebut.

–          Molekul : kumpulan dua atom atau lebih yang bergabung.

–          Ion : kumpulan atom yang bermuatan listrik positif atau negativ.

PEMISAHAN CAMPURAN

–          Pemisahan komponen larutan

–          Dengan cara evaporasi ( penguapaan ), kristalisasi, distilasi ( penyulingan ).

–          Pemisahan komponen koloid

–          Dengan cara krematografi, sublimasi, ekstraksi, dan pengeringan.

–          Pemisahan komponen suspensi

–          Dengan cara penyaringan ( filtrasi ), sedimentasi, sentrifugasi.

Rumus Kimia

Rumus kimia menyatakan jenis dan jumlah relative atom-atom dalam suatu zat. Bilangan yang menyatakan banyaknya atom sejenis penyusun rumus kimia suatu zat dinamakan bilangan indeks. Contoh : C₆H₁₂O₆ menunjukkan terdiri dari 6 atom C, 12 atom H, dan 6 atom O.

Rumus Molekul

Rumus molekul adalah rumus kimia suatu zat yang menyatakan jenis dan banyaknya atom yang sebenarnya dalam satu molekul suatu zat. Zat yang mempunya rumus molekul adalah unsur atau senyawa yang partikel terkecilnya molekul. Contoh molekul air H2O berarti setiap molekul air terdiri dari 2 atom H dan 1 atom O.

Rumus Empiris

Rumus empiris adalah rumus kimia suatu zat yang menyatakan jenis dan perbandingan paling sederhana dari atom penyusunnya dalam satu molekul suatu zat. Rumus empiris diperoleh dengna membagi rumus molekul dengan suatu bilangan bulat tertentu. Misal : Etana ( C₂H₄ ) mempunyai rumus empiris CH_2.

B. HITUNGAN KIMIA

Hitungan kimia adalah cara-cara perhitungan yang berorientasi pada hukum-hukum dasar ilmu kimia.

Dalam hal ini akan diberikan bermacam-macam contoh soal hitungan kimia beserta pembahasannya.

Contoh-contoh soal :

1.      Berapa persen kadar kalsium (Ca) dalam kalsium karbonat ? (Ar: C = 12 ; O= 16 ; Ca=40)

Jawab :

1 mol CaCO, mengandung 1 mol Ca + 1 mol C + 3 mol O
M_r CaCO₃ = 40 + 12 + 48 = 100
Jadi kadar kalsium dalam CaCO₃ = 40/100 x 100% = 40%

2.      Sebanyak 5,4 gram logam alumunium (Ar = 27) direaksikan dengan asam klorida encer berlebih sesuai reaksi :

2 Al (s) + 6 HCl (aq)  → 2 AlCl₃ (aq) + 3 H₂ (g)

Berapa gram aluminium klorida dan berapa liter gas hidrogen yang dihasilkan pada kondisi standar ?
Jawab:

Dari persamaan reaksi dapat dinyatakan
2 mol Al x 2 mol AlCl₃ →   3 mol H₂
5,4 gram Al = 5.4/27 = 0,2 mol

Jadi:

AlCl₃ yang terbentuk = 0,2 x M_r AlCl₃ = 0,2 x 133,5 = 26,7 gram
Volume gas H₂ yang dihasilkan (0^o C, 1 atm) = 3/2 x 0.2 x 22.4 = 6,72 liter

3.      Suatu bijih besi mengandung 80% Fe₂O₃ (Ar: Fe=56; O=16). Oksida ini direduksi dengan gas CO sehingga dihasilkan besi.
Berapa ton bijih besi diperlukan untuk membuat 224 ton besi ?

Jawab:

1 mol Fe₂O₃ mengandung 2 mol Fe
maka : massa Fe₂O₃ = ( M_r Fe₂O₃/2 A_r Fe ) x massa Fe = (160/112) x 224 = 320 ton
Jadi bijih besi yang diperlukan = (100 / 80) x 320 ton = 400 ton

C. KONSEP MOL

1 mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = M_r senyawa itu.
Jika bilangan Avogadro = L maka :

L = 6.023 x 1023

1 mol atom = L buah atom, massanya = A_r atom tersebut.
1 mol molekul = L buah molekul massanya = M_r molekul tersehut.

Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat

Contoh:

Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?
Jawab:

M_r NaOH = 23 + 16 + 1 = 40

mol NaOH = massa / M_r = 20 / 40 = 0.5 mol

Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 10²³ molekul.

D.    RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL
Rumus empiris adalah rumus yang paling sederhana dari suatu senyawa.
Rumus ini hanya menyatakan perbandingan jumlah atom-atom yang terdapat dalam molekul.
Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan apabila diketahui salah satu:
– massa dan A_r masing-masing unsurnya
– % massa dan A_r masing-masing unsurnya
– perbandingan massa dan A_r masing-masing unsurnya

Rumus molekul: bila rumus empirisnya sudah diketahui dan M_r juga diketahui maka rumus molekulnya dapat ditentukan.

Contoh:

Suatu senyawa C den H mengandung 6 gram C dan 1 gram H.
Tentukanlah rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut bila diketahui Mr nya = 28 !

Jawab:

mol C : mol H = 6/12 : 1/1 = 1/2 : 1 = 1 : 2
Jadi rumus empirisnya: (CH₂)_n

Bila M_r senyawa tersebut = 28 maka: 12n + 2n = 28 →  14n = 28 →   n = 2

Jadi rumus molekulnya : (CH₂)₂ = C₂H₄

Contoh rumus molekul dan empiris dari beberapa senyawa

E. PERSAMAAN REAKSI

Persamaan reaksi memiliki sifat-sifat sebagai berikut.

1.      Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

2.      Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

3.      Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu den tekanannya sama)

Contoh: Tentukanlah koefisien reaksi dari
HNO₃ (aq) + H₂S (g)→NO (g) + S (s) + H₂O (l)

Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan memisalkan koefisiennya masing-masing a, b, c, d dan e sehingga:

a HNO₃ + b H₂S →   c NO + d S + e H₂O

Berdasarkan reaksi di atas maka,

atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
atom O : 3a = c + e →  3a = a + e →  e = 2a
atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a →  2b = 3a →  b = 3/2 a
atom S : b = d = 3/2 a

Maka agar terselesaikan kita ambil sembarang harga misalnya a = 2 berarti: b = d = 3, dan e = 4 sehingga persamaan reaksinya : 2 HNO₃ + 3 H₂S →  2 NO + 3 S + 4 H₂O

Catatan:

1.     Pelajari dengan baik materi ini untuk bahan ujian tengah semester/midterm.

2.     Untuk mempermudah pemahaman anada, jangan hanya dibaca, tetapi buatlah ringkasan/rangkuman versi anda.

3.     Model soal ujian tengah semester berupa pilihan berganda, sebanyak 50 nomor.

4.     Jangan merasa benci pada mata kuliah apapun, meski terasa sulit seperti kimia. Kebencian pada mata kuliah karena terasa sukar, akan mengurangi kemampuan anda untuk memahaminya.

Camkan dan terima kasih !