1

Figure 1 Overview of topics

2

3

Daftar Isi Teori Atom ........................................................................................................................................................................ 4

Struktur Atom ................................................................................................................................................................... 5

Isotop, Isobar, Isoton ..................................................................................................................................................... 5

Bilangan Kuantum ............................................................................................................................................................ 6

Orbital (lihat subkulit) ................................................................................................................................................... 6

Konfigurasi Elektron ..................................................................................................................................................... 7

Elektron Valensi ................................................................................................................................................................ 9

Sistem periodic unsur ...................................................................................................................................................... 10

Tata Nama Senyawa ....................................................................................................................................................... 11

Tata nama senyawa anorganik .................................................................................................................................... 11

Tata nama senyawa organic ........................................................................................................................................ 12

Persamaan reaksi ............................................................................................................................................................. 13

Hukum dasar perhitungan kimia ..................................................................................................................................... 14

Hukum kekekalan massa (Lavoisier) .......................................................................................................................... 14

Hukum perbandingan tetap (Proust) ........................................................................................................................... 14

Hukum perbandingan berganda (Dalton) .................................................................................................................... 14

Hukum perbandingan volume (Gay Lussac)............................................................................................................... 14

Hipotesis Avogadro .................................................................................................................................................... 14

Stoikiometri ..................................................................................................................................................................... 15

Konsep mol dan massa molar ..................................................................................................................................... 15

Rumus empiris dan rumus molekuler ......................................................................................................................... 15

Dasar stoikiometri larutan ........................................................................................................................................... 15

Dasar stoikiometri gas ideal ........................................................................................................................................ 15

Stoikiometri reaksi ...................................................................................................................................................... 16

Rumus empiris dan rumus molekul ................................................................................................................................ 17

Ikatan kimia .................................................................................................................................................................... 18

Ikatan ionik (logam – non logam) ............................................................................................................................... 18

Ikatan kovalen (non logam – non logam) ................................................................................................................... 18

Ikatan logam (logam – logam) .................................................................................................................................... 19

Ikatan hidrogen ............................................................................................................................................................... 20

Sifat fisis ..................................................................................................................................................................... 20

Ikatan hidrogen pada air .............................................................................................................................................. 20

Ikatan hidrogen pada makhluk hidup .......................................................................................................................... 20

Larutan elektrolit dan non-elektrolit ............................................................................................................................... 21

Mekanisme hantaran lewat larutan ............................................................................................................................. 21

Daya hantar listrik pada ikatan kimia ......................................................................................................................... 21

Reaksi redoks .................................................................................................................................................................. 22

Aturan penentuan biloks (bilangan oksidasi) .............................................................................................................. 22

Penyetaraan reaksi redoks ........................................................................................................................................... 22

4

TEORI ATOM

• Dalton:

o Setiap unsur tersusun dari partikel yang lebih kecil yaitu atom

o Semua atom dari unsur yang sama adalah identic, namun beda unsur beda atom

o Atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan dalam reaksi kimia

o Kombinasi atom dengan rasio yang spesifik membentuk senyawa

• J.J. Thomson

o Eksperimen sinar katoda

o Sinar katoda bermuatan negatif (elektron)

o Model roti kismis (roti = muatan positif; kismis = elektron)

• Rutherford

o Menemukan partikel bermuatan positif

o Eksperimen partikel alpha (positif) pada lempeng tipis emas

o Model inti, dengan ruang kosong pada inti padat pejal masif positif, dan elektron mengitarinya

• Bohr

o Model atom H untuk menjelaskan spektrum garis atom H

o Model tata surya, dengan inti positif dikelilingi pada jarak tertentu oleh elektron

o Semakin jauh lintasan orbit dari inti, semakin tinggi tingkat energinya

• Quantum

o Louis de Broglie (dualism of particle), Schrodinger equation, Heisenberg uncertainty principle

o Model awan elektron (peluang terdapatnya elektron)

5

STRUKTUR ATOM

• Berdasarkan Dalton, 3 partikel subatomic utama adalah proton, neutron, dan elektron

• Inti atom menyumbang 99.97% massa atom

• Basis ukuran massa relatif atom adalah atom karbon yang terdiri dari 6 proton dan 6 neutron (atom C-12). 1 massa atom

ini senilai 12 satuan massa atom (sma) atau 12 dalton (Da). Untuk lebih praktis, massa proton dan massa neutron = 1 sma

• 1 sma = 1.660539 x 10-24 g

Isotop, Isobar, Isoton • Isotop adalah atom yang memiliki nomor atom (proton) yang sama, namun nomor massa (proton + neutron)

yang berbeda.

• Contoh : isotop carbon dengan 6 proton, namun ada yang memiliki 6 neutron atau 7 neutron atau 8 neutron.

Dituliskan sebagai 12C, 13C, 14C

• Atom di alam tercampur dengan isotopnya. Jadi untuk menghitung massa atom, kita justru menghitung massa

atom rata-rata dari massa isotop dan kelimpahannya.

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚 = ∑[(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑝) × (%𝑘𝑒𝑙𝑖𝑚𝑝𝑎ℎ𝑎𝑛 𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑝)]

• Contoh: perak memiliki 2 isotop, 107Ag dengan 106,90509 sma dengan jumlah 51,84%, dan 109Ag dengan

108,90476 sma dengan jumlah 48,16%. Maka masa atom adalah:

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚 = (106.90509 × 51,84%) + (108,90476 × 48.16%)

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚 = 107.87 𝑠𝑚𝑎

• Berdasarkan IUPAC, massa atom relatif (Ar) adalah perbandingan massa atom dengan satu sma, dan satu sma

adalah 1/12 dari massa 1 atom C-12.

𝐴𝑟 𝑠𝑢𝑎𝑡𝑢 𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟 =𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑠𝑢𝑎𝑡𝑢 𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟

112 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶 − 12

• Isobar adalah atom yang memiliki nomor massa (proton + neutron) yang sama, anmun berbeda nomor atom

(proton) untuk unsur yang berbeda. Contoh: 𝐶614 dengan 𝑁7

14 , 𝐴𝑟1840 dengan 𝐶𝑎20

40 .

• Isoton adalah atom yang memiliki jumlah neutron yang sama, namun nomor atom (proton) yang sama untuk

unsur berbeda. Contoh: : 𝐶613 dengan 𝐵5

12 , 𝐾1930 dengan 𝐶𝑎20

40 .

Figure 2 Ilustrasi struktur atom

Figure 3 Ilustrasi atom beberapa unsur

6

BILANGAN KUANTUM

• Mendeskripsikan keadaan elektron dalam atom, bisa tingkat energi, ukuran, bentuk, dan orientasi distribusi.

• Setiap orbital atom memiliki satu set dari 3 bilangan kuantum yang unik:

o Utama (n)

Mendeskripsikan ukuran dan tingkat energi orbital. Semakin besar n, semakin besar ukuran dan

tingkat energi. Nilai n dimulai dari 1, lalu 2, 3, dst. Jumlah maksimum elektron adalah 2n2. Namun

pada kulit terluar, maksimum adalah 8.

o Azimuth (momentum angular; l)

Mendeskripsikan bentuk orbital. Nilai l dimulai dari 0 hingga n-1.

o Magnetic (m)

Mendeskripsikan orientasi orbital. Nilai m diperbolehkan dari -l hingga +1 (azimuth, bukan satu), dan

total orientasi sebanyak 2l + 1 (2 kali azimuth, ditambah satu).

o Spin (s)

Mendeskripsikan arah spin elektron dalam orbital. Nilai s hanya bisa +1/2 atau -1/2

Orbital (lihat subkulit) • S

o Nilai l (azimuth) = 0, dengan inti atom di tengah.

o Hanya ada 1 orientasi magnetic yaitu 0

o Untuk n = 1, disebut 1s. n = 2 disebut 2s, dst.

o Orbital 1s memiliki kerapatan elektron tertinggi pada inti atom, lalu menurun perlahan menjauhi inti

o Orbital 2s memiliki 2 daerah dengan kerapatan elektron yang tinggi. Di antara 2 tempat ini ada bagian

dengan probabilitas nol, tempat ini disebut simpul bola (node).

• P

o Nilai l (azimuth) = 1, inti atom di tengah dengan 2 bagian cuping (lihat gambar).

o Ada 3 jenis orientasi ruang, px, py, dan pz, tergantung pada tegak lurus dengan sumbu yang mana.

Masing-masing memiliki nilai m tersendiri, yaitu -1, 0, atau +1. Bentuk, ukuran, dan energi sama,

hanya tegak lurus pada sumbu yang berbeda.

Figure 4 Kombinasi bilangan kuantum pada 4 kulit pertama elektron

Figure 5 Representasi orbital 1s, 2s, dan 3s

Figure 6 Representasi orbital 2p untuk px, py, dan pz

7

• D

o Nilai l (azimuth) = 2, dengan 5 jenis orientasi untuk masing-masing nilai m dari -2 hingga +2.

• F

o Nilai l (azimuth) = 3, dengan 7 jenis orientasi seperti pada gambar

Konfigurasi Elektron • Di sini kita membahas penyusunan elektron pada orbit. Beberapa aturan yang ada:

o Asas Aufbau

Elektron akan menempati orbital dari tingkat energi terendah, dimulai dari 1s, 2s, 2p, dst.

o Larangan Pauli

Tidak ada 2 elektron dalam 1 atom yang memiliki 4 bilangan kuantum yang sama. Setiap orbital

maksimal diisi oleh 2 elektron dengan spin yang berlawanan, +1/2 dengan -1/2

o Kaidah Hund

Spin elektron akan menempati posisi parallel lebih dulu sebelum mengisi pasangannya

• Dengan eksperimen, anomaly terjadi pada subkulit D dengan kecenderungan untuk terisi setengah penuh atau

penuh, tidak setengah-setengah. Contoh: [Ar] 4s1 3d5 lebih stabil disbanding [Ar] 4s2 3d4.

Figure 7 Representasi orbital 3d untuk 5 jenis orientasi

Figure 8 Representasi tujuh orientasi orbital 4f

Figure 9 Aufbau dan Hund

8

• Konfigurasi gas mulia (golongan VIII pada table periodik) dapat membantu kita dalam penulisan konfgurasi

elektron. Gas mulia merupakan atom dengan elektron di kulit terluar terisi penuh, yaitu 8 (maksimum).

[He] = 1s2. Jumlah e- = 2.

[Ne] = 1s2, 2s2, 2p6. Jumlah e- = 10.

[Ar] = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6. Jumlah e- = 18.

[Kr] = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6. Jumlah e- = 36.

[Xe] = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6. Jumlah e- = 54.

[Rn] = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6. Jumlah e- = 86.

• Contoh:

o Ni (Z = 28): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8. Atau [Ar] 4s2, 3d8.

Kulit K adalah n=1, kulit L adalah n=2, dst.

Maka jumlah e- di kulit K = 2, L = 8, M = 16, N = 2.

o Sr (Z = 38): 32Ge: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2. Atau [Kr] 5s2.

Kulit K = 2, L = 8, M = 18, N = 8, O = 2.

o 27Co: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7. Atau [Ar] 4s2, 3d7.

Kulit K = 2, L = 8, M = 15 N = 2.

o 32Ge: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2. Atau [Ar] 4s2, 3d10, 4p2.

Kulit K = 2, L = 8, M = 18, N = 4.

o 20Mg2+: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6. Atau [Ar]. Karena ada 2+, maka atom kehilangan 2 e- di kulit terluar.

Kulit K = 2, L = 8, M = 8.

o 26Fe: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6. Atau [Ar] 4s2, 3d6.

Kulit K = 2, L = 8, M = 14, O = 2.

o 26Fe3+: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d5. Atau [Ar] 3d5. Karena kulit 4s adalah yang terluar, dilanjut ke 3d.

Kulit K = 2, L = 8, M = 13.

o 8O: 1s2, 2s2, 2p4. Atau [He] 2s2, 2p4.

Kulit K = 2, L = 6.

o 8O2- : 1s2, 2s2, 2p6. Atau [He] 2s2, 2p6. Karena kulit terluar adalah 2p, dilanjut ke 2s, dan 2- berarti

atom memiliki tambahan 2 e- di kulit terluar, sehingga yang ditambah adalah 2p.

Kulit K = 2, L = 8.

9

ELEKTRON VALENSI

• Elektron valensi adalah elektron pada kulit terluar. Kulit terluar disebut kulit valensi. Namun untuk golongan

transisi, elektron valensi bisa berada pada kulit elektron yang lebih dalam dan justru bukan kulit terluar.

• Aturan untuk golongan utama:

o Elektron-elektron akan mengisi penuh sebanyak mungkin kulit elektron

o Bila masih ada elektron yang tersisa (tidak dapat mengisi kulit elektron hingga batas

maksimum kulit), terdapat ketentuan sebagai berikut:

➢ 32 < e-, kulit selanjutnya akan diisi oleh 32 elektron

➢ 18 < e- < 32, kulit selanjutnya akan diisi oleh 18 elektron

➢ 8 < e- < 18, kulit selanjutnya akan diisi oleh 8 elektron

➢ e- < 8, kulit selanjutnya akan diisi oleh semua sisa elektron yang ada

• Dalam table periodic, atom disusun dengan mengurutkan kenaikan nomor atom serta kemiripan sifatnya.

o Nomor periode sama dengan jumlah kulit elektron

o Nomor golongan sama dengan jumlah elektron valensi (keculai He dan golongan transisi).

• Contoh:

o Ca (Z = 20), maka jumlah proton sama dengan 20, dan jumlah elektron juga 20. Kulit K terisi 2

elektron, kulit L terisi 8, kulit M terisi 10. Karena kulit M terisi kurang dari 18 dan lebih dari 8,

menurut aturan, kulit M akan terisi 8. Maka dilanjut dengan kulit N sebanyak 2.

K = 2, L = 8, M = 8, N = 2, atau bisa juga dituliskan dengan

20Ca: 2 8 8 2.

o Cs (Z = 55), maka jumlah proton sama dengan 55, dan jumlah elektron juga 55. Kulit K terisi 2, kulit

L terisi 8, kulit M terisi 18, kulit N terisi 27. Mengingat aturan yang ada, maka N akan terisi 18, O

terisi 8, P terisi 1.

K = 2, L = 8, M = 18, N = 18, O = 8, P = 1.

55Cs: 2 8 18 18 8 1.

10

SISTEM PERIODIC UNSUR

• Atom dalam table disusun berdasar kemiripan sifat. Ada beberapa sifat yaitu:

o Sifat logam

Sifat logam berarti konduktor panas dan listrik yang baik, dapat ditempa, titik leleh relatif tinggi,

cenderung melepas elektron kepada unsur non-logam

➢ Sifat logam berkurang dari kiri ke kanan

➢ Sifat logam berkurang dari bawah ke atas (paling kecil di kanan atas, paling besar di kiri

bawah)

o Jari-jari atom

Adalah setengah dari jarak antara 2 inti untuk 2 arom logam yang sejajar atau molekul diatomic.

➢ Cenderung semakin besar dari atas ke bawah (seiring bertambahnya kulit elektron)

➢ Cenderung semakin besar dari kanan ke kiri (seiring bertambahnya muatan inti efektif),

(paling besar di kiri bawah, paling kecil di kanan atas)

o Energi ionisasi

Adalah energi untuk sebuah atom atau ion dalam fase gas untuk melepas sebuah elektron

➢ Cenderung semakin kecil dari atas ke bawah (seiring bertambahnya jarak dari inti ke elektron

terluar sehingga tarikan semakin kecil)

➢ Dalam satu periode, cenderung semakin kecil dari kanan ke kiri (seiring bertambahnya

muatan inti efektif sehingga tarikan oleh inti bertambah). (paling besar di kanan atas, paling

kecil di kiri bawah).

o Jari-jari ion

Adalah jari-jari dari kation atau anion yang dihitung berdasarkan jarak antara 2 inti kation dan anion

dalam kristal ionik. Kation (positif) melepas elektron kulit terluar sehingga tarikan elektron ke inti

lebih kuat dan jari-jari kation lebih kecil dari atom netralnya. Untuk anion, jari-jari jadi semakin besar

dari atom netralnya.

o Afinitas elektron

Adalah kuantitas perubahan energi ketika sebuah atom atau ion dalam fase gas menerima sebuah

elektron. Jika nilai perubahan energinya adalah positif berarti menyerap energi, jika negatif berarti

melepas energi. Semakin negatif nilai afinitasnya berarti semakin besar kecenderungan atom atau ion

untuk menerima elektron

➢ Cenderung semakin besar dari kiri ke kanan (paling kecil di kiri atas, untuk golongan utama).

o Elektronegativitas

Adalah ukuran kemampuan suatu atom dalam sebuah molekul untuk menarik elektron kepadanya.

Semakin besar nilai elektronegativitasnya, semakin mudah menarik elektron kepada dirinya sendiri.

➢ Cenderung semakin kecil dari atas ke bawah

➢ Cenderung semakin kecil dari kanan ke kiri. (paling kecil di kiri bawah).

Figure 10 Rangkuman sifat logam, jari-jari atom, dan energi ionisasi

11

TATA NAMA SENYAWA

• Setiap senyawa punya nama spesifik untuk dibedakan. Untuk keseragaman, dibuat aturan oleh IUPAC.

Tata nama senyawa anorganik • Senyawa ion

o Kation

➢ Kation dari unsur logam diberi nama sama dengan unsur logamnya. Contoh: ion natirum

(Na+).

➢ Jika logam dapat membentuk kation dengan muatan berbeda, jumlah muatan ditulis dengan

angka romawi dalam tanda kurung setelah nama unsur logam Contoh: ion besi(II) (Fe2+), ion

besi(III) (Fe3+)

➢ Kation dari unsur non-logam umumnya memiliki akhiran -ium. Contoh: ion ammonium

(NH4+)

o Anion

➢ Anion monoatom diberi akhiran -ida. Cth: ion hibrida (H-)

➢ Anion poliatom yang mengandung oksigen (oksoanion) diberi akhiran -at ataupun -it.

Akhiran -at digunakan jika atom O lebih banyak disbanding anion -it. Contoh: ion nitrat

(NO3-), ion nitrit (NO2

-), ion sulfat (SO42-), ion sulfit (SO3

2-).

➢ Anion dari penambahan H+ pada okoanioan diberi awalan hidrogen atau dihidrogen. Contoh:

ion hidrogen karbonat (HCO3-), ion dihidrogen fosfat (H2PO4

-).

o Saat memiliki sebuah senyawa, Namanya merupakan gabungan dari kation dan anionnya. Contoh:

KBr = kalium bromide, BaCl2 = barium klorida, FeS = besi(II) sulfida, Fe2O3 = besi(III) oksida.

Figure 11 Beberapa nama kation

Figure 12 Beberapa nama anion

12

• Senyawa molekul

o Senyawa molekul terdiri dari unsur non-logam. Bahasan ini dibatasi pada senyawa 2 unsur.

o Aturan:

➢ Unsur dengan letak paling kiri di table ditulis lebih dulu. Pengecualian untuk senyawa yang

mengandung oksgen, klorin, bromin, iodin, atau semua halogen kecuali fluorin, maka oksigen

ditulis terakhir. Contoh: HBr, NO, BCl3.

➢ Jika kedua unsur berada pada golongan sama, maka unsur yang letaknya lebih bawah pada

golongan ditulis lebih dulu. Contoh: ClF3, IF3.

➢ Unsur terakhir diberi akhiran -ida. Contoh: HF (hidrogen fluoride), H2S (hidrogen sulfida).

➢ Jumlah atom dari masing-masing unsur menentukan awalan bahasan Yunani yang dipakai

untuk penulisan nama senyawa molekul. Awalan -mono tidak digunakan untuk unsur

pertama. Contoh: N2O (dinitrogen monoksida), N2O5 (dinitrogen pentaoksida), SF6 (sulfur

tetrafluoride), IBr (iodin monobromide).

• Asam

o Berdasarkan definisi asam basa oleh Arrhenius. Senyawa asam adalah senyawa yang bila dilarutkan

dalam air akan melepas ion H+. penamaan senyawa asam dimulai dengan kata ‘asam’, diikuti nama

anion sisa asam (setelah melepas H+). Contoh: HCl (asam klorida), HF (asam fluoride), H2S (asam

sulfida), HCN (asam sianida), H2CO3 (asam karbonat), H2SO4 (asam sulfat), HClO4 (asam perklorat).

Tata nama senyawa organic • Penamaan ini lebih kompleks disbanding senyawa anorganik.

• Penamaan tidak hanya sebatas rumus kimia, namun sangat bergantung pada struktur kimia senyawa.

• Senyawa dengan rumus molekul sama namun memiliki struktur berbeda disebut ‘isomer’.

• Lebih dalamnya, pembahasan tata nama ini memiliki bab tersendiri.

Contoh:

• NaBrO = natrium hipobromit (ion)

• (NH4)2S = ammonium sulfida (ion)

• PtCl4 = platina (IV) klorida (ion)

• NF3 = nitrogen trifluoride (molekul)

• Cl2O7 = diklorin heptaoksida (molekul)

• As2O5 = diarsen pentaoksida (molekul)

• Ca(OH)2 = kalsium hidroksida (ion)

• KMnO4 = kalium permanganate (ion)

• CrI3 = kromium (III) iodide (ion)

• SO3 = sulfur trioksida (molekul)

• Aluminium sulfat = Al2(SO4)3

• Barium nitrat = Ba(NO3)2

• Ammonium fosfat = (NH4)3PO4

• Timbal (IV) oksida = PbO2

• Raksa (II) sianida = Hg(CN)2

• Asam periodat = HIO4

• Diklorin monoksida = Cl2O

• Fosforus tribromide = PBr3

13

PERSAMAAN REAKSI

• Dalam sebuah reaksi, zat yang jumlahnya berkurang setelah reaksi disebut pereaksi (reaktan), sedangkan zat

yang dihasilkan dalam reaksi disebut hasil reaksi (produk).

• Reaktan biasanya ada di kiri tanda panah, dan produk ada di kanan.

• Dalam rumus kimia, ada indeks berupa angka dalam subscript sebelah kanan unsur, menyatakan jumlah atom.

Contoh: Fe(NO3)3 memiliki 1 atom Fe, 3 atom N, dan 9 atom O saling berikatan.

• Ada pula koefisien reaksi yaitu bilangan di kiri rumus kimia, untuk mengalikan jumlah semua atom yang ada.

Contoh: 2SO3 memiliki 2 molekul SO3.

• Ada pula wujud senyawa yaitu padat (s), cair (l), gas (g), dan larutan dengan pelarut air (aq), di sebelah kanan.

Contoh:

• Aluminium oksida direaksikan dengan larutan asam klorida membentuk larutan aluminium klorida dan air.

Persamaan kata2: aluminium oksida padat + larutan asam klorida → larutan aluminium klorida + air.

Persamaan rumus kimia : Al2O3 (s) + HCl (aq) → AlCl3 (aq) + H2O (l), belum setara.

Persamaan reaksi setara: Al2O3 (s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) + 3H2O (l), setara.

• Persamaan reaksi dikatakan setara saat jumlah atom setiap unsur di kiri sama dengan di kanan. Penyetaraan

dilakukan dengan menambahkan koefisien reaksi, bukan index.

• Melakukan penyetaraan bisa dengan memberi variable a, b, c, dst, pada masing-masing senyawa yang ada.

Lalu cek masing-masing unsur setelah dikalikan variable tersebut. Bandingkan yang di kiri dan yang di kanan

Contoh:

• Larutan kalium hidroksida dengan larutan asam fosfat membentuk larutan kalium fosfat dan air.

Maka: a KOH (aq) + b H3PO4 (aq) → c K3PO4 (aq) + d H2O (l), belum setara

Untuk atom K: a = 3c

Untuk atom O: a + 4b = 4c + d

Untuk atom H: a + 3b = 2d

Untuk atom P: b = c

Misalkan c = 1, maka a = 3, b = 1, d = 3

Maka: 3KOH (aq) + H3PO4 (aq) → K3PO4 (aq) + 3H2O (l)

• Aluminium dengan larutan asam nitrat membentuk larutan aluminium nitrat, air, dan gas nitrogen dioksida.

Maka: a Al (s) + b HNO3 (aq) → c Al(NO3)3 (aq) + d H2O (l) + e NO2 (g), belum setara.

Untuk atom Al: a = c

Untuk atom H: b = 2d

Untuk atom N: b = 3c + e

Untuk atom O: 3b = 9c + d + 2e

Misalkan: a = 1, maka c = 1, d = 3, e = 3, b = 6;

Maka: Al (s) + 6HNO3 (aq) → Al(NO3)3 (aq) + 3H2O (l) + 3NO2 (g)

• Reaksi kalsium karbonat dengan larutan asam klorida menghasilkan larutan kalsium klorida, karbon dioksida,

dan air.

Maka: a CaCO3 (s) + b HCl (aq) → c CaCl2 (aq) + d CO2 (g) + e H2O (l), belum setara

Untuk atom Ca: a = c

Untuk atom C: a = d

Untuk atom O: 3a = 2d + e

Untuk atom H: b = 2e

Untuk atom Cl: b = 2c

Misalkan: a = 1, maka: c = 1, d = 1, e = 1, b = 2

Maka: CaCO3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

14

HUKUM DASAR PERHITUNGAN KIMIA

Hukum kekekalan massa (Lavoisier) • Disebut juga hukum Lomonosov-Lavoisier.

• Massa dari system tertutup akan konstan walaupun di dalam system itu sendiri terjadi berbagai

macam proses

• Massa dapat berubah bentuk, tetapi tidak bisa diciptakan ataupun dimusnahkan

Hukum perbandingan tetap (Proust) • Suatu senyawa kimia terdiri atas unsur-unsur dengan perbandingan massa yang selalu sama

• Contoh: misalnya air terdiri atas 8/9 massa oksigen dan 1/9 massa hidrogen.

Hukum perbandingan berganda (Dalton) • Merujuk pada hukum tekanan parsial

• Jika 2 unsur bereaksi dan kemudian membentuk 2 senyawa atau lebih, maka perbandingan berat salah

satu unsur yang bereaksi dengan berat tertentu dari unsur yang lain pada kedua senyawa itu selalu

merupakan perbandingan bilangan bulat sederhana

Hukum perbandingan volume (Gay Lussac) • Saat gas bereaksi bersama-sama menjadi gas lain, dan semua volume diukur pada suhu dan tekanan

yang sama, maka rasio antara volume gas reaktan dengan produk bisa dinyatakan dalam bilangan

bulat sederhana.

Hipotesis Avogadro • Gas yang mempunyai volume sama, pada suhu dan tekanan yang sama, akan memiliki jumlah partikel

yang sama.

• Artinya, jumlah molekul (atom) dalam gas tidak bergantung pada ukuran ataupun jumlah massa dari molekul

gasnya

• Contoh: 1 liter gas H dan N akan mengandung jumlah molekul yang sama, selama suhu dan tekanan tetap

Menggabungkan hukum Gay Lussac dan Avogadro, maka dalam suatu reaksi yang diukur pada suhu dan tekanan yang

tetap, perbandingan volume gas pereaksi dan hasil reaksi akan setara dengan perbandingan koefisiennya.

15

STOIKIOMETRI

• Stoikiometri adalah dasar perhitungan kimia yang menyatakan relasi (hubungan) kunatitatif rumus kimia dan

persamaan kimia

Konsep mol dan massa molar • Dalam system SI, 1 mol adalah jumlah dari materi yang terdiri atas atom/molekul/partikel lainnya sejumlah

jumlah atom pada 12-gram C-12. Jumlah partikel itu disebut juga dengan bilangan Avogadro (NA).

𝑁𝐴 = 6,022 × 1023 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑘𝑒𝑙 Jadi, 1 mol = 6,022 x 1023 partikel.

Mol di simbolkan dengan n.

• Massa molar adalah massa dari 1 mol atom/ion/molekul/lainnya dari materi.

Satuannya adalah gram/mol

Massa molar disimbolkan dengan M

• Hubungan antara keduanya adalah:

𝑚 = 𝑛 × 𝑀 𝑁 = 𝑛 × 𝑁𝐴

Dengan m adalah massa, dan N adalah jumlah partikel.

Terkadang massa molar juga dituliskan sebagai Ar.

Rumus empiris dan rumus molekuler • Rumus empiris adalah rasio bilangan bulat paling kecil dari jumlah mol dari setiap unsur dalam suatu senyawa

• Rumus molekuler adalah jumlah mol asli dari masing-masing unsur dalam 1 mol senyawa tersebut

• Jadi, rumus empiris adalah bentuk sederhana dari rumus molekuler

• Contoh:

o Glukosa memiliki rumus molekuler C6H12O6, dan jika kita sederhanakan, index setiap unsur penyusun

bisa kita bagi 6, jadi rumus empirisnya adalah CH2O.

o Asam fosfat memiliki rumus molekuler H3PO4, namun bentuk ini juga sudah paling sederhana,

sehingga rumus empirisnya juga adalah H3PO4. Dalam kasus ini, empiris dan molekulernya sama.

Dasar stoikiometri larutan • Istilah konsentrasi larutan adalah jumlah zat terlarut yang dilarutkan dalam sejumlah tertentu pelarut/larutan

• Konsentrasi larutan dinyatakan dalam molaritas (M)

• Singkatnya, 1 molar adalah 1 mol zat yang larut / 1 liter pelarut. Dengan V adalah volume pelarut

𝑀 =𝑛

𝑉

Dasar stoikiometri gas ideal • Istilah volume molar (Vm) adalah volume (V) untuk 1 mol atom/ion/molekul/lainnya dari materi

• Singkatnya, 1 Vm adalah volume / 1 mol

𝑉𝑚 =𝑉

𝑛

• Dalam hukum Avogadro, dalam tekanan dan suhu tetap, volume gas akan berbanding lurut dengan jumlah gas

• Volume yang dimaksud bisa Vm atau V.

• Standar tekanan dan suhu dituliskan sebagai STP, menyatakan tekanan 1 atm dan suhu 273 K.

• Tekanan dan suhu ruang, dituliskan sebagai RTP atau ATP, dengan tekanan 1 atm dan suhu 298 K

• Dalam STP, 𝑉𝑚 = 22.414 𝐿

𝑚𝑜𝑙

• Dalam RTP / ATP, 𝑉𝑚 = 24 𝐿

𝑚𝑜𝑙

• Hukum gas ideal: 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇

Dengan R adalah tetapan gas ideal, dan R = 0,08206 L.atm/mol.K = 8,314 J/mol.K

Figure 13 Hubungan massa, mol, dan jumlah partikel

16

Stoikiometri reaksi • Dalam menuliskan reaksi, kita perlu menyetarakannya terlebih dahulu

• Namun dalam kenyataannya, tidak semua zat akan terpakai dalam reaksi, jadi ada zat yang tersisa atau

mungkin kurang banyak zat untuk 1 reaksi penuh

• Reaktan yang masih tersisa disebut pereaksi berlebih

• Reaktan yang habis duluan (kurang banyak) disebut pereaksi pembatas

• Untuk menentukan pereaksi pembatas, kita bisa menghitung mol, dll.

• Simpelnya, untuk bisa terjadi reaksi, jumlah partikel yang ada harus sesuai. Jika kurang, maka jumlah

partikel yang lebih sedikit menjadi pembatas reaksi. Dan jumlah partikel ini biasa dituliskan dalam

bentuk mol.

Contoh:

• Logam alkali (golongan I) bereaksi dengan halogen (golongan VIIA) mebentuk senyawa ionik logam halide.

Berapa gram kalium klorida yang terbentuk dari reaksi 5.25 L gas klorin pada tekanan 0.950 atm dan

temperature 293 K dengan 17.0 g kalium? (Ar K = 39.10 g/mol, Ar Cl = 35.45 g/mol)

Maka persamaan reaksinya adalah:

2K (s) + Cl2 (g) → 2KCl (s)

Dengan volume Cl2 adalah 5.25 L, dengan P = 0.950atm, dan T = 293 K

Jadi,

𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇

(0.950 𝑎𝑡𝑚) × (5.25 𝐿) = 𝑛 × (0.0821 𝐿. 𝑎𝑡𝑚

𝑚𝑜𝑙. 𝐾) × (293 𝐾)

𝑛 = 0.207 𝑚𝑜𝑙 Dengan massa K adalah 17.0 g, dengan massa atom relatif (Ar) = 39.10 g/mol

Jadi,

𝑛 =𝑚

𝐴𝑟=

17.0

39.10= 0.435 𝑚𝑜𝑙

o 0.435 mol untuk K adalah jumlah mol untuk 2 molekul K (angka 2 dari koefisien di depan K pada

persamaan reaksi). Sedangkan 0.207 mol untuk Cl2 adalah untuk 1 molekul Cl2.

o Mol (jumlah partikel) dari Cl2 akan bereaksi dengan mol dari K yang jumlahnya molekulnya 2 kali

lebih banyak

o Jadi, dalam 1 reaksi, mol yang akan terpakai dari Cl2 adalah 2 x 0.207 mol = 0.414 mol untuk setiap

0.435 mol K.

o Sehingga, untuk 1 kali reaksi seperti pada persamaan reaksi, kita punya mol Cl2 lebih sedikit dari mol

K, sehingga K akan bersisa, dan Cl2 akan habis duluan, artinya Cl2 adalah pereaksi pembatas.

o Sehingga, kita bisa tahu bahwa jumlah mol produk (KCl) sama dengan 0.414 mol, karena dibatasi

oleh mol dari Cl2.

Untuk KCl, dengan n = 0.414 mol, dan Mr adalah gabungan dari K dan Cl, maka Mr = 74.55 g/mol

Jadi, massa yang terbentuk adalah:

𝑚 = 𝑛 × 𝑀𝑟 = 0.414 𝑚𝑜𝑙 × 74.55 𝑔

𝑚𝑜𝑙= 30.9 𝑔

Sebagai tambahan, jumlah K yang terpakai adalah 0.414 mol, jadi massa K yang terpakai adalah

𝑚 = 𝑛 × 𝐴𝑟 = 0.414 𝑚𝑜𝑙 × 39.10 𝑔

𝑚𝑜𝑙= 16.18 𝑔

Sehingga massa Cl2 yang terpakai adalah 30.9 g – 16.18 g = 14.7 g

Dan jumlah K yang tersisa adalah 0.435 mol – 0.414 mol = 0.021 mol, jadi massa K yang tersisa adalah

𝑚 = 𝑛 × 𝐴𝑟 = 0.021 𝑚𝑜𝑙 × 39.10 𝑔

𝑚𝑜𝑙= 0.8211 𝑔

17

RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL

• Rumus empiris suaru senyawa menunjukkan jumlah atom relatif dari masing-masing unsur penyusun molekul

senyawa tersebut, dengan rasio bilangan bulat paling kecil.

• Contoh: C3H4O3 memiliki perbandingan jumlah atom C : H : O = 3 : 4 : 3

• Kadar unsur dalam senyawa umumnya dinyatakan dalam persen massa unsur tersebut terhadap massa

senyawa. Atau bisa juga dinyatakan dari mol, dan bisa di lihat lewat rumus berikut ini

𝑘𝑎𝑑𝑎𝑟 𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟 𝑑𝑎𝑙𝑎𝑚 𝑠𝑒𝑛𝑦𝑎𝑤𝑎 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑒𝑛𝑦𝑎𝑤𝑎× 100% =

𝑛 × 𝐴𝑟𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟

𝑀𝑟× 100%

Contoh:

• Tentukan kadar masing-masing unsur dalam senyawa aspirin (C9H8O4)

Dengan Ar C = 12, Ar H = 1, Ar O = 16.

Maka Mr dari aspirin adalah 9 kali Ar C, 8 kali Ar H, 4 kali Ar O, sama dengan 180.

Jadi,

𝑘𝑎𝑑𝑎𝑟 𝐶 =9 × 12

180× 100% = 60%

𝑘𝑎𝑑𝑎𝑟 𝐻 =8 × 1

180× 100% = 4.44%

𝑘𝑎𝑑𝑎𝑟 𝑂 =4 × 16

180× 100% = 35.56%

• Dari hasil analisis pada senyawa primidin, diperoleh kadar unsur karbon 60%, hidrogen 5%, dan sisanya

nitrogen. Tentukan rumus empiris senyawa primidin tersebut.

Kadar C = 60%, kadar H = 5%, kadar N = 35% (sisanya), misalkan massa senyawa (total) adalah 100 g.

Maka:

𝑚𝑜𝑙 𝐶 =𝑘𝑎𝑑𝑎𝑟 𝐶 × 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙

𝐴𝑟 𝐶=

60% × 100 𝑔

12𝑔

𝑚𝑜𝑙

= 5 𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝐻 =𝑘𝑎𝑑𝑎𝑟 𝐻 × 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙

𝐴𝑟 𝐻=

5% × 100 𝑔

1𝑔

𝑚𝑜𝑙

= 5 𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝑁 =𝑘𝑎𝑑𝑎𝑟 𝑁 × 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙

𝐴𝑟 𝑁=

35% × 100 𝑔

14𝑔

𝑚𝑜𝑙

= 2.5 𝑚𝑜𝑙

Jadi, perbandingan mol C, H, dan N adalah 5 : 5 : 2.5

Jika disederhanakan (di bagi 2.5), maka perbandingannya menjadi 2 : 2 : 1

Artinya, rumus empiris senyawa primidin adalah C2H2N.

• Kafein (Mr = 194) memiliki 49.47% C, 5.19% H, 28.86% N, dan 16.48% O. Tentukan rumus molekul kafein.

Misalkan massa senyawa (total) adalah 100 g (bisa juga 1000 g atau angka lain), lalu:

𝑚𝑜𝑙 𝐶 = 49.47%×100 𝑔

12𝑔

𝑚𝑜𝑙

= 4.12 𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝐻 = 5.19% × 100 𝑔

1𝑔

𝑚𝑜𝑙

= 5.19 𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝑁 = 28.86%×100 𝑔

14𝑔

𝑚𝑜𝑙

= 2.06 𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑜𝑙 𝑂 = 16.48% × 100 𝑔

16𝑔

𝑚𝑜𝑙

= 1.03 𝑚𝑜𝑙

Jika dibagi 1.03, maka rumus empirisnya menjadi: C : H : N : O = 4 : 5 : 2 : 1, dan rumus empirisnya adalah

C4H5N2O

Lalu jika kita perhatikan Mr total, harusnya menjadi 194. Tapi dengan rumus empiris, kita dapat Mr sama

dengan:

𝑀𝑟𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑠 = (4 × 12) + (5 × 1) + (2 × 14) + (1 × 16) = 97

𝑀𝑟 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 = 𝑥 . 𝑀𝑟 𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑠

Sehingga x = 2, jadi rumus molekul dari kafein adalah C8H10N4O2

18

IKATAN KIMIA

• Dua buah atom atau ion dapat berikatan satu sama lain lewat elektron valensi

• Symbol Lewis dipakai untuk visualisasi elektron valensi dalam ikatan kimia

• Atom cenderung ingin saling berikatan karena dengan adanya ikatan, energi potensial antara partikel positif

dan partikel negatif akan menjadi lebih rendah

Ikatan ionik (logam – non logam) • Disebut juga ikatan elektrovalen (transfer elektron).

• Atom logam cenderung memiliki energi ionisasi lebih rendah dari non logam, sehingga melepas elektronnya

dan diterima oleh atom non logam (dengan afinitas elektron yang besar).

• Contoh: atom Na memiliki 1 elektron valensi dan Cl memiliki 7. Ikatan ionik antara mereka akan terjadi saat

Na memberikan 1 elektron valensinya kepada Cl.

Ikatan kovalen (non logam – non logam) • Atom non logam cenderung ingin mempertahankan elektronnya karena energi ionisasi yang tinggi, namun

juga ingin menarik elektron dari luat karena afinitas elektronnya besar. Saat 2 atom non logam berikatan,

elektron valensi dipakai untuk kedua atom dan dianggap dibagi bersama-sama.

• Dengan catatan, maksimal elektron valensi adalah 8 (sebelum dan sesudah ikatan terjadi), disebut juga aturan

octet.

• Struktur Lewis untuk senyawa kovalen memiliki setiap pasangan elektron ikatan (PEI) digambarkan sebagai

garis, dan pasangan elektron bebas (PEB) sebagai titik.

• Ikatan kovalen dengan 1 pasangan elektron disebut ikatan kovalen tunggal (ikatan tunggal). Ikatan kovalen

dengan berbagi 2 pasangan elektron disebut ikatan rangkap dua (seperti CO2), dan ikatan dengan 3 pasangan

elektron disebut ikatan rangkap tiga (seperti N2).

• Pada ikatan kimia di mana elektron digunakan bersama secara merata seperti Cl2 dan N2, maka disebut juga

ikatan kovalen nonpolar.

• Jika ikatan terjadi pada atom dengan daya tarik e- (elektronegativitas) yang lebih tinggi dari atom lainnya,

maka terjadi pembentukan dipol (pemisahan muatan – dan +), seperti HF, disebut ikatan kovalen polar.

• Kepolaran dinyatakan dengan momem dipol (𝜇). Semakin besar momen dipol, semakin polar. Satuan momen

dipol adalah debye (D), dengan 1 D = 3.34 × 10−30𝑐𝑚.

• Untuk 2 muatan Q+ dan Q- terpisah sejauh r, maka momem dipolnya adalah 𝜇 = 𝑄 𝑟

Figure 14 Beberapa contoh simbol Lewis

Figure 15 Contoh ikatan ionik pada NaCl

Figure 16 Contoh ikatan kovalen pada beberapa senyawa, PEI dan PEB, serta ikatan rangkap 2 dan rangkap 3

19

• Beberapa pengecualian untuk batasan elektron valensi dalam aturan oktet bisa dilihat pada gambar berikut:

• Ikatan kovalen koordinasi (ikatan dativ) adalah ikatan kovalen dengan salah satu atom mendonasikan

pasangan elektron tanpa meminta elektron dari atom lainnya. Jadi pasangan elektron tidak berasal dari 1 atom

pertama dan 1 atom kedua, melainkan 2 atom pertama.

Ikatan logam (logam – logam) • Atom logam cenderung mudah untuk melepaskan elektron karena energi ionisasi yang rendah, dan sulit

menangkap elektron lain karena afinitas elektron yang kecil.

• Pada ikatannya, elektron justru lepas dan tersebar merata menjadi ‘lautan’ elektron di antara kation-kation,

dan elektron ini mengalir di antara dan sekeliling kation logam, sekaligus mengikat kation satu dengan lainnya

Figure 17 Beberapa pengecualian aturan oktet

Figure 18 Contoh ikatan kovalen koordinasi

Figure 19 Ilustrasi ikatan ionik, kovalen, dan logam

20

IKATAN HIDROGEN

• Ikatan hidrogen adalah gaya Tarik antar molekul yang terjadi antara atom hidrogen yang terikat dengan atom

yang sangat elektronegatif seperti N, O, atau F, dengan pasanan elektron bebas dari atom yang sangat

elektronegatif lainnya. Contoh: pada H2O dan NH3

• Ikatan hidrogen bisa dianggap sebagai gaya dipol-dipol antar molekul polar, namun lebih kuat, karena atom H

cukup kecil dan tidak memiliki elektron inti untuk melindungi inti atom sehingga jarak antara hidrogen

dengan muatan parsial negatif PEB jadi sangat dekat.

• Umumnya ikatan hidrogen digambarkan sebagai X – H … Y -, dengan X dan Y adalah atom yang sangat

elektronegatif (N, O, atau F), H adalah hidrogen, dan tiga titik adalah ikatan hidrogen. Bagian X – H adalah

donor ikatan hidrogen karena memiliki H, sedangkan Y- adalah akseptor.

Sifat fisis • Sifat fisis seperti titik lebur, titik didih, sangat dipengaruhi gaya interaksi antar molekul. Adanya ikatan

hidrogen memberikan pengaruh signifikan pada titik didih. (lihat gambar di bawah)

• Golongan IV A cenderung non polar, dan semakin ke kanan semakin polar dan titik didih meningkat.

Ikatan hidrogen pada air • Satu molekul air dapat berikatan hidrogen dengan 4 molekul air lainnya dalam bentuk tetrahedral seperti

gambar (a). Pada es, seperti gambar (b), terlihat lebih berongga (memuai) dengan susunan lebih kaku sehingga

massa jenis lebih kecil. Saat mencair, ikatan terputus sehingga molekul lebih rapat dan molekul air per satuan

volume menjadi lebih tinggi (densitas, atau massa jenis lebih tinggi).

• Air mencapai densitas maksimum pada 3.98oC, di atas suhu ini, air bersifat normal, di bawah, terjadi anomali.

• Bongkahan es di atas laut menghambat pembekuan di bawahnya, sehingga memungkinkan untuk makhluk

hidup tetap beraktivitas selama musim dingin.

Ikatan hidrogen pada makhluk hidup • Reaksi kimia dalam tubuh makhluk hidup melibatkan senyawa yang complex seperti protein dan DNA, di

mana ada reaksi yang harus dapat dengan mudah putus dan dibentuk lagi. Dalam hal ini, ikatan hidrogen

sangat cocok

• Energi ikatan hidrogen paling besar di antara gaya interaksi antar-molekul lainnya, dan energinya relatif jauh

lebih kecil disbanding ikatan kimia intramolekul (kovalen dan ionik)

• Untuk DNA, ikatan hydrogen sangat membantu karena cukup kuat untuk tetap mengikat heliks ganda, namun

dapat diputuskan dengan mudah pada proses replikasi DNA saat pembelahan sel.

Figure 20 Ikatan hidrogen pada H20 dan NH3

Figure 21 Ikatan hidrogen pada air + grafik titik didih pada beberapa golongan

21

LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON-ELEKTROLIT

• Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik, non-elektrolit sebaliknya.

• Larutan elektrolit ada yang kuat dan yang lemah. Yang kuat memiliki daya hantar relatif tinggi

• Elektrolit kuat dapat terurai sempurna atau hampir sempurna menjadi ion saat terlarut.

• Kuat lemahnya elektrolit dapat diukur dari derajat ionisasi atau derajat disosiasi (𝛼), dan nilainya antara 0 – 1.

Jika 𝛼 = 1, artinya terionisasi dengan sempurna.

𝛼 =𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑦𝑎𝑛𝑔 𝑡𝑒𝑟𝑖𝑜𝑛𝑖𝑠𝑎𝑠𝑖

𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑚𝑜𝑙 𝑦𝑎𝑛𝑔 𝑑𝑖𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑘𝑎𝑛

Mekanisme hantaran lewat larutan • Menurut Arrhenius, hantaran listrik terjadi karena ion-ion bergerak bebas dalam larutan. Contoh: NaCl akan

terdisosiasi (terurai) menjadi ion Na+ dan Cl- dalam air.

• Sebaliknya, non-elektrolit sulit terurai dan tidak dapat menghantarkan listrik. Contoh: sukrosa C12H22O11.

Daya hantar listrik pada ikatan kimia • Ionik

o Terdiri dari ion + dan – yang bergabung karena gaya tarik-menarik elektrostatis.

o Saat padat, ion tidak bisa bergerak dengan bebas, sehingga tidak menghantarkan listrik.

o Jika dilelehkan atau dilarutkan dalam air, maka ion terpecah dan dapat menghantarkan listrik

o Contoh elektrolit kuat: NaCl, KBr, CuCl2, Ca(NO3)2, (NH4)2S, NaOH.

• Kovalen

o Yang polar dapat mengalami ionisasi saat larut dalam air, sehingga membentuk ion bebas dan

menghantarkan listrik. Contoh: HCl, H2SO4, H2C2O4, CH3COOH, NH3.

o Namun ada juga yang polar namun tidak dapat terionisasi seperti aseton, methanol (CH3OH),

sehingga tidak dapat menghantarkan listrik

o Yang non-polar, seperti Br2 dan CH4, tidak dapat terionisasi dan menjadi non-elektrolit

Figure 22 Contoh senyawa ionik yang terionisasi

Figure 23 Contoh kovalen polar yang terionisasi

22

REAKSI REDOKS

• Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang fokus pada listrik dan reaksi kimia. Proses ini disebut reaksi

redoks (reduksi – oksidasi) di mana energi yang dihasilkan dari reaksi spontan dikonversi menjadi energi

listrik, atau menggunakan energi listrik utuk mendorong suatu reaksi nonspontan terjadi

• 3 hal yang perlu diperhatikan dalam persamaan reaksi redoks adalah jumlah atom, jumlah e- yang ditransfer,

dan jumlah muatan reaktan dan produk

• Umumnya yang menjadi fokus utama biloks adalah elektron reaktan dan produk harus sama.

Aturan penentuan biloks (bilangan oksidasi) • Biloks adalah angka yang menunjukkan jumlah e- suatu atom yang dilepaskan atau diterima atom dalam

senyawa, di mana senyawa itu terbentuk lewat ikatan ionik.

• Biloks unsur bebas (atom atau molekul unsur) adalah nol. Contoh: Ne, H2, Fe, Na.

• Biloks oksidasi ion monoatom dan poliatom sama dengan muatan ionnya. Contoh: ion Na+ memiliki biloks

+1, Ca2+ memiliki biloks +2, Cl- memiliki biloks -1, NH4+ memiliki biloks +1, PO43- memiliki biloks -3

• Biloks oksidadi unsur golongan IA adalah +1, golongan IIA adalah +2, golongan VIA pada senyawa biner

adalah -2, golongan VIIA pada senyawa biner adalah -1.

• Biloks O pada senyawa-nya adalah -2, kecuali pada senyawa biner dengan F, biloks O menjadi +2. Biloks O

pada senyawa peroksida (H2O2, BaO2) adalah -1. Senyawa superoksida (KO2, NaO2) biloks O nya -1/2.

• Jumlah biloks untuk semua atom unsur dalam molekul atau seyawa adalah 0. Jumlah biloks untuk atom atau

unsur pembentuk ion poliatom sama dengan muatan ion poliatomnya.

Molekul NaCl terdiri dari atom Na dan atom Cl. Jumlah biloks senyawa = 0, biloks Na = +1, maka Cl = -1.

Molekul V2O3 terdiri dari 3 atom V dan 2 atom O. jumlah biloks senyawa = 0, biloks O = -2, maka V = +3.

Molekul NH4+ terdiri dari 1 atom N dan 4 atom H. jumlah biloks senyawa = +1, biloks H = +1, maka N = -3.

Penyetaraan reaksi redoks • Metode perubahan biloks

o Menentukan biloks masing2 substansi dan identifikasi atom/ion yang mengalami perubahan biloks

o Tulis jumlah e- yang dilepaskan pada oksidasi dan jumlah e- yang diterima pada reduksi, berdasarkan

jumlah perubahan biloks

o Hitung koefisien reaksi reaktan dengan bilangan bulat terkecil yang dapat menyetarakan jumlah

elektron yang ditransfer selama oksidasi dan selama reduksi, lalu menyetarakan koefisien.

o Menyetarakan atom O dengan menambahkan H2O (l), lalu setarakan atom H dengan H+ (aq)

Hasil akhir

23

o Jika pada larutan basa, tambahkan OH- (aq) pada reaktan dan produk sesuai dengan jumlah H+(aq)

o Mengkombinasikan H+ (aq) dan OH- (aq) pada sisi yang sama untuk membentuk H2O (l), dan

menghilangkan jumlah H2O (l) yang sama pada kedua sisi.

• Metode setengah reaksi

o Membagi persamaan reaksi ke dalam 2 bagian : oksidasi dan reduksi

o Menyetarakan atom-atom selain H dan O pada masing2 reaksi

o Menyetarakan atom O dengan H2O (l), lalu menyetarakan atom H dengan H+(aq)

o Menyetarakan muatan dengan electron (e-)

o Mengalikan koefisien masing-masing setengah reaksi dengan bilangan bulat tertentu agar jumlah e-

yang dilepas dalam reaksi oksidasi sama dengan e- yang diterima dalam reaksi reduksi

o Gabungkan kedua setengah reaksi yang sudah setara tersebut menjadi satu persamaan reaksi, lalu

hilangkan bagian yang sama pada kedua sisi

o Untuk larutan basa, tambahkan OH-(aq) pada reaktan dan produk dengan jumlah sama dengan H+(aq)

o Kombinasikan OH-(aq) dan H+(aq) pada sisi yang sama menjadi H2O (l)

Hasil akhir