Dokumen tersebut membahas beberapa topik utama dalam kimia dasar seperti: 1. Hukum-hukum kimia dasar dan stokhiometri 2. Struktur atom dan teori-teori perkembangannya 3. Jenis-jenis ikatan kimia seperti ikatan ion, kovalen, dan lainnya 4. Reaksi redoks dan perhitungan kimiawi

1. I. Stokiometri
1.1 Hukum dasar ilmu kimia
Meliputi antra lain :
Hukum lavoiser atau disebut juga hokum kekekalan masa
Dikemukakan oleh Lavoiser , yang isinya :
“ jumlah masa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama “
Contoh : S + Cu CuS ( tembaga sulfida )
Cu = 63,5gr S = 32gr jadi masa zat sesudah rx 63,6 + 32 = 95,5gr
Hukum perbandingan tetap ( hukum Proust )
Dikemukakan oleh john josep proust, isi :
“Perbandingan unsur – unsur dalam senyawa selalu tetap”
Contoh : jika air diuraikan akan menghasilkan gas hydrogen dan oksigen
perbandinan masa gas hydrogen dan gas oksigen adalah 1:8 walaupun airnya
berbeda”
Hukum Dalton ( perbandingan berganda)
“Apabila 2 buah unsure membentuk 2 buah senyawa atau lebih apabila unsure yang
pertama dalam senyawa tersebut dianggap sama, maka unsure yang ke dua atau
berikutnya berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”
Contoh : unsure A dan B membentuk 2 buah senyawa pada senyawa 1 terdapat 40%
unsure A,unsure B 60%. Pada senyawa ke 2 terdapat 50% unsure A dan unsure B
50%.
Hukum boyle
Bahwa masa gas dan temperatur suatu gas dijaga konstan, sementara volume gas
diubah ternyata tekanan yang dikeluarkan gas juga berubah sedemikian hingga
perkalian antara tekanan (P) dan volume (V) , selalu mendekati konstan. Dengan
demikian suatu kondisi bahwa gas tersebut adalah gas sempurna (ideal).
Volume dari jumlah gas pada temperature tetap berbanding terbalik dengan
tekanannya.
Hukum gaylusac
Isi hukum gaylusac : “ Pada temperature dan tekanan yang sama perbandingan
volume gas yang bereaksi dengan gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat
dan sederhana”
Volume sejumlah tertentu gas pada tekanan tetap berbanding lurus dengan
temperaturnya.
Hukum avogardo
Isi : “ pada temperature dan tekanan yang sama gas – gas yang volumenya sama
akan mengandung jumlah molekul yang sama pula”

2. Hukum gas ideal
II . Struktur Atom
Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan
elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya. Inti atom mengandung campuran proton
yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1
yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom
oleh gaya elektromagnetik. Demikian pula sekumpulan atom dapat berikatan satu sama
lainnya membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron
yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang
berbeda bersifat positif atau negatif dan merupakan ion. Atom dikelompokkan berdasarkan
jumlah proton dan neutron pada inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan
unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut.
Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu
yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-
bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18,
para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat
tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama
akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan
komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak
dapat dibagi-bagi lagi. Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan
kemudian berhasil memodelkan atom.
Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil dengan
massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan khusus
seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti
atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak
memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan
radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan
neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi,
ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan
menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras.
Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur dan mempengaruhi sifat-
sifat magnetis atom tersebut.
2.1. Teori Dalton
Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di Inggris yang melakukan perenungan
tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan
Dalton dan Democritus adalah bahwa benda itu berbentuk pejal.. Dalam perenungannya
Dalton mengemukakan postulatnya tentang atom.

3. o Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat keci yang dinamakan
dengan atom
o Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama
o Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula
o Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain
dengan reaksi kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga
tidak dapat dihancurkan
o Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut
molekul
o Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah
tetap
Kelebihan model atom Dalton:
Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom.
Kelemahan model atom John Dalton :
Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan
arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik padahal
listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat
menghantarkan arus listrik.
2.2. Teori atom rutherford – bohr
2.2.1 Rutherford
Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil
pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford.
o Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.
o Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa
atom.
o Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yanga sangat tinggi.
o Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan.
Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan.
Kelemahan Model Atom Rutherford
o Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti
memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya,

4. lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel
pada inti.
o Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron
dan cara rotasinya terhadap ini atom.
o Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi
tidak stabil.
o Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).
2.2.2 Bohr
Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak
mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. Model atom
Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford.
Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :
o Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi
tertentu.
o Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap
energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi
jika berpindah ke orbit yang lebih dalam
Kelebihan model atom Bohr
o atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.
Kelemahan model atom Bohr
o tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.
o Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik,
pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang
berelektron lebih banyak.
o
2.3. Model atom modern
2.4. Sistem periodic unsure
Tabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia dalam bentuk
tabel. Unsur-unsur tersebut diatur berdasarkan struktur elektronnya sehingga sifat
kimia unsur-unsur tersebut berubah-ubah secara teratur sepanjang tabel. Setiap
unsur didaftarkan berdasarkan nomor atom dan lambang unsurnya.

5. Fungsi system periodic adalah mempermudah memepelajari unsure – unsure
berdasarkan kemiripan sifat unsure.
Perioda adalah unsure dari kiri ke kanan, nomor perioda adalah jumlah kulit.
Sifat – sifat periodic adalah :
 Jari – jari atom
Adalah jarak antara inti atom dengan electron pada kulit terluar atom
tersebut.
Satu perioda makin kekanan
Jari jari atom kecil
Satu golongan makin Energy ionisasi makinbesar
Keatas Afinitas electron makin besar
Keelektronegatifan makin besar
Sifat logam kecil
Sifat non logam besar
Daya pengoksidasi bertambah
Daya produksi berkurang
kereaktifanberkuran
 Energi ionisasi
Ialah besarnya energy yang diperlukan oleh suatu atom atau ion untuk
melepaskan sebuah electron yang terikt paling lemah untuk membentuk ion
positif.
 Afinitan electron
Adalah besarnya energy yang dibebaskan oleh suatu atom untuk menerima
sebuah electron.
 Keelektronegatifan
Adalah besarnya tendensi suatu atom untuk menerima electron atau
kemampuanreaktif suatu atom untuk menarik electron terdekat dari atom
lain yang saling berkaitan dalam senyawa.

6.  Sifat logam
 Kereaktifan
 Titik leleh dan titik lebur
III. Ikatan Kimia
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik
menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau
poliatomik menjadi stabil. Antra lain :
3.1. Ikatan Ion
Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki
perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang
membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih
besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5
biasanya disebut ikatan kovalen. Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang
berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.
3.2. Ikatan Kovalen
Adalah ikatan antara 2 atau lebih atom yang sejenis atau berbeda yang memakai electron
valensi bersama sehingga masing – masing atom memiliki susunan stabil seperti gas mulia.
Ada tiga jenis ikatan kovalen yakni :
Ikatan kovalen tunggal ikatan yang terbentuk karena 1 elektron dari suatu atom
berpasangan dengan 1 elektron yang tidak sejenis. Keelektronegatifan ke 2 atom itu sama
besar sehingga electron berada pada jarak yang sama terhadap inti atom pasangannya.
Ikatan kovalen ganda ikatan yang terbentuk karena 2 elektron dari suatu atom
masing – masing berpasangan dengan 2 elektron dari suatu atom yang sejenis.
Ikatan kovalen ganda tiga ikatan yang terbentuk karena 3 elektron dari 1 atom yang
sejenis.
Ikatan kovalen koordinasi ikatan kovalen dimana pasangan electron yang digunakan
bersama berasal dari salah satu atom.
3.3 Ikatan Hidrogen
Adalah ikatan yang terjadi antara ujung positif suatu molekul dengan ujung negative
molekul yang lain.

7. Contohnya ikatan pada molekul air danmolekul HF
3.4 Ikatan Logam
Jika sejumlah besar atom bergabung dengan berbagi elektron masing-masing, ini disebut
ikatan logam. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara
atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua
atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-
logam dapat menghantarkan arus listrik. logam seperti besi, tembaga, seng, aluminium, dan
lain-lain, yang membentuk materi mentah banyak perkakas dan instrumen yang kita lihat
atau gunakan sehari-hari, mendapatkan badan yang padat dan rapat karena ikatan-ikatan
logam yang terbentuk oleh atom-atomnya.
3.5 Ikatan Vanderwalls
Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara
molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan
suhu, fasa 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.
Ikatan van der Waals adalah ikatan yang berlaku akibat kedudukan kumpulan kimia yang
berdekatan.
IV. Perhitungan tanpa reaksi kimiadan dengan reaksi kimia
4.1 Reaksi Redoks
Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya
bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.
Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion
Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.
Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai
oksidatif dan dikenal sebagai oksidator. Oksidator melepaskan elektron dari senyawa lain, sehingga
dirinya sendiri tereduksi. Oleh karena ia "menerima" elektron, ia juga disebut sebagai penerima
elektron. Oksidator bisanya adalah senyawa-senyawa yang memiliki unsur-unsur dengan bilangan
oksidasi yang tinggi (seperti H2O2, MnO4−, CrO3, Cr2O72−, OsO4) atau senyawa-senyawa yang sangat
elektronegatif, sehingga dapat mendapatkan satu atau dua elektron yang lebih dengan mengoksidasi
sebuah senyawa (misalnya oksigen, fluorin, klorin, dan bromin).

8. Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuan untuk mereduksi senyawa lain dikatakan sebagai
reduktif dan dikenal sebagai reduktor atau agen reduksi. Reduktor melepaskan elektronnya ke
senyawa lain, sehingga ia sendiri teroksidasi. Oleh karena ia "mendonorkan" elektronnya, ia juga
disebut sebagai penderma elektron. Senyawa-senyawa yang berupa reduktor sangat bervariasi.
Unsur-unsur logam seperti Li, Na, Mg, Fe, Zn, dan Al dapat digunakan sebagai reduktor. Logam-
logam ini akan memberikan elektronnya dengan mudah.
4.2 Penyetaraan persamaan redoks
Untuk menuliskan keseluruhan reaksi elektrokimia sebuah proses redoks, diperlukan
penyeimbangan komponen-komponen dalam reaksi setengah. Untuk reaksi dalam larutan, hal ini
umumnya melibatkan penambahan ion H+, ion OH-, H2O, dan elektron untuk menutupi perubahan
oksidasi.
Media asam
Pada media asam, ion H+ dan air ditambahkan pada reaksi setengah untuk menyeimbangkan
keseluruhan reaksi. Sebagai contoh, ketika mangan(II) bereaksi dengan natrium bismutat:
Reaksi ini diseimbangkan dengan mengatur reaksi sedemikian rupa sehingga dua setengah
reaksi tersebut melibatkan jumlah elektron yang sama (yakni mengalikan reaksi oksidasi
dengan jumlah elektron pada langkah reduksi, demikian juga sebaliknya). Reaksi di
seimbangkan.
Media basa
Pada media basa, ion OH- dan air ditambahkan ke reaksi setengah untuk menyeimbangkan
keseluruhan reaksi.Sebagai contoh, reaksi antara kalium permanganat dan natrium sulfit
Reaksi di seimbangkan :

9. V. Kesetimbangan Kimia
5.1 pengertian kesetimbangan
Pada reaksi yang berlangsung bolak balik, ada saat dimana laju terbentuknya produk sama
dengan laju terurainya kembali produk menjadi reaktan. Pada keadaan ini, biasanya tidak
terlihat lagi ada perubahan. Keadaan reaksi dengan laju reaksi maju (ke kanan) sama
dengan laju reaksi baliknya (ke kiri) dinamakan keadaan setimbang. Reaksi yang
berada dalam keadaan setimbang disebut Sistem Kesetimbangan.
5.2 kesetimbangan asam basa
Asam sering dikenali sebagai zat berbahaya dan korosif. Hal ini benar untuk beberapa jenis asam
yang digunakan di laboratorium, seperti asam sulfat dan asam klorida. Tetapi asam yang tidak
berbahaya juga banyak ditemui dalam kehidupan sehari – hari. Misalnya pada cuka dan buah –
buahan. Seperti halnya asam, basa juga sering digunakan dalam kehidupan sehari – hari. Misalnya
dalam pasta gigi, deterjen, atau cairan pembersih. Secara umum, asam dapat dikenali dari bau dan
rasanya yang tajam / asam. Sedangkan basa bersifat licin dan rasanya pahit. Bila diteteskan pada
kertas litmus, asam akan memberikan warna merah dan basa akan memberikan warna biru.
5.3. Teori – teori Asam Basa
5.3.1. Teori Arrhenius
Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat yang melepaskan ion H+ atau H3O+ dalam air. Sedangkan
basa adalah senyawa yang melepas ion OH- dalam air.
HA + aq  H+(aq) + A-(aq)
BOH + aq  B+(aq) + OH-(aq)
Di dalam air, ion H+ tidak berdiri sendiri, melainkan membentuk ion dengan H2O.
H+ + H2O  H3O+ (ion hidronium)
Berdasarkan jumlah ion H+ yang dapat dilepaskan, asam dapat terbagi menjadi
 Asam monoprotik  melepaskan 1 ion H+
Contoh : asam klorida (HCl)
HCl  H+(aq) + Cl-(aq)
 Asam diprotik  melepaskan 2 ion H+
Contoh : asam sulfat (H2SO4)
H2SO4  H+(aq) + HSO4-(aq)
HSO4-  H+(aq) + SO42-(aq)

10.  Asam triprotik  melepaskan 3 ion H+
Contoh : asam fosfat (H3PO4)
H3PO4  H+(aq) + H2PO4-(aq)
Bila asam dan basa direaksikan, maka produk yang akan terbentuk adalah senyawa netral (yang
disebut garam) dan air. Reaksi ini disebut sebagai reaksi pembentukan garam atau reaksi penetralan,
yang akan mengurangi ion H+ dan OH- serta menghilangkan sifat asam dan basa dalam larutan secara
bersamaan. Jika asam yang bereaksi dengan basa adalah asam poliprotik, maka akan dihasilkan lebih
dari satu jenis garam. Misalnya pada rekasi antara NaOH dengan H2SO4.
NaOH + H2SO4  NaHSO4 + H2O
NaHSO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O
Senyawa NaHSO4 disebut sebagai garam asam, yaitu garam yang tebentuk dari penetralan parsial
asam poliprotik. Garam asam bersifat asam, sehingga dapat bereaksi dengan basa membentuk
produk garam lain yang netral dan air.
5.3.2. Teori Brönsted – Lowry
Teori Arrhenius ternyata hanya berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak dapat menjelaskan
fenoena pada reaksi tenpa pelarut atau dengan pelarut bukan air. Pada tahun 1923, Brönsted –
Lowry mengungkapkan bahwa sifat asam – basa ditentukan oleh kemempuan senyawa untuk
melepas / menerima proton (H+). Menurut Brönsted – Lowry, asam adalah senyawa yang memberi
proton (H+) kepada senyawa lain.
Contoh : HCl + H2O  H3O+ + Cl-
Sedangkan basa adalah senyawa yang menerima proton (H+) dari senyawa lain.
Contoh : NH3 + H2O  NH4+ + OH-
Dalam larutan, asam / basa lemah akan membentuk kesetimbangan dengan pelarutnya. Misalnya HF
dalam pelarut air dan NH3 dalam air.
HF + H2O  H3O+ + F-
a1 b2
b1 a2
NH3 + H2O  NH4+ + OH-
a1 b2
b1 a2
Pasangan a1 – b2 dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa konjugasi.
 Asam konjugasi : asam yang terbentuk dari basa yang menerima proton
 Basa konjugasi : basa yang terbentuk dari asam yang melepas proton

11. Teori Brönsted – Lowry memperkenalkan adanya zat yang dapat bersifat asam maupun basa, yang
disebut sebagai zat amfoter. Contohnya adalah air. Di dalam larutan basa, air akan bersifat asam dan
mengeluarkan ion positif (H3O+). Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan
mengeluarkan ion negatif (OH-).
5.3.3. Teori Lewis
Lewis mengelompokkan senaywa sebagai asam dan basa menurut kemampuannya melepaskan /
menerima elektron. Menurut Lewis,
 Asam : - senyawa yang menerima pasangan elektron
- senyawa dengan elektron valensi < 8
 Basa : - senyawa yang mendonorkan pasangan elektron
- mempunyai pasangan elektron bebas
Contoh : Reaksi antara NH3 dan BF3
H3N : + BF3  H3NBF3
Nitrogen mendonorkan pasangan elektron bebas kepada boron. Pasangan elektron bebas yang
didonorkan ditandai dengan tanda panah antara atom nitrogen dan boron.
Kelebihan teori Lewis ini adalah dapat menjelaskan reaksi penetralan yang dilakukan tanpa air.
Misalnya pada reaksi antara Na2O dan SO3. Menurut Arrhenius, reaksi penetralan ini harus dilakukan
dalam air.
Na2O + H2O  2 NaOH
SO3 + H2O  H2SO4
2 NaOH + H2SO4  2 H2O + Na2SO4
Teori Lewis memberikan penjelasan lain untuk menjelaskan reaksi ini.
Na2O(s) + SO3(g)  Na2SO4(s)
2 Na+ + O2-  2 Na+ + [ OSO3 ]2-
5.4 Elektrokimia
Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang
digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang
dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvani dan sel
elektrolisis.