Resume kimia dasar

Resume Kimia Dasar
I. Pendahuluan Ilmu Kimia
a. Kedudukan Ilmu Kimia dalam Ilmu Pengetahuan
Kimia merupakan salah satu cabang IPA (Ilmu Pengetahuan Alam). Bidang
IPA lainnya ialah Fisika, Biologi, Astronomi, dan Ilmu Bumi (Geologi). Kelima ilmu
ini dikenal sebagai “ilmu-ilmu dasar” dalam bidang IPA. Jadi kedudukan Kimia dalam
IPTEK adalah sebagai Ilmu Dasar.
Ilmu kimia mempunyai kedudukan yang sangat penting diantara ilmu-ilmu
lain karena ilmu kimia dapat menjelaskan secara mikro (molekuler) terhadap fenomena
makro. Di samping itu, ilmu kimia memberikan konstribusi yang penting dan
berarti terhadap perkembangan ilmu-ilmu terapan, seperti pertanian, kesehatan, dan
perikanan serta teknologi (Keenan, 1986:2).
b. Hubungan antara Ilmu Kimia dengan cabang-cabang Ilmu Pengetahuan yang
lain dan matematika
Kimia terus berkembang dan diperkirakan Kimia kini meliputi lebih dari 60
cabang kimia. Perkembangan Kimia dan juga Ilmu Pengetahuan lainnya
sesungguhnya didorong oleh kebutuhan dan kepentingan manusia.

Pada berbagai bidang keprofesionalan dan ilmu lainnya, Kimia juga
memberikan perannya. Pembuatan bahan kecantikan dan obat-obatan (bidang
Kedokteran & Farmasi); pembuatan bahan optik dan film (bidang Fotografi);
pembuatan berbagai cat, kertas, kain, logam, semen untuk bahan
lukisan/ukiran/pahatan (bidang Seni & Bangunan); serta penetapan lokasi dan
kandungan bahan mineral di bumi, dan umur benda-benda purbakala (bidang Geologi).
Dalam bidang Kriminologi dan Hukum, Kimia memainkan peran penting. Dokumen,
uang, lukisan atau benda kuno, dll dapat diuji keaslian atau tidaknya dengan cara
kimia. Sehelai serat atau rambut, sidik jari, percikan darah, dan benda lainnya dalam
suatu peristiwa kriminal dapat dianalisis secara kimia dan hasilnya dapat dijadikan
barang bukti di pengadilan. Bahkan ilmu kimia juga dapat membantu menyelesaikan
masalah sosial, sepertimasalah ekonomi, hukum, seni dan lingkungan hidup. Sebagai
contoh : uang sebagai alat tukar dalam perekonomian, bahkan bahan dan proses
pembuatannya memerlukan ilmu kimia.
c. Peran Matematika dalam ilmu Kimia, Kehidupan, dan Perkembangan IPTEK
ilmu kimia juga memerlukan ilmu-ilmu lain seperti matematika, fisika dan biologi.
Matematika diperlukan untuk memahami beberapa bagian ilmu kimia seperti :
hitungan kimia, laju reaksi, thermo kimia dan lain lain.
Seperti halnya ilmu Kimia yang diaplikasikan dalam berbagai bidang, salah
satunya dalam bidang industry. Survei lapangan menunjukkan kecenderungan
pentingnya kemampuan dasar matematika dalam dunia kerja. Pekerja tamatan sekolah
menengah dengan kemampuan matematika tinggi mempunyai karir yang lebih baik
dan tingkat penganggurannya lebih rendah dibanding dengan yang kemampuan
matematikanya rendah (Laporan Departemen Pendidikan Amerika Serikat dalam
Mathematics Equal Opportunity, 1997). Dalam laporan lain, dikemukakan bahwa
penggunaan matematika dalam industri berkembang pesat, dan matematikawan telah
memberikan kontribusi pada keunggulan teknis dan penghematan biaya melalui
pemodelan, analisis, dan komputasi yang cerdik (SIAM Report on Mathematics,
1995), [24].
Perkembangan iptek yang pesat adalah berkat dukungan matematika. Landasan
dukungan disebabkan kekuatan matematika pada struktur dan penalarannya.

Perkembangan matematika sering merintis kemungkinan penerapannya yang baru pada
berbagai bidang ilmu lain. Sebaliknya, tuntutan pemecahan masalah berbagai bidang
iptek turut mendorong perkembangan matematika. Saat ini sarjana matematika telah
banyak yang bekerja di berbagai lapangan, seperti komputer, asuransi, perbankan,
teknologi penerbangan, proses produksi, penelitian, perencanaan, dan pengembangan.
Profesi dosen dan guru matematika juga senantiasa memerlukan tenaga sarjana
matematika. Kebutuhan akan sarjana Matematika berkaitan pula dengan masalah-
masalah besar di dunia saat ini, yaitu ledakan penduduk, kelaparan, penyakit menular,
krisis energi dan lingkungan yang semakin mengancam manusia. Masalah - masalah
ini dapat dipecahkan dengan kajian Matematika seperti pembentukan model
Matematika dan simulasi komputer.
d. Ruang Lingkup Ilmu Kimia
Di dalam kajian ilmu kimia mempelajari tentang struktur, komponen, sifat dan
perubahan materi, serta energi yang menyertai perubahan materi. Sifat dan perubahan
materi sangat dipengaruhi oleh komponen penyusun, komposisi komponen penyusun,
dan susunan komponen penyusun dalam materi tersebut. Sifat dan perubahan materi
akan di bahas dalam Ilmu Kimia mencakup sifat-sifat fisis serta sifat kimia dari materi.
Sifat fisis mencakup wujud dan tampilan materi, sedang sifat kimia yang mencakup
kecenderungan materi utnuk berubah, dan menghasilkan materi baru. Pembahasan
tentang energi yang menyertai perubahan kimia, menyangkut banyaknya energy yang
menyertai perubahan sejumlah materi, serta asal usul energi tersebut.

II. Materi dan Energi
a. Klasifikasi Materi
Materi dapat diartikan sebagai segala sesuatu yang mempunyai massa, dan
menempati ruang. Makhluk hidup dan yang tidak hidup terdiri atas materi manusia,
tumbuh tumbuhan, hewan, air, batu, kayu, garam dan benda benda apa saja di sekitar
kita termasuk materi.
Materi terdiri dari 3 macam wujud yaitu : padat, cair dan gas. Adapun ciri-cirinya:
- Padat : Bentuk dan volumenya tetap, selama tidak ada pengaruh
dari luar.
- Cair : Bentuknya selalu berubah, sesuai dengan tempatnya volume zat
cair adalah tetap.
- Gas : Baik bentuk dan volumenya tidak tetap dan akan mengisi seluruh
ruang yang ditempatinya.
Materi mempunyai massa dan berat. Pengertian massa berbeda dengan pengertian
berat. Massa suatu benda, di semua tempat selalu tetap, sedangkan beratnya tergantung
pada gaya gravitasi bumi setempat. Massa adalah banyaknya materi atau zat yang
terkandung dalam suatu benda, sedangkan volume adalah banyaknya partikel yang
dikandung dalam suatu zat.
Materi dapat diklasifikasikan dalam dua kelompok besar yaitu zat murni dan
campuran. Zat murni adalah materi yang memiliki komposisi tertentu dan tetap.
Sedangkan campuran adalah materi yang memiliki komposisi yang sembarangan dan
tidak tetap. Zat murni dapat dibagi menjadi dua kelompok lagi yaitu unsure dan
senyawa.
Materi
Prinsipnya setiap zat murni memiliki sifat fisika dan sifak kimia yang sama.
Komponen penyusunnya tidak dapat dipisah dengan proses fisika sederhana, tapi
Materi
unsur Senyawa
Zat Murni Campuran

dengan proses kimia. Sedangkan campuran yang pada dasarnya merupakan campuran
fisik antara dua atau lebih zat murni dengan perbandingan sembarang yang
menyebabkan sifat zat murninya masih Nampak dapat dipisahkan dengan proses fisika
sederhana.
Unsur adalah zat murni yang terdiri dari satu macam zat dan tidak dapat dibagi
lagi menjadi zat yang lebih sederhana. Di alam saat ini telah diketahui ada 109 macam
unsur. Sebanyak 88 unsur didapat di alam baik dalam bentuk unsurnya maupun
senyawanya, sedang sisanya unsure buatan laboratorium.
Senyawa adalah zat murni yang tersusun dari beberapa unsur dengan
perbandingan tertentu. Air ( H2O ) , asam cuka ( CH3COOH ) , gula , dan garam adalah
contoh senyawa.
b. Partikel Penyusun Materi
Partikel penyusun materi adalah bagian terkecil dari suatu materi yang
masih memiliki sifat materi tersebut. Misalnya, partikel terkecil unsur natrium yang
masih mempunyai sifat natrium adalah atom natrium. Sebenarnya, atom natrium terdiri
dari partikel-partikel lebih kecil lagi, yakni proton, neutron, dan elektron. Akan tetapi
proton, neutron, dan elektron tidak disebut sebagai partikel terkecil unsur natrium
sebab tiap partikel tidak mempunyai sifat khas natrium.
Umumnya partikel penyusun unsur logam berbentuk atom. Unsur besi tersusun
dari atom besi, begitupula unsure logam yang lain. Beberapa unsure juga tersusun atas
molekul-molekul. Nitrogen (N2), Oksigen (O2) merupakan unsure yang tersusun atas
molekul-molekul Sedangkan partikel penyusun senyawa adalah molekul-molekul
senyawa tersebut.
Molekul unsure = atom1+atom1+…+ atom1
Molekul senyawa = atom1+atom2+…+atomn → bermuatan (molekul ion)
→ tidak bermuatan
c. Sifat-sifat dan Perubahan Materi
Sifat suatu materi ditentukan oleh komposisi komponen penyusun, struktur kimia
atau susunan penyusun suatu materi. Secara umum sifat materi dibagi menjadi dua
yaitu sifat fisika dan sifat kimia.

Sifat fisika suatu materi adalah sifat materi yang dapat diamati tanpa materi
tersebut mengalami perubahan menjadi materi lain ( komposisi dan struktur komponen
penyusun tetap. Sifat ini berkaitan dengan perubahan fisika.
sifat fisika = { warna, bau, rasa, wujud, titik didih, titik lebur, massa jenis}
Sifat Kimia suatu materi adalah sifat yang menyebabkan perubahan materi menjadi
materi baru. Sifat ini dapat diamati ketika materi mengalami perubahan komposisi atau
struktur. Sifat ini berhubungan dengan perubahan kimia.
sifat kimia materi = { mudah terbakar, mudah teroksidasi, korosif, oksidator,
reduktor }
Selain kedua sifat diatas, sifat materi dapat dikelompokkan kedalam sifat intensif
dan sifat ekstensif.
Sifat intensif adalah sifat materi yang tidak dipengarhi oleh banyaknya atau
kuantitas materi.
sifat intensif = { massa jenis, titik didih, titik lebur, rasa asin air laut, mudah
terbakar, mudah teroksidasi, dan kalor jenis}
Sifat ekstensif adalah sifat materi yang dipengaruhi oleh banyaknya materi.
sifat ekstensif = { massa, volume, berat, dan tekanan }
Dalam kehidupan Anda, Anda sering melihat perubahan materi seperti
- Air : Pada suhu kamar berwujud cair (suhu ± 25°C ) tetapi jika dipanaskan
akan berubah menjadi uap air. Di puncak (di udara yang dingin ) uap air, dapat
mengembun, dan jika didinginkan hingga 0°C (dalam kulkas), dapat berubah menjadi
es (disebut peristiwa membeku)
- Kayu dan kertas : Jika kayu/kertas dibakar akan berubah menjadi abu.
- Besi : Jika didiamkan di udara terbuka lama lama kelamaan akan berkarat.
- Kawat : Kawat pijar dalam bola lampu, jika dialiri listrik akan menyala.
- Nasi dan susu : Nasi maupun susu, jika dibiarkan di udara terbuka akan
menjadi basi dan masih banyak peristiwa perubahan materi yang lain.
Perubahan materi dapat digolongkan menjadi dua golongan yaitu :
a. Perubahan Fisika, yaitu perubahan yang tidak menghasilkan materi baru, yang
berubah hanya bentuk dan wujud materi.Contoh :
1. Es menjadi air, dan dapat kembali menjadi es.

2. Pelarutan garam, dan jika diuapkan, akan kembali menjadi garam semula.
b. Perubahan Kimia atau reaksi kimia yaitu perubahan yang menghasilkan materi baru.
Suatu perubahan kimia, sulit dikembalikan ke keadaan semula . Contoh :
1. Nasi menjadi basi
2 Kayu terbakar menjadi abu.
Untuk mengetahui, apakah telah terjadi perubahan kimia pada materi, ada tolak ukur
yang dapat diamati seperti perubahan suhu, pembentukan gas atau pembentukan
endapan.
d. Energi dalam Materi, Bentuk-bentuk Energi
Setiap materi memiliki energi. Energi yang terkandung dalam suatu materi
didefinisikan sebagai kemampuan materi untuk melakukan kerja.
Bentuk energy dalam materi = { energy listrik, energy kimia, energy kalor, energy
cahaya, energy suara,… }
Perubahan kimia juga disertai perubahan energi. Contoh : Pada proses assimilasi
pada tumbuhan terjadi pada siang hari dengan bantuan sinar matahari. Jadi energi
matahari diubah menjadi energi kimia yang disimpan dalam karbohidrat hasil reaksi itu
jadi tiap perubahan zat selalu disertai perubahan energi, tetapi tidak semua energi yang
menyertai perubahan zat dapat diamati oleh indera kita.
e. Simbol atom suatu unsure
𝐵𝑍
𝐴 Keterangan :
B : Nama unsure
A : Nomer Massa ( Jumlah proton + jumlah neutron)
Z : Nomer Atom ( jumlah proton )
energi
Potensial tersimpan dalam materi karena kedudukannya terhadap
permukaan bumi, kondisinnya dan komposisinya
Kinetik karena gerakan materi

Simbol kimia merupakan singkatan dari nama unsure. Nama unsure biasanya
diberikan berdasar penemu, tempat ditemukan, sifat dan sebagainya.
f. Senyawa dan Rumus Senyawa
Senyawa = { organic, anorganik }
Senyawa anorganik = { Oksida, asam, basa, garam }
1. Oksida : Unsur + oksigen
U = symbol unsure, x = valensi unsure
O = oksigen.
Oksida berdasar jenis unsure = { oksida logam, oksida nonlogam, oksida metaloid
}
Oksida berdasar reaksinya = { oksida asam, oksida basa, oksida amfotir, oksida
indiferen.
Oksida Logam : merupakan hasil reaksi oksida basa. Untuk monovalen ,
nama unsure diikuti kata oksida. Untuk polivalen, nama unsure diikuti angka
romawi yang menyatakan valensi dan diakhiri kata oksida.
Contoh : Na2O = natrium oksida
Fe2O3 = Besi (III) oksida
Oksida nonlogam : merupakan hasil reaksi oksida asam. Nama unsure diikuti
angka latin, mono (1), di (2), tri (3) dan seterusnya diakhiri kata oksida.
Contoh : SO3 = Belerang trioksida
Cl2O = Klor monoksida
Oksida metalloid : merupakan hasil reaksi oksida amfotir.
Oksida asam : Oksida nonlogam + H2O → asam
Oksida basa : oksida logam + H2O → basa
Oksida amfoter : Oksida metalloid + H2O → suasana basa → asam
→ suasana asam → basa
2. Asam : Hidrogen + sisa asam ( biasanya nonlogam )
Z = sisa asam yang dapat berupa atom tunggal atau
molekul, x = valensi sisa asam, H = Hidrogen
U2Ox
HxZ

Nama asam didahului dengan kata asam diikuti nama sisa asam. Untuk asam
yang tidak mengandng oksigen diakhiri dengan kata ida. Jika mengandung
oksigen diakhiri dengan it atau at. at untuk bervalensi tinggi dan it bervalensi
rendah.
Contoh : HCl = asam klorida
H2S = asam sulfide
Asam berdasar kuat lemahnya = { asam kuat , asam lemah }
Asam kuat = { H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 }
Asam lemah = { asam kuat }
3. Basa : Hidrogen + sisa basa ( biasanya logam )
L =unsur logam, y = valensi unsure logam
Untuk logam monovalen, nama basa di dahului nama
logam diikuti kata hidroksida. Dan untuk logam polivalen, nama diikuti angka
romawi dalam kurung dan diakhiri kata hidroksida. Penamaan basa juga dapat
dilakukan dengan menambahkan akhiran i atau o pada logam polivalen. i untuk
valensi tinggi dan o untuk valensi rendah.
Contoh : NaOH = Natrium hidroksida
Fe(OH)2 = Besi (II) hidroksida
Basa berdasar kuat lemahnya = { basa kuat, basa lemah }
Basa Kuat = { senyawa hidroksida basa dari unsur L, L = ( Li, Na, K, Rb, Cs,
Ca, Sr, Ba ) }
Basa lemah = {basa kuat}
4. Garam : ion positif logam/basa + ion sisa asam
L = ion positif atau unsur logam, Z = sisa asam atau ion
negative, x = muatan atau valensi sisa asam, y = muatan
atau valensi logam/ion positif.
Nama garam merupakan gabungan dari nama logam atau ion posotif
diikuti nama asam.
Contoh : NaCl = Natrium klorida
BaSO4 = Barium sulfat
L(OH)y
LxZy

Garam = { garam normal, garam basa, garam asam, garam rangkap, garam
kompleks }
Rumus molekul, rumus empiris dan rumus struktur
Setiap senyawa kimia memiliki rumus kimia yang berbeda. Rumus
kimia yang sering digunakan untu menjelaskan perbedaan antar senyawa,
yaitu rumus molekul, rumus empiris dan rumus struktur.
Rumus molekul : menyatakan perbandingan jumlah atom-atom
yang menyusun sebuah molekul suatu senyawa. Air (H2O), setiap
molekulnya tersusun dari sebuah atom oksigen (O) dan dua buah atom
hydrogen (H).
Rumus empiris : menyatakan perbandingan yang paling
sederhana jumlah atom-atom yang menyusun sebuah molekul senyawa.
Dua senyawa berbeda dapat memiliki rumus empiris yang sama namun
rumus molekulnya berbeda.
Rumus struktur : menggambarkan susunan atom-atom dalam
menyusun suatu persenyawaan.konformasi atom-atom dalam molekul
suatu persenyawaan sangat menentukan sifat molekul tersebut.
III. Hitungan Kimia

a. Teori atom Dalton :
1. Semua materi tersusun oleh partikel-partikel sangat kecil yang dinamakan atom
2. Atom-atom bersifat kekal dalam proses perubahan kimia, artinya perubahan
reaktan menjadi produk tidak merubah atom-atom melainkan hanya merubah
komposisi susuna aom-atom dalam suatu materi.
3. Atom dari unsure yang sama memiliki sifat, ukuran, dan massa yang sama dan
atom dari unsure yang berbeda memiliki sifat, ukuran dan massa yang berbeda.
4. Senyawa kimia tersusun dari dua atau lebih atom-atom yang berbeda dengan
komposisi tertentu, sederhana dan tetap.
5. perubahan kimia adalah proses pembentukan, penguraian dan penataan atom-
atom dalam pembentukan suatu materi.
Dari teori tersebut Dalton berhasil menjelaskan fakta hukum kekekalan
massa sesuai pernyataan pertama dan kedua. Juga fakta hukum perbandingan
tetap sesuai pernyataan keempat dan kelima.
Kelemahan teori Dalton :
1. Atom ternyata tersusun dari partikel-partikel sub atomic , yaitu proton, neutron
dan electron.
2. Atom-atom suatu unsure ternyata dapat berbeda massanya (adanya isotop).
3. Ada senyawa-senyawa kimia yang perbandingan atomnya rumit, misalnya
C6H7N3O11 dan C18H35O2Na serta adanya senyawa-senyawa serta adanya
senyawa-senyawa non stoikiometri.
b. Massa sebuah atom dan massa atom relatif
Dengan berkembangnya ilmu kimia, ditemukan fakta yang telah disesuaikan
dengan berbagai sumber mengindikasikan bahwa atom tersusun dari partikel-partikel
subatomic ( partikel kecil ). Secara umum ada tiga macam partikel sub atomic yaitu
proton, electron, neutron. Data karakteristik ketiga sub atom :
Proton neutron elektron
simbol p n e
Muatan relative +1 0 -1
Muatan absolute +1,6 x 10-19 C 0 -1,6 x 10-19 C
Massa atom relative 1,006 ∞ 1 1,009 ∞ 1 5,44 x 10-4 ∞ 0

Massa absolut 1,672 x 10-27 1,675 x 10-27 9,11 x 10-3
Proton dan neutron menyusun inti atom sehingga inti atom bermuatan positif,
sedangkan electron bermuatan negative bergerak mengelilingi inti atom. Jumlah
electron dalam sebuah atom netral selalu sama dengan jumlah proton. Massa electron
sangat kecil bila disbanding massa proton atau neutron, oleh karena itu massa sebuah
atom biasanya dianggap sama dengan jumlah massa proton dan neutron penyusun inti
atom.
Massa sebuah atom suatu unsure merupakan rata-rata massa isotop yang dimiliki
unsure tersebut dengan satuan sma (satuan massa atom), 1 sma setara dengan 1,66 x
10-24 gram.
Contoh : klor memiliki 2 macam isotop, yaitu 𝐶𝑙17
35
dengan kelimpahan 75,5 % dan
𝐶𝑙17
37
dengan kelimpahan 24,47%. Masing-masing isotop memiliki massa 34,97 sma
dan 36,97 sma. Berapakah massa sebuah atom unsur Cl ?
Perhitungan :
Massa sebuuah atom unsure Cl = 75,5 % x 34,97 sma + 24,47 % +36,97 sma
= 35,45 sma
Massa atom relative berbeda dengan massa sebuah atom. Massa atom relative
disimbolkan dengan Ar adalah angka banding massa sebuah atom suatu unsure
terhadap massa sebuah atom isotop standart. Mulanya isotop hydrogen 𝐻1
1
digunakan sebagai standar, karena merupakan unsure yang paling ringan dan massanya
ditentukan sebesar satu satuan. Namun, sejak tahun 1961 isotop karbon-12 ( 𝐶6
12
)
ditetapkan sebagi dasar penentuan massa atom relative. Massa atom relative tidak
memiliki satuan karena merupakan angka banding.
Penentuan massa atom relative dapat dilakukan dengan 3 cara, yaitu:
1. Hukum Dulong dan Petit (1819)
menghitung Ar kira-kira → mencari massa ekivalen untuk menentukan massa
atom relative yang tepat.
Massa atom relative (Ar) X =
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟 𝑋
1
12
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑝 𝐶−12

Untuk unsure logam : Ar x c (J/gK) = 27 atau
Ar x c (kalori/gK) = 6
Contoh : Suatu logam memiliki kalor jenis 0,24 J/gK dan massa ekivalen 38,3.
Hitung Ar kira-kira dan Ar unsure logam tersebut.
Penyelesaian : Ar kira-kira = 27/0,24 =112, valensi =112/38,3 = 3 ( dibulatkan )
Ar tepat = 3 x 38,3 =114,9
2. Metode Cannizaro
Untuk menentukan Ar unsure non-logam seperti belerang, karbon dan nitrogen.
Secara matematik hubungan antara rapat uap suatu unsure dengan Ar atau Mr :
Dimana : RH adalah rapat uap suatu senyawa terhadap Hidrogen
Contoh : Hasil peneliatian memberikan data RH untuk metana (CH4), etana
(C2H6), propane ( C3H8) dan benzene (C6H6) masing-masing 8, 15, 22
dan 39. Berapakan Ar unsure C dalam senyawa-senyawa tersebut?
Penyelesaian : Berdasarkan data RH dapat ditentukan Mr masing-masing senyawa
yaitu 16, 30, 44 dan 78. Selanjutnya dari data Mr dihitung massa C
dalam masing-masing senyawa dan didapatkan harga 12, 24, 36,
dan 72 masing-masing untuk metana, etana, propana, dan benzene.
Berdasarkan kenyataan tersebut dapat disimpulkan bahwa ArC = 12
3. Metode spektrometri Massa
Merupakan cara pengukuran Ar yang paling teliti. Kelimpahan isoto-isotop suatu
unsure di alam dapat diketahui melalui metode pengukuran ini.
Contoh : Hasil pengukuran menunjukkan ternyata Galium memiliki dua macam
isotop, yaitu 𝐺𝑎31
69
dan 𝐺𝑎31
71
dengan kelimpahan 3:2. Berdasarkan data tersebut Ar
Galium dapat dihitung sebagai berikut :
Ar = ( 3 x 69 + 2 x 71 )/5 = 69,9
c. Massa molekul relative ( Mr )
Merupakan perbandingan massa olekul dengan massa standart.
Mr = 2 x RH
Massa atom relative (Ar) X =
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝑠𝑒𝑛𝑦𝑎𝑤𝑎 𝑋
1
12
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑖𝑠𝑜𝑡𝑜𝑝 𝐶−12

Contoh : Hitung massa molekul relative senyawa H2SO4 jika diketahui Ar H, S dan
O masing-masing 1, 32 dan 16
Penyelesaian : Mr H2SO4 = 2x1 + 1x32 + 4x16 = 98
Massa molekul relative suatu senyawa dapat ditentukan dengan beberapa cara,
bergantung pada sifat dan wujud senyawa. Senyawa berwujud gas dapat
ditentukan dengan tiga cara, yaitu dari rapat uap, hukum difusi, dan cara Regnault,
sedangkan yang berwujud padat dengan pengukuran sifat koligatif.
Rapat uap
Seperti telak dikemukakan bahwa perbandingan massa suatu gas
dengan gas lain ( pada T dan P yang sama ) akan setara perbandingan
massa molekulnya. Jika kerapatan suatu gas dibandingkan terhadap
kerapatan gas hydrogen akan didapat Mr senyawa tersebut :
Cara difusi
Molekul gas selalu bergerak (berdifusi) dalam ruang dengan
kecepatan yang bergantung pada massanya. Hukum Graham menunjukkan
hubungan kecepatan difusi dua molekul dengan massanya.
R1 dan R2 adalah kecepatan gas 1 dan 2
Cara Regnault
Penentuan dilakukan dengan memasukkan zat ke dalam bejana
yang diketahui volumenya, kemudian diukur suhu dan tekanannya. Bejana
ini ditimbang sebelum dan sesudah diisi untuk mengukur massa gas. Mr
dapat dihitung dengan persamaan gas ideal, yaitu :
PV = nRT
PV =
W
Mr
RT
Mr = 2 x RH
𝑅1
𝑅2
= √
𝑀 𝑟2
𝑀 𝑟1

Mr =
W R T
P V
Dengan w = massa gas (g), R = tetapan gas ideal ( 0,082│atm/Kmol ),
T = suhu ( K ), P = tekanan ( atm), V =Volume ( L ).
Pengukuran sifat koligatif
Dimulai dengan melarutkan senyawa, dengan syarat titik didihnya
lebih besar dari pelarutnya.
Dengan w = massa senyawa, ∆T𝑏= Kenaikan titik didih, wp = massa
pelarut, dan Kb = tetapan kenaikan titik didih.
Senyawa berwujud cair dapat ditentukan Mr-nya dengan cara
seperti pada wujud gas atau padat. Jika cairan itu mudah menguap dapat
ditentukan dengan cara rapat uap atau cara Regnault. Jika senyawa itu
dapat larut dalam cairan lain dapat ditentukan dengan sifat koligatif di atas.
d. Konsep mol dan tetapan Avogadro
Massa sebuah atom suatu unsure dan massa sebuah molekul suatu senyawa
sangatlah kecil, maka dalam pekerjaan- pekerjaan ilmu kimia lebih banyak
digunakan konsep mol. Dalam konsep mol, pernyataan-pertanyaan massa
unsure atau senyawa diungkapkan dalam besaran jumlah materi dengan satuan
mol.
Konsep mol sangat penting dalam ilmu kimia, karena berguna dalam
menentukan jumlah partikel zat jika diketahui massanya, dan sebaliknya
menentukan massa jika diketahui jumlah partikelnya. Dalam perhitungan yang
umum dipakai adalah mol bukan jumlah partikel.
Satu mol suatu zat adalah sejumlah zat yang mengandung 6,023 x 1023
partikel zat. Partikel zat dapat berupa molekul unsure, molekul senyawa,
ataupun molekul ion. Hubungan antara massa dengan mol adalah
Mol unsur =
massa unsur ( g)
Ar unsur
Mr =
1000 𝑤
Wp∆T 𝑏
Kb

Mol senyawa =
massa senyawa
Mr unsur
Massa molar suatu materi adalah massa satu mol materi dalam satuan gram sesuai
Ar atau Mr materi. Massa molar memiliki satuan gram/mol.
Contoh : H2O memiliki Mr = 18, maka massa molarnya 18 gram/mol.
Hubungan antara massa dengan jumlah partikel dalam materi secara
matematik dapat diformulasikan sebagai berikut :
Jumlah partikel ( jumlah zat ) =
𝐌𝐚𝐬𝐬𝐚 𝐳𝐚𝐭 𝐝𝐚𝐥𝐚𝐦 𝐬𝐚𝐭𝐮𝐚𝐧 (𝐠)
𝐌𝐚𝐬𝐬𝐚 𝐦𝐨𝐥𝐚𝐫 𝐝𝐚𝐥𝐚𝐦 𝐬𝐚𝐭𝐮𝐚𝐧 (
𝐠
𝐦𝐨𝐥
)
Catatan : jumlah partikel adalah suatu besaran, sedangkan mol adalah satuan dari besaran jumlah
partikel.
Hukum Avogadro (1811)
“ Pada temperature dan tekanan sama, untuk sejumlah volume yang sama untuk
sembarang gas mengandung jumlah molekul yang sama “.
Hukum Avogadro dapat memberikan berbagai gagasan yang berkaitan dengan
perkembangan massa atom relative, massa molekul relative dan penerapan konsep
mol pada gas. Secara matematis :
PV = nRT
Dengan : R = tetapan Raout ( 0,082 L.atm/mol.K ), n = jumlah mol gas.
Gas ideal adalah sembarang gas dimana antar molekul gas dan antar molekul
gas- dinding wadah tidak terjadi tarik menarik atau tolak menolak.
Pada keadaan standar (STP) yaitu P = 1 atm (101,325 Pa) dan T = 273 K ( 0°C) , 1
mol gas menempati volume ruang 22,414 L = 22,4 L
Contoh : 1. Pada P (atm) dan T (K), V (L) gas X mengandung n molekul X, berarti
pada kondisi P = T volum Liter gas A, gas B, gas C dan lainnya juga
mengandung n molekul A, B, C dan gas lainnya.
2. Sebanyak 2,5 mol gas X pada P (atm) dan T 300 K volumenya 200 L.
Berapa Volume 1,5 mol gas CO2, 3,5 mol gas N2O5 masing-masing
pada kondisi sama ?
Penyelesaian : V gas CO2 =
1,5 mol
2,5 mol
x 200 L = 120 L

V gas N2O5 =
3,5 mol
2,5 mol
x 200 L = 280 L
3. Hitung Volume 1,5 mol gas SO3 pada keadaan standar (STP)
Penyelesaian : Volume = 1,5 mol x 22,4 L/mol = 33,6 L
4. Hitung volume 320 gram gas CH4 pada temperature 27°C tekanan 1,5
atm.
Penyelesaian : Mr CH4 = 12+ 4x1 = 16
Jumlah partikel CH4 =
320 g
16 g/mol
= 20 mol
Menurut gas ideal PV =nRT atau V =
nRT
P
. jadi V =
20 mol x 0,082 L.
atm
mol
.K
1,5 atm
= 1,093 L
Persen komposis menyatakan perbandingan massa suatu unsure dalam
suatu senyawa terhadap massa senyawa tersebut. Persen komposisi
secara matematik dapat dihitung :
Persentase unsure =
Arx indeks
Mr
x 100 %
e. Persamaan reaksi kimia
Persamaan reaksi secara kualitatif memberikan gambaran atau menjelaskan
peristiwa yang terjadi jika sua pereaksi atau lebih bereaksi. Melalui persamaan reaksi
dapat diketahui gambaran perubahan komposisi dari reaktan menjadi hasil reaksiatau
produk. Sedang secara kuantitatif, persamaan reaksi menyatakan perbandingan
jumlah zat yang beraksi dan jumlah produk yang dihasilkan dari reaksi yang
terjadi.
Reaksi kimia dalah perubahan pereaksi menjadi hasil reaksi. Suatu reaksi tidak
boleh melanggar hukum kekekalan massa, artinya jenis dan jumlah atom sebelum dan
sesudah reaksi harus sama. Contoh :
(1) H2 + O2 → H2O
(2) H2 + N2 → NH3
Pada kedua reaksi diatas, jenis atom pada ruas kiri dan kanan sama yaitu H dan O
(1), serta H dan N (2) yang belum sama adalah jumlah atomnya. Untuk itu kita perlu

menambahkan bilangan bulat didepan masing-masing zat sedemikian hingga jumah
atom-atom dikedua ruas menjadi sama, yaitu :
(1) 2H2+ O2 → 2H2O
(2) 3H2+ N2 → 2NH3
Angka-angka di depan unsure dan senyawa disebut koefisien reaksi, sedangkan
angka satu tidak perlu dituliskan, seperti O2 dan N2 yang koefisien reaksinya adalah
1. Kegiatan diatas disebut penyetaraan reaksi.
Selain penggambaran secara kualitatif dan kuantitatif, persamaan reaksi juga
memberikan gambaran mikroskopis dan makroskopis zat-zat yang terlibat dalam
suatu reaksi. Koefisien reaksi secara kuantitatif-mikroskopis menjelaskan
perbandingan jumlah molekul zat-zat yang yang bereaksi dan jumlah molekul
zat-zat hasil reaksi. Dalam contoh (1) 2 molekul H2 bereaksi dengan 1 molekul O2
membentuk 2 molekul H2O. Indeks dalam rumus molekul senyawa yang terlibat
dalam suatu reaksi menyatakan jumlah atom suatu unsure ysng terdapat dalam
setiap molekul senyawa. Dalam contoh (2) dalam 1 molekul H2 terdapat 2 buah
atom H, dalam 1 molekul N2 terdapat 2 buah atom N, dan dalam 1 molekul NH3
terdapat 1 atom N dan 3 atom H.
Sedang secara kuantitatif-makroskopis koefisien reaksi menjelaskan
perbandingan jumlah mol zat-zat yang bereaksi dan jumlah mol zat-zathasil
reaksi. Dari contoh diatas dapat diartikan
jumlah partikel O2 yang ada =
200 g
32 g/mol
= 6 mol
Berdasar persamaan reaksi, setiap 2 mol H2 perlu 1 mol O2 untuk membentuk 2
mol H2O. Karena tersedia 10 mol H2, maka hanya perlu 5 mol O2, berarti sisa O2
sebanyak 1 mol. Zat reaktan tidak tepat habis bereaksi, sedang H2O terjadi sebanyak
10 mol. Setelah reaksi zat-zat yang ada adalah 10 mol H2O dan 1 mol O2, maka
Massa H2O yang terjadi = 10 mol x 18 g/mol = 180 g
Massa O2 sisa = 1 mol x 32 g/mol = 32 g
Jumlah massa zat yang ada sesudah reaksi = 180 g + 32 g = 212 g
Jumlah massa zat sesudah reaksi = jumlah massa zat sebelum reaksi.
Penyetaraan reaksi merupakan hal penting karena perhitungan kimia dapat
diselesaikan jika persamaan reaksinya benar. Penyetaraan bisa dilakukan dengan dua

cara, yaitu dengan menerka untuk reaksi yang sederhana dan dengan persamaan
matematika untuk reaksi yang rumit.
Contoh :
1. 2 CO + O2 → 2CO2
2. 2 C6H6 + 15 O2 → 12 CO2 + 6 H2O
Dengan persamaan :
a C6H6 + b O2 → c CO2 + d H2O
a, b, c, dan d adalah bilangan gaib yang belum dikatahui dan akan dicari
nilainya. Empat bilangan gaib membuthkan empat persamaan untuk
menyelesaikannya dan memakan waktu lama. Agar lebih mudah dan cepat,
diusahakan jumlah bilangan gaibnya sekecil mungkin dan kalau bisa sebanyak
jumlah pereaksinya.
Perhatikan lagi reaksi diatas. Cari unsure (atom) yang hanya terdapat satu
senyawa di kiri dan satu senyawa di kanan, yaitu C dan H. Dengan demikian c
dapat diganti dengan 6a dan d diganti dengan 3a. Persamaan reakasi menjadi :
a C6H6 + b O2 → 6a CO2 + 3a H2O
Unsur O terdapat dalam satu senyawa di kiri dan dua senyawa di kanan, tetapi
jumlahnya harus sama, maka :
2b = 12 a + 3a
Jika dimisalkan a =1, maka b =
12+3
2
= 7
1
2
Agar tidak ada pecahan, keduanya dikalikan 2 sehingga
a = 2 dan b = 15
persamaan reaksi menjadi :
2 C6H6 + 15 O2 → 12 CO2 + 6 H2O
f. Hukum-hukum dasar ilmu kimia
Hukum Kekakalan Massa ( Lavoiser – 1774 )
“ Pada reaksi kimia, massa zat perekasi sama dengan massa zat hasil
reaksi. Materi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan “.

Hukum ini ditentang oleh Albert Einstein karena timbul masalah pada
reaksi eksotermik dan endotermik. Masalah tersebut dapat diatasi dan
hukum kekekalan massa masih tetap berlaku dalam versi modern :
“ Dalam reaksi kimia tidak dapat dideteksi perubahan massa “.
Hukum Perbandingan Tetap ( Proust – 1799 )
“ Pada suatu reaksi kimia, massa zat yang bereaksi dengan sejumlah
tertentu zat lain selalu tetap “.
Atau
“ Suatu senyawa selalu terdiri atas unsure-unsur yang sama dengan
pernbandingan massa yang tetap”.
Contoh :
1. 5,6 g besi direaksikan dengan 3,2 g belerang menjadi 8,8 g besi
belerang. Tentukan perbandingan kedua unsure dalam senyawa besi
belerang !
Jawab : Massa besi : Massa belerang = 5,6 : 3,2
= 7 : 4
2. Hasil pemeriksaan garam dari Madura dan Cirebon menghasilkan data
sebagai berikut :
Massa garam Massa natrium Massa klor
Madura 0,2925 g 0,1150 g 0,1775 g
Cirebon 1,7750 g 0,6900 g 1,0650 g
Tunjukkan bahwa garam mempunyai perbandingan unsure yang tetap !
Jawab :
Garam Madura : % natrium =
0,1150
0,2925
x 100 % = 39,3 %
% klor =
0,1775
0,2925
x 100 % = 60,7 %
Garam Cirebon : % natrium =
0,690
1,7750
x 100 % = 39,3 %
% klor =
1,0650
1,7750
x 100 % = 60,7 %

Terbukti bahwa perbandingannya tetap walau dari daerah asal yang
berbeda.
Penyimpangan hukum perbandingan tetap
Disebabkan adanya isotop dan senyawa-senyawa non-stoikiometri.
Hukum Perbandingan Berganda ( Dalton )
“ Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, maka
perbandingan massa unsure yang satu, yang besenyawa dengan
unsure lain tertentu massanya, merupakan bilangan bulat dan
sederhana “.
Contoh : Raksa dan klor membentuk dua macam senyawa. Dalam senyawa
pertama 0,66 g raksa bergabung dengan 0,118 g klor, sedangkan dalam
senyawa kedua, 1 g raksa bergabung dengan 0,355 g klor. Apakah data ini
sesuai dengan hukum perbandingan berganda ?
Jawab :
senyawa raksa Klor
I 0,669 0,118
II 1 0,335
Atau
senyawa raksa Klor
I 1 0,176
II 1 0,335
Perbandingan klor bila raksa sama adalah :
0,176 : 0,335 = 1 : 2
Jadi data sesuai hukum perbandingan berganda.
g. Kemolaran dan ekivalensi
Satuan konsetrasi yang umum adalah molar ( M ). Kemolaran suatu zat adalah
jumlah mol zat dalam tiap liter larutan.
Kemolaran ( M ) =
𝐌𝐨𝐥 𝐳𝐚𝐭 𝐭𝐞𝐫𝐥𝐚𝐫𝐮𝐭
𝐥𝐢𝐭𝐞𝐫 𝐭𝐞𝐫𝐥𝐚𝐫𝐮𝐭
Konsentrasi larutan dapat ditulis di depan atau di belakang rumus zat. Contoh : 1,5
M HCl atau HCl 1,5 M

Contoh :
1. 2 g NaOH dalam 2 L larutan
Jawab : 2 g NaOH =
2
40
mol = 0,05 mol
2. Hitunglah mol dan massa HCl yang terdapat dalam HCl 2 M bila volume 1,5 L
Jawab : Dalam 1,5 L HCl 2 M terdapat
HCl = Kemolaran x volume larutan
= 2 M x 1,5 L
=
2 mol
1 L
x 1,5 L = 3 mol
3 mol HCl = 3 x 36,5 g = 106,5 g
IV. Struktur Atom
a. Partikel dasar penyusun atom

1. electron
Faraday ( 1834 ) → J. Plucker ( 1855 ) → W. Crookes (1875) → J.J
Thomson (1879) merupakan perjalanan ditemukannya electron dengan
ditemukannya sinar katoda yang timbul saat percobaan. Sinar katoda bersifat :
- Berasal dari kutub negative ( katoda ) dan bergerak meuju garis lurus
- Bermuatan negative, dibuktikan dengan tertariknya sinar katoda oleh
lempeng bermuatan positif dan dibelokkan medan magnet.
- Memiliki momentum yang berarti memiliki massa
- Tidak tergantung pada bahan yang digunakan sebagai katoda.
Sifat tersebut menunjukkan bahwa sinar katoda merupakan partikel dasar dan
pada tahun 1891, Stoney menamainya electron. Angka banding muatan/massa
electron ( e/m) = -1,76 x 108 C/g ( J.J Thomson- 1897 ). Muatan (e) electron =
1,602 x 10-19 C ( Robert Milikan – 1906 ). Dari temuan tersebut didapat massa
electron = 9,11 x 10-28 g.
2. Proton
Pada tahun 1886 Goldstein menemukan sinar yang bermuatan positif dalam
tabung sinar katode dibalik katode yang berlubang. Sifat sinar positif itu
sebagai berikut :
- Perbandingan e/m sinar positif berbeda jika gas dalam tabung berbeda.
- Harga e/m sinar positif > dari harga e/m untuk electron.
Pada percobaan dengan gas hydrogen ditemukan bahwa harga e/m untuk sinar
positif sebesar 1,76 x 108 C/g. Berdasarkan fakta tersebut berarti massa ion
hydrogen (H+) adalah 1837 kali massa electron atau 1,62 x 10-24
3. Neutron
Pada tahun 1932 J.Chadwick menemukan partikel sesuai yang diramalkan
Rutherford pada tahun 1920 yang selanjutnya dinamakan neutron. Penemuan
tersebut didasarkan percobaannya yaitu penembakan partikel alfa pada inti

boron yang ternyata menghasilkan inti nitrogen disertai pelepasan partikel yang
tidak bermuatan tetapi memiliki massa atom relative 1
Proton neutron elektron
simbol P n e
Muatan relative +1 0 -1
Muatan absolute +1,6 x 10-19 C 0 -1,6 x 10-19 C
Massa atom relative 1,006 ∞ 1 1,009 ∞ 1 5,44 x 10-4 ∞ 0
Massa absolut 1,672 x 10-27 1,675 x 10-27 9,11 x 10-3
b. Orbital atom dan konfigurasi electron
Kedudukan electron dalam atom dikaitkan dengan empat bilangan kuantum yang
berhubungan dengan kuantitasi momentum sudut.
1. Bilangan kuantum utama ( n ), menetukan tingkat energy electron, jari-ari
orbital. Mempunyai harga 1, 2, 3, 4,… dan seterusnya. Biasanya digunakan
istilah kulit untuk sekelompok tingkat energy yang memiliki n sama.
2. Bilangan kuantum orbital/azimuth (l), menentukan besarnya momentum sudut
electron yang terkuantitasi, menyatakan bentuk orbital. Bilangan azimuth
memiliki harga 0 sampai n-1 untuk setiap harga n.
l = 0 pada orbital S
l = 1 pada orbital p
l = 2 pada orbital d
l = 3 pada orbital f
3. Bilangan kuantum magnetic (ml), menentukan orientasi orbital dalam ruang.
Setiap harga l memiliki harga mlnsebesar l-1 sampai l+1.
4. Bilangan kuantum sin (ms), menyatakan orientasi arah putar electron pada
sumbunya. ms memiliki harga +1/2 dan -1/2 untuk setiap harga ms.
Kofigurasi electron
Atom suatu unsure memiliki konfigurasi yang khas. Berdasar konfigurasi
electron dapat dijelaskan sifat suatu unsur. Konfigurasi elektrondalam suatu
unsure mengikuti empat ketentuan, yaitu :

1. Prinsip Aufbau, pengisian electron dalam suatu atom dimulai dari orbital
dengan tingkat energy terendah. Urutan tingkat energy mengikuti aturan (n+l),
sehingga urutannya sebagai berikut : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s
< 4d < 5p < 6s… dan seterusnya.
2. Asas larangan Pauli, dalam suatu system, baik atom maupun molekul tidak
terdapat dua electron yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama.
3. Aturan Hund, pengisian electron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya
sama , sebanyak mungkin electron berada dalam keadaan tidak berpasanyan.
Orbital diisi secara merata dulu.
4. Orbital setengah penuh dan penuh, orbital yang terisi penuh dan setengah penuh
merupakan struktur yang lebih stabil
Contoh konfigurasi electron :
1. 11Na 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
2. 24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 lebih stabil
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5
c. Sifat –sifat atom suatu unsure
1. Jari-jari atom dan Volume atom
Jari-jari atom adalah setengah jarak antara dua atom sejenis yang terikat
dalam ikatan tunggal. Dan volume atom adalah ruang disekitar inti yang berisi
electron-elektron suatu atom. Sesuai dengan sifatnya, atom dapat menjadi ion
positif atau negative. Ion positif terjadi bila atom kehilangan electron, maka
jari-jari ion positif < atomnya. Ion negative terbentuk setelah atom menerima
electron, maka jari-jari ion negative lebih besar dari atomnya. Jari-jari ion ini
sangat penting dalam menentukan bentuk Kristal senyawa ion, yaitu senyawa
antara ion ositif dan negative. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari
atom semakiin pendek, dan volumenya semakin kecil. Sedang dalam satu
golongan dari atas ke bawah jari-jari atom semakin panjang, volume atom
semakin besar.
2. Energi ionisasi

Adalah energy minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu electron
terlemah dari suatu atom atau ion. Dalam satu periode, dari kiri ke kanan
energy ionisasi unsure-unsur bertambah. Dalam satu golongan dari atas ke
bawah energy ionisasi berkurang.
3. Afinitas electron
Adalah energy yang dilepaskan oleh sebuah atom dalam keadaan gas bila
menerima sebuah electron dari luar. Dalam satu periode dari kiri ke kanan
afinitas electron semakin besar . Dalam satu golongan afinitas electron dari atas
ke bawah semakin kecil.
4. Keelektronegatifan dan kepolaran ikatan kovalen
Adalah kecenderungan suatu atom untuk menarik pasangan electron ikatan
dalam suatu ikatan kovalen. Dalam satu periode dari kiri ke kanan
keelektronegatifan unsure semakin besar. Dalam satu golongan dari atas ke
bawah keelektronegatifan unsure semakin kecil. Jika dua atom berikatan
kovalen memiliki keelektronegatifan berbeda, semakin besar perbedaan
keelektronegatifannya semakin polar ikatan kovalen antar dua atom tersebut.
5. Titik leleh dan titik didih
Titik leleh unsure-unsur dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin
berkurang, karena jumlah electron kulit terluar semakin banyak, sehingga
interaksi antar atom semakin kecil.
V. Sistem Periodik Unsur
a. Perkembangan system periodic
1. Teori triad ( Dobreiner )

Menurut teori ini, ada hubungan antara sifat unsure dengan massa atom
relative. Didapat kemiripan sifat dari kelompok tiga unsure. Misalnya : Li, Na,
K. Massa atom relative ( Ar ) Li = 7, Na = 23, K= 39, maka berarti Ar Na = ( Ar
Li + Ar K ) : 2.
2. Hukum Oktaf ( John Newlands)
Menurut hukum ini, ada hubungan antara sifat unsure dan massa atom
relative. Jika unsure-unsur dikelompokkan berdasarkan urutan massa atom
relatifnya, maka unsure kedelapan akan memiliki sifat yang mirip dengan
unsure yang pertama. Unsure yang kesembilan mirip dengan unsue kedua dan
seterusnya. Dengan demikian setia kelompok unsure terdiri dari 7 unsur.
Contoh : Li Be B C N O P
3. Daftar Mendeleyer
“ Sifat unsure-unsur merupakan fungsi berkala dari massa atom relatifnya
“. Dalam penyusunan tersebut meyer menekankan pada sifat fisik sedangkan
mendeleyer sifat kimia dan fisika.
Keuntungan :
- Sifat fisika dan kimia unsure dalam satu golongan berubah secara teratur.
- Valensi tertinggi yang dimiliki unsure sama dengan nomor golongannya.
- Dapat meramalkan sifat unsure yang belum ditemukan.
- Daftar ini tidak banyak berubah meski telah ditemukan unsure-unsur gas
mulia.
Keterbatasan :
- Panjang tiap periode tidak sama.
- Beberapa urutan unsure terbalik jika ditinjau dari besarnya massa atom
relatifnya.
- Triad besi ( Fe, Co, Ni ), triad platina ringan ( Ru, Rh, Pd ), dan triad
platina ( Os, Ir, Pt ) dimasukkan dalam golongan VIII, padahal hanya Ru
dan Os yang bervalensi 8.
- Selisih massa atom relative antara dua unsure yang berurutan tidak
teratur sehingga sukar meramalkan unsure yang belum ditemukan.
- Perubahan keelektronegatifan unsure tidak dapat dijelaskan.

Sifat anomaliunsur pertama setiap golongan tidak berkaitan dengan
massa atom relative.
- Jika daftar disusun berdasarkan massa atom relative, isotop unsure yang
sama memiliki golongan berbeda, sedangkan isobar justru harus terletak
dalam satu golongan, padahal memiliki sifat nyata berbeda.
4. Hukum Periodik ( Moseley – 1915 )
“ Sifat unsure – unsure merupakan fungsi berkala dari nomor atonya “.
Kelemahan dari hukum ini adalah dalam system periodic yang lengkap
terdapat 5 pasang unsure yang letaknya terbalik jika ditinjau dari massa atom
relatifnya. Kelima pasang unsure tersebut adalah : Ar-K, Co-Ni, Te-I, Th-Pt, U-
Np.
5. Sistem periodic Modern
Disusun berdasar konfigurasi electron atom unsure-unsur. Unsur-unsur
dengan konfigurasi electron yang mirip mempunyai sifat-sifat kimia yang
mirip. Hubungan tersebut mengindikasikan beberapa hal sebagai berikut :
- Electron-elektron tersusun dalam orbital.
- Setiap orbital hanya dapat diisi maksimal 2 elektron.
- Sifat kimia atom ditentukan oleh electron terluar (electron valensi ) dari
konfigurasinya.
- Unsur-unsur dalam satu golongan memiliki struktur electron terluar yang
sama sehingga sifatnya mirip.
Letak suatu unsure dalam system ini ditentuka oleh terisi paling akhir.
Unsur yang mempunyai orbital terakhir sama terletak dalam blok yang sama.
Karena ada 4 macam orbital, maka ada 4 blok unsure, yaitu blok s, p, d, f.
masing-masing blok mengandung beberapa baris, yakni 1s s/d 7s, 2p s/d 6p, 3d
s/d 5d, dan 4f s/d 5f. Karena jumlah electron dalam orbital s = 2, p = 6, d = 10,
dan f = 14, maka masing-masing blok harus dibagi atas kolom : s1 dan s2, p1 s/d
p6, d1 s/d d10 dan f1 s/d f14.
Penggolongan unsur
Semua unsure blok s dan p disebut golongan utama ( A ), sedang blok d
dan f disebut golongan transisi.

Elektron valensi masing-masing golongan adalah :
s1 = IA
s2 = IIA
s2p1 = IIIA
s2p2 = IVA
s2p3 = VA
s2p4 = VIA
s2p5 = VIIA
s2p6 = VIIIA atau O
Dari hasil penyelidikan terdapat unsure transisi ternyata bahwa sifat unsur
transisi bergantung pada konfigurasi electron orbital (n-1)d dan ns. Golongan
unsur IB tidak dimulai dari permulaan pengisian d1, tetapi dari (n-1)d8ns2 yang
berubah menjadi (n-1)d10ns1. Konfigurasi electron unsure golongan B adalah
(n-1)d10ns1 = IB
(n-1)d10ns2 = IIB
(n-1)d1ns2 = IIIB
(n-1)d2ns2 = IVB
(n-1)d3ns2 = VB
(n-1)d5ns1 = VIB
(n-1)d5ns2 = VIIB
(n-1)d6ns2 = VIIIB
(n-1)d7ns2 = VIIIB
(n-1)d8ns2 = VIIIB
Terdapat pengecualian pada pengisian orbital 4f dan 5f. Elekton mengisi
5d1 dulu sebelum 4f, dan mengisi 6d1 dulu sebelum 5f.
Contoh : 24P = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d4, 4s2 golongan , VIB
47Q = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2 golongan IB
b. Kemiripan sifat unsure
Posisi unsure-unsur dalam system periodic diidentifikasi oleh nomor
golongan dan nomor periode. Penempatan unsure dalam golongan dan periode
dikaitkan dengan konfigurasi electronnya. Unsur-unsur dalam satu periode
memiliki jumlah kulit atom yang sama, sedangkan unsure-unsur dalam satu
golongan memiliki konfigurasi electron berakhir pada sub kulit yang sama.
Kemiripan sifat dapat dikelompokkandalam kemiripan vertical, horizontal, dan
diagonal.
- Kemiripan vertical : Unsur-unsur dalam satu golongan memiliki
kemiripan sifat karena tatanan electron pada kulit terluar sama.
- Kemiripan horizontal : unsure-unsur dalam satu periode dari kiri ke
kanan nomor atomnya bertambah, tetapi jarak electron terluar terhada
inti semakin dekat. Sifatt unsure-unsur dalam satu periode berubah

secara teratur , missal dari kiri ke kanan berubah dari logam ke non
logam.
- Kemiripan diagonal: terjadi antara unsure-unsuryang terletak pada
bagian kiri atas dari system periodic, misalnya Li-Mg, Be-Al, B-Si,
ketiga pasang unsure-unsur tersebut masing-masing memiliki
keelktronegatifan dan jari-jari atom yang hamper sama sehingga sifatnya
mirip.
VI. Stuktur Molekul
a. Macam-macam ikatan kimia
1. Ikatan Ion: ikatan kimia yang terbentuk akibat tarik-menarik
elektrostatik antara ion positif (kation) dan ion negatif.
Contoh: NaCl, CaF2, dll.
2. Ikatan Kovalen: ikatan kimia yang terbentuk akibat pemakaian
bersama (pasangan) elektron.

Contoh: HCl, CH4, H2, H2+, NH3, dll.
3. Ikatan Logam: ikatan yang terbentuk akibat pemakaian bersama
seluruh elektron valensi dalam bahan.
Contoh: Na, Fe, dll.
4. Ikatan hidrogen: gaya tarik antara atom hidrogen yang amat
elektropositif (di suatu molekul), dengan atom yang sangat
elektronegatif (di molekul lain). Atom hidrogen yang dapat berikatan hidrogen,
haruslah terikat secara kimia dengan atom yang sangat elektronegatif (F, O, N)
Contoh: gaya tarik antar molekul HF, gaya tarik antar molekul
H2O, gaya tarik antara NH3 dan H2O pada pelarutan NH3.
5. Gaya tarik Van der Waals: gaya tarik antar molekul akibat dipol
permanen atau dipol terinduksi.
Contoh: gaya tarik antar molekul H2S, HCl, I2(s), Br2(l)
6. Gaya tarik lainnya: gaya tarik ion-dipol permanen, ion-dipol
terinduksi.
b. Ikatan ion
Ikatan ion umumnya terbentuk antara atom logam dan atom non-logam. Ikatan
antara logam dan non-logam belum tentu ikatan ion.
Energetika Pembentukan Ikatan Ion
Na(s) → Na(g) ∆Hs = + energi sublimasi
Na(g) → Na+ (g) + e ∆H = + energi ionisasi
½ Cl2(g) → Cl(g) ∆H = ½ energi ikatan Cl-Cl
Cl(g) + e → Cl– (g) ∆H = - afinitas elektron
Na+(g) + Cl–(g) → NaCl(s) ∆H = - energi kisi (U)
Kekuatan Ikatan
~ ditentukan oleh:
• Jari-jari ion ↓
• Muatan ion ↑
• Bilangan koordinasi ↑
Sifat Ikatan Ion

Keras tapi getas, titik leleh/didih tinggi, padatannya tidak menghantarkan
listrik (tetapi larutannya dan lelehannya menghantarkan listrik), umumnya
warna putih.
c. Ikatan kovalen, energy ikatan, dan macam-macam ikatan kovalen
Pembentukan
H2C + H2 → CH4
Kekuatan Ikatan
~ ditentukan oleh:
• Jari-jari ↓
• Orde ikatan ↑
• Kepolaran
Sifat Senyawa Kovalen
Senyawa kovalen yang berupa molekul raksasa, bersifat: keras, tidak getas,
titik leleh/didih tinggi. Contoh: intan
Molekul sederhana berikatan kovalen, mempunyai sifat:
titik leleh/didih rendah (relatif lebih rendah dari senyawa ion), sebab
peleburan/penguapan terjadi akibat pemutusan gaya antar molekul (ikatan
hidrogen dan van der Waals) yang relatif lemah.
Ikatan Kovalen Koordinasi dan Kovalen Biasa
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen, tetapi pasangan elektron
ikatan, hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan. Contoh: HNO3,
H2SO4, H3PO4, H3PO3, dll.
Ikatan Kovalen Murni dan Kovalen Polar
Keelektronegatifan: angka yang menunjukkan kecenderungan suatu atom
untuk menarik elektron ikatan.
Ikatan kovalen murni: ikatan antara atom dengan keelektronegatifan yang
sama.
Ikatan kovalen polar: ikatan kovalen antara atom dengan
keelektronegatifan berbeda.
e. Teori orbital molekul, teori ikatan valensi

Teori Orbital Molekul
- Semua orbital atom bergabung membentuk orbital molekul
- Orbital molekul adalah daerah kebolehjadian (probabilitas) menemukan
elektron di sekitar inti
- Yang akan dibahas dalam materi hanya molekul dwiatom yg sejenis,
seperti F2, O2, dan H2
- Penggabungan dua atom menghasilkan orbital baru yg disebut orbital
bonding (ikat) dan anti bonding (anti ikat)
- Orbital bonding adalah orbital yg terdapat antara kedua inti yang
membuat kedua atom saling terikat
- Orbital anti bonding adalah orbital yg berada di belakang kedua inti dan
saling berjauhan → dilambangkan dengan tanda bintang (*)
Konfigurasi elektron molekul
Contoh :

1. B2
Jumlah elektron = 10
Konfigurasi elektron : (σ1s)2 (σ1s*)2 (σ2s)2 (σ2s*)2 (σ2px)2
2. N2
Jumlah elektron = 14
Konfigurasi elektron : (σ1s)2 (σ1s*)2 (σ2s)2 (σ2s*)2 (σ2px)2 (π2py)2
(π2pz)2
Orde ikatan
Orde Ikatan =
Jml elektron orbital bonding – Jumlah elektron orbital anti bonding
2
Teori Ikatan Valensi
Semua yang kita kenal di SMU tentang ikatan kovalen:
• Ikatan kimia (kovalen) terbentuk akibat tumpangsuh antar orbital atom-atom
yang berikatan.
• Elektron yang terlibat dalam ikatan, hanya elektron valensi
• Pada pembentukan ikatan, dapat terjadi “penyamaan tingkat energi orbital”
yang disebut “hibridisasi”.
CH4 hibridisasi sp3 (setelah eksitasi 1 elektron)
f. Teori VSEPR
MERAMALKAN STRUKTUR MOLEKUL
1. Menulis Rumus / struktur Lewis molekul
2. Menghitung jumlah BK dan PB atom pusat (disebut sebagai kelompok pasangan)
3. Menentukan tipe senyawa sesuai aturan
KETERBATASAN TEORI VSEPR
Tidak dapat menerangkan molekul – molekul yg lebih rumit dan mempunyai
bilangan koordinasi lebih dari 6
ATURAN :
– Atom pusat yg tdk memiliki PB mempunyai bentuk ideal sesuai dng BK nya
• BK = 2 → struktur molekul linier

• BK = 3 → struktur molekul segitiga
• BK = 4 → struktur molekul tetrahedron
• BK = 5 → struktur molekul trigonal bipiramid
• BK = 6 → struktur molekul oktahedron
– Urutan daya tolak psgan elektron :
• PB – PB → PB – PT → PT – PT PT = Psgan elektron terikat
– Bila ada PB pada ikatan, sudut ikatan lebih kecil daripada yang diramalkan pada
poin pertama
– Urutan daya tolak psgn elektron terikat :
• Ikatan rangkap 3 > rangkap 2 > tunggal
– Urutan daya tolak atom atau substituen :
• Kurang elektronegatif > lebih elektronegatif
Hibridisasi
Adalah penggabungan beberapa orbital dari atom – atom yg berikatan dan ditata

ulang sehingga membentuk orbital baru dengan tingkat energi yg sama

g. Momen Dipol
~ suatu vektor yang arahnya dari positif ke negatif, dan nilainya:
µ =× qd satuan: Debye, 1 D = 3,33 × 10–30 C m
q = muatan
d = jarak antar muatan positif dan negatif
h. Kepolaran Ikatan
Jika terdapat perbedaan keelektronegatifan antara 2 atom yang berikatan, maka
ikatan tersebut akan bersifat polar. Momen dipol ikatan tidak nol.
i.Kepolaran Molekul
Molekul dikatakan polar, jika jumlah momen dipol ikatan-ikatannya
tak sama dengan nol. Sebaliknya disebut molekul non-polar.
Contoh: HCl ikatannya polar, molekulnya polar
CO2 ikatannya polar, molekulnya non-polar
NH3 ikatannya polar, molekulnya polar
BF3 ikatannya polar, molekulnya non-polar
CH4 , PCl3 , PCl5 , Cl2 , CH2Cl2 , PCl4Br , PCl3Br2 ?
Molekul terakhir memiliki beberapa “isomer” .Kepolaran molekul dapat menjelaskan
kelarutan. Senyawa polar larut dalam pelarut polar, dsb.

VII. Wujud Zat
Sifat zat berdasar wujudnya :
a. Kesetimbangan fasa, variabelnya serta sifat-sifat zat
Keberadaan suatu zat sangat ditentukan oleh factor suhu dan tekanan. Kedua
faktor tersebut juga menentukan kesetimbangan fasa diantara wujud gas, padat, dan
cair darii suatu zat atau materi yang sama. Perubahan fase materi dapat digambarkan
sebagai berikut : Kesetimbangan fasa suatu system harus memenuhi :
1. Sistem memiliki lebih dari satu fasa meskipun materinya sama.
2. Terjadi perubahan wujud reversible dari satu fasa ke fasa lainnya
3. Seluruh bagian system memiliki suhu dan tekanan yang sama.
Kesetimbangan fasa, keteraturannya dipelajari melalui formula aturan fasa Gibbs
sebagai berikut :
F = C – P + 2
Dimana : F = jumlah derajat kebebasan, jumlah variable yang diperlukan untuk
menentukan keadaan suatu system
C = Komponen, jumlah minimum spesi kimia yang membentuk system
P = Fasa, jumlah bagian dari system yang memiliki sifat homogeny
b. Hukum-hukum gas
1. Hukum Boyle :
V ~ 1/P (T & n tetap)
2. Hukum Charles :

V ~ T (P & n tetap)
3. Hukum Avogadro :
V ~ n ( P & T tetap)
4. Hukum Gas Ideal :
V ~ n T / P = R n T / P
PV = nRT , R = 0,082058 L atm/ mol. K
c. Zat Cair dan sifatnya
Cairan: volume tetap tetapi dapat mengalir sesuai bentuk wadah. Partikel Zat
Cair berbeda dengan zat padat, zat cair mempunyai susunan partikel yang kurang
teratur dan kurang rapat dibandingkan susunan partikel pada zat padat. Hal inilah yang
menyebabkan partikel-partikel dapat bergerak bebas untuk berpindah tempat. Akan
tetapi, partikel-partikel penyusun zat cair tidak dapat memisahkan diri dari
kelompoknya. Keadaan ini menyebabkan volume zat cair selalu tetap, walaupun
bentuknya selalu berubah mengikuti tempatnya.
Sifat-sifat :
- Tegangan permukaan
- gaya kohesi (sejenis)
- gaya adhesi ( tidak sejenis)
- Viskositas
- Difusi (gas > cairan > padatan)
d. Sistem Kristal , struktur Kristal
Kristal terbentuk dari komposisi atom-atom, ion-ion atau molekul-
molekul zat padat yang memiliki susunan berulang dan jarak yang teratur
dalam tiga dimensi. Pada hubungan lokal yang teratur, suatu kristal harus
memiliki rentang yang panjang pada koordinasi atom-atom atau ion dalam
pola tiga dimensi sehingga menghasilkan rentang yang panjang sebagai
karakteristik dari bentuk kristal tersebut.
Ditinjau dari struktur atom penyusunnya, bahan padat dibedakan
menjadi tiga yaitu kristal tunggal (monocrystal), polikristal (polycrystal), dan

amorf (Smallman, 2000: 13). Pada kristal tunggal, atom atau penyusunnya
mempunyai struktur tetap karena atom-atom atau molekul-molekul
penyusunnya tersusun secara teratur dalam pola tiga dimensi dan pola-pola ini
berulang secara periodik dalam rentang yang panjang tak berhingga.
Polikristal dapat didefinisikan sebagai kumpulan dari kristal-kristal tunggal
yang memiliki ukuran sangat kecil dan saling menumpuk yang membentuk
benda padat.
KISI RUANG
Kisi Ruang: Perpanjangan distribusi reguler dari titik-titik
dalam ruang dengan orientasi tertentu
Kisi ruang diuraikan dengan jarak antara setiap titik sepanjang sumbu (a, b, c) dengan
sudut a, b, g
SATUAN SEL
Satuan Sel: Satuan terkecil dalam tiga dimensi dimana
struktur kristal dapat didefinisikan secara lengkap
Struktur kristal dapat didefinisikan secara lengkap oleh 7 sistem kristal yang dapat
dibagi lagi menjadi “14 kisi” yang disebut “kisi bravais”.

Isi satuan sel berarti jumlah partikel efektif yang terdapat dalam satuan sel.
Cara penghitungannya:
1. Karena sebuah sudut dipunyai oleh delapan kubik, setiap partikel pada
sudut memberikan 1/8 bagiannya pada setiap kubus
2. Sebuah sisi dipunyai oleh empat kubus, hanya ¼ dari partikel yang
secara efektif dipunyai oleh satu satuan sel kubik
3. Sebuah muka dipunyai oleh dua kubus, hanya ½ dari partikel yang
secara efektif dipunyai kubus

4. Setiap partikel dalam satuan sel kubik memberikan bagiannya pada
satuan sel
Efisiensi sel =
𝐉𝐮𝐦𝐥𝐚𝐡 𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞 𝐩𝐚𝐫𝐭𝐢𝐤𝐞𝐥 𝐲𝐚𝐧𝐠 𝐦𝐞𝐧𝐠𝐢𝐬𝐢 𝐬𝐞𝐥 𝐬𝐚𝐭𝐮𝐚𝐧
𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞 𝐬𝐞𝐥 𝐬𝐚𝐭𝐮𝐚𝐧
x 100 %
KOORDINAT SATUAN SEL
- Posisi dalam ketiga satuan sel kubik dapat digambarkan
terhadap sumbu satuan sel.
- Setiap partikel pada sudut kubus dapat dianggap
sebagai asal dari sistem kubik, dan ditunjukkan dengan
koordinat (0, 0, 0).
- Panjang kubus dalam segala arah dapat dianggap
sebagai panjang satuan (=1)
BILANGAN KOORDINASI
- Jumlah partikel yang menyentuh partikel tertentu
(Jumlah tetangga terdekat)
- Dapat diperoleh dengan mengetahui perbandingan jari-
jari kation terhadap anion (lihat tabel)

KERAPATAN IDEAL KRISTAL
Kerapatan teoritis dari satuan sel kristal, didefinisikan sebagai:
d=M/V
M: Massa efektif satuan sel
V: Volume efektif satuan sel
Untuk satuan sel kubik,
V=abc
M=Zm
Z= Jumlah partikel efektif dalam satuan sel
M= Massa masing-masing partikel
JARI-JARI KRISTAL
- Tergantung pada satuan sel, atom-atom jika diasumsikan berbentuk bola, dapat
menyentuh sepanjang tepi, diagonal muka, diagonal badan, dsb.
- Jari-jari kristal, yaitu jari-jari atom atau molekul dapat dihitung dari besaran
satuan sel.

VIII. Kinematika Kimia
a. Laju reaksi
Laju reaksi suatu reaksi kimia menyatakan , berkurangnya reaktan setiap satuan
waktu atau bertambahnya produk tiap satuan waktu. Satuan laju reaksi umumnya
adalah konsentrasi tiap satuan waktu mol/L.det. Secara matematis dirumuskan untuk
reaksi A + B → C
Laju reaksi =
perubahan konsentrasi reaktan atau produk
waktu yang diperlukan untuk perubahan
Sehingga dapat ditulis :
V = -
△[𝐴]
△𝑡
atau V = -
△[𝐵]
△𝑡
atau V =
△[𝐶]
△𝑡
Laju reaksi kimia pada umumnya akan berbanding lurus dengan konsentrasi
reaktan. Hubungan antara laju reaksi dengn konsentrasi disebut hukum laju reaksi
yang hanya didapat melalui eksperimen. Untuk reaksi :
mA + nB → produk
dapat diperoleh hubungan persamaan laju reaksi dengan konsentrasi sebagai
berikut :
Laju = [A]x [B]y atau laju = k [A]x [B]y .
Persamaan tersebut dinamakan hukum laju reaksi, k merupakan tetapan laju
reaksi, sedang x dan y merupakan orde reaksi yang dapat berupa bilangan bulat,
pecahan, atau nol. Reaksi diatas adalah orde ke x terhadap A, y terhadap B dan (x +
y) terhadap reaksi keseluruhan.
Orde reaksi adalah jumlah eksponen faktor konsentrasi yang terdapat
dalam hukum laju reaksi itu.
Reaksi Orde Nol
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :
-
dt
dA
= k0
A - A0 = - k0 . t

A = konsentrasi zat pada waktu t
A0 = konsentrasi zat mula – mula
Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.
Reaksi Orde Satu
Pada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi
reaktan. Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :
-
dt
dA
= k1 [A]
-
][A
dA
= k1 dt
ln
][
]0[
A
A
= k1 (t – t0)
Bila t = 0  A = A0
ln [A] = ln [A0] - k1 t
[A] = [A0] e-k
1
t
Tetapan laju (k1) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k1 sebagai
gradiennya.
Gambar 6.1. Grafik ln [A] terhadap t untuk reaksi orde satu
Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya
tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai
k1 =
t1/2
1
ln
2/1
1
ln [A]
ln [A]0
gradien = -k1
t

k1 =
2/1
693,0
t
Reaksi Orde Dua
Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :
-
dt
dA
= k2 [A]2
-
2][A
dA
= k2 t
][
1
A
-
]0[
1
A
= k2 (t – t0)
Tetapan laju (k2) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k2 sebagai
gradiennya.
Gambar 6.2. Grafik ln 1/[A] terhadap t untuk reaksi orde dua
Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai
t1/2 =
]0[2
1
Ak
FAKTOR-FAKTOR LAJU REAKSI
1. Macam zat yang bereaksi
2. Konsentrasi zat yang bereaksi : Konsentrasi pereaksi berbanding lurus dengan
laju reaksi
3. Tekanan untuk reaksi yang melibatkan gas, karena konsentrasi gas
berhubungan dengan tekanan
ln 1/[A]
ln 1/[A]0
gradien = -k2
t

4. Luas permukaan semakin halus bentuk zat yang bereaksi semakin cepat laju
reaksi.
5. Suhu ,semakin tinggi suhu maka energi kinetik molekul meningkat
sehingga frekuensi tumbukan semakin tinggi sehingga laju
reaksi meningkat
6. Konsentrasi, semakin besar konsentrasi suatu reaktan dalam system, semakin
probabilitas tumbukannya semakin besar sehingga cepat terjadi reaksi.
Energi Aktifasi
Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus icapai agar suatu reaksi dapat
terjadi. Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan
Arrhenius
k = A e-Ea/RT
dimana k = konstanta laju reaksi
A = faktor pra eksponensial
Ea = energi aktifasi (kJ/mol)
R = tetapan gas ideal
= 8,314 kJ / mol
= 1,987 kal / mol K
T = suhu mutlak (K)
Mekanisme reaksi menyatakan jenis dan jumlah tahap pada suatu reaksi
Reaksi Elementer
Unimolekular : N2O5* → NO2 + NO3
laju = k [N2O5*]
Bimolekular : NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g)
laju = k [NO] [O3]
Termolekular : I + I + Ar → I2 + Ar
laju = k [ I ]2 [Ar]
laju = k [ I ]2

Efek Katalis
Katalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi
tidak ikut menjadi reaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi
selesai, katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis
berperan dengan menurunkan energi aktifasi. Sehingga untuk membuat reaksi
terjadi, tidak diperlukan energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, reaksi dapat
berjalan lebih cepat. Karena katalis tidak bereaksi dengan reaktan dan juga bukan
merupakan produk, maka katalis tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk.
Umumnya katalis ditulis di atas panah reaksi yang membatasi sisi reaktan dan
produk. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen dari dekomposisi termal
KClO3, yang menggunakan katalis MnO2.
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu
1. Katalis Homogen
Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama
dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan sebagai
zat antara dalam reaksi. Contohnya adalah efek katalis HBr pada dekomposisi
termal t-butil alkohol, (CH3)3COH, yang menghasilkan air dan isobutilen,
(CH3)2C=CH2.
(CH3)3COH  (CH3)2C=CH2 + H2O
Tanpa penggunaan katalis, reaksi ini berlangsung sangat lambat, bahkan
pada suhu tinggi sekalipun. Hal ini disebabkan karena reaksi ini memiliki energi
aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan HBr, energi
aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi
(CH3)3COH + HBr  (CH3)3CBr + H2O
(CH3)3CBr  (CH3)2C=CH2 + HBr
Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai,
diperlukan perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran
reaksi.
MnO2

2. Katalis Heterogen
Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan
atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai
permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H2 dan O2
pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H2
dan O2 akan menempel dan bereaksi.

IX. Kesetimbangan kimia
a. Persamaan reaksi kesetimbangan
Seimbang→ Kecepatan Reaksi Pembentukan = Kecepatan
Reaksi Penguraian → Kesetimbangan Dinamis
Secara umum, reaksi :
dengan K adalah konstanta kesetimbangan kimia, yang mempunyai nilai
tetap pada kondisi suhu dan tekanan tetap.
Tetapan Kesetimbangan

b. Syarat terjadinya kesetimbangan
Kesetimbangan kimia tercapai jika:
• Laju reaksi maju dan laju reaksi balik sama besar
• Konsentrasi reaktan dan produk tetap konstan

JENIS-JENIS KONSTANTA KESETIMBANGAN

X. Kimia larutan
a. Komponen penyusun larutan
b. Kepekatan Larutan
Molalitas (m)
Molalitas didefinisikan sebagai banyak mol zat terlarut yang dilarutkan dalam satu
kilogram (1.000 gram) pelarut. Misalkanjika 2 mol garam dapur (NaCl) dilarutkan
dalam 1.000 gram air maka molalitas garam dapur tersebut adalah 2 molal.Secara
matematis pernyataan tersebut dinyatakan sepertiberikut.

Keterangan:
m = molalitas larutan
n = jumlah mol zat terlarut
p = massa pelarut (gram)
Jumlah mol zat terlarut (n) dapat kita tentukan dari massa zat terlarut (m)
dibagi dengan massa molekul relatif zat terlarut (Mr). Jadi persamaan (1 – 1) dapat
juga kita tuliskan seperti berikut:
Fraksi mol

c. Pengenceran dan pencampuran larutan
Cotoh :
d. Sifat Koligatif larutan
penurunan tekanan uap jenuh larutan

Penurunan Titik Beku
Tekanan Osmotik

Untuk Larutan elektrolit

f. Kesetimbangan air, derajat keasaman larutan ( pH )
2. pH dan pOH
Pada dasarnya skala/tingkat keasaman suatu larutan bergantung pada konsentrasi ion H+
dalam larutan. Makin besar konsentrasi ion H+ makin asam larutan tersebut. Umumnya
konsentrasi ion H+ sangat kecil, sehingga untuk menyederhanakan penulisan, seorang
kimiawan dari Denmark bernama Sorrensen mengusulkan konsep pH untuk menyatakan
konsentrasi ion H+. Nilai pH sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+ dan secara
matematika diungkapkan denganpersamaan:

Selain itu, pH yang merupakan konsentrasi ion hidronium dalam larutan ditunjukkan
dengan skala secara matematis dengan nomor 0 sampai 14. Skala pH merupakan suatu cara
yang tepat untuk menggambarkan konsentrasi ion-ion hidrogen dalam larutan yang bersifat
asam, dan konsentrasi ion-ion hidroksida dalam larutan basa.
Skala pH dari 0 sampai 14 ditunjukkan dalam Gambar 18.Skala ini terbagi menjadi tiga
daerah untuk beberapa larutan denganpH yang berbeda. Bila larutan mempunyai pH tepat sama
dengan7, larutan tersebut dikatakan netral. Bila tidak, mungkin bersifat asam atau basa.

Asam Kuat dan Asam Lemah
Pada senyawa asam kuat, pH dapat ditentukan dengan mengetahui konsentrasi
asam pada larutan :
Seperti penjelasan sebelumnya mengenai asam kuat, maka asam lemah tidak
mengalami ionisasi sempurna dalam air. Jika asam monoprotik lemah kita
asumsikan sebagai HA, maka ionisasinya dalam air adalah :
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Konstanta kesetimbangan untuk ionisasi asam ini adalah:
Karena harga derajat ionisasi asam lemah sangat kecil (mendekati nol),
konsentrasi asam dalam larutan dianggap tetap sama. Karena [H+] = [A-], maka :
Sebagai contoh, untuk menentukan pH larutan HCl 0,001 M:
Dalam air, HCl akan terionisasi sempurna menjadi ion H+ dan Cl-.
HCl(aq) à H+(aq) + Cl-(aq)
Maka,

Sedangkan untuk menentukan pH larutan CH3COOH 0,001 M (Ka=1x10-5):
Dalam air, CH3COOH terionisasi sebagian menjadi ion H+ dan CH3COO-.
CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)
Maka,
Basa Kuat dan Basa Lemah
Sama halny dengan asam kuat, maka [OH-] pada basa kuat dapat ditentukan
dengan:
Sedangkan basa lemah MOH yang tidak mengalami ionisasi sempurna dalam air
memiliki reaksi kesetimbangan:
MOH(aq) M+(aq) + OH-(aq)
Sehingga memiliki tetapan kesetimbangan:

Sama halnya dengan asam lemah, karena harga derajat ionisasi basa lemah sangat
kecil (mendekati nol), konsentrasi basa dalam larutan dianggap tetap sama. Karena
[M+] = [OH-], maka :
Sebagai contoh, untuk menentukan pH larutan NaOH 0,001 M:
Dalam air, NaOH akan terionisasi sempurna menjadi ion Na+ dan OH-.
NaOH(aq) à Na+(aq) + OH-(aq)
Maka,
Sedangkan untuk menentukan pH larutan NH4OH 0,001 M (Kb=1x10-5):
Dalam air, NH4OH terionisasi sebagian menjadi ion NH4+ dan OH-.
NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)
Maka,
g. Kelarutan dan hasil kali kelarutan

XI. Elektrokimia
a. Larutan elektrolit dan non elektrolit
b. Reaksi Oksidasi dan reduksi

c.Sel elektrokimia
• Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk
membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk
(rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap
lingkungan
• Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non
spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

• Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik
antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang
terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan
Tabel Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis
No. Sel Volta / Galvani Sel Elektrolisis
1. Reaksi spontan Reaksi tidak spontan
2. Anode kutub negatif Anode kutub positif
3. Katode adalah kutub positif Katode adalah kutub negatif
4. Energi kimia diubah menjadi
energi listrik
Energi listrik diubah menjadi energi
kimia
Elektroda
oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa
teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda
tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda
Potensial Sel (Esel)
• Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi
listrik
• Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda
(voltase) atau disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya electromotive (emf)
• Untuk proses spontan Esel> 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang
bisa dilakukan oleh sel
• Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C

• Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu
potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M
untuk larutan dan padatan murni untuk solid)

XII. Kimia inti dan keradioaktifan
a. Ruang lingkup kimia inti
• Kimia inti adalah ilmu yang mempelajari struktur inti atom dan pengaruhnya
terhadap kestabilan inti serta reaksi-reaksi inti yang terjadi pada proses peluruhan
radio nuklida dan transmutasi inti
• Radiokimia: mempelajari zat radioaktif dan penggunaannya dengan teknik2
kimia.
• Kimia radiasi: bidang kimia yang mempelajari efek radiasi radioaktif terhadap
materi.
b. Partikel dasar penyusun
c. Kestabilan inti
Inti Stabil dan Tak Stabil
Inti tak stabil dapat berubah secara spontan, dengan memancarkan/menangkap
partikel atau memancarkan gelombang elektromagnetik (sinar γ). Disebut juga
sebagai inti radioaktif. Inti stabil dapat pula berubah, tetapi harus dengan
penembakan partikel berenergi tinggi.
Pita Kestabilan Inti

Inti stabil ditunjukkan dengan daerah bergaris tebal. Dengan
bertambahnya nomor atom, daerah inti stabil memiliki neutron
yang lebih banyak dari proton.
Aturan Kestabilan Inti
1. Semua inti yang mengandung 84 proton atau lebih, tidak stabil
2. Aturan ganjil-genap: Inti dengan jumlah proton dan neutron genap, lebih stabil
dibandingkan dengan inti dengan jumlah proton dan neutron ganjil. Urutan
kestabilannya: genap-genap > genap-ganjil ≈ ganjil-genap > ganjil-ganjil.
3. Bilangan sakti (magic numbers): Inti memiliki kestabilan lebih, jika jumlah
proton dan neutronnya adalah:
Untuk proton: 2, 8, 20, 28, 50, 82
Untuk neutron: 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126
4. Inti-inti yang berada di luar pita kestabilan inti, tidak stabil.
Energi Pengikat Inti
Energi pengikat inti ditentukan dengan membandingkan massa inti
tersebut dengan jumlah massa nukleon penyusunnya.
Energi pengikat inti per nukleon
1 sma = 931,5 MeV
Macam-Macam Reaksi Inti
Reaksi fusi (penggabungan): salah satu hasil, mempunyai nomor
massa yang lebih besar dari semua
pereaksi.
Reaksi fisi (pemecahan): salah satu pereaksi, mempunyai nomor
massa yang lebih besar dari semua hasil reaksi.
Reaksi Inti Berantai
Reaksi berantai adalah reaksi fisi, yang dalam setiap tahapnya,
menghasilkan partikel yang sama dengan partikel penembak, tetapi
dengan jumlah yang makin banyak.
n + U → X + Y + 2n
Neutron yang dihasilkan, memecah inti uranium yang lainnya.

XII. Kimia Lingkungan
a. Aspek kimia dan ruang lingkup kimia lingkungan
Kimia lingkungan adalah studi ilmiah terhadap fenomena kimia
dan biokimia yang terjadi di alam. Bidang ilmu ini dapat didefinisikan sebagai
studi terhadap sumber, reaksi, transpor, efek, dan nasib zat kimia di lingkungan
udara, tanah, dan air; serta efek aktivitas manusia terhadapnya. Kimia
lingkungan adalah ilmu antardisiplin yang memasukkan ilmu kimia atmosfer,
akuatik, dan tanah, dan juga sangat bergantung dengan kimia analitik, ilmu
lingkungan, dan bidang-bidang ilmu lainnya.
b. Pencemaran lingkungan dan efeknya
Zat-zat Pencemar dan Pencemaran Udara
Adanya gas-gas dan partikulat-partikulat tersebut, baik yang diperoleh
secara alami dari gunung berapi, pelapukan tumbuh-tumbuhan, ledakan
gunung berapi dan kebakaran hutan, maupun yang diperoleh dari kegiatan
manusia ini akan mengganggu siklus yang ada di udara dan dengan
sendirinya akan mengganggu sistem keseimbangan dinamik di udara,
sehingga dapat menyebabkan terjadinya pencemaran udara. Gas-gas CO, SO2,
H2S, partikulat padat dan partikulat cair yang dapat mencemari udara secara
alami ini disebut bahan pencemar udara alami, sedangkan yang dihasilkan
karena kegiatan manusia disebut bahan pencemar buatan.

Untuk kepentingan kesejahteraan makhluk hidup di alam semesta ini telah
terjadi sistem keseimbangan dinamik melalui berbagai macam siklus yang
telah diatur oleh Tuhan Yang Maha Esa. Salah satu contoh adalah siklus
nitrogen dan siklus karbon.
Sumber bahan pencemar udara ada lima macam yang merupakan
penyebab utama (sekitar 90%) terjadinya pencemaran udara global di
seluruh dunia yaitu:
a. Gas karbon monoksida, CO
b. Gas-gas nitrogen oksida, NOx
c. Gas hidrokarbon, CH
d. Gas belerang oksida, SOx
e. Partikulat-partikulat (padat dan cair)
Gas karbon monoksida merupakan bahan pencemar yang paling
banyak terdapat di udara, sedangkan bahan pencemar berupa partikulat
(padat maupun cair) merupakan bahan pencemar yang sangat berbahaya
(sifat racunnya sekitar 107 kali dari sifat racunnya gas karbon monoksida).
Terjadinya Pencemaran Udara dan Penanggulangannya
Terjadinya pencemaran udara
Kelembaban udara bergantung pada konsentrasi uap air, dan H2O
yang berbeda-beda konsentrasinya di setiap daerah. Kondisi udara di
dalam atmosfer tidak pernah ditemukan dalam keadaan bersih, melainkan
sudah tercampur dengan gas-gas lain dan partikulat-partikulat yang tidak
kita perlukan. Gas-gas dan partikulat-partikulat yang berasal dari aktivitas
alam dan juga yang dihasilkan dari aktivitas manusia ini terus-menerus
masuk ke dalam udara dan mengotori/mencemari udara di lapisan atmosfer
khususnya lapisan troposfer. Apabila bahan pencemar tersebut dari hasil
pengukuran dengan parameter yang telah ditentukan oleh WHO
konsentrasi bahan pencemarnya melewati ambang batas (konsentrasi yang
masih bisa diatasi), maka udara dinyatakan dalam keadaan tercemar.

Pencemaran udara terjadi apabila mengandung satu macam atau lebih
bahan pencemar diperoleh dari hasil proses kimiawi seperti gas-gas CO,
CO2, SO2, SO3, gas dengan konsentrasi t inggi atau kondisi fisik seperti
suhu yang sangat tinggi bagi ukuran manusia, hewan dan tumbuh-
tumbuhan. Adanya gas-gas tersebut dan partikulat-partikulat dengan
konsentrasi melewati ambang batas, maka udara di daerah tersebut
dinyatakan sudah tercemar. Dengan menggunakan parameter konsentrasi
zat pencemar dan waktu lamanya kontak antara bahan pencemar atau
polutan dengan lingkungan (udara), WHO menetapkan empat tingkatan
pencemaran sebagai berikut:
? Pencemaran tingkat pertama; yaitu pencemaran yang tidak
menimbulkan
kerugian bagi manusia.
? Pencemaran tingkat kedua; yaitu pencemaran yang mulai
menimbulkan
kerugian bagi manusia seperti terjadinya iritasi pada indra kita.
? Pencemaran tingkat ketiga; yaitu pencemaran yang sudah dapat
bereaksi
pada faal tubuh dan menyebabkan terjadinya penyakit yang kronis.
? Pencemaran tingkat keempat; yaitu pencemaran yang telah
menimbulkan sakit akut dan kematian bagi manusia maupun hewan dan
tumbuh-tumbuhan.
Pencemaran Tanah dapat dikelompokkan:
1. Pencemaran sedimen: pencemaran karena zat-zat
padat
2. Pencmaran kimia : disebabkan adanya senyawa
kimia dalam tanah

Pencemaran air adalah keadaan berkurangnya/turunnya kualitas air sampai pada
tingkat tertentu yang mengakibatkan air tidak berfungsi sebagaimana
mestinya
Faktor penyebab terjadinya pencemaran air:
1. pencemaran dari sumber langsung: limbah industri, TPA
2. pencemaran dari sumber tidak langsung: limbah pertanian, hujan asam
Pencemaran air ditandai dengan:
1. Adanya penurunan pH air, akan memperbesar sifat korosi Fe, akibatnya
terganggunya kehidupan si air
2. Kenaikan suhu, sehingga sifat kelarutan Oksigen berkurang
3. Perubahan warna, bau dan rasa
4. Timbulnya endapan

Daftar Pustaka
Abdulgani, Agus . 2014. Kimia Dasar ProgramStudi Farmasi. Jember : Percetakan Universitas
Jember
Brady, James. 1999. Kimia Universitas Asaz dan Struktur jilid 1, Edisi 5. Jakarta : Binarupa
Aksara
Syukri,S. 1999. Kimia Dasar jilid I. Bandung : Penerbit ITB
Syukri,S. 1999. Kimia Dasar jilid II. Bandung : Penerbit ITB
eprints.uny.ac.id/9227/3/BAB%202%20-%2008303241004.pdf
file.upi.edu/Direktori/DUAL-MODES/...KIMIA.../BBM_1.pdf
PERANAN MATEMATIKA DALAM PERKEMBANGAN ILMU PENGETAHUAN DAN
TEKNOLOGI *) Sudradjat **) *) disampaikan pada seminar sehari “The Power of
Mathematics for all Aplications” HIMATIKA-UNISBA, Januari 2008 **) Staf pengajar
jurusan Matematika FMIPA UNPAD, adjat03@yahoo.com
kimia.lipi.go.id/wp-content/.../05/ketertelusuran-nuryatini-rev.pdf
https://ahmadwaliy.files.wordpress.com/2011/09/elektrokimia.pdf
romdhoni.staff.gunadarma.ac.id/Downloads/files/.../Elektrokimia.pdf
file.upi.edu/Direktori/FPMIPA/JUR.../ELEKTROKIMIA.pdf
aguspur.staff.uns.ac.id/files/.../kesetimbangan-kimia-pertemuan-5.pdf
shintarosalia.lecture.ub.ac.id/files/2012/09/KD-meeting-6.pdf
ocw.ipb.ac.id/file.php/10/Kimia.../Bab6-Kesetimbangan_Kimia.pdf
elisa1.ugm.ac.id/.../Chapter%209%20Kesetimbangan%20kimia%20dan%20Sistem%20a...
aguspur.staff.uns.ac.id/files/2009/07/wujud-zat-pertemuan-i1.pdf
ocw.ipb.ac.id/file.php/10/Kimia_101/Bab4_Wujud_Zat.pdf

whiephee.files.wordpress.com/.../wujud-zat-dan-perubahannya.pdf
publikasiilmiah.ums.ac.id/bitstream/.../BAB%20I%20KRISTAL.pdf?
danicham3.blog.com/files/2012/.../BAB-3-STRUKTUR-KRISTAL.pdf
file.upi.edu/Direktori/.../1.STRUKTUR_KRISTAL(Kuliah).pdf

Resume kimia dasar

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Viewers also liked

Viewers also liked (20)

Similar to Resume kimia dasar

Similar to Resume kimia dasar (20)

Resume kimia dasar