Rangkuman Kimia
• Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
A. Pengertian Larutan Elektrolit
(sumber: www.bantubelajar.com)
Gambar di atas merupakan hasil pengujian daya hantar listrik terhadap:
(a) Larutan non elektrolit (b) Larutan elektrolit lemah (c) Larutan elektrolit kuat
Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik,
memberikan gejala berupa menyalanya lampu pada alat uji atau timbulnya gelembung gas
dalam larutan. Sedangkan larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat
menghantarkan arus listrik, sebabnya karena larutan tidak dapat menghasilkan ion-ion.
Larutan elektrolit yang memberikan gejala berupa lampu menyala dan membentuk
gelembung gas disebut elektrolit kuat. Contohnya yaitu HCl, air aki, air laut, dan air
kapur. Adapun elektrolit yang tidak memberikan gejala lampu menyala tetapi
menimbulkan gelembung gas termasuk elektrolit lemah. Contohnya yaitu larutan
amonia, larutan cuka,dan larutan H2S.
Jadi, Larutan elektrolit kuat terbentuk dari terlarutnya senyawa elektrolit kuat
dalam pelarut air. Senyawa elektrolit kuat dalam air dapat terurai sempurna membentuk
ion positif (kation) dan ion negatif (anion). Arus listrik merupakan arus elektron. Pada saat
dilewatkan ke dalam larutan elektrolit kuat, elektron tersebut dapat dihantarkan melalui
ion-ion dalam larutan, seperti dihantarkan oleh kabel. Akibatnya, lampu pada alat uji
elektrolit akan menyala.
Contoh Larutan Elektrolit dan Non elektrolit
Berikut ini contoh larutan elektrolit dan non elektrolit, secara umum:
• Reaksi Redoks
Reaksi redoks adalah reaksi yang mengalami peristiwa reduksi dan oksidasi. Reaksi oksidasi (melepas elektron), reaksi reduksi (menerima elektron) Bilangan oksidasi (biloks) merupakan bilangan bulat positif atau negatif suatu unsur
dalam membentuk senyawa. Konsep reaksi redoks berdasar perubahan harga bilangan oksidasi adalah konsep redoks yang lebih universal dalam menjelaskan tentang reaksi redoks.
Konsep perkembangan Redoks.
Konsep Reduksi Oksidasi
1. Konsep dgn Oksigen
melepas Oksigen
6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
mengikat Oksigen
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
2. Konsep dgn e– pengikatan e– e– + Na+ → Na pelepasan e–
2Cl– → Cl2 + 2e–
3. Konsep dgn biloks
Biloks (bil. oksidasi) turun Biloks (bil. oksidasi) naik
4. Konsep dgn Hidrogen (H)
pengikatan Hidrogen +H2 CH3COCH3 → CH3CH(OH)CH3
pelepasan Hidrogen oks.
CH3CH2OH → CH3CHO + H2
Aturan menentukan biloks.
1. Bilangan oksidasi unsur bebas adalah 0. 2. Bilangan oksidasi ion monoatom (1 atom) dan poliatom (lebih dari 1 atom) sesuai
dengan jenis muatan ionnya. 3. Bilangan oksidasi unsur pada golongan logam IA, IIA, dan IIIA sesuai dengan
golongannya. 4. Bilangan oksidasi unsur golongan transisi (golongan B) lebih dari satu. 5. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur yang membentuk ion = jumlah muatannya. 6. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur yang membentuk senyawa = 0. 7. Bilangan oksidasi hidrogen (H) bila berikatan dengan logam = -1. Bila H berikatan
dengan non-logam = +1. 8. Bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawa proksida = -1. Bilangan oksidasi O dalam
senyawa non-peroksida = -2.
o Reaksi Disproporsionasi dan Reaksi Konproporsionasi.
• R. Disproporsionasi : reaksi redoks yang reduktor & oksidatornya berasal dari zat yang sama.
• R. Konproporsionasi : reaksi redoks yang hasil reduksi & hasil oksidasinya berasal dari zat yang sama. Contoh: 1) 0 –1 +1
Cl2(g) + 2KOH(aq) → KCl(aq) + KClO(aq) + H2O(l)
dari zat yang sama, REAKSI DISPROPORSIONASI / AUTOREDOKS.
dari zat yang sama, disebut REAKSI KONPROPORSIONASI.
• Rumus Kimia
▪ Dinyatakan dengan lambang dan jumlah atom-atom yang terkandung dalam unsur atau
senyawa. Lambang dan angka menunjukkan nama dan jumlah atom tsb
▪ Rumus Empiris: menyatakan perbandingan paling sederhana atom-atom dalam senyawa
▪ Rumus Molekul : menunjukkan jumlah atom sebenarnya dalam senyawa
▪ Rumus Struktur : menunjukkan jumlah atom dan ikatan antar atom
▪ Rumus kimia digunakan untuk menulis persamaan kimia agardapat memberikan
informasi kualitatif terkait nama zat pereaksi dan produk serta informasi kuantitatif
tentang komposisi kimia dan jumlah zat pereaksi dan produk.
▪ Nama dan rumus senyawa ionik diberi nama dengan nama kation dahulu kemudian anion
1. untuk ion gol. A muatan ion sama dengan nomor golongan kecuali Sn dan Pb
2. untuk kation gol. IA dan IIA muatan ion= nomor golongan
3. untuk anion gol.A muatan ion=nomor golongan – 8
➢ penamaan senyawa ionik biner (senyawa ionic yang terdiri atas 2 jenis unsur): nama
kation sama, nama anion ditambah –ida dibelakangnya ( ex: kalsium bromide)
➢ penamaan senyawa ionik dari logam transisi
1. penamaan sistematik :ditulis dengan menyisipkan angka romawi dalam tanda kurung
pada nama logam. ( ex: besi(ii) klorida)
2. penamaan trivial : diikuti dengan kahiran “o” untuk logam bermuatan rendah dan
berakhiran “I” untuk yang bermuatan tinggi
ex: besi (II) klorida adalah ferro klorida dan besi (III) klorida adalah ferri klorida
➢ penamaan senyawa ion poliatomik
1. hanya punya 1 muatan, jika ada 2 atau lebih ion-ion ditulis dalam tanda kurung
2. tanda kurung dan angka indeks tak perlu ditulis
➢ penamaan kelompok anion okso
1. kelompok 2 anion okso : anion yang jumlah “O” nya lebih banyak diberi akhiran –at ,
dan yang lebih sedikit diberi akhiran –it
2. kelompok 4 anion okso ( anion oksihalogen) :
reduksi
oksidasi
» Oksidator : Cl 2 » Hasil reduksi : K Cl
» Reduktor : Cl 2 » Hasil oksidasi : KClO
2) – 2 +4 0 2 H 2 S ) aq ( + SO 2 ) s ( → S 3 ) ( s + 2 H 2 O ( l )
oksida si
reduksi
» Oksidator : SO 2 » Hasil reduksi : S
» Reduktor : H 2 S » Hasil oksidasi : S
Jumlah atom
O
Awalan Halogen asal
(X)
Akhiran Nama ion
1 Hipo- Hal -it Hipohalit
2 Hal -it Halit
3 Hal -at Halat
4 Per- hal -at pehalat
➢ senyawa ionic berhidrat : jumlah air dinyatakan dengan nama latin hidrat
Jumlah Awalan Jumlah Awalan
1 Mono- 6 Hekas-
2 di- 7 Hepta
3 Tri- 8 Okta-
4 Tetra- 9 Nona
5 Penta- 10 Deka-
➢ penamaan senyawa asam
1. asam biner ( jika senyawa asam larut dalam air) : asam+hidro-nonlogam-at atau
asam+anion
2. asam okso: namanya sama dengan anion okso tapi diawali kata asam
➢ penamaan senyawa basa : kation+hidroksida
NAMA DAN RUMUS SENYAWA KOVALEN BINER ( GABUNGAN DUA JENIS
UNSUR)
1. Unsur yang golongannya lebih rendah ditulis pertama
2. Halogen sebagai kata pertama untuk senyawa biner dari halogen dan oksigen
3. Jika 2 unsur gol.nya sama maka yang periode lebih tinggi ditulis pertama
4. Unsur yang kedua ditulis nama aslinya ditambahi akhiran –ida
5. Jika ada nama latin, maka kata pertama hanya berawalan latin jika yang pertama ada
lebih dari 1 atom, yang biasanya latin adalah kata kedua.
• Tata Nama Senyawa
Pengertian
Tata nama senyawa kimia (chemical nomenclature) adalah
serangkaian aturan penamaan senyawa kimia yang disusun secara
sistematis berdasarkan aturan IUPAC (International Union of Pure and
Applied Chemistry).
Tata nama senyawa kimia dibedakan menjadi: tata nama senyawa
organik dan anorganik.
Tata nama senyawa anorganik
Dalam tata nama senyawa anorganik terdapat dua senyawa yaitu:
1) Senyawa biner
2) Senyawa poliatomik
1) Tata Nama Senyawa Anorganik Biner
Senyawa Biner Ada 2 Macam, Yaitu Terdiri Atas Atom:
· Logam Dan Nonlogam;
· Nonlogam Dan Nonlogam.
Jika Senyawa Biner Terdiri Atas Atom Logam Dan Nonlogam Dengan Logam
Yang Hanya Mempunyai Satu Macam Muatan/Bilangan Oksidasi, Maka Namanya
Cukup Dengan Menyebut Nama Kation (Logam) Dan Diikuti Nama Anionnya
(Nonlogam) Dengan Akhiran -Ida.
Akan Tetapi Jika Atom Logam Yang Bertindak Sebagai Kation Mempunyai
Lebih Dari Satu Muatan/Bilangan Oksidasi, Maka Nama Senyawa Diberikan Dengan
Menyebut Nama Logam + (Bilangan Oksidasi Logam) + Anionnya (Nonlogam)
Dengan Akhiran -Ida.
Jika Senyawa Biner Terdiri Atas Atom Unsur Nonlogam Dan Nonlogam, Maka
Penamaan Dimulai Dari Nonlogam Pertama Diikuti Nonlogam Kedua Dengan Diberi
Akhiran -Ida.
Jika 2 Jenis Nonlogam Dapat Membentuk Lebih Dari Satu Macam Senyawa,
Maka Digunakan Awalan Yunani.
Senyawa Yang Memiliki Nama Umum Boleh Tidak Menggunakan Tata Nama
Menurut Iupac.
2) Tata Nama Senyawa Anorganik Poliatomik
Senyawa Anorganik Poliatomik Pada Umumnya Merupakan Senyawa
Ion Yang Terbentuk Dari Kation Monoatomik Dengan Anion Poliatomik Atau
Kation Poliatomik Dengan Anion Monoatomik/Poliatomik. Penamaan Dimulai
Dengan Menyebut Kation Diikuti Anionnya.
Senyawa Asam Dapat Didefinisikan Sebagai Zat Kimia Yang Dalam
Air Melepas Ion H+. Contohnya Hcl, H2so4, H3po4. (Materi Asam Akan
Dibahas Lebih Lanjut Di Kelas Xi). Penamaan Senyawa Asam Adalah Dengan
Menyebut Anionnya Dan Diawali Kata Asam.
Nbhe: Adapun tata nama senyawa anorganik dibedakan menjadi 3, yaitu:
a. Senyawa ion
b. Senyawa molekul
c. Asam
a. Senyawa ion
Senyawa ion terdiri dari kation (ion positif) dan anion (ion
negatif). Pada umumnya, kation merupakan ion logam dan anion
merupakan ion nonlogam.
Kation
❖ Kation dari unsur logam diberi nama sama dengan
unsur logam tersebut.
Contoh: ion natrium (Na+), ion kalsium (Ca2+), ion perak
(Ag+)
❖ Jika logam dapat membentuk kation dengan muatan
berbeda, jumlah muatannya ditulis dengan angka
Romawi dalam tanda kurung setelah nama unsur
logam itu.
Contoh: ion besi(II) (Fe2+), ion besi(III) (Fe3+)
❖ Kation dari unsur nonlogam umumnya memiliki
akhiran -ium.
Contoh: ion amonium (NH4+), ion hidronium (H3O+)
ANION
❖ Anion monoatom diberi nama dengan akhiran -ida
pada nama unsur tersebut.
Contoh: ion hidrida (H−), ion oksida (O2−), ion nitrida
(N3−), ion fluorida (F−)
❖ Anion poliatom yang mengandung unsur oksigen
(oksoanion) diberi nama dengan akhiran -at
ataupun -it. Akhiran -at digunakan untuk anion
poliatom yang memiliki atom O lebih banyak
dibanding anion dengan akhiran -it.
Contoh: ion nitrat (NO3−), ion nitrit (NO2−). ion sulfat
(SO42−), ion sulfit (SO32−)
❖ Anion yang diturunkan dari penambahan H+ pada
oksoanion diberi nama dengan menambahkan
awalan hidrogen atau dihidrogen.
Contoh: ion hidrogen karbonat (HCO3−), ion dihidrogen
fosfat (H2PO4−)
Nama senyawa ion terdiri dari nama kation di awal kemudian diikuti dengan nama
anion di akhir.
Contoh:
KBr : kalium bromida
BaCl2 : barium klorida
Ag2S : perak sulfida
Al(NO3)3 : aluminium nitrat
FeS : besi(II) sulfida
Fe2O3 : besi(III) oksida
CuSO4 : tembaga(II) sulfat
NH4CN : amonium sianida
b. Senyawa molekul
Senyawa molekul terdiri unsur-unsur nonlogam. Pada bagian ini,
tata nama senyawa molekul yang akan dibahas hanya untuk senyawa
molekul biner, yaitu senyawa molekul yang hanya terdiri dari dua
jenis unsur.
Berikut aturan penamaaan senyawa molekul biner.
❖ Nama dari unsur yang terletak lebih kiri pada
sistem periodik unsur ditulis terlebih dahulu
sebagai unsur pertama. Pengecualian untuk
senyawa yang mengandung oksigen, dan klorin,
bromin, atau iodin (semua halogen kecuali fluorin),
oksigen ditulis sebagai unsur terakhir.
Contoh: HBr, BCl3, PCl5, CS2, NO, Cl2O, I2O5, OF2
❖ Jika kedua unsur berada pada golongan yang sama,
maka unsur pertama adalah unsur yang terletak
lebih bawah pada golongan dalam sistim periodik
unsur
Contoh: ClF3, IF5
❖ Unsur terakhir diberi akhiran -ida.
Contoh: HF (hidrogen fluorida), H2S (hidrogen
sulfida)
❖ Jumlah atom dari masing-masing unsur
menentukan awalan bahasan Yunani yang dipakai
untuk penulisan nama senyawa molekul. Awalan -
mono tidak digunakan untuk unsur pertama.
Contoh: N2O (dinitrogen monoksida),
N2O5 (dinitrogen pentaoksida), NO2 (nitrogen
dioksida), CO (karbon monoksida), CS2 (karbon
disulfida), PCl5 (fosforus pentaklorida), SF6 (sulfur
tetrafluorida), IBr (iodin monobromida).
c. Asam
Berdasarkan definisi asam basa oleh Arrhenius, senyawa asam
adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan melepas ion H+.
Pada umumnya, asam dapat terionisasi dalam air menjadi ion H+ dan
anion yang disebut sisa asam. Penamaan senyawa asam dimulai dari
kata ‘asam’ diikuti dengan nama anion sisa asam.
Contoh:
HCl : asam klorida
HF : asam fluorida
H2S : asam sulfida
HCN : asam sianida
H2CO3 : asam karbonat
H2SO4 : asam sulfat
HClO4 : asam perklorat
Tata nama senyawa organik
Jumlah Senyawa Organik Sangat Banyak Dan Tata Nama Senyawa
Organik Lebih Kompleks Karena Tidak Dapat Ditentukan Dari Rumus
Kimianya Saja Tetapi Dari Rumus Struktur Dan Gugus Fungsinya. Di Sini
Hanya Dibahas Tata Nama Senyawa Organik Yang Sederhana Saja, Karena
Senyawa Organik Secara Khusus Akan Dibahas Pada Materi Hidrokarbon Dan
Senyawa Karbon.
• Persamaan Reaksi
Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif
MASSA ATOM RELATIF
Massa atom tidak dapat dihitung dengan timbangan analitik. Massa atom dapat
ditentukan menggunakan spektrometer massa. Atom-atom dari unsur yang sama tidak
selalu memiliki massa yang sama (isotop).
➢ Satuan atom: Satuan Massa Atom (SMA) / Atomic Mass Unit (AMU)
Mengukur massa adalah membandingkan massa suatu benda terhadap benda yang lain
dimana massa benda pembanding disebut sebagai Standar Massa.
➢ Atom C-12 ditetapkan sebagai standar massa.
➢ Massa 1 atom C-12 adalah 12,0 sma.
Massa atom relatif suatu unsur (Ar) adalah perbandingan massa atom rata-rata suatu
atom unsur terhadap 1/12 massa 1 atom C-12.
Massa rata-rata 1 atom X = Ar unsur X . 1sma
‘Massa atom relatif tidak memiliki satuan’.
MASSA MOLEKUL RELATIF
Massa molekul relatif adalah jumlah massa atom relatif dari seluruh atom penyusun
molekul.
Massa molekul juga merupakan perbandingan massa rata-rata 1 molekul atau satuan
rumus zat relatif terhadap 1/12 kali massa 1 atom C-12.
Persamaan Reaksi
REAKSI KIMIA
Reaksi kimia adalah suatu perubahan materi yang melibatkan pemutusan dan
pembentukan ikatan kimia.
Ciri-ciri reaksi kimia:
o Ada zat yang hilang
o Perubahan warna
o Perubahan volume
o Terdapat endapan
o Perubahan suhu
o Menghasilkan bau
Zat-zat yang mengalami perubahan disebut pereaksi atau reaktan. Zat-zat hasil
perubahan disebut hasil reaksi atau produk.
PERSAMAAN REAKSI
Persamaan kimia adalah penulisan rumus molekul dan wujud dari zat-zat yang terlibat
dalam reaksi kimia.
• Tanda reaksi ditulis dengan tanda panah ke kanan.
• Rumus senyawa zat-zat pereaksi di sebelah kiri tanda panah.
• Rumus hasil reaksi di sebelah kanan tanda panah.
• Jumlah massa pereaksi = jumlah massa produk reaksi.
Singkatan wujud dalam persamaan reaksi:
(s) = zat padat (solid)
(l ) = zat cair (liquid)
(aq) = larutan dalam air (aqueous)
(g) = gas
Menurut teori atom Dalton, pada reaksi kimia, tidak ada atom yang hilang tetapi hanya
berubah susunannya.
➢ Atom-atom sebelum dan sesudah harus sama jumlahnya.
Hal-hal yang harus diperhatikan dalam menyetarakan persamaan reaksi:
1. Penulisan rumus kimia zat-zat pereaksi dan hasil reaksi harus benar
2. Jumlah atom-atom sebelum reaksi harus sama dengan jumlah atom-atom sesudah reaksi
3. Wujud zat-zat yang terlibat dalam reaksi harus dinyatakan di dalam tanda kurung setelah
rumus kimia
Empat langkah penyetaraan persamaan reaksi:
1. Menuliskan rumus kimia zat-zat yang terlibat dalam reaksi dengan menyediakan ruang
kosong pada sebelah kiri setiap rumus kimia.
2. Menyamakan jumlah atom-atom pada kedua sisi dengan menuliskan angka penyeimbang
pada ruang kosong yang tersedia. Angka penyeimbang ini disebut koefisien reaksi.
Cara penyetaraan yang lebih mudah adalah :
a. Dimulai dari zat yang mengandung atom paling banyak (paling rumit)
b. Diakhiri dengan zat yang paling sederhana.
3. Pengaturan koefisien
4. Penulisan wujud zat
Contoh: Mg + O2 → MgO (belum setara)
1. Mg + O2 → MgO
2. 2 Mg + 1O2 → 2 MgO
3. 2 Mg + O2 → 2 MgO
4. 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
• Hukum Dasar Kimia
Hukum dasar Kimia berisi metode-metode ilmiah skala laboratorium yang sudah
terstandarisasi. Hukum dasar Kimia yang dimaksud meliputi, hukum Lavoisier, hukum
Proust, hukum Dalton, hukum Gay-Lussac, dan hukum Avogadro.
1. Hukum Lavoisier (Hukum Kekekalan Massa)
Hukum Lavoisier dicetuskan oleh ilmuwan asal Prancis, yaitu Antonie Laurent
Lavoisier. Dalam penelitiannya, Lavoisier membakar merkuri cair berwarna putih
dengan oksigen sampai dihasilkan merkuri oksida berwarna merah. Tidak sampai situ
saja, Lavoisier memanaskan merkuri oksida sampai terbentuk merkuri cair berwarna
putih dan oksigen. Dari penelitian tersebut, diperoleh hasil bahwa massa oksigen yang
dibutuhkan pada proses pembakaran sama dengan massa oksigen yang terbentuk setelah
merkuri oksida dipanaskan. Oleh karena itu, hukum Lavoisier dikenal sebagai hukum
kekekalan massa. Adapun pernyataan hukum Lavoisier adalah sebagai berikut.
“Semua massa zat yang bereaksi dan zat hasil reaksi diperhitungan, hasilnya akan sama.”
2. Hukum Proust (Hukum Perbandingan Tetap)
Seorang ilmuwan asal Prancis, Joseph Louis Proust, meneliti perbandingan massa
unsur yang terkandung di dalam suatu senyawa pada tahun 1799. Penelitian itu
membuktikan bahwa setiap senyawa tersusun atas unsur-unsur dengan komposisi
tertentu dan tetap. Oleh karena itu, hukum Proust dikenal sebagai hukum perbandingan
tetap. Adapun pernyataan hukum Proust adalah sebagai berikut.
“Perbandingan massa unsur-unsur dalam satu senyawa adalah tertentu dan tetap.”
3. Hukum Dalton (Hukum Perbandingan Berganda)
Seorang ilmuwan asal Inggris, John Dalton, melakukan penelitian dengan
membandingkan massa unsur-unsur pada beberapa senyawa, contohnya oksida karbon
dan oksida nitrogen. Senyawa yang digunakan Dalton adalah karbon monoksida (CO)
dan karbon dioksida (CO2). Dari perbandingan keduanya, diperoleh hasil sebagai
berikut.
Jika massa karbon di dalam CO dan CO2 sama, massa oksigen di dalamnya akan
memenuhi perbandingan tertentu. Perbandingan massa oksigen pada senyawa CO dan
CO2 yang diperoleh Dalton adalah 4 : 8 = 1 : 2. Dengan demikian, hukum Dalton
dikenal sebagai hukum perbandingan berganda. Berikut ini pernyataan hukum Dalton.
4. Hukum Gay Lussac (Hukum Perbandingan Volume)
Hukum Gay Lussac dicetuskan oleh ilmuwan asal Prancis, yaitu Joseph Gay Lussac.
Lussac meneliti tentang volume gas dalam suatu reaksi kimia. Berdasarkan
penelitiannya, Lusac mengambil kesimpulan bahwa perubahan volume gas dipengaruhi
oleh suhu dan tekanan. Pada suhu dan tekanan tertentu, 1 liter gas nitrogen bisa bereaksi
dengan 3 liter gas hidrogen menghasilkan 2 liter gas amonia.
Dari fakta ini dapat disimpulkan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan
volume-volume gas yang terlibat dalam reaksi= perbandingan koefisien reaksi. Atau
dapat dinyatakan sebagai perbandingan volume gas-gas sesuai dengan koefisien masing-
masing gas.
Adapun pernyataan hukum Gay Lussac adalah sebagai berikut.
5. Hipotesis Avogadro
Hipotesis Avogadro dicetuskan oleh seorang ilmuwan asal Italia, Amadeo Avogadro,
pada tahun 1811. Dari hasil percobaan Gay-Lusaac, apabila volume diperkecil hingga
suatu saat volume tersebut hanya dapat memuat sebuah atom maka didapatkan 1 atom
hidrogen direaksikan dengan ½ atom oksigen akan menghasilkan 1 atom air.
Berdasarkan pemikiran tersebut, Avogadro berhasil menjelaskan hukum Gay Lussac dan
membuat hipotesis sebagai berikut.
“Pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas yang volume nya sama akan mengandung
jumlah molekul yang sama”.
• Stoikiometri
Pengertian Stoikiometri
Stoikiometri di dalam ilmu kimia, (kadang disebut stoikiometri reaksi agar
membedakannya dari stoikiometri komposisi) ialah ilmu yang mempelajari dan
menghitung hubungan kuantitatif dari reaktan dan produk dalam reaksi kimia . Kata ini
berasal dari bahasa Yunani stoikheion (elemen) dan metriā (ukuran).
Stoikiometri di dasarkan pada hukum dasar kimia, yaitu hukum kekekalan massa, hukum
perbandingan tetap, dan hukum perbandingan berganda.
MASSA ATOM RELATIF (Ar)
Atom merupakan bagian yang sangat kecil, tidak dapat dipotong dan dibagi lagi yang
memiliki massa secara proposional kecil pula. Massanya tidak dapat ditentukan
menggunakan timbangan analitik. Massa atom dapat ditentukan dengan alat
spektrometer massa.
Atom-atom dari unsur yang sama tidak selalu memiliki massa yang sama. Hal ini disebut
dengan isotop. Atom karbon di alam dijumpai dalam dua jenis isotop. Atom C-12
(1,99268 x 10-23 gram) dan Atom C-13 (Atom C-13 Atom C-13).
Mengukur massa adalah membandingkan massa suatu benda terhadap benda yang lain
dimana massa benda pembanding disebut sebagai Standar Massa.
Misalnya, apabila kita menimbang gula dan dinyatakan massanya 1 kg, maka sebenarnya
massa gula tersebut adalah sama (sebanding) dengan massa anak timbangan 1 kg.
Hal sama juga berlaku dalam penentuan massa suatu atom.
Di dalam menentukan massa atom, pada tahun 1961 IUPAC menetapkan atom C-12
sebagai standar massa.
1 sma = 1/12 massa 1 atom C-12
= 1/12 x 1,99268 x 10-23 gram
= 1,66 x 10-24 gram
Jadi massa 1 atom C-12 adalah 12,0 sma.
Massa atom relatif suatu unsur yang diberi lambang Ar adalah perbandingan massa atom
rata-rata suatu atom unsur terhadap 1/12 massa 1 atom C-12.
Ar X = 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒓𝒂𝒕𝒂−𝒓𝒂𝒕𝒂 𝟏 𝒂𝒕𝒐𝒎 𝑿
𝟏
𝟏𝟐𝒙 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝟏 𝒂𝒕𝒐𝒎 𝑪−𝟏𝟐
Oleh karena itu
Ar Unsur X = 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒓𝒂𝒕𝒂−𝒓𝒂𝒕𝒂 𝟏 𝒂𝒕𝒐𝒎 𝑿
𝟏 𝒔𝒎𝒂
Sehingga massa rata-rata 1 atom X = Ar unsur X . 1sma
Massa atom relatif tidak mempunyai satuan
MASSA MOLEKUL RELATIF (Mr)
Massa molekul ditentukan oleh massa atom-atom penyusunnya.
Mr AXBY = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑟𝑎𝑡𝑎−𝑟𝑎𝑡𝑎 1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝐴𝑥𝐵𝑦
1
12𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12
Mr AXBY = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑟𝑎𝑡𝑎−𝑟𝑎𝑡𝑎 (𝑥 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐴+𝑦 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐵)
1
12 𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12
Mr AxBy = (x Ar A + y Ar B)
Massa molekul relatif suatu senyawa molekul adalah Jumlah massa atom relatif dari
seluruh atom penyusun molekul.
SEMANGAT !!