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 !!