tata nama dan perhitungan kimia_lebih lengkap
DESCRIPTION
fisikaTRANSCRIPT
Apa saja yang akan dipelajari?
1. Tata Nama Senyawa Kovalen, ionik dan kristal
2. Rumus Kimia
3. Persamaan Reaksi
Untuk apa?
1. Senyawa kimia ada begitu banyak jumlahnya
2. Untuk dapat mengenal dan memanfaatkannya, kita terlebih dahulu harus mengetahui nama mereka berdasarkan aturannya
3. Sama hal nya ketika kita akan berkenalan dengan seseorang, kita memperkenalkan nama kita
Mengapa unsur membentuk senyawa?
Sebagian besar unsur di alam
ingin mencapai suatu kestabilan
Hal itu diperoleh melalui ikatan
dengan unsur lain.
Hasil dari perikatan : suatu
senyawa yang stabil.
Unsur logam dan non logam
membentuk ikatan ionik, unsur
non logam dan non logam
membentuk ikatan kovalen
Jons Jakop
Berzelius
(Bapak penamaan
senyawa kimia)
Latihan 01:
No. Rumus
Kimia
Ionik/
Kovalen
1. LiF
2. NaCl
3. K2O
4. CsCl
5. Mg3N2
6. CaS
7. BaI2
8. Al2O3
No. Rumus
Kimia
Ionik/
Kovalen
9. FeO
10. CuCl2
11. AgBr
12. AuCl3
13. Ca(NO3)2
14. Al(OH)3
15. Ba3(PO4)2
16. NH4Cl
No. Rumus
Kimia
Ionik/
Kovalen
17. CO2
18. N2O5
19. PCl5
20. SO2
21. BrF5
22. HCl
23. H2SO4
24. CH3COOH
5
Tata Nama Senyawa Kovalen Biner
Senyawa biner adalah senyawa yang terbentuk
dari dua macam unsur non logam. Contoh:
CO, SO3, PCl5, NO2
Cara memberi nama: Jumlah atomnya dihitung
• Nama unsur ke-2 ditambahkan akhiran: -ida
oksigen oksida
sulfur sulfida
nitrogen nitrida
fosfor fosfida
fluorin fluorida
klorin klorida
bromin bromida
iodin iodida
jumlah
atom
nama
unsur
ke-1
nama
unsur
ke-2
ida jumlah
atom
Contoh:
8
Contoh:
• CO (karbon monoksida)
• NO (Nitrogen monoksida)
• HCl (Hidrogen klorida)
• PCl3 (Fosfor triklorida)
Perhatikan:
Awalan mono tidak digunakan untuk unsur non-logam
pertama
Untuk mempersingkat penyebutan “monooksida”, satu
“o” dihilangkan sehingga menjadi “monoksida.”
Tata Nama Senyawa Kovalen Biner
Penamaan senyawa mengikuti urutan berikut:
B – Si – As – C – P – N – H – S – I – Cl – O – F
Contoh:
CO (Nama C lalu nama O)
HCl (Nama H lalu nama Cl)
NO (Nama N lalu nama O)
Tata nama IUPAC tidak perlu digunakan untuk senyawa yang
memiliki nama umum
Latihan 02:
No. Rumus
Molekul
Jumlah
Atom Unsur ke-1
Jumlah
Atom Unsur ke-2 - ida Nama
1. P2O5 di fosfor penta oksigen ida difosfor pentaoksida
2. N2O4
3. S2Cl2
4. Cl2O7
5. N2O3
6. I4O9
7. PCl5 mono fosfor penta klorin ida monofosfor pentaklorida
fosfor penta klorida
8. CO2
9. SF6
11
Latihan 03:
No. Nama Senyawa Rumus Molekul
1. difosfor pentoksida P2O5
2. tetrafosfor trisulfida
3. disulfur diklorida
4. diklorin monoksida
5. tetrafosfor heptasulfida
6. dinitrogen trioksida
7. xenon heksafluorida XeF6
8. nitrogen triiodida
9. karbon disulfida
12
Tata Nama Senyawa Ionik
adalah senyawa yang terbentuk antar unsur
logam dengan unsur non logam melalui serah
terima pasangan elektron.
Logam membentuk ion positif (kation) dan non-
logam membentuk ion negatif (anion).
Ada dua jenis kation, yaitu:
1. Kation yang hanya memiliki satu macam valensi
(Valensi adalah kemampuan untuk melepaskan
elektron).
Contohnya: Na dapat membentuk Na+
Tabel Nama Kation lebih dari 1 valensi
2. Kation yang memiliki lebih
dari satu macam valensi.
Contohnya: Fe dapat
membentuk kation Fe2+ dan
Fe3+
Anion
Ada dua jenis anion, yaitu:
1. Anion sederhana (anion monoatom).
Contoh: Cl-
Penamaan: nama unsur ditambah akhiran –ida. Jadi
untuk Cl- namanya “ion klorida”
2. Anion kompleks (anion poliatom).
Contoh: ion sulfat. Rumus kimia ionnya SO42-.
Penamaan: lihat tabel
Tata Nama Senyawa Ionik
1. Penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion
non logam
Contoh: NaCl = natrium klorida
2. Untuk logam yang memiliki lebih dari satu macam valensi,
maka muatan kationnya dinyatakan dengan angka Romawi
Contoh:
FeO: besi(II) oksida.
Fe2O3 : besi(III) oksida.
3. Senyawa yang mengandung ion poliatom
Tata nama senyawa yang mengandung ion poliatom dimulai
dari nama kation diikuti dengan nama anion.
Contoh:
(NH4)2SO4 : Amonium sulfat
Ion dengan muatan -1
perbromat BrO4-1
bromat BrO3-1
bromit BrO2-1
hipobromit BrO-1
perklorat ClO4-1
klorat ClO3-1
klorit ClO2-1
hipoklorit ClO-1
periodat IO4-1
iodat IO3-1
iodit IO2-1
hipoiodit IO-1
-1
Ion poliatomik yang muatannya sesuai dengan
muatan unsur tunggal
Tata Nama Kristal
Beberapa senyawa ion mengikat sejumlah molekul
air membentuk kristal (hidrat)
diberi nama dengan menyebut nama senyawa nya
dan awalan yang menyatakan jumlah molekul air nya
dan H2O dibaca hidrat
Contoh :
CaSO4 . 2 H2O ; kalsium sulfat di hidrat
CuSO4 . 5 H2O ; tembaga (II) sulfat penta hidrat
MgSO4 . 7 H2O ; magnesium sulfat hepta hidrat
Na2CO3 . 10 H2O ; natrium karbonat deka hidrat
Rumus Kimia
adalah suatu notasi yang memuat jenis dan perbandingan
atom penyusun unsur atau senyawa
Rumus kimia zat dinyatakan dengan lambang unsur dan
angka indeks.
Lambang unsur = jenis atom unsur
Angka indeks = perbandingan atom-atom unsur.
Angka indeks ditulis sebagai subskrip setelah lambang unsur.
Contoh:
H2O
H dan O menunjukkan lambang unsur
Angka 2 menunjukkan angka indeks
Pembentukan Senyawa Ionik CuSO3
Tembaga
Saya adalah ion poliatom
1. Tulis nama ion
Nama Akhir
sulfit (II)
x
X + (- 2) = 0
X = +2
Cu SO3
= 0
Kamu harus tau kalau muatan ion sulfit = -2
Jumlah muatan positif dan negatif harus = nol
2. Tentukan muatan ion positif -2
+2 +2
+2
Persamaan Reaksi
Contoh :
Pada reaksi aluminium dengan dengan larutan
asam sulfat dihasilkan aluminium sulfat dan gas
hidrogen
Persamaan reaksinya ditulis sbb;
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
Persamaan Reaksi Dalam persamaan reaksi kimia, semua zat yang
bereaksi harus dicantumkan fase (keadaan wujud)
zatnya.
Ada 4 wujud/ keadaan zat yang ditulis sebagai
subskrip.
Persamaan reaksi dengan fase:
Al(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + H2(g)
34
Penyetaraan Reaksi
+
H
H
O
O
2 H2 + O2 H2O
• Prinsip dasar: Jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi itu sama
H
H
O
H
H
H
H
O
2
Persamaan Reaksi
Untuk menyamakan jumlah unsur, persamaan reaksi dilengkapi dengan
koefisien reaksi (angka yang ditulis di depan rumus kimia suatu zat ).
Angka 1 tidak perlu ditulis.
Ada 2 cara untuk menyetarakan reaksi kimia, yaitu metode coba-coba
(trial and error) dan metode aljabar.
Penyetaraan dengan metode trial & error
Contoh:
Al(s) + O2(g) → Al2O3 (s)
Jumlah atom Al dikiri = 1 sementara dikanan = 2
Agar jumlah atom Al sama maka diberikan koefiisien 2 di depan Al
Persamaan reaksi menjadi : 2Al(s) + O2(g) → Al2O3 (s)
Sekarang jumlah Al di kiri dan di kanan sudah sama.
Sekarang kita akan menyetarakan jumlah O:
Jumlah atom O di kiri = 2 sementara dikanan = 3
Agar jumlah atom O sama maka diberikan koefiisien 3/2 di depan
O2
Persamaan reaksi menjadi : 2Al(s) + 3/2O2(g) → Al2O3 (s)
Sekarang jumlah O di kiri dan di kanan sudah sama.
Agar koefisien tidak berupa pecahan maka keseluruhan koefisien dikalikan 2
Persamaan reaksi setara menjadi:
4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3 (s)
Penyetaraan dengan metode aljabar
PENYELESAIAN DENGAN CARA ALJABAR
Contoh :
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
Kita samakan K dikiri dan kanan.
Di kiri isi koefisien 2 pada KMnO4, di kanan isi koefisien 1 pada
K2SO4. Pada senyawa lain isi koefisien dengan abjad
Penyetaraan dengan metode aljabar
Persamaan menjadi: 2 KMnO4 + aH2SO4 +b FeSO4 →1 K2SO4+ cMnSO4 + dFe2(SO4)3 + eH2O Persamaan aljabar yang kita peroleh : K : 2 = 2 Mn : 2 = c → c = 2 O : 8 + 4a + 4b = 4 + 4 c + 12 d + e H : 2 a = 2 e → a = e S : a + b = 1 + c + 3 d Fe : b = 2 d Kita selesaikan persamaan O : 8 + 4a + 4b = 4 + 4 c + 12 d + e Subst C=2 , b=2d , a=e ↓ ↓ ↓ 8 + 4a + 4b = 4 + 8 + 6b + a 3a - 2b = 4 ( I ) Sekarang persamaan S : a + b = 1 + c + 3 d Subst C=2 , b=2d a + b = 1 + 2 + 1½ b a – ½ b = 3 ( II )
Penyetaraan dengan metode aljabar
Kita selesaikan pers (I) dan (II)
(I) 3a - 2b = 4 x 1 3a – 2b = 4
(II) a – ½ b = 3 x 4 4a – 2b = 12
- a = - 8 → a = 8 → a = e = 8
a – ½ b = 3 → 8 – ½ b = 3 → ½ b = 5 → b = 10
b = 2d → 2d = 10 → d = 5
Jadi koefisien reaksinya adalah : 2. 8. 10. 1. 2. 5. 8
Persamaan reaksi setaranya adalah :
2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O
Coba setarakan persamaan reaksi berikut :
1. Al(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + H2O(l)
2. CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
3. Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g)
4. KClO3(s) + C(s) → KCl(s) + CO2(g)
5. FeS(s) + O2(g) → Fe2O3(s) + SO2(g)
6. K2O(s) + H3PO4(aq) → K3PO4(aq) + H2O(l)
7. Al(OH)3(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + H2O(l)
8. KMnO4(aq) + HCl(aq) → KCl(aq) + MnCl2(aq) + H2O(l) + Cl2(g)
Latihan 09:
Tuliskan persamaan reaksi setara dari: a) Gas metana (CH4) bereaksi dengan gas oksigen menghasilkan gas karbondioksida dan air b)Serbuk seng bereaksi dengan larutan asam klorida menghasilkan larutanseng klorida dan gas hidrogen c) Larutan magnesium hidroksida bereaksi dengan larutan asam sulfat menghasilkan larutan magnesium sulfat dan air d) Serbuk tembaga bereaksi dengan larutan asam nitrat menghasilkan larutan tembaga(II) nitra, gas nitrogen monoksida dan air. e)Larutan Kalium permanganat bereaksi dengan larutan asam klorida menghasilkan larutan kalium klorida, larutan mangan(II) klorida, air dan gas klor
Latihan 10:
KONSEP MOL
Di dalam kehidupan sehari-hari kita mengenal berbagai satuan untuk mempermudah penyebutan
1 trio = 3 penyanyi
1 lusin donat = 12 donat
1 gross pensil = 144 pensil
KONSEP MOL
• di dalam dunia kimia, materi tersusun atas partikel-partikel yang sangat kecil.
• Sebagai contoh: dalam satu tetes air ternyata terdapat 1672000000000000000000 molekul air
• Untuk itu, dalam ilmu kimia digunakan satuan “mol” untuk menyatakan jumlah atau banyaknya materi.
KONSEP MOL
Untuk materi yang merupakan unsur, maka partikelnya berupa
atom dan untuk materi yang merupakan senyawa, partikelnya
dapat berupa molekul atau ion.
1 mol C = 6.02 x 1023 atom C
1 mol H2O = 6.02 x 1023 molekul H2O
1 mol NaCl = 6.02 x 1023 ion Na+ dan 6.02 x 1023 ion Cl–
Tentukan penggolongan materi berikut ini: • perak : Unsur, partikelnya: atom
• gas oksigen
• gas helium
• garam dapur
• asam klorida
Latihan 11:
Mol dan Jumlah Partikel
Sekarang mari kita lihat hubungan jumlah partikel terhadap mol:
Mol jumlah partikel
• 1 mol suatu zat 6.02 x 1023
• 2 mol suatu zat 1.204 x 1024
(dari mana? 1.204 x 1024 = 2 mol x 6.02 x 1023 partikel)
• 3 mol suatu zat 1.806 x 1024
(dari mana? 1.806 x 1024 = 3 mol x 6.02 x 1023 partikel)
• n mol suatu zat n x 6.02 x 1023
Uji Diri:
• 6.02 x 1023 atom Ag = 1 mol Ag
• 9.03 x 1023 atom Ag = ……… mol Ag
• 1.204 x 1024 atom Ag = ……… mol Ag
• 6.02 x 1019 atom Ag = ……… mol Ag
• 3.01 x 1022 atom Ag = ……… mol Ag
• 1.505 x 1018 atom Ag = ……… mol Ag
• 1.505 x 1024 atom Ag = ……… mol Ag
• 6.02 x 1015 atom Ag = ……… mol Ag
• 2.408 x 1024 atom Ag = ……… mol Ag
• 1.204 x 1020 atom Ag = ……… mol Ag
Uji Diri:
• 1 mol Ag = 6.02 x 1023 atom Ag
• 0.5 mol Ag = ……………… atom Ag
• 1.5 mol Ag = ……………… atom Ag
• 2 mol Ag = ……………… atom Ag
• 2.75 mol Ag = ……………… atom Ag
• 3.5 mol Ag = ……………… atom Ag
• 0.1 mol Ag = ……………… atom Ag
• 0.75 mol Ag = ……………… atom Ag
• 4 mol Ag = ……………… atom Ag
• 0.0001 mol Ag = ……………… atom Ag
• Jika partikelnya bukan merupakan atom. Misalnya saja ditanyakan berapa jumlah atom H dalam 1 mol CH3COOH?
• 1 mol CH3COOH = 6.02 x 1023 molekul CH3COOH
• 1 molekul CH3COOH = 8 atom
• Maka 6.02 x 1023 molekul =
6.02 x 1023 molekul x 8 atom/molekul = 4.8 x 1024 atom H
1. Berapakah jumlah atom yang terdapat dalam 1. 5 mol HCl?
2. 2.408.000 molekul gas NH3 = ……… mol
3. 100 molekul CuSO4.5H2O= ………atom O
4. Berapa jumlah molekul yang terdapat dalam 0.005 mol gas CO2?
Latihan 12:
• Massa satu atom hidrogen lebih kurang adalah: 0.000 000 000 000 000 000 000 0017 gram
• Karena massa atom dan molekul sangat kecil maka para ahli kimia menggunakan massa relatif dalam perhitungan kimia
• Massa relatif adalah massa sebuah atom yang dibandingkan terhadap massa atom karbon
Mengapa dibandingkan terhadap karbon?
Karena unsur karbon: 1. Mudah didapatkan
2. Kelimpahannya sangat besar
3. Berbentuk padatan pada suhu kamar
4. Sangat stabil.
• Karbon memiliki isotop yang stabil yaitu 12C dengan kelimpahan 98,93%. Isotop lainnya berada dalam jumlah yang jauh lebih sedikit.
• Karena atom karbon umumnya memiliki jumlah inti sebanyak 12, maka isotop 12C dipilih sebagai pembanding dalam penentuan massa atom.
Bagaimana cara menentukan massa atom relatif?
• Massa atom relatif tak memiliki satuan, karena merupakan
perbandingan massa.
• Kita dapat melihat besarnya massa atom relatif tiap unsur
dalam tabel sistem periodik kimia.
•Apakah massa atom relatif bisa merupakan bilangan
desimal?
•Bisa. Misalnya saja unsur klorin, massa atom relatifnya 35.5.
Hal itu disebabkan klorin berupa campuran isotop 35Cl dan 37Cl. Cara menghitung massa atom dari kelimpahan isotop
telah kita pelajari di Bab 2.
Untuk partikel yang berupa molekul, maka yang dihitung adalah massa molekul relatif.
Misalnya kita diminta menghitung massa atom
relatif (Mr) molekul N2. Maka:
Mr N2 = 2 x massa atom relatif N = 2 x 14 = 28
Bagaimana jika molekulnya kompleks? Misalnya berapa Mr
CH3COOH?
Mr CH3COOH =
2 x Ar C + 4 x Ar H + 2 x Ar O = 2 x 12 + 4 x1 + 2 x16 = 60
Kesimpulannya, kalikan jumlah masing-masing atom dalam
molekul dengan Ar-nya, kemudian dijumlahkan.
Hitunglah massa molekul relatif dari:
• O2
• NH3
• H2O
• C6H12O6
• NaCl
• K2SO4
• NH4NO3
• C2H5OH
• KMnO4
• CaCr2O7
• Na2CO3.10H2O
Latihan 13:
• Massa molar adalah massa 1 mol zat.
• Massa molar merupakan bilangan Ar atau Mr suatu
unsur atau senyawa yang dikalikan dengan konstanta
massa molar ( yaitu 1 g/mol)
• Sebagai contoh:
massa molar H = 1 x 1 g/mol = 1 g/mol
Dengan mengetahui massa molar, kita dapat menghitung massa
zat dalam satuan gram.
Jumlah mol massa
1 mol C 12.0 g
1.5 mol C 1.5 x 12 g = 18 g
. .
n mol C n x Ar C
Jumlah mol massa
• 1 mol H2O 18 g
• 1.5 mol H2O 1.5 x 18 g = 27 g
• . .
• n mol H2O n x Mr H2O
Jadi kita dapat melihat hubungan mol terhadap massa
atom relatif (Ar) atau Mr, yaitu:
1. Berapakah massa 1.75 mol Na2CO3.10H2O?
2. 1.2 gram Na = ….. Mol
3. 0.3 molCH3COOH = …. Gram
4. 100 mol Mg(OH)2 = …. Gram
5. 1.49 gram (NH4)3PO4 = …. Mol
6. Berapa jumlah molekul yang ada dalam 0.22
gram gas CO2
7. Berapa jumlah molekul gas O2 yang ada dalam
0.16 gram gas oksigen?
Latihan 14:
• Pada 1834 Clapeyron menggabungkan Hukum Boyle dan Hukum Charles menjadi sebuah persamaan :
Keterangan:
• P = tekanan gas (atm)
• V = volume gas (liter)
• n = jumlah mol
• R = tetapan gas ideal (0.082 L atm/mol K)
• T = Suhu (K)
• Jika sebanyak 1 mol gas diukur pada tekanan 1 atm dan suhu 250C (298 K), maka ditemukan volume ruang yang ditempati gas tersebut adalah 24 L.
• Volume itu disebut volume molar gas pada keadaan RTP (Room Temperature and Pressure)
• Kondisi gas lainnya:
1. STP = Standard Temperature and Pressure = Suhu dan Tekanan Standar, 0o C (273K) dan 101.3kPa (1 atm).
1 mol gas ideal memiliki volume: 22,4 liter (22.4L) pada STP.
2. Pada saat P, V atau T berubah dapat digunakan rumus Boyle-Gay Lussac:
3. Pada saat P dan T yang tidak diketahui, maka volume gas dihitung dengan standar gas lainnya. Hal itu sesuai dengan Hukum Avogadro, yang menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas dengan volume yang sama akan mengandung jumlah molekul (jumlah partikel) yang sama pula.
2. Pada saat P, V atau T berubah dapat digunakan rumus Boyle-Gay Lussac:
3. Pada saat P dan T tak diketahui, maka volume gas dihitung dengan standar gas lainnya yang disertakan pada soal. Pada hal ini berlaku hukum Avogadro.
n1 = n2
V1 V2
2
22
1
11 ...
.
T
VP
T
VP
1. Berapakah volume 0.25 mol gas CH4 pada suhu 150C dan tekanan 1 atm?
2. Berapakah massa 2.8 L gas CO2 pada kondisi STP?
3. Berapakah massa 5 L gas NO2 ( P,T ) , bila diketahui pada P,T yang sama massa 1 L gas O2 = 0.32 g?
4. Bila pada P, T tertentu, massa 1 L gas oksigen adalah 0.64 gram. Tentukan:
a. Volume 0.132 gram gas propana (C3H8)
b. Massa 1.2 mol gas NO (P,T)
Latihan 15:
Mana yang lebih pekat?
Kepekatan dalam konteks ini disebut
sebagai:
Konsentrasi/molaritas,
(dilambangkan sebagai “M”).
Molaritas menyatakan banyaknya
mol zat terlarut dalam 1 Liter
larutan.
Sirup dalam botol lebih pekat
Larutan dengan konsentrasi 1 M, artinya: di
dalam 1 liter larutan terdapat 1 mol zat terlarut.
Semakin banyak zat terlarut maka
konsentrasi larutan akan semakin besar
Coba perhatikan gambar di samping ini:
• 1 mol zat X dalam volume 1 Liter larutan memiliki konsentrasi 1 M
• 2 mol zat X dalam volume 1 Liter larutan memiliki konsentrasi 2 M
Dari gambar tersebut terlihat, ketika kita menambahkan
zat terlarut sedangkan volume nya tetap sama, maka
konsentrasi larutan akan semakin besar.
Dari gambar di
samping terlihat,
ketika jumlah zat
terlarut sama namun
volume nya
diperbesar dua
kalinya, maka
konsentrasi larutan
akan semakin kecil.
Semakin besar volume larutan maka konsentrasi
larutan akan semakin kecil
Berapakah konsentrasi larutan-larutan yang terbentuk jika: 1. 1 mol NaCl dilarutkan dalam 1 L air
2. 0.5 mol NaCl dilarutkan dalam 1 L air
3. 0.75 mol NaCl dilarutkan dalam 0.5 L air
4. 2 mol NaCl dilarutkan dalam 0.5 L air
5. 1.75 mol NaCl dilarutkan dalam 0.5 L air
Berapakah konsentrasi larutan akhir jika: 1. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 1 mol NaCl
2. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 0.5 mol NaCl
3. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 0.75 mol NaCl
4. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 1.5 mol NaCl
5. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 2 mol NaCl
•
Latihan 16:
Berapakah mol zat terlarut yang ada jika: • Diambil 0.1mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 1 M
• Diambil 0.5mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 1 M
• Diambil 1mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 1 M
• Diambil 10mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 0.5 M
Latihan 17:
PENGENCERAN
• Mol zat terlarut sebelum diencerkan sama dengan sesudah diencerkan:
Keterangan :
V1 = volume larutan sebelum diencerkan
M1 = Molaritas larutan sebelum diencerkan
V2 = Volume larutan setelah diencerkan
M2 = Molaritas larutan setelah diencerkan
Berapakah konsentrasi larutan akhir jika: • Ke dalam 100 mL larutan NaCl 1 M ditambahkan 50 mL air
• Ke dalam 100 mL larutan NaCl 1 M ditambahkan 75 mL air
• Ke dalam 100 mL larutan NaCl 1 M ditambahkan 100 mL air
• Ke dalam 100 mL larutan NaCl 1 M ditambahkan 125 mL air
• Ke dalam 100 mL larutan NaCl 1 M ditambahkan 150 mL air
Latihan 18:
Pencampuran
• Ketika 2 buah larutan dicampur, kita harus menghitung mol total zat terlarut dan volume total hasil pencampuran.
• Konsentrasi larutan hasil pencampuran:
1. Sebanyak 100 mL larutan HCl 0.1 M dicampur dengan 100 mL larutan HCl 0.05 M. Berapakah konsentrasi larutan hasil pencampuran?
2. Berapakah massa NaCl yang terdapat dalam 100 mL larutan NaCl 0.025 M?
3. Ke dalam 250 mL larutan FeCl3 0.1 M ditambahkan 0.8125 gram FeCl3. Berapakah molaritas larutan akhir?
4. Jika ke dalam 100 mL larutan FeCl3 0.1 M ditambahkan 100 mL larutan NaCl 0.1 M, maka berapakah konsentrasi ion Cl- sekarang?
Latihan 19:
Rumus Kimia
• Dalam ilmu kimia ada tiga rumus kimia untuk menyatakan suatu senyawa:
rumus molekul, rumus empiris dan rumus struktur.
1. Rumus molekul
• Merupakan rumus suatu senyawa yang menyatakan jenis dan jumlah atom yang menyusun senyawa tersebut.
• Contoh:
CH3COOH
Merupakan rumus molekul senyawa asam asetat. Rumus ini menunjukkan bahwa senyawa tersebut terdiri atas: 2 atom C, 4 atom H dan 2 atom O
2. Rumus Empiris
Merupakan rumus kimia yang menyatakan perbandingan paling sederhana unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa.
• Contoh 1:
CH3COOH dapat ditulis sebagai C2H4O2.
Dengan demikian, perbandingan rumus paling sederhananya adalah (CH2O)2.
Rumus empiris asam asetat adalah CH2O
Angka 2 tersebut dilambangkan sebagai “n”
• Hubungan antara rumus molekul dan rumus empiris adalah:
Rumus molekul = (rumus empiris) x n
Sehingga: Mr senyawa = Mr rumus empiris x n.
3. Rumus Struktur
Rumus struktur menunjukkan ikatan-ikatan yang ada dalam suatu molekul. Misalnya senyawa asam asetat, maka rumus strukturnya seperti ini
Jika asam asetat ditulis sebagai C2H4O2,
maka ikatan yang sebenarnya ada dalam
molekul tersebut tidak terlihat, sehingga
penting untuk membuat rumus struktur
senyawa
Ada satu hal penting yang harus diketahui, rumus empiris
diperoleh berdasarkan perbandingan mol unsur-unsur yang
menyusun senyawa. Jadi rumus empiris dapat ditentukan jika
kadar unsur-unsurnya diketahui.
1. Suatu senyawa tesusun atas 14.4 gram C; 3,6 gram H dan 9.6 gram O. Bagaimanakah rumus empirisnya?
2. Bagaimana rumus molekul suatu senyawa dengan rumus empiris C2H6O dan memiliki Mr = 92?
3. Dalam 5.35 gram suatu senyawa terdapat 1.4 gram Nitrogen, 0.4 gram hidrogen dan sisanya adalah klorin. Bagaimanakah rumus empiris senyawa tersebut?
Latihan 20:
80
Stoikiometri Reaksi
• Stoikiometri: cara untuk menghitung jumlah zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia.
• Contoh:
C2H4 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O
• Inilah yang akan dipelajari dalam stoikiometri
1 mol ? ? ?
8 mol ? ? ?
81
Stoikiometri Reaksi
• Perhatikan contoh berikut:
1 N2O4 2 NO2
1 molekul 2 molekul
5 molekul ……………. 10 molekul
1 mol 2 mol
3 mol …………….. 6 mol
4 mol …………….. 8 mol
……………. 20 mol 10 mol
Jadi koefisien reaksi menunjukkan perbandingan :
-jumlah partikel zat yang terlibat dalam reaksi.
-jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.
-Volume gas yang terlibat dalam reaksi
TAPI TIDAK MENYATAKAN PERBANDINGAN MASSA!!!
• Dari mana dapat 10 mol?
1 N2O4 2 NO2
20 mol
10
10 mol :
x
…………. ..………..
82
Stoikiometri Reaksi
• 1 N2 + 3 H2 2 NH3
6 mol 2 mol
………. 15 mol …………….. ………… 10 mol
2
5
:
x
4 mol
• 2 Al + 3 H2SO4 1 Al2(SO4)3 + 3 H2
: 5 mol 15 mol
x
x
x
…………. ………... 12 mol …………..
3
• 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
: 15 mol 18 mol
x
12 mol
x
Latihan 21:
83
a) H2 + I2 HI
a) N2 + H2 NH3
b) CH4 + O2 CO2 + H2O
c) FeCl3 + H2S Fe2S3 + HCl
d) Mg3N2 + H2O Mg(OH)2 + NH3
1 molekul ….. molekul ….. molekul
0.1 mol ….. mol ….. mol
…..L ….. L ….. L 10 L
3 x 1023 molekul
…….molekul
….. mol ….. mol ….. mol 0.01 mol
…….mol …….mol
Latihan 22:
1. Pada reaksi : 3 AgNO3 + K3PO4 → Ag3PO4 + 3KNO3.
Berapakah volume AgNO3 0,1 M yang tepat bereaksi dengan 10 ml larutan K3PO4 0,2 M ?
2. Sebanyak 3x1023 atom besi bereaksi dengan larutan asam sulfat menurut reaksi :
2Fe + 3H2SO4 → Fe3(SO4)2 + 3H2 Berapakah volume gas hidrogen yang terbentuk pada
kondisi 1 gram gas oksigen volumenya 0,625 liter ? 3. Sebanyak 10 gram serbuk aluminium dilarutkan dalam
larutan asam sulfat sehingga terbentuk 13.5 L gas hidrogen (P,T) menurut reaksi:
Al (s) + H2SO4 (aq) Al2(SO4)3 (aq) +H2 (g)
Bila massa 1 L gas NO (P,T) adalah 1 gram, tentukan kadar kemurnian Al dalam serbuk Al tersebut!
Pereaksi Pembatas
Merupakan pereaksi yang habis terlebih dahulu
Caranya: 1. tentukan mol masing-masing pereaksi 2. Cari rasio mol masing-masing pereaksi (yaitu
perbandingan mol dengan koefisien reaksi zat tersebut)
3. Rasio mol yang lebih kecil menunjukkan zat tersebut merupakan pereaksi pembatas
4. Mol zat-zat yang bereaksi maupun mol zat produk dibandingkan terhadap mol pereaksi pembatas
Pereaksi Pembatas
Contoh: Tentukan massa zat sesudah reaksi bila 200 ml larutan yang mengandung 1.6 gram NaOH direaksikan dengan 200 ml larutan yang mengandung 9.8 gram H3PO4 menurut reaksi: NaOH(aq) + H3PO4(aq) Na3PO4(aq) + H2O(l)
Latihan 23:
1. Jika 0,54 gram logam Al dimasukkan ke dalam larutan
H2SO4 0,1 M, maka akan terjadi reaksi yang
menghasilkan Al2(SO4)3 dan gas H2.
Al (s) + H2SO4 (aq) Al2(SO4)3 (aq) +H2 (g)
Volum minimal larutan H2SO4 0,1 M yang dibutuhkan agar
semua Al habis bereaksi adalah (Diketahui Ar Al = 27, H =
1, 0 = 16, dan S =32)
2. Sebanyak 100 ml larutan Ag2SO4 0,1 M di campur dengan
100 ml larutan BaCl2 0,2 M.
Ag2SO4(aq) + BaCl2(aq) → AgCl (s) + BaSO4 (aq)
Tentukan massa endapan yang terbentuk !