﷽
MAKALAH KIMIA
STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK UNSUR,
IKATAN KIMIA, TATA NAMA SENYAWA DAN
PERSAMAAN REAKSI SEDERHANA
O
L
E
H
Nama : Nur Khaulah Arrizka Kelas : X RPL B
Sekolah : SMKN 4 KENDARI
Rabu, 6 Desesmber 2017
Kata Pengantar
Bismillahirrahmanirrahim…..Assalamualaikum Warahmatullahi Wabarakatu…..
Dengan menyebut Asma Allah Yang Maha Pengasih lagi Maha Penyayang. Pertama-tama marilah kita senantiasa memanjatkan puji syukur atas kehadirat Allah SWT. Dimana berkat limpahan rahmat, taufik, serta hidayah-Nya lah kita masih dapat bertemu kembali dalam keadaan sehat wal ‘afiat, dan dapat menyelesaikan makalah Kimia ini. Kami berharap agar makalah ini bermanfaat bagi pembaca dan dapat menjadi sumber referensi siswa maupun guru sehingga pembaca memiliki ilmu pengetahuan yang lebih luas mengenai materi diatas.
Daftar isi
Kata Pengantar Daftar Isi
Bab 1. Pendahuluan
o 1.1 Rumusan masalah
o 1.2 Tujuan Bab 2. Pembahasan
o 2.1 Struktur Atom
o 2.2 Sistem Periodik Unsur
o 2.3 Ikatan Kimia
o 2.4 Tata Nama Senyawa dan Persamaan Reaksi Sederhana Bab 3. Penutupan
BAB I
PEDAHULUAN
1.2 Rumusan Masalah
a.) Jelaskan konsep struktur atom !
b.) Jelaskan konsep system periodic unsur ! e.) Jelaskan konsep ikatan kimia !
f.) Jelaskan konsep tata nama senyawa dan persamaan reaksi sederhana !
1.3 Tujuan
1) Umum :
a. Mengetahui dan memahami materi tentang struktur atom
b. Mengetahui dan memahami materi tentang system periodic unsur c. Mengetahui dan memahami materi tentang ikatan kimia
d. Mengetahui dan memahami materi tentang tata nama senyawa dan persamaan reaksi sederhana
2) Khusus
BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Struktur Atom
1. Partikel-partikel penyusun atom
1. Elektron ( Berdasarkan percobaan tetes minyak yang dilakukan oleh Milikan dan Thomson diperoleh) Muatan elektron = -1 dan massa elektron = 0
2. Proton ( Eugene Goldstein, menggunakan tabung gas yg memiliki katoda, untuk mempelajari partikel positif yg disebut dgn proton. Massa proton = 1 s m a (satuan massa atom) dan muatan proton = +1 )
3. Inti atom (Percobaan Rutherford, tentang hamburan sinar alfa oleh lempeng emas. Menyimpulkan bahwa atom tersusun dari inti atom yg bermuatan positif yg dikelilingi elektron yang bermuatan negatif sehinggaatom bersifat netral.) 4. Neutron (James Chadwick, menyatakan bahwa partikel yg menimbulkan
radiasi berdaya tembus tinggi bersifat netral atau tidak bermuatan dan massanya hampir sama dengan massa proton disebut neutron.)
2. Nomor Atom, Nomor Massa, Isotop dan Elektron Valensi
Penulisan lambang atom unsur menyatakan nomor atom dan nomor massa sebagai berikut Keterangan :
A = nomor massa Z = nomor atom X = lambang unsur Nomor massa (A) = jumlah proton (p) + jumlah neutron (n) Jumlah neutron (n) = nomor massa (A) – nomor atom (Z) Nomor atom (Z) = jumlah proton (p) = jumlah elektron
1. Nomor atom (Z)
Nomor atom (Z) menunjukkan jumlah proton ( muatan positif) atau jumlah elektron dalam atom tersebut. Nomor atom ini merupakan ciri khas suatu unsur karena nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron. Elektron inilah yang nantinya paling menentukan sifat suatu unsur. Nomor atom ditulis agak ke bawah sebelum lambang unsur. Contoh : Atom nomor atom = 19 Jumlah proton = 19 Jumlah
elektron = 19
Atom netral mempunyai jumlah proton sama dengan jumlah elektronnya. Apabila suatu atom netral melepaskan elektronnya, atom tersebut menjadi bermuatan positif. Hal ini karena jumlah proton lebih banyak daripada jumlah elektron. Atom bermuatan positif disebut kation. Namun, apabila atom netral menangkap elektron, atom tersebut akan jadi bermuatan negatif. Hal ini karena jumlah elektron lebih banyak daripada jumlah proton. Atom beermuatan negatif disebut anion. Perubahan ini hanya terjadi pada elektron, sedangkan jumlah proton dan neutron tetap karena inti atom tidak berubah.
Atom kalium mempunyai nomor atom 19 dan nomor massa 39 (). Ini berarti, atom K terdiri atas 19 proton, 19 elektron, dan 20 neutron. Apabila atom K melepaskan satu elektron, atom K menjadi ion , artinya ion terdiri atas 19 proton, 18 elektron, dan 20 neutron.
2. Nomor Massa (A)
karena jumlah proton sama dengan nomor atom maka nomor massa juga merupakan jumlah nomor atom ditambah neutron. Semakin banyak proton dan neutron yang dimiliki sebuah atom, semakin besar massanya. Nomor massa ditulis disebelah kiri atas sebelum lambang unsur.
Contoh :
Atom nomor massa = 23 Jumlah proton + neutron = 23
3. Isotop, Isoton, dan Isobar
Isotop yaitu atom yang mempunyai nomor atom sama,tetapi memiliki nomor massa yang berbeda. Contoh : , ,
P = 7 p = 7 p = 7 E = 7 e = 7 e = 7 N = 6 n = 7 n = 8
Setiap isotop satu unsur memiliki sifat kimia yang sama. Oleh karena setiap isotop mem-punyai massa yang berbeda, maka harga massa atom setiap unsur merupakan harga rata-rata setiap isotopnya. Isotop-isotop ini dapat digunakan untuk menentukan massa atom relatif (Ar) atom tersebut berdasarkan kelimpahan isotop dan massa atom semua isotop.
Contoh :
Oksigen di alam terdiri dari 3 isotop dengan kelimpahan sebagai berikut; (99,76 (0,04 (0,20 Hitunglah massa atom rata-rata (Ar) dari unsur oksigen ! Jawab : (99,76 x 16) + (0,04 x 17) + (0,20 x 18) Ar = _____________________________ = 16,0044 100 Ar = 16
Isobar, adalah atom-atom unsur berbeda yang mempunyai nomor atom berbeda, tetapi mempunyai nomor massa yang sama. Contoh :
Isobar antara dan Isoelektron, merupakan atom-atom yang jumlah elektron sama setelah
melepaskan atau menangkap elektron. Contoh : 11Na+ dan 9F– Keduanya mempunyai jumlah elektron sama.
4. Menentukan Elektron Valensi Berdasarkan Konfigurasi Elektron
Elektron-elektron yang mengelilingi inti beredar pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. Lambang kulit dimulai dari K, L, M, N dan seterusnya dimulai dari kulit yang dekat inti. Semakin jauh dari inti, tingkat energi dari kulit tersebut semakin tinggi. Susunan elektron pada setiap kulitnya disebut konfigurasi elektron. Elektron disusun sedemikian rupa pada tiap-tiap kulit dan diisi maksimum sesuai daya tampung kulit tersebut. Jika masih ada sisa elektron yang tidak dapat ditampung pada kulit tersebut, diletakkan pada kulit selanjutnya.
Konfigurasi (susunan) elektron suatu atom berdasarkan kulit-kulit atom tersebut. Setiap kulit atom dapat terisi elektron maksimum 2n2, dengan
menunjukkan kulit ke-n. Jika n = 1 maka berisi 2 elektron Jika n = 2 maka berisi 8 elektron Jika n = 3 maka berisi 18 elektron
Perhatikan konfigurasi elektron pada unsur dengan nomor atom 19! Konfigurasi elektronnya adalah ;
K L M N
2 8 8 1
Hal ini dapat dijelaskan bahwa kapasitas elektron maksimum di kulit M dari unsur tersebut sebanyak 8, sehingga sisa 1 harus diletakkan di kulit terluar.
Elektron yang berperan dalam reaksi pembentukan ikatan kimia dan dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar atau elektron valensi . Jumlah elektron valensi suatu atom ditentukan berdasarkan elektron yang terdapat pada kulit terakhir dari konfigurasi elektron atom tersebut.
Contoh : Unsur natrium dan kalium memiliki sifat yang sama karena kedua unsur tersebut memiliki sifat elektron valensi = 1
1. Perkembangan Teori Atom
Perkembangan konsep atom secara ilmiah dimulai oleh John Dalton (1805), kemudian dilanjutkan oleh Thomson (1897), Rutherford (1911), dan disempurnakan oleh Bohr (1914).
Eksperimen yang memperkuat konsep atom ini menghasilkan gambaran mengenai susunan partikel di dalam atom. Gambaran susunan partikel-partikel dasar di dalam atom disebut model atom.
1. Model Atom Dalton
1. Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang tidak dapat dibagi lagi
2. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil. Suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbedauntuk unsur yang berbeda.
3. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri dari atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen
4. Reaksi kimia merupakan pemisahan, penggabungan atau penyusunan kembali atom- atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Hipotesis Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti bola tolak peluru.
2. Model Atom Thomson
Menurut Thomson, atom adalah bola padat bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron yang bermuatan negatif. Model atom Thomson digambarkan dengan sebagai kismis yang tersebar pada seluruh bagian roti sehingga disebut sebagai model roti kismis.
3. Model Atom Rutherford
Teori atom Rutherford muncul berdasarkan eksperimen hamburan sinar alfa dan uranium. Brerdasarkan percobaan tersebut, Rutherford menyimpulkan bahwa;
1. Atom adalah bola berongga yang tersusun dari inti atom dan elektron yang mengelilinginya.
2. Inti atom bermuatan positif dan massa atom terpusat pada inti atom. Kelemahan dari Rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti ini disertai pemancaran energi. Oleh karenanya elektron lama-kelamaan akan berkurang dan lin- tasannya makin lama mendekati inti kemudian jatuh ke dalam inti.
Kesimpulan Bohr adalah;
1. Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif yang dikelilingi elektron bermuatan negatif di dalam suatu lintasan
2. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak akan berkurang. Jika erlektron berpindah kelintasan yang lebih tinggi maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih kelintasan yang lebih rendah maka akan memancarkan energi radiasi.
3. Elektron-elektron berkedudukan pada tingkat-tingkat energi tertentu yang disebut kuli-kulit elektron.
2. Kulit-kulit elektron bukan merupakan kedudukan yang pasti dari suatu elektron. Tetapi hanyalah suatu kebolehjadiannya saja. Teori ini sesuai dengan teori ketidakpastian yang dikemukakan oleh Heisenberg. Yang menyatakan bahwa kedudukan dan kecepatan gerak elektron tidak dapat ditentukan secara pasti, yang dapat ditentukan hanyalah kemungkinan terbesarnya atau probabilitasnya. Dengan demikian kedudukan dan kecepatan gerakan elektron dalam atom berada diruang tertentu dalam atom tersebut yang disebut orbital. Teori mengenai elektron berada dalam orbital-orbital diseputar inti atom inilah yang merupakan pokok teori atom modern.
2.2 Sistem Periodik Unsur
1. Perkembangan Dasar Pengelompokan Unsur-Unsur
Pengelompokan unsur-unsur mengalami perkembangan dari yang paling
sederhana hingga modern. Sejarah perkembangan tersebut dapat diuraikan sebagai berikut;
1. Logam dan Nonlogam
Para ahli kimia Arab dan Persia pertama kali mengelompokkan unsur-unsur menjadi dua, yaitu Lugham (logam) dan Laysa lugham (non logam). Unsur logam yang dikenal saat itu ada 16 unsur, diantaranya besi, emas, perak, seng, nikel dan tembaga. Sementara unsur non logam yang dikenal ada 7, yaitu arsen, hidrogen, nitrogen, oksigen, karbon, belerang, dan fosfor.
2. Hukum Triade Dobereiner
Pada tahun 1829, John Wolfgang Dobereiner, ahli kimia dari Jerman melihat adanya kemiripan sifat diantara beberapa unsur. Dobereiner
mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan sifat yang ada. Ternyata setiap kelompok terdiri atas tiga unsur (sehingga disebut triade).
Ar = Ar Cl + Ar I2 Ar = 35,5 + 127 2 Ar = 81,25 Pengelompokan ini ternyata memiliki kelemahan. Kemiripan sifat tidak hanya terjadi pada tiga unsur dalam tiap kelompok.
3. Hukum Oktaf Newlands
Tahun 1864, A.R. Newlands, seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris mengemukakan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Berdasarkan hukum ini unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Ternyata unsur-unsur yang berselisih 1 oktaf (misalnya, unsur H dengan unsur kedelapan yaitu F pada tabel 2.2) menunjukkan kemiripan sifat dan keteraturan perubahan sifat unsur. Hukum Oktaf menyatakan ” jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor massa atom, sifat unsur-unsur tersebut akan berulang pada unsur kedelapan”.
Pada saat daftar Oktaf Newlands disusun, unsur-unsur gas mulia belum ditemukan. Pengelompokan ini ternyata hanya sesuai untuk unsur-unsur ringan dengan massa atom relatif rendah.
4. Hukum Mendeleyev
Tahun 1869, sarjana bangsa Rusia Dmitri Ivanovich Mendeleyev, mengadadakan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal saat itu. Mendeleyev menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur fungsi periodik diketahui dari massa atom relatifnya. Hal ini berarti jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya. Akibat cara pengelompokan ini terdapat tempat-tempat kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat-tempat kosong ini diramalkan akan diisi unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan. Di kemudian hari ramalan itu terbukti dengan ditemukannya unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat. Unsur-unsur tersebut yaitu germanium di bawah silikon dan galium di bawah aluminium.
Sistem periodik Mendeleyev masih mempunyai kelemahan-kelemahan. Kelemahan sistem periodik Mendeleyev yaitu;
1. Penempatan unsur tidak sesui dengan kenaikan massa atom relatifnya. Hal ini terjadi karena penempatan unsur mempertahankan kemiripan sifat unsur dalam satu golongan
2. Masih banyak unsur yang belum dikenal pada masa itu sehingga banyak tempat kosong dalam tabel.
Tahun 1914, Henry G.J. Moseley, ahli kimia dari Inggris menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai kenaikan nomor atom. Sistem periodik modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang, disusun menurut kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik modern ini dapat dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik
Mendeleyev.
Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas lajur vertikal (golongan) dan lajur horizontal (periode). Golongan disusun menurut kemiripan sifat, sedangkan periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya.
1. Lajur Vertikal (golongan)
Golongan ditulis dengan angka Romawi, terdiri atas 19 golongan. Unsur-unsur yang berada pada lajur vertikal dikelompokkan dalam satu golongan. Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan mempunyai
persamaan sifat karena mempunyai elektron valensi (elektron di kulit terluar) yang sama.
Pada sistem unsur periodik modern (sistem periodik panjang) ada delapan golongan utama dan delapan golongan transisi.
1. Golongan A (Golongan Utama) Golongan utama terdiri atas delapan golongan unsur sebagai berikut : Golongan IA : Alkali terdiri atas unsur-unsur H, Li, Na, K,Rb, Cs , Fr Golongan IIA : Alkali tanah terdiri atas unsur-unsur Be, Mg, Ca, Sr, Ba, dan Ra Golongan IIIA : Aluminium terdiri atas unsur-unsur B, Al, Ga, In, Ti Golongan IVA : Karbon terdiri atas unsur-unsur C, Si, Ge, Sn,Pb Golongan V A : Nitrogen terdiri atas unsur-unsur N, P, As, Sb, Bi Golongan VIA : Oksigen terdiri atas unsur-unsur O, S, Se, Te, Po Golongan VIIA : Halogen terdiri atas unsur-unsur F, Cl, Br, I, At Golongan VIIIA : Gas mulia terdiri atas unsur-unsur He, Ne, Ar, Kr, Xe dan Rn
2. Golongan transisi atau golongan tambahan (golongan B)
1. Golongan transisi (Golongan B), yaitu IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB, dimulai dari periode 4. Golongan B terletak di antara golongan IIA dan IIIA. Khusus golongan VIIIB terdiri atas tiga lajur vertikal.
Unsur transisi yang mengisi periode empat merupakan unsur logam, misalnya krom, besi, nikel, tembaga, dan seng. Unsur-unsur logam dan unsur non logam dibatasi secara tegas dengan garis tebal. Sebanyak 20 unsur non logam terpusatkan di daerah sudut kanan ke bawah. Unsur-unsur yang paling reaktif terletak di sebelah kiri dan kanan dalam tabel periodik. Unsur-unsur yang kurang reaktif berada di tengah. Natrium (Na) dan Kalium (K) merupakan dua unsur logam yang sangat reaktif, terletak di daerah paling kiri. logam reaktif lainnya berada pada golongan II. Logam-logam yang kurang reaktif berada di tengah pada tabel periodik tersebut, misalnya besi (Fe) dan tembaga (Cu).
Unsur unsur non logam yang tidak reaktif pada sistem periodik berada di tengah, yaitu karbon (C), silikon (Si), belerang (S) dan oksigen (O) yang terletak di sisi kanannya bersifat lebih reaktif. Unsur-unsur nonlogam yang paling reaktif yaitu flourin (F) dan klorin (Cl). Kedua unsur itu terletak pada sisi kanan atas sistem periodik.
2. Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :
1. Deret Lantanida (unsur dalam deret ini
mempunyai kemiripan sifat dengan 57La)
2. Deret Aktinida (unsur dalam deret ini
mempunyai kemiripan sifat dengan 89Ac)
Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat mirip sifatnya, yaitu unsur-unsur Lantanida. Demikian juga pada periode 7 golongan yang sama, terdapat unsur-unsur Aktinida.Unsur-unsur tersebut ditempatkan tersendiri pada bagian bawah Sistem periodik.
1. Lajur Horisontal (periode)
Periode ditulis dengan angka Arab, terdiri atas 7 periode berikut;
Periode 1 berisi 2 unsur Periode 2 berisi 8 unsur Periode 3 berisi 8 unsur Periode 4 berisi 18 unsur Periode 5 berisi 18 unsur Periode 6 berisi 32 unsur Periode 7 berisi 32 unsur
Unsur-unsur dalam sistem periodik disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Kenaikan tersebut menentukan sifat fisik dan sifat kimia unsur. Selain nomor atom, unsur dalam sistem periodik dilengkapi dengan nomor massa yang
menunjukkan massa atom relatif dari unsur tersebut.
1. Massa Atom Relatif (Ar)
Massa satu atom adalah satuan massa atom (sma). Massa atom
ditentukan dari perbandingan massa atom yang akan ditentukan terhadap massa atom unsur yang telah ditetapkan (massa atom acuan). Dengan cara ini, massa setiap atom dapat ditentukan.
Pada tahun 1825, Jons Jacob Berzelius ahli kimia berkebangsaan Swedia, mendefenisikan massa atom suatu unsur sebagai perbandingan massa satu unsur tersebut terhadap massa satu atom hidrogen. Jika massa atom karbon = 12, berarti massa satu atom karbon 12 kali lebih besar daripada massa satu atom hidrogen.
Atom karbon merupakan atom paling stabil dibandingkan atom-atom lain. Oleh karena itu, atom karbon paling cocok digunakan sebagai standar penentuan harga massa atom unsur-unsur.
Sejak tahun 1961, IUPAC telah mendefenisikan massa atom relatif (Ar) suatu unsur. Menurut IUPAC, massa atom relatif adalah perbandingan massa satu atom unsur tersebut terhadap kali massa satu atom karbon- 12 (C – 12). Defenisi tersebut dirumuskan sebagai berikut; Ar X = massa rata-rata atom unsur X x massa 1 atom C – 12
Adapun penentuan massa satu molekul senyawa digunakan istilah massa molekul relatif (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa satu molekul senyawa terhadap massa satu atom C – 12.
Pengertian tersebut dirumuskan sebagai berikut ; Mr X = Massa molekul relatif mempunyai kesamaan dengan massa rumus relatif, yaitu sama- sama mempunyai lambang Mr. perbedaan terletak pada partikel
penyusunnya. Partikel penyusun massa molekul relatif berupa molekul atau senyawa. Sementara itu, massa rumus relatif partikel penyusunnya berupa ion-ion. Harga Mr suatu senyawa merupakan jumlah total Ar unsur-unsur penyusun senyawa tersebut.
2. Sifat Keperiodikan Unsur
1. Jari-jari Atom Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektron terluar.
2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari atom semakin kecil. Dari kiri ke kanan, jumlah kulit tetap tetapi muatan inti (nomor atom) dan jumlah elektron pada kulit bertambah. Hal tersebut mengakibatkan gaya tarik – menarik antara inti dengan kulit elektron semakin besar. Oleh karena itu, jari-jari atom semakin kecil.
2. Energi Ionisasi
Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua disebut energi ionisasi tingkat kedua. Dan seterusnya. Apabila tidak ada keterangan khusus maka yang disebut energi ionisasi adalah energi ionisasi tingkat pertama.
Energi ionisasi merupakan ukuran mengenai mudah dan tidaknya suatu atom untuk menjadi ion positif. Apabila atom mudah melepaskan elektron (mempunyai energi ionisasi kecil), atom tersebutmudah menjadi ion positif. Apabila atom sukar melepaskan elektron (mempunyai energi ionisasi besar), atom tersebut sukar bermuatan positif. Misalnya energi ionisasi Li lebih besar dibanding Na maka Li lebih sukar bermuatan bermuatan positif dibanding Na. perhatikan penjelasan berikut;
3Li + energi ionisasi Li+ + e–
(2. 1) (2)
11Na + energi ionisasi Na+ + e–
(2. 8. 1) (2. 8)
Harga energi ionisasi dipengaruhi oleh dua faktor, yaitu muatan inti dan jari-jari atom.
1. Muatan inti, semakin besar muatan inti, semakin besar pula tarikan inti terhadap elektron. Akibatnya elektron sukar lepas sehingga energi yang diperlukan untuk melepaskannya besar.
2. Jari-jari atom, semakin kecil jari-jari atom, jarak antara inti dan elektron semakin pendek. Dengan demikian, tarikan terhadap elektron semakin kuat sehingga energi ionisasinya semakin besar.
Besarnya energi ionisasi unsur-unsur dalam keperiodikan dapat disimpulkan sebagai berikut;
1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, energi ionisasi semakin berkurang.
2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, energi ionisasi cenderung bertambah. Kecenderungan tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut;
4. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, daya tarik inti terhadap elektron semakin besar. Oleh karena itu, elektron semakin sukar dilepas. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron tentunya semakin besar.
3. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan satu atom netral dalam wujud gas. Pembebasan energi ini terjadi pada waktu menerima satu elektron sehingga terbentuk ion negatif. Afinitas elektron merupakan ukuran mengenai mudah atau tidaknya suatu atom menjadi ion negatif. Apabila atom menangkap elektron, atom bermuatan negatif. Semakin besar energi yang dilepaskan suatu atom, semakin mudah atom-atom tersebut menangkap elektron. Misalnya, atom Cl akan menjadi ion negatif (ion Cl– ) jika menangkap
elektron. 17Cl + e Cl– + afinitas elektron (2. 8. 7) (2. 8. 8)
Apabila ion negatif yang terbentuk stabil, energi dibebaskan dan dinyatakan dengan tanda negatif (-). Apabila ion negatif yang terbentuk tidak stabil, eneri diperlukan atau diserap dan dinyatakan dengan tanda positif (+).
Kecenderungan dalam afinitas elektron lebih bervariasi dibandingkan dengan energi ionisasi. Unsur-unsur halogen (golongan VIIA) mempunyai afinitas elektron paling besar atau paling negatif yang berarti paling mudah menerima elektron.
4. Keelektronegatifan
Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu unsur untuk menarik elektron sehingga bermuatan negatif. Dalam satu golongan dari atas ke bawah,
keelektronegatifan semakin berkurang. Sementara itu dalam satu periode dari kiri ke kanan keelektronegatifan semakin bertambah. Harga keelektronegatifan ini bersifat relatif antara satu atom dengan atom lainnya. Oleh karenanya tidak ada sifat tertentu yang dapat diukur untuk menentukan atau membandingkan unsur-unsur.
Linus Pauling membuat skala keelektronegatifan yang terkenal dengan skala Pauling. Skala ini berfungsi untuk mengukur keelektronegatifan suatu unsur. Harga skala Pauling berkisar antara 0,7 (dimiliki oleh fransium) sampai dengan 4,0 (dimiliki oleh fluorin).
Energi ionisasi dan afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik elektron semakin besar energi ionisasi dan afinitas elektronnya. Jadi suatu unsur (misalnya flourin) yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron besar, keelektronegatifannya juga besar. Semakin besar
2.3 Ikatan Kimia
1. Terbentuknya Ikatan Kimia
Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi. Adapun gaya-gaya yang
menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur cenderung membentuk struktur elektron stabil. Struktur elektron stabil yang dimaksud yaitu struktur elektron gas mulia (golongan VIIIA). . Walter Kossel, dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka
mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan berubah sedemikian rupa sehingga susunan elektron kedua atom tersebut sama dengan susunan elektron gas mulia atau konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet.
1. Fluorin (9F) mempunyai susunan elektron 2. 7. Flourin memerlukan satu elektron untuk mencapai kestabilan (elektron terluar 8).
2. Kalsium (20Ca) mempunyai susunan elektron 2. 8. 8. 2. Kalsium melepaskan 2 elektron untuk mencapai kestabilan (elektron terluar 8).
Atom-atom yang belum stabil yaitu unsur-unsur selain gas mulia. Unsur ini selalu berusaha untuk mencapai keadaan yang stabil. Agar dapat mencapai struktur elektron seperti gas mulia, antar unsur melakukan hal-hal berikut;
3. Ikatan logam 4. Ikatan hidrogen 5. Ikatan Van der Waals
1. Ikatan Ion (Ikatan Elektrovalen)
Ikatan ion yaitu ikatan yang terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik-menarik antara ion positif dan ion negatif. Ion positif terbentuk karena unsur logam melepaskan elektronnya. Sedangkan ion negatif terbentuk karena unsur non logam menerima elektron. Ikatan ion terjadi karena adanya serah-terima elektron. Pada saat terjadi pelepasan elektron, atom tersebut berubah menjadi sebuah kation (ion positif) karena kelebihan muatan positif. Energi ionisasi diperlukan untuk melepas sebuah elektron. Berbeda antara atom satu dengan lainnya.
Pada umumnya, atom-atom dari unsur logam memiliki energi ionisasi yang lebih rendah. Oleh karena itu unsur-unsur tersebut, cenderung melepas elektron dan berubah menjadi kation. Sebagai contoh unsur natrium (Na) mudah melepaskan satu elektron menjadi ion natrium (Na+). Sementara itu atom-atom dari unsur non logam memiliki afinitas elektron yang tinggi sehingga cenderung untuk menangkap elektron. Saat terjadi penangkapan elektron, atom tersebut berubah menjadi anion (ion negatif). Misalnya atom klor (Cl) mudah menangkap satu elektron dan menjadi ion klorida (Cl–). Terjadinya ikatan antara 11Na dengan 17 Cl sebagai berikut ; K L M 11Na 2. 8. 1 melepas 1 elektron, membentuk Na+ : 2. 8 17Cl : 2. 8. 7 menerima satu elektron, membentuk Cl– : 2. 8. 8 Na Na+ + e– Cl + e– Cl Na – + Cl Na+ + Cl– Na + dan Cl– membentuk ikatan ion NaCl (Natrium klorida)
Ikatan ion mudah terjadi jika atom-atom suatu unsur mempunyai perbedaan elektronegativitas yang besar ( lebih besar dari 1,7). Menurut Pauling, jika perbedaan elektronegativitas semakin besar, ikatan kimia yang terbentuk semakin bersifat ionik. Pada umumnya ikatan ion terjadi antara unsur-unsur golongan IA dan IIA (unsur logam) dengan unsur-unsur golongan VIIA dan VIA ( unsur nonlogam).
Sifat-sifat senyawa ion sebagai berikut,
1. Dalam bentuk padatan tidak dapat menghantarkan listrik karena partikel-partikel ionnya terikat kuat pada kisi, sehingga tidak ada elektron yang bebas bergerak. 2. Leburan dan larutannya menghantarkan listrik
3. Umumnya berupa zat padat kristal yang permukaannya keras dan sukar digores 4. Titik leleh dan titik didihnya tinggi
5. Larut dalam pelarut polar dan tidak larut dalam pelarut non polar
1. Ikatan Kovalen dan Ikatan Logam 1. Ikatan Kovalen
langsung ikatan ini bersifat nonelektrostatik. Adakalanya dua atom dapat menggunakan lebih dari satu pasang elektron. Apabila yang digunakan bersama dua pasang atau tiga pasang maka akan terbentuk ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga. Jumlah elektron valensi yang digunakan untuk berikatan tergantung pada kebutuhan tiap atom untuk mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia (kaidah oktet atau duplet).
Penggunaan bersama pasangan elektron digambarkan oleh Lewis menggunakan titik elektron. Rumus Lewis merupakan tanda atom yang di sekelilingnya terdapat titik (), silang (x), atau bulatan kecil (.
Tanda ini menggambarkan elektron valensi atom yang bersangkutan. Oleh karena itu, rumus ini sering disebut sebagai rumus elektron atau titik elektron.
Langkah-langkah untuk menulis rumus molekul Lewis sebagai berikut;
1. Menuliskan simbol atom unsurnya
2. Menentukan jumlah elektron valensi atom tersebut
3. Meletakkan titik (.), silang (x), atau bulatan kecil ( yang mewakili elektron valensi pada sisi simbol atom.
Berdasarkan bentuk ikatanya, ikatan kovalen dibedakan menjadi tiga, yaitu kovalen normal, kovalen koordinasi, serta kovalen polar dan nonpolar.
1. Ikatan kovalen Normal
Dalam ikatan kovalen normal digunakan dasar pemakaian bersama pasangan elektron. Dalam hal ini pasangan elektron tersebut berasal dari kedua atom. Jumlah ikatan yang terdapat dalam suatu molekul dapat diramalkan dengan menghitung jumlah elektron yang digunakan bersama-sama, selain itu juga, jumlah dan jenis atom yang membentuk molekul. Oleh karena itu, dalam ikatan ini dikenal adanya ikatan kovalen tunggal, ikatan kovalen rangkap dua, dan kovalen rangkap tiga.
1. Ikatan Kovalen Tunggal Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama satu pasang elektron, ikatan ini digambarkan dengan satu garis lurus.
Contoh:
2. Ikatan H dengan Cl dalam molekul HCl 1 atom H berikatan dengan 1 atom Cl yang masing-masing
menyumbangkan 1 elektron. H + xCl H xCl H – Cl HCl
2. Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama dua pasang elektron. Ikatan ini digambarkan dengan dua garis lurus.
Contoh; Ikatan antara atom O dengan atom O yang lain dalam molekul O2 O = O O2
3. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Ikatan kovalen rangkap tiga adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama tiga pasang elektron. Ikatan ini digambarkan dengan tiga garis lurus.
Contoh; Ikatan antara atom N dengan atom N lain dalam molekul N2 N N N2
2. Ikatan Kovalen Koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi yaitu ikatan kovalen dimana pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan. Ikatan kovalen koordinasi dapat terjadi antara suatu atom yang mempunyai pasangan elektron bebas dan sudah mencapai konfigurasi oktet dengan atom lain. Atom lain ini membutuhkan dua elektron dan belum mencapai konfigurasi oktet.
Contoh; senyawa SO3, NH4+ dan lain-lain
3. Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar
Perbedaan keelektronegatifan dua atom menimbulkan kepolaran senyawa. Adanya perbedaan keelektronegatifan tersebut menyebabkan pasangan elektron ikatan lebih tertarik ke salah satu unsur sehingga membentuk dipol. Adanya dipol inilah yang menyebabkan senyawa menjadi polar.
Pada senyawa HCl, pasangan elektron milik bersama akan lebih dekat pada Cl karena daya tarik terhadap elektronnya lebih besar dibandingkan H. Hal itu
menyebabkan terjadinya polarisasi pada ikatan H –Cl. Atom Cl lebih negatif daripada atom H, hal tersebut menyebabkan terjadinya ikatan kovalen polar.
1. Senyawa kovalen polar; HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3. 2. Senyawa kovalen nonpolar; H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3.
Pada ikatan kovalen yang terdiri lebih dari dua unsur, kepolaran senyawanya ditentukan beberapa hal berikut;
1. Jumlah momen dipol. Jika jumlah momen dipol = 0, senyawanya bersifat nonpolar. Jika momen dipol tidak sama dengan 0 maka senyawanya bersifat polar. Besarnya momen dipol suatu senyawa dapat ditentukan dengan: = d x l Keterangan; = momen dipol dalam Debye (D) d = muatan dalam satuan elektrostatis (ses) l = jarak dalam cm
1. Bentuk molekul. Jika bentuk molekulnya simetris maka senyawanya bersifat nonpolar, sedangkan jika bentuk molekulnya tidak simetris maka biasanya senyawanya bersifat polar.
2. Jika molekul terdiri atas dua buah unsur.
1. Jika kedua unsur itu sejenis ikatannya nonpolar Contoh; H2 dan Cl2
2. Jika kedua unsur itu tidak sejenis, biasanya ikatannya polar. Contoh; HCl dan HBr
3. Jika molekul terdiri atas tiga atau lebih unsur yang berbeda.
1. Jika atom yang berada di tengah molekul (atom pusat) mempunyai
pasangan elektron bebas sehingga pasangan elektron ikatan akan tertarik ke salah satu atom, ikatannya polar. Contoh; H2O, dan NH3
2. Jika atom pusat tidak mempunyai pasangan elektron bebas sehingga pasangan elektron tertarik sama kuat ke seluruh atom, ikatannya nonpolar. Contoh; CH4 dan CO2
Sifat-sifat senyawa kovalen;
1. Pada suhu kamar umumnya berupa gas (misalnya H2, O2, N2, Cl2, dan CO2 ), cair (misalnya H2O dan HCl), ataupun berupa padatan.
2. Titik didih dan titik lelehnya rendah, karena gaya tarik-menarik antara molekulnya lemah meskipun ikatan antar atomnya kuat
3. Larut dalam pelarut nonpolar dan beberapa diantaranya dapat berinteraksi dengan pelarut polar
4. Larutannya dalam air ada yang menghantarkan arus listrik (misal HCl) tetapi sebagian besar tidak dapat menghantarkan arus listrik, baik padatan, leburan, atau larutannya.
Anda dapat memprediksi ikatan kimia apabila mengetahui konfigurasi
Jarak antara dua inti atom yang berikatan disebut panjang ikatan, sedangkan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan disebut energi ikatan. Pada pasangan unsur yang sama, ikatan tunggal merupakan ikatan yang paling lemah dan paling panjang. Semakin banyak pasangan elektron milik bersama maka semakin kuat ikatan. Namun, panjang ikatannya semakin kecil atau pendek. Contoh; Ikatan : N – N N N N N Panjang ikatan (A) : 1,47 1,24 1,10 Energi ikatan (kJ/mol) : 163 418 941
1. Ikatan Logam
Logam mempunyai sifat-sifat berikut;
1. Pada suhu kamar umumnya padat 2. Mengkilap
3. Menghantarkan panas dan listrik dengan baik 4. Dapat ditempa dan dibentuk
Dalam bentuk padat, atom-atom logam tersusun dalam susunan yang sangat rapat (closly packed). Susunan logam terdiri atas ion-ion logam dalam larutan elektron. Dalam susunan seperti ini elektron valensinya relatif bebas bergerak dan tidak terpaku pada salah satu inti atom. Ikatan logam terjadi akibat interaksi antara elektron valensi yang bebas bergerak dengan inti atau kation-kation logam yang menghasilkan gaya tarik.
1. Rumus Kimia
Rumus kimia adalah lambang molekul unsur atau senyawa yang menyatakan jenis dan jumlah relatif atom-atom yang terdapat dalam suatu zat.
Contoh;
1. Molekul gas oksigen terdiri atas 2 atom O. Rumus kimia gas oksigen adalah O2
2. Molekul air terdiri atas 2 atom hidrogen (indeks H = 2) dan 1 atom oksigen. Rumus kimia air adalah H2O dan lambangnya ditulis H2O.
3. Molekul asam cuka terdiri atas 2 atom karbon, 4 atom hidrogen, dan 2 atom oksigen. Rumus kimia asam cuka adalah CH3COOH.
4. Rumus kimia amonium sulfat adalah (NH4)2SO4. Artinya setiap molekul amonium sulfat terdiri atas 2 atom nitrogen (N), 8 atom hidrogen (H), 1 atom belerang (S), dan 4 atom oksigen (O).
1. Tata Nama Senyawa
Okta : 8 Nona : 9 Deka : 10
Awalan mono hanya dipakai pada unsur nonlogam yang kedua. Penulisan dilakukan berdasarkan urutan; B- Si- As- C- P- N- H- S- I- Br- Cl- O- F Contoh; negatif, kecuali ion amonium (NH4+) yang bertindak sebagai kation. Penamaan senyawa poliatom sama dengan aturan penamaan senyawa biner logam dan nonlogam. Naqmun terdapat perbedaan pada penamaan anionnya sebagai berikut.
1. Anion yang terdiri dari atom penyusun yang sama, untuk jumlah oksigen yang lebih sedikit diberi akhiran-it, dan untuk jumlah oksigen
3. Anion yang mengandung unsur golongan VIIA (F, Cl, Br, dan I), urutan penamaan anion dengan jumlah oksigen terkecil sampai
3. Tata Nama Senyawa Asam
Asam adalah zat yang di dalam air larut dan terurai menghasilkan ion hidrogen (H+) dan ion negatif. Semua asam diberi nama dengan awalan asam yang diikuti nama ion negatifnya.
Basa ditandai dengan adanya ion hidroksida (OH–). Penamaan basa selalu diakhiri dengan anion hidroksida.
1. Oksida basa adalah oksida logam yang dengan air akan menghasilkan basa atau hidroksida. Contoh: Na2O + H2O → 2NaOH Natrium oksida natrium hidroksida
3. Oksida amfoter adalah oksida logam atau nonlogam yang dapat bersifat sebagai oksida asam atau oksida basa. Contoh: Al2O3 (aluminium oksida) dan PbO (timbal oksida)
4. Oksida Indifferen adalah oksida logam atau nonlogam yang tidak bersifat sebagai oksida asam ataupun oksida basa. Contoh: H2O (air), NO (nitrogen monoksida), dan MnO2 (mangan dioksida)
5. Peroksida adalah oksida logam atau oksida nonlogam yang kelebihan atom O. Contoh: H2O2 (hidrogen peroksida) dan Na2O2 (natrium peroksida).
Pemberian nama senyawa oksida berdasarkan IUPAC (International Union Of Pure Applied Chemistry) sebagai berikut.
1. Untuk senyawa oksida yang tersusun atas unsur yang mempunyai bilangan oksidasi hanya satu macam, pemberian nama dilakukan dengan menyebutkan nama unsurnya yang kemudian dibutuhkan kata oksida.
Contoh:
1. Senyawa Al2O3 tersusun atas unsur Al yang hanya mempunyai bilangan oksidasi +3 dinamai senyawa aluminium oksida.
2. Senyawa Na2O yang tersusun atas unsur Na yang hanya mempunyai bilangan oksidasi +1 dinamai senyawa natrium oksida.
2. Untuk oksida yang tersusun atas unsur logam yang mempunyai bilangan oksidasi lebih dari satu macam, pemberian nama dilakukan dengan menyebutkan nama unsur logamnya yang diikuti dengan tingkat bilangan oksidanya yang ditulis dengan angka Romawi dalam kurung dan diikuti kata oksida.
Contoh:
1. Senyawa oksida tembaga dapat terbentuk dari unsur tembaga yang
mempunyai bilangan oksidasi +1 (Cu2O) dan +2(CuO), sehingga senyawa Cu2O dinamakan senyawa tembaga (I) oksida dan senyawa CuO dinamakan senyawa tembaga (II) oksida.
2. Senyawa oksida besi dapat terbentuk dari unsur besi yang mempunyai bilanagan oksidasi +2 (FeO) dan +3 (Fe2O3), sehingga senyawa FeO
dinamakan besi (II) oksida dan senyawa Fe2O3 dinamakan besi (III) oksida. 3. Untuk senyawa oksida yang tersusun atas unsur nonlogam yang mempunyai bilangan
oksidasi lebih dari satu macam, pepberian nama dilakukan dengan menyebutkan jumlah atom unsur dan oksida yang terikat pada unsur dengan awalan.
Contoh:
2. Senyawa oksida nitrogen dapat terbentuk dari unsur nitrogen yang mempunyai bilangan oksidasi +1 (N2O), +2 (NO), +4 (NO2), dan +5 (N2O5), sehingga senyawa N2O5 dinamakan dinitrogen pentaoksida.
3. Tata Nama Senyawa Hidrat. Beberapa senyawa yang berwujud kristal mampu mengikat air dari udara atau bersifat higroskopis, sehingga kristal senyawa tersebut mengandung “air kristal” . Senyawa yang mengandung air kristal disebut hidrat. Kristal hidrat tidak berair karena molekul air terkurung rapat dalam kristal senyawa. Senyawa hidrat dibeeri nama dengan menambahkan
1. Dacron atau poliethiena glikol tereftalat dengan rumus molekul (C10H8O4)n . Dacron digunakan sebagai busa pada peralatan rumah tangga, seperti bantal dan kasur.
2. Freon atau dicloro difluoro karbon, dengan rumus molekul CCl2F2 digunakan sebagai bahan pendingin lemari es dan AC, serta pengisi obat semprot (spay).
3. Kloroform atau triklorometana, dengan rumus molekul CHCl3. Kloroform pada suhu kamar berupa zat cair, berbau, mudah menguap, dan bersifat membius.
4. DDT atau dikloro difenil trikloro etana, dengan rumus molekul C14H9Cl5 , digunakan sebagai pestisida.
5. PVC atau polivinil klorida, dengan rumus molekul (H2CCClH)n . Digunakan untuk membuat pipa pralon, pembungkus kabel, dan tas plastik.
6. Teflon atau tetrafluoroetena, dengan molekul (F2C = CF2)n. Sifatnya sangat keras dan tahan panas, sehingga banyak digunakan sebagai pengganti logam pada peralatan mesin-mesin dan peralatan rumah tangga.
Aseton, mempunyai rumus kimia CH3COOCH3 dipakai sebagai pelarut pada industri selulosa asetat, serat, fotografi film, cat, dan pernis serta digunakan sebagai pembersih cat kuku.
1. Persamaan Reaksi . Persamaan reaksi menggambarkan reaksi kimia yang terdiri atas rumus kimia pereaksi (reaktan) dan hasil reaksi (produk) yang dipisahkan dengan tanda (→) disertai koefisiennya masing-masing. . Prinsip yang mendasari penulisan persamaan reaksi adalah hukum kekekalan massa oleh Lavoisier. Hukum ini menyatakan bahwa massa sebelum reaksi sama dengan massa ssudah reaksi. Dengan demikian, persamaan reaksi disetarakan dengan syarat-syarat sebagai berikut.
2. Pereaksi dan hasil reaksi dinyatakan dengan rumus kimia yang benar. Pereaksi ditulis di sebelah kiri tanda panah, sedangkan hasil reaksi ditulis di sebelah kanan tanda panah.Contoh : A + B → C + D
3. Persamaan reaksi pembakaran senyawa organik dengan menambahkan O2, yaitu :
1. Reaksi pembakaran sempurna menghasilkan CO2 dan H2O 2. Reaksi pembakaran tidak sempurna menghasilkan CO dan H2O
4. Perasamaan reaksi harus memenuhi hukum Kekekalan Massa. Apabila jumlah unsur di sebelah kiri tanda panah berbeda dengan jumlah unsur di sebelah kanan, ditambahkan angka sebagai koefisien reaksi di depan senyawa yang berhubungan. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol. Contoh: H2 + O2→ H2O (belum setara) Setelah ditambahkan angka menjadi 2H2O + O2→ 2H2O
5. Pada reaksi yang kompleks, penyetaraan reaksi dilakukan dengan cara aljabar, yaitu dengan menggunakan variabel-variabel sebagai koefisien senyawa. Contoh: aHNO3 + bH2S → cNO + dS + eH2O atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi) atom O : 3a = c + e, karena a = c, maka 3a = a + e 2a = e
Atom H : a + 2b = 2e, karena e = 2a, maka: a + 2b = 2(2a) 2b = 4a – a 2b = 3a b = a atom S : b = d = a Misal a = 2, persamaan reaksi tersebut menjadi: 2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O
6. Wujud zat-zat yang terlibat reaksi harus dinyatakan dalam tanda kurung setelah rumus kimia. Wujud zat dalam persamaan reaksi disingkat dengan: (s) : solid (zat padat) (l) : liquid (zat cair) (aq) : aqueous (larut dalam air) (g) : gas
2.4 Tata Nama Senyawa dan Persamaan Reaksi
Sederhana
1. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier) . Hukum kekekalan massa menyatakan bahwa, “Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”. Contoh: hidrogen + oksigen → hidrogen oksida (4g) (32g) (36g)
2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust) . Proust mengemukakan teorinya yang dikenal dengan hukum perbandingan tetap yang berbunyi; “Perbandingan massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa selalu tetap” Contoh: Jika 4 gram hidrogen dengan 40 gram oksigen, berapa gram air yang
terbentuk? Penyelesaian: Perbandingan massa hidrogen dengan oksigen = 1 : 8 Perbandingan massa hidrogen dengan oksigen yang dicampurkan = 4 : 40 Oleh karena perbandingan hidrogen dan oksigen = 1 : 8 maka 4 gr hidrogen
BAB III
PENUTUP
3.1 Daftar Pustaka
(diakses pada tanggal 27 Februari 2015)
Noormandiri. B.K dan Sucipto Endar, 2004. Kimia SMA Untuk Kelas X. Jakarta: Erlangga
Wirodikromo, Sartono. 2007. Kimia Untuk SMA Kelas X. Jakarta : Erlangga
____________.2013. Buku Kimia Siswa SMA/MA/SMK Kelas X. Jakarta : Kemendikbud
____________.2013. Buku Kimia Guru SMA/MA/SMK Kelas X. Jakarta : Kemendikbud
Wirokdikromo, Drs. Sartono, Kimia SMA kelas 1. Jakarta : Erlangga, 2007
Wahyuningsih, eni, dkk. Modul Kimia smk kelas 1. Jakarta : cahaya mentari, 2004
