sahabat kimia:): KIMIADASARUNJA'17

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN 3

LUSI SULISTIANI

RRA1C217001

DOSEN PENGAMPU :

Dr. YUSNELTI M.Si

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Zaman sekarang semakin cepat perkembangan ilmu, semakin banyak zat-zat kimia dan unsur-unsur kimia yang ada di muka bumi.Untuk itu pengertian tentang kimia seperti atom, unsur, mol, hukum kimia, komposisi persen rumus kimia dan rumus empiris harus lebih ditingkatkan untuk menambah wawasan kita mengenai hal-hal seperti itu.

Ilmu kimia merupakan bagian ilmu pengetahuan alam yang mempelajari materi yang meliputi susunan, sifat, dan perubahan materi serta energi yang menyertai perubahan materi. Penelitian yang cermat terhadap pereaksi dan hasil reaksi telah melahirkan hukum-hukumdasar kimia yang menunjukkan hubungan kuantitatif atau yang disebut stoikiometri.

1.2 Tujuan Penulisan

Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut:

Untuk mengetahui pengertian atom, molekul, dan mol

Untuk mengetahui hukum kimia

Untuk mengetahui konsep mol

Untuk mengetahui cara pengukuran mol atom

Untuk mengetahui cara pengukuran mol dari senyawa : massa molekul dan massa rumus.

Untuk mengetahui komposisi persen

Untuk mengetahui cara mencari rumus kimia

Untuk mengetahui rumus empiris dan rumus molekul

BAB II

PEMBAHASAN

ATOM

A. MODEL ATOM

1. Model Atom Dalton

Menurut penadapat Dalton yaitu sebagai berikut :

· Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi.

· Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda.

· Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atas atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen.

· Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atomatom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.

Hipotesis Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti bola tolak peluru.

2. Model Atom Thompson

Model atom Thompson dikenal dengan model roti kismis.

Menurut Thompson, atom terdiri dari materi bermuatan positif (+) dan di dalamnya tersebar elektron, seperti kismis dalam roti kismis. Secara keseluruhan, atom bersifat netral.

3. Model Atom Rutherford

Model atom semakin berkembang dengan ditemukannya inti atom. Melalui percobaan selanjutnya, diketahui bahwa inti atom terdiri dari proton dan neutron. Kemudian Rutherford mengusulkan model atom sebagai berikut:

Kelemahan model atom Rutherford adalah bahwa model tersebut tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak tersedot jatuh ke inti atom.

4. Model Atom Niels Bohr

Karena adanya kelemahan pada model atom Rutherford, maka Niels Bohr

mengusulkan model berikut:

Tetapi model atom Bohr tidak dapat menjelaskan spektrum atom atau ion yang

berelektron banyak. Hal terpenting dari teori Bohr yang sampai saat ini masih

diterima adalah gagasan tentang tingkat energi (kulit atom).

5. Model Atom Mekanika Kuantum (Mekanika Gelombang)

Beberapa penemuan penting yang mendasari model atom ini adalah:

· Menurut de Broglie, gerakan partikel yang bergerak dengan kecepatan

mendekati kecepatan cahaya mempunyai sifat gelombang. Contohnya adalah

gerakan elektron mengitari inti atom.

· Menurut Heisenberg, posisi elektron tidak dapat ditentukan dengan pasti. Yang

dapat ditentukan hanyalah kebolehjadian menemukan elektron. Daerah dalam

ruang di sekitar inti atom dengan kebolehjadian menemukan elektron disebut

orbital.

Model atom mekanika kuantum mempunyai persamaan dengan model atom Bohr

dalam hal adanya tingkat energi (kulit atom). Perbedaan dari kedua model tersebut

terletak pada bentuk lintasan elektron. Bohr menggambarkan lintasan berupa

lingkaran dengan jari-jari tertentu, sedang model mekanika kuantum berupa orbital.

B. SUSUNAN ATOM

Menurut pandangan modern, atom terdiri dari inti yang bermuatan positif (yang terdiri dari

proton dan neutron) dan awan partikel bermuatan negatif (yang disebut elektron).

Elektron senantiasa bergerak mengelilingi inti atom. Inti atom sangat kecil jika dibandingkan terhadap atom secara keseluruhan, tetapi sangat pejal.

C. NOMOR ATOM (Z) DAN NOMOR MASSA (A)

Nomor atom (Z) : jumlah proton (p) dalam suatu atom

Z = p ………. (1)

Nomor massa (A): jumlah proton (p) dan neutron (n) dalam suatu atom

A = p + n ………. (2)

Jumlah elektron dapat ditentukan dengan cara:

- Pada atom netral: e = p

- Pada atom bermuatan +X: e = p – X

- Pada atom bermuatan –X: e = p + X

Secara umum, susunan suatu atom dinyatakan dengan notasi:

A = nomor massa

Z = nomor atom

X = lambang unsur

Nomor Massa (A) = Jumlah proton + Jumlah neutron

atau

Jumlah Neutron = Nomor massa – Nomor atom

Nomor Atom (Z) = Jumlah proton

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. Oleh karena atom bersifat netral maka jumlah proton sama dengan jumlah elektronnya, sehingga nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron. Elektron inilah yang nantinya paling menentukan sifat suatu unsur. Nomor atom ditulis agak ke bawah sebelum lambang unsur.

2. Nomor Massa (A)

Massa elektron sangat kecil dan dianggap nol sehingga massa atom ditentukan oleh inti atom yaitu proton dan neutron. Nomor massa (A) menyatakan banyaknya proton dan neutron yang menyusun inti atom suatu unsur. Nomor massa ditulis agak ke atas sebelum lambang unsur.

D. KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron menggambarkan persebaran elektron dalam kulit atom. Aturan penulisan konfigurasi elektron untuk unsur golongan A adalah sebagai berikut:

1. Pengisian kulit dimulai dari tingkat energi terendah kemudian ke tingkat energi tinggi.

2. Isi penuh sebanyak mungkin kulit, dimulai dari kulit K. Kemudian hitung jumlah elektron yang tersisa.

3. Misal kulit terakhir yang terisi penuh adalah kulit ke n, maka kulit berikutnya, yaitu kulit ke (n+1) diisi maksimum sama dengan kulit n. Jika elektron yang tersisa tidak cukup, diisi sama dengan kulit ke (n – 1), dan seterusnya.

4. Jika jumlah elektron tersisa <=8, ditempatkan pada kulit berikutnya.

5. Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar adalah 8.

E. Isotop, Isobar, dan Isoton Suatu Unsur

Setelah penulisan lambang atom unsur dan penemuan partikel penyusun atom, ternyata ditemukan adanya unsur-unsur yang memiliki jumlah proton yang sama tetapi memiliki massa atom yang berbeda. Ada pula unsur-unsur yang memiliki massa atom yang sama tetapi nomor atom berbeda. Oleh karena itu, dikenallah istilah isotop, isoton, dan isobar.

1. Isotop

Isotop adalah atom yang mempunyai nomor atom sama tetapi memiliki nomor massa berbeda.

Contoh

Setiap isotop satu unsur memiliki sifat kimia yang sama karena jumlah elektron valensinya sama. Isotop-isotop unsur ini dapat digunakan untuk menentukan massa atom relatif (Ar) atom tersebut berdasarkan kelimpahan isotop dan massa atom semua isotop.

2. Isobar

Isobar adalah unsur-unsur yang memiliki nomor atom berbeda tetapi nomor massa sama.

3. Isoton

Atom-atom yang berbeda tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama.

Contoh:

F. ELEKTRON VALENSI

Elektron valensi adalah elektron yang terdapat pada kulit terluar. Elektron valensi berperan pada pembentukan ikatan antar atom dalam membentuk senyawa. Oleh karena itu, sifat kimia unsur banyak ditentukan oleh elektron valensinya. Unsur yang mempunyai elektron valensi sama, ternyata mempunyai sifat yang mirip.

MOLEKUL

A. Pengertian Molekul

Molekul adalah kumpulan dua atom atau bahkan lebih yang ada didalam suatu susunan tertentu yang terikat oleh gaya kimia atau ikatan kimia. Molekul terbentuk dari adanya dua atom atau bahkan lebih yang saling berkaitan antara yang satu dengan yang lainnya dan juga memiliki unsure- unsure yang sama, missal O2 yang ada pada sebuah oksigen atau pada atom yang mempunyai unsure yang berbeda yang sering disebut dengan sebutan molkul senyawa. Contoh H2O yang terdiri dari dua atom H dan juga satu atom yaitu O.atom- atom itu harus berhubungan dengan kuat, sebab atom yang tidak kovalen tidak akan bisa dianggap sebagai molekul tunggal. Molekul juga sering disebut sebagai salah satu dari bagian atom yang paling kecil dan tidak bisa dipecahkan dari senyawa kimia yang terdiri dari dua atom atau bahkan lebih yang berkaitan antara yang satu dengan yang lainnya.

Molekul adalah suatu ilmu pengetahuan yang berhubungan dengan atom. Hubungan antara atom dan molekul sangat kuat, bahkan bisa dikatakan jika setiap ada atom pasti disitu ada molekul. Sangat jarang diketahui atau ditemui atom bisa berdiri sendiri, sebab atom saling melekat dan juga saling mengikat satu dengan yang lain. Dari penjelasan tersebut dapat disimpulkan bahwa pengertian molekul adalah sekumpulan atom- atom yang saling terikat satu dengan yang lainnya untuk membentuk bagian yang terkecil dari sebuah senyawa atau zat yang bisa berdiri sindiri. Molekul adalah suatu barang yang sangat kecil sehingga masih terlalu sulit jika harus dilihat dengan menggunakan mata telanjang bulat.

Diatas telah dijelaskan tentang pengertian molekul, saatnya sekarang membahas tentang bentuk dari molekul itu sendiri. Atom yang terdapat dalam molekul yang saling terkait supaya bisa stabil dengan cara berbagi electron sehingga bisa terbentuk suatu molekul. Bentuk dari molekul itu sendiri adalah susunan atom suatu molekul berdasar pada susunan ruangan electron. Walaupun bentuk molekul tidak bisa dilihat dengan jelas, tetapi bentuk dari molekul itu bisa dilihat melalui teori hibridasi dan vsepr.

Dari adanya pengertian molekul ada dua teori yang bisa ditemukan yaitu teori valence shell electron pair of repulsion atau yang sering disebut dengan VSEPR adalah sebuah teori yang bisa menjelaskan adanya struktur ruang pada molekul dengan cara pendekatan secara tepat. Teori VSEPR menjelaskan adanya ikatan antara atom yang bisa mempengaruhi suatu bentuk molekul berdasar tolakan pada sepasang electron disekitar pusat atom. Electron yang dipakai secara berpasangan didalam suatu atom yang ada pada kulit terluar, baik yang terikat ataupun yang bebas. Sedangkan teori hibridasi lemengandalkan pada orbital atom. Hibridasi itu sendiri sendiri adalah suatu proses pencampuran obital sebuah atom didalam suatu atom guna menghasilkan satu orbital atom yang baru sebelum dibentuk sebuah ikatan yang kovalen. Adapun orbital atom itu adalah orbital yang bisa dibentuk sebagai suatu hasil pengabungan dua atau lebih orbital yang tidak setara.

B. Macam – Macam Molekul

1. Molekul Unsur

Molekul Unsur adalah Molekul yang terbentuk dari hasil penggabungan atom atau unsur yang satu jenis.

Dengan kata lain, Molekul Unsur hanya memiliki satu jenis unsur/ atom saja. Berbicara mengenai Molekul Unsur, ternyata ada penamaan tersendiri mengenai jumlah unsur penggabungnya.

Dwiatom : Molekul yang terbentuk dari 2 atom
Triatom : Molekul yang terbentuk dari 3 atom
Tetraatom : Molekul yang terbentuk dari 4 atom

Untuk molekul yang terdiri dari 3 atau lebih atom, sering disebut dengan molekul poliatomik.

Contoh Molekul Unsur

O2 (Oksigen)
O3 (Ozon)
P4 (Posfor)
N2 (Nitrogen)
H2 (Hidrogen)

2. Molekul Senyawa

Molekul Senyawa adalah Molekul yang terbentuk dari hasil penggabungan atom atau unsur yang berbeda jenis.

Pengertian ini tentu berbanding terbalik dengan Molekul Unsur, yang hanya memiliki satu jenis unsur saja. Di sinilah titik perbedaan antara Molekul Unsur dengan Molekul Senyawa.

Perlu diketahui juga : “ Semua senyawa adalah molekul; tidak semua molekul senyawa “

Contoh Molekul Senyawa

CO2 (Karbon Dioksida)
CO2 merupakan hasil penggabungan 1 atom Karbon dan dua atom Oksigen. Di sini kita bisa lihat bahwa atom H berbeda dengan atom O.
CO (Karbon Monoksida)
Terdiri dari 1 atom Karbon dan 1 atom Oksigen.
H2O (Air)
Terdiri dari 2 atom Hidrogen dan 1 atom Oksigen.
CO(NH2)2 (Urea)
Terdiri dari 1 atom karbon, 1 atom Oksigen, 2 atom N, dan 4 atom Hidrogen.
CaO (Kalsium Oksida)
Terdiri dari 1 atom Kalsium dan 1 atom Oksigen.
C6H12O6 (Gula/Glukosa)
Terdiri dari 6 atom karbon, 12 atom Hidrogen, 6 atom Oksigen.
CaCO3
Terdiri dari 1 atom Kalsium, 1 atom Karbon dan 3 atom Oksigen.
H2SO4
Terdiri dari 2 atom Hidrogen, 1 atom Sulfur (Belerang), dan 4 atom Oksigen.
NH3 (Amonia)
Terdiri dari 1 atom N dan 3 atom Hidrogen.
HCL (Hidrogen Klorida)

Contoh lain dari Molekul dapat kita lihat dalam kehidupan sehari-hari, misalnya saja pada saat kita bernapas. Pada proses respirasi (bernapas), kita melibatkan Molekul Unsur dan Molekul Senyawa tanpa kita sadari. Adapun Reaksi Kimianya yaitu :

C6H12O6 + 6O2 —– > Energi + 6CO2 +6H2O
Zat Makanan (Glukosa) + Oksigen —– > Energi + Karbondioksida + Uap Air

Reaksi kimia di atas menunjukkan bahwa proses respirasi memerlukan oksigen untuk menguraikan glukosa yang terdapat pada zat makanan (karbohidrat) menjadi uap air, karbondioksida dan energi. Energi inilah yang digunakan untuk melakukan aktifitas dalam kehidupan sehari-hari.

Dilihat dari rumus kimia respirasi di atas, dapat kita simpulkan bahwa Molekul Unsur dalam proses respirasi adalah oksigen, dan Molekul Senyawanya adalah air, glukosa, dan karbondioksida.

MOL

A. Pengertian Mol

Mol (1896- Wilhelm Ostwald) adalah jumlah zat yang mengandung partikel zat itu sebanyak atom/molekul/ion yang terdapat dalam 12 gram C-12

1 mol = 6,02 x 10²³. Bilangan 6,02 x 10²³ ini disebut tetapan avogadro dan dinyatakan dengan lambang L.

B. Hubungan Jumlah Mol dengan Jumlah Partikel

JP = n x 6,02 x 10²³

Dimana : JP = jumlah partikel

n = jumlah mol

Contoh :

1. Tentukan jumlah partikel (ion/ atom/molekul) yang terdapat dalam :

a. 1 mol Ca b. 2 mol H₂O

Jawab : Gunakan rumus : JP = n x 6,02 x 10²³

a. JP = 1 mol x 6,02 x 10²³ atom/mol = 6,02 x 10²³ atom

b. JP = 2 mol x 6,02 x 10²³ molekul/mol = 12,05 x 10²³ molekul

2. Tentukan Jumlah mol dari :

a. 3,01 x 1022 atom besi b. 1,204 x 1023 molekul air

Jawab :

Rumus JP = n x 6,02 x 10²³ dapat ditata ulang untuk menghitung jumlah mol menjadi

C. Hubungan Jumlah Mol dengan Massa Molar ( Ar / Mr ) dan Massa

Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang mangandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12,C-12). Sehingga terlihat bahwa massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar sama dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat yang dinyatakan dalam gram.

1. Massa Atom Relatif (Ar)

Perbandingan massa satu atom dengan massa atom standar disebut massa atom relatif (Ar). Karena atom sangat ringan, maka tidak dapat digunakan satuan g dan kg untuk massa atom, maka digunakan satuan massa atom (s. m. a). 1 s.m.a = 1,66 x 10^-24 g

Saat ini penentuan massa atom relatif dan massa molekul relatif dilakukan dengan menggunakan spektrometer massa . Dengan alat ini, ternyata diketahui bahwa atom suatu unsur dapat memiliki massa yang berbeda-beda (disebut isotop).Pertama kali spektrometer massa dikembangkan oleh ahli fisika dari Inggris F. W. Aston pada tahun 1920.

Misalnya, untuk suatu unsur mempunyai dua macam isotop, berlaku rumus:

Hubungan jumlah mol, massa dan massa molar dapat ditulis sebagai berikut :

m = n x m_m, dimana : m = massa; n =jumlah mol; dan m_m = Ar atau Mr

D. Hubungan Jumlah mol (n) dengan Volume molar gas (Vm)

V = n x Vm, dimana:

V = Volume gas

n = jumlah mol

Vm = volume molar

Adapun volume molar pada berbagai keadaan adalah sebagai berikut :

· Pada suhu 0ºC, 1 atm, yang dikenal sebagai keadaan standart (STP), Vm = 22,4 L/mol

· Pada suhu 25ºC, 1 atm, yang dikenal sebagai keadaan kamar (RTP), Vm = 24 L/mol

· Pada suhu diluar STP & RTP, volume gas dapat ditentukan dengan persamaan gas ideal :

HUKUM KIMIA

1. HUKUM KEKEKALAN MASSA ( HUKUM LAVOISIER ).

LAVOISIER menyimpulkan bahwa : jika suatu reaksi kimia dilakukan di ruang tertutup sehingga tidak ada zat-zat yang hilang, maka massa zat-zat sebelum reaksi dan sesudah reaksi tidak berkurang atau tidak bertambah ( tetap ).
ternyata massa zat baru tersebut sama dengan massa total zat-zat sebelum reaksi.
Bunyi Hukum Kekekalan Massa : ” JUMLAH MASSA ZAT-ZAT SEBELUM DAN SESUDAH REAKSI ADALAH SAMA ”

2. HUKUM PERBANDINGAN TETAP ( HUKUM PROUST )

Bunyi Hukum Perbandingan Tetap :
” DALAM SUATU SENYAWA, PERBANDINGAN MASSA UNSUR-UNSUR PENYUSUNNYA SELALU TETAP ”

3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA ( HUKUM DALTON )

” Bila unsur-unsur dapat membentuk dua macam senyawa atau lebih, dimana massa salah satu unsur tersebut tetap (sama), maka perbandingan massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana ”

4. HUKUM PERBANDINGAN VOLUME ( HUKUM GAY LUSSAC )

” Pada temperatur dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana “

Pada reaksi zat yang wujudnya gas, perbandingan koefisien reaksi ekuivalen dengan perbandingan volume jika reaksi tersebut
dilakukan pada temperatur dan tekanan yang sama.

5. HIPOTESIS AVOGADRO

” gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada temperatur dan tekanan yang sama, mengandung jumlah molekul yang sama pula ”
Avogadro menjelaskan percobaan Gay Lussac dengan menganggap partikel – partikel gas tidak sebagai atom-atom, tetapi sebagai molekul-molekul.
Perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan gas-gas hasil reaksi jika diukur pada temperatur dan tekanan yang sama
akan sesuai dengan perbandingan jumlah molekulnya, akan sama dengan perbandingan koefisien reaksinya

Teori atom Dalton

Teori atom dalton sebagai berikut :

1) Zat terdiri dari partikel-partikel kecil yang tak- kelihatan yang disebut atom.

2) Semua atom dari suatu elemen adalah sama, tetapi berbeda dari atom elemen lainnya (Berarti semua atom dari suatu elemen mempunyai massa yang sama, tetapi berbeda dari massa atom elemen lainnya).

3) Senyawa kimia dibentuk oleh atom-atom elemennya dalam suatu perbandingan yang tetap.

Suatu reaksi kimia hanyalah berupa penggeseran atom dari suatu senyawa ke yang lain. Sedangkan atom masing-masing masih tetap berfungsi dan tak berubah .Tes dari teori ini adalah kemampuannya untuk menerangkan fakta. Pertama, kita lihat hukum kekekalan massa. Bila suatu reaksi kimia hanya mengambil atom-atom dari reaktan Ialu membagikannya pada hasil reaksi, maka jumlah atom dari masing-masing elemen harus tetap sama (tentunya kita anggap tak ado atom yang dapat keluar masuk tabung reaksi). Karena atom selama reaksi tak mengalami perubahan massa,berarti jurnlah massa atom harus tetap sama. Dengan perkataan lain, selama reaksi massanya harus tetap konstan dan memang ini yang dikatakan oleh Ilukum Kekekalan Massa.

Hokum Perbandingan Tetap pun mudah diterangkan. Untuk melihat HE, kita bayangkan dua elemen A dan B yang membentuk suatu senyawa dimana tiap molekul dari zat tersebut terdiri dari sebuah atom A dan sebuah atom B (Ingat bahwa sebuah molekul dapat dianggap sebagai suatu kumpulan atom yang terikat satu sama lain cukup kuat sehingga berperandan dikenal sebagai sebuah partikel). Misalkan atom A dua kali lebih berat dari atom B, sehingga bila atom B mempunyai massa 1 unit, maka massa atom A adalah 2 unit. Berikut ini terlihat bagaimana massa dari A dan B berubah sesuai dengan jumlah molekul.

Jumlah Molekul	Jumlah Atom A	Massa A	Jumlah Atom B	Massa B	Perbandingan Massa A/B
1	1	2 unit	1	1	2/1
2	2	4 unit	2	2	4/2 = 2/1
10	10	20 unit	10	10	20/10 = 2/1
500	500	1000 unit	500	500	1000/500 = 2/1

Perhatikan bahwa berapapun molekul yang ada masing-masing dengan perbandingan atomnya yang sama yaitu 1, maka perbandingan massanya juga sama.

Massa atom

Kunci suksenya teori atom Dalton adalah pernyataan bahwa tiap elemen mempunyai atom dengan massa atom yang khusus. Hal ini telah dijelaskan Hukum-hukum kimia, sehingga ahli-ahli kimia segera mencari bagaimana cara untuk mengukur massa atom. Tetapi bagaimana hal ini dapat dikerjakan? Atom terlalu kecil untuk dilihat dan diukur secara sendiri-sendiri dalam timbangan di laboratoritun.

Pada pembicaraan di atas kita merneriksa suatu tu hipotesa dimana senyawa dibentuk dari dua atom, sebuah atom A dan sebuah atom B. Kita lihat bahwa perbandingan massa dari tiap sampel adalah 2:1, karena perbandingan dari massa atom-atormnya harus selalu 2 : 1. Sebab itu dengan menentukan perbandingan massa dari elemen-elemennya dalam sampel yang besar, kita dapat menentukan perbandingan massa atom dari senyawa tersebut. Sekarang kita lihat pada elemen-elemen dan senyawa yang sebenarnya.

Hidrogen dan Fluor membentuk senyawa yang disebui hidrogen fluorida Rumusnya adalah HF, sehingga sebuah molekul HF mengandung sebuah atom Hidrogen dan sebuah atom Fluor. Dalam sampel senyawa ini, selalu ditemukan bahwa massa fluor adalah 19 x massa hidrogen. Karena atom-atomnya berada dalam jumlah yang sama dapat disimpulkan bahwa tiap atom fluor harus 19 x lebih berat dari atom hidrogen. Karena itu kita telah menemukan massa relatif dari atom-atom hidrogen dan fluor

Dalam dua contoh yang kita periksa ini, kita lihat bahwa dengan mengukur perbandingan massa dari elemen-elemennya dapat ditentukan massa dari atom-atomnya. Syaratnya adalah kita harus mengetahui rumus dari senyawanya. Hambatan yang besar dalam penentuan massa dari atom-atom ialah perlunya diketahui rumus dari senyawanya, tapi kemudian ditemukan cara untuk mendapatkan rumus tersebut, sehingga beberapa massa relatif dari atom-atoni elemen ditemukan. Tetapi ini hanyalah massa relatif yang menyatakan berapa kali suatu atom lebih berat dari atom lainnya. Kami ingin memberi harga dalam angka pada massa atom-atom ini dan ini baru dapat dilak-itkan bila massa dari salah satu atom elemennya diketahui, sehingga massa dari elemen-elemen lain dapat dihitung berdasarkan angka perbandingannya.

Karena atom terlalu kecil untuk dilihat dan ditimbang dalam satuan gram pada suatu timbangan, suatu skala massa atom dibuat dimana massa diukur dalam satuan massa atom (Simbol SI adalah u). Pemilihan untuk skala standar ini sangat sukar, karena konsep Dalton tak seluruhnya benar, hampir semua elemen dalam alam berada dalam campuran atom (disebut isotop) dengan massa sedikit berbeda, untungnya hal ini tak mempengaruhi hasil akhir dari teori Dalton, karena elemen dalam tiap sampel cukup besar untuk dapat dilihat sehingga massa rata-rata dari demikian banyak atom same, sehingga elemen akan berperan sebagai atom tunggalnya yang mempunyai massa rata-rata. Tetapi karena secara relatif jumlah yang besar dari berbagai isotop dari satu elemen masih dapat berubah dalam waktu yang lama, diputuskan untuk memilih sebuah isotop dari sebuah elemen untuk menentukan besarnya satuan massa atom Isotop tersebut adalah salah satu dari karbon dan dinamakan. Karbon-12. la diberi tanda massa tepat 12 u, sehingga satuan massa atom didefenisikan sebagai 1/12 dari massa atom isotop ini. Dengan memilih bahwa satuan massa atom ulcurannya sebesar di etas, massa atom dari berbagai elemen harganya akan mendekati bilangan bulat.

Massa atom (m_a) dari suatu unsur kimia adalah massa suatu atom pada keadaan diam, umumnya dinyatakan dalam satuan massa atom. Massa atom sering disinonimkan dengan massa atom relatif, massa atom rata-rata, dan bobot atom. Walaupun demikian, terdapat sedikit perbedaan karena nilai-nilai tersebut dapat berupa rata-rata berbobot dari massa semua isotop unsur, atau massa dari satu isotop saja. Untuk kasus suatu unsur yang hanya memiliki satu isotop dominan, nilai massa atom isotop yang paling melimpah tersebut dapat hampir sama dengan nilai bobot atom unsur tersebut. Untuk unsur-unsur yang isotop umumnya lebih dari satu, perbedaan nilai massa atom dengan bobot atomnya dapat mencapai lebih dari setengah satuan massa (contohnya klorin). Massa atom suatu isotop yang langka dapat berbeda dari bobot atom standar sebesar beberapa satuan massa.

Hukum Perbandingan Berganda

Hal lain vang menarik dari teori atom Dalton adalah ditemukannya Hukum Campuran Kimia lain yang dinamakan: Hukum Perbandingan Berganda yang dapat dinyatakan sebagai berikut: Misalkan kita mempun_.vai dua sampel senyawa yang dibentuk oleh dua elemen yang sama. Bila massa dari salah satu elemen dalam kedua sampel itu sama, maka massa dari elemen yang lain berada dalam perbandingan angka yang kecil dan bulat.

Hukum ini yang terutama penting untuk sejarah, lebih mudah dimengerti bila diberi contoh. Seperti diketahui karbon dapat membentuk dua macam senyawa dengan oksigen yaitu karbon monoksida dan karbondioksida. Dalam 2,33 g karboamonoksida, ditemukan 1,33 g oksigen yang bergabung dengan 1,00 g karbon. Sedangkan dalam 3,66 g karbondioksida, ditemukan 2,66 g oksigen yang bergabung dengan 1,00 g karbon. Perhatikan bahwa massa karbon yang sama (1,00 gram) berada dalam perbandingan 2 : 1 (perbandingan dengan angka yang kecil dan bulat.

2,66 gram : 1,33 gram = 2 : 1 1

Hal ini sejalan dengan teori atom yaitu bila sebuah molekul karbon monoksida (CO) mengandung satu atom C dan satu atom 0 dan sebuah molekul karbondioksida (CO2) mengandung 1 atom C dan 2 atom 0, berarti kita mempunyai molekul karbon yang jumlahnya sama, kita mempunyai jumlah karbon atom dan massa yang sama.

KONSEP MOL

KONSEP MOL

Banyaknya partikel dinyatakan dalam satuan mol. Satuan mol sekarang dinyatakan sebagai jumlah par-tikel (atom, molekul, atau ion) dalam suatu zat. Para ahli sepakat bahwa satu mol zat mengandung jumlah partikel yang sama dengan jumlah partikel dalam 12,0 gram isotop C-12 yakni 6,02 x 10²³ partikel. Jumlah partikel ini disebut Bilangan Avogadro (NA = Number Avogadro) atau dalam bahasa Jerman Bilangan Loschmidt (L).

Jadi, definisi satu mol adalah sebagai berikut.

Satu mol zat menyatakan banyaknya zat yang mengan-dung jumlah partikel yang sama dengan jumlah partikeldalam 12,0 gram isotop C-12.

Misalnya:

1. 1 mol unsur Na mengandung 6,02 x 10²³ atom Na.

2. 1 mol senyawa air mengandung 6,02 x 10²³ molekul air.

3. 1 mol senyawa ion NaCl mengandung 6,02 x 10²³ ion Na⁺ dan 6,02 x 10²³ ion Cl^–.

Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

Hubungan mol dengan jumlah partikel dapat dirumuskan:

kuantitas (dalam mol) = jumlah partikel / NA

atau

jumlah partikel = mol x NA

Contoh soal:

Suatu sampel mengandung 1,505 x 10²³ molekul Cl₂, berapa mol kandungan Cl₂ tersebut?

Jawab:

Kuantitas (dalam mol) Cl₂ = jumlah partikel Cl₂ / NA

= 1,505 x 10²³ / 6,02 x 10²³

= 0,25 mol

Hubungan Mol dengan Massa

Sebelum membahas hubungan mol dengan massa, kalian harus ingat terlebih dahulu tentang Massa Atom Relatif (Ar) dan Massa Molekul Relatif (Mr). Masih ingat kan? Kalau begitu kita cek ingatan kalian dengan mengerjakan soal dibawah ini.

Hitung Mr H₂SO₄ (Ar H = 1, S = 32, dan O = 16)!
Diketahui massa atom relatif (Ar) beberapa unsur sebagai berikut.

Ca = 40

O = 16

H = 1

Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Ca(OH)₂!

Sudah ingat kan? Maka kita langsung ke materi selanjutnya yaitu mengenai massa molar.

Massa molar menyatakan massa yang dimiliki oleh 1 mol zat, yang besarnya sama dengan Ar atau Mr.

Untuk unsur:

1 mol unsur = Ar gram, maka dapat dirumuskan:

Massa 1 mol zat = Ar zat dinyatakan dalam gram

atau

Massa molar zat tersebut = besar Ar zat gram/mol

Untuk senyawa:

1 mol senyawa = Mr gram, maka dapat dirumuskan:

Massa 1mol zat = Mr zat dinyatakan dalam gram

atau

Massa molar zat tersebut = besar Mr zat gram/mol

Jadi perbedaan antara massa molar dan massa molekul relatif adalah pada satuannya. Massa molar memiliki satuan gram/mol sedangkan massa molekul relatif tidak memiliki satuan.

Hubungan antara mol dengan massa adalah:

Kuantitas (dalam mol) = Massa senyawa atau unsur (gram) / Massa molar senyawa atau unsur (gram/mol)

Hubungan Mol dengan Volume

a. Gas pada keadaan standar

Pengukuran kuantitas gas tergantung suhu dan tekanan gas. Jika gas diukur pada keadaan standar, maka volumenya disebut volume molar. Volume molar adalah volume 1 mol gas yang diukur pada keadaan standar. Keadaan standar yaitu keadaan pada suhu 0 °C (atau 273 K) dan tekanan 1 atmosfer (atau 76 cmHg atau 760 mmHg) atau disingkat STP (Standard Temperature and Pressure).

Besarnya volume molar gas dapat ditentukan dengan persamaan gas ideal: PV= nRT

P = tekanan = 1 atm

n = mol = 1 mol gas

T = suhu dalam Kelvin = 273 K

R= tetapan gas = 0,082 liter atm/mol K

Maka:

P V = nRT

V =1 x 0,082 x 273

V = 22,389

V = 22,4 liter

Jadi, volume standar = V_STP= 22,4 Liter/mol.

Dapat dirumuskan: V = n x V_m

n = jumlah mol

V_m = V_STP = volume molar

Contoh soal:

1) Berapa kuantitas (dalam mol) gas hidrogen yang volumenya 6,72 liter, jika diukur pada suhu 0 °C dan tekanan 1 atm?

Jawab:

Kuantitas (dalam mol) H₂ = volume H₂/ V_STP

= 6,72 L / 22,4 mol/L

= 0,3 mol

2) Hitung massa dari 4,48 liter gas C₂H₂ yang diukur pada keadaan standar!

Jawab:

Kuantitas (dalam mol) C₂H₂ = volume C₂H₂/ V_STP

= 4,48 / 22, 4

= 0,2 mol

Massa C₂H₂ = mol x Massa molar C₂H₂

= 0,2 mol x 26 gram/mol

= 5,2 gram

3) Hitung volume dari 3,01 x 10²³ molekul NO₂ yang diukur pada suhu 0 °C dan tekanan 76 cmHg!

Jawab:

kuantitas (dalam mol) NO₂ = jumlah partikel /NA

= 3,01 x 10²³ partikel / 6,02 x 10²³partikel/mol

= 0,5 mol

Volume NO₂ = mol x V_STP

= 0,5 mol x 22,4 L/mol

= 11,2 liter

b. Gas pada keadaan nonstandar

Jika volume gas diukur pada keadaan ATP (Am-bient Temperature and Pressure) atau lebih dikenal keadaan non–STP maka menggunakan rumus:

P V = n R T

P = tekanan, satuan P adalah atmosfer (atm)

V = volume, satuan Vadalah liter

n = mol, satuan nadalah mol

R = tetapan gas = 0,082 liter atm / mol K

T = suhu, satuan T adalah Kelvin (K)

Contoh soal:

Tentukan volume 1,7 gram gas amonia yang diukur pada suhu 27 °C dan tekanan 76 cmHg!

Jawab:

n = massa amonia / massa molar amonia

= 1,7 gram / 17 gram/mol

= 0,1 mol

P = (76 cmHg / 76 cmHg) x 1 atm = 1 atm

T = (t + 273) K = 27 + 273 = 300 K

P V = n R T

1 atm × V = 0,1 mol × 0,082 L atm / mol K × 300 K

V = 2,46 L

PENGUKURAN MOL ATOM DAN MOL DARI SENYAWA

Dalam suatu reaksi kimia, atom-atom atau molekul akan bergabung dalam perbandingan angka yang bulat dan kita juga telah melihat bahwa mol dari zat juga akan bereaksi dengan perbandingan angka yang bulat. Berdasarkan ini maka mol dapat disebut satuan kimia. Ukurannya cukup besar sehingga sebuah mol atom atau molekul akan mewakili suatu jumlah yang dengan mudah dapat dikerjakan di laboratorium. tetapi sayang tak ada alat yang dapat menolong kita untuk menghitung langsung atom-atom dalam perkalian bilangan Avogadro. Oleh sebab itu kita harus mempunyai cara untuk mengubah satuan kimia ini ke unit laboratorium-sesuatu yang dapat diukur di laboratorium.

Telah dikatakan bahwa satu mol terdiri dari 6,022 x 10²³ partikel (objek). Angka yang aneh ini tidaklah dipilih secara sembarangan. melainkan merupakan jumlah atom dalam suatu sampel dari tiap elemen yang mempunyai massa dalam gram yang jumlah angkanya sama dengan massa atom elemen tersebut , misalnya massa atom dari karbon adalah 12,011, maka 1 mol atom karbon mempunyai massa 12,011 g.

Demikian juga massa atom dari oksigen adalah 15,9994, jadi 1 mol atom oksigen mempunyai massa 15,9994 g

1 mol C = 12,011 g C, 1 mol 0 = 15,9994 g 0

Maka keseimbanganlah yang menjadi alat kita untuk mengukur mol. Untuk mendapat satu mol dari tiap elemen, yang kita perlukan adalah melihat massa atom dari elemen tersebut. Angka yang didapat adalah jumlah dari gram elemen tersebut yang harus kita ambil untuk mendapatkan 1 mol elemen tersebut.

Seperti pada elemen, secara tak langsung persamaan di atas juga dapat dipakai untuk menghitung mol dari senyawa. Jalan yang termudah ada lah dengan menambahkan semua massa atom yang ada dalam elemen. Bila zat terdiri dari molekul-molekul (misalnya CO2_, H₂0 atau NH3), maka jumlah dari massa atom disebut massa molekul atau-Berat mole kul. Kedua istilah ini dⁱpakai berganti-ganti). Sehingga massa molekul dari CO2 adalah:

C I x 12.0 u = 12.0 u

20 2x 16.0 u = 32.0 u

CO 2total = 44.0 u

Demikian juga massa molekul dari H₂0 = 18,0 u dan dari NH₃ = 17 u. Berat dari I mole zat didapat hanya dengan menuliskan massa molekulnya dengan satuan gram. Jadi,

I mol CO2 = 44,0 g

1 mol H₂0 = 18,0 g

I mol NH₃ = 18,0 g

KOMPOSISI PERSEN

Komposisi Persen

Rumus dari Senyawa memberi kita jumlah atom penyusunnya, misalnya rumus untuk natrium klorida, NaCl, memberitahu kita bahwa rasio atom natrium, Na, atom klor, Cl, adalah 1:1. Rumus untuk propana, C 3 H 8 memberitahu kita bahwa dalam molekul propana rasio atom karbon, C, untuk atom hidrogen, H, 03:08.

Rasio ini atom sangat penting bagi ahli kimia karena mereka memungkinkan mereka untuk menyeimbangkan persamaan dan menghitung jumlah reaktan dan produk yang terlibat dalam proses kimia.

Sebagai contoh, seorang insinyur pertambangan tahu bahwa untuk setiap ton bijih besi (Fe 2 O 3 ), mereka dapat mengekstrak 810 kg besi. Hal ini karena Persentase Komposisi berdasarkan massa Fe 2O 3 adalah 81% Fe dan 19% O. Jadi pada dasarnya kimiawan bekerja dalam rasio atom dan semua orang lain bekerja dalam persentase komposisi massa jika mereka ingin tahu berapa banyak elemen hadir dalam suatu zat.

Konversi Formula kimia untuk Persentase Komposisi

Untuk senyawa sederhana dengan rasio atom 1:1 :

Langkah 1: Ambil formula. NaCl dan mencari atom massa dari semua atom:

Na = 23,0 dan Cl = 35,5 .

Langkah 2: Hitung massa rumus. NaCl = 23,0 + 35,5 = 58,5

Langkah 3: Hitung % komposisi dari rasio massa atom / massa molekul untuk setiap elemen. Na = (23.0/58.5) x 100 = 39,3% dan Cl = (35.5/58.5) x 100= 60,7%.

Langkah 4: Periksa % komposisi perhitungan dengan massa Na = 39,3% dan 60,7% Cl = (Total 100%)

Untuk senyawa dengan rasio atom lain :

Langkah 1: Ambil formula. C 3 H 8 dan mencari massa atom dari semua atom:

C = 12,0 dan H = 1.0.

Langkah 2: massa molekul C 3 H 8 = (3 x12,0) + (8 x 1,0) = 44,0

Langkah 3: Hitung % komposisi dari rasio nx massa atom / massa molekul untuk setiap elemen. Dimana n = alamat jumlah setiap atom dalam formula. C = ((3 x 12,0) / 44,0) x 100 = 81,8% dan H = ((8 x 1,0) / 44,0) x 100 = 18,2%

Langkah 4: Periksa % komposisi perhitungan dengan massa C 3 H 8 adalah C = 81,8% dan H = 18,2% (Total 100%)

Proses ini dapat dilakukan untuk sejumlah elemen.

Ada satu lagi kompleksitas, beberapa garam memiliki molekul air yang melekat pada ion mereka di kisi kristal, yang disebut air kristalisasi seperti di Tembaga (II) sulfat pentahydrate, CuSO 4 .5 H 2 O , masing-masing tembaga (II) sulfat dari sepasang ion memiliki lima perairan hidrasi dalam kisi kristal.

Untuk senyawa dengan perairan kristalisasi:

Langkah 1: CuSO 4 .5 H 2 O dan mencari massa atom dari semua atom:

Cu = 63,6, S = 32,1, O = 16,0 dan H = 1.0

Langkah 2: Massa rumus, termasuk molekul air lima. misalnya. , CuSO 4 .5 H 2 O = 63,6 + 32,1 + (4 x 16,0) + 5 [(2 x 1.0) + 16.0] = 249,7

Langkah 3: Hitung % komposisi dari rasio nx massa atom / massa molekul untuk setiap elemen. Dimana n = alamat jumlah setiap atom dalam formula. Close

misalnya. Cu = (63.6/249.7) x 100 = 25,5%, S = (32.1/249.7) x 100 = 12,9%, H = ((10 x 1,0) / 249,7) x 100 = 4,0% dan O = ((9 x 16,0) x 100 = 57,7%

Langkah 4: Periksa % komposisi perhitungan dengan massa Cu = 25,5%, S = 12,9%, H = 0,4% dan O = 57,7% (Total 100,1%)

Catatan: Meskipun total datang ke 100,1 dan 100,0 tidak, itu ini tidak biasa bagi total menjadi 99,9 atau 100,1 akibat pembulatan dari persentase.

RUMUS KIMIA,RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL

Rumus kimia (juga disebut rumus molekul) adalah cara ringkas memberikan informasi mengenai perbandingan atom-atom yang menyusun suatu senyawa kimia tertentu, menggunakan sebaris simbol zat kimia, nomor, dan kadang-kadang simbol yang lain juga, seperti tanda kurung, kurung siku, dan tanda plus (+) dan minus (-). Jenis paling sederhana dari rumus kimia adalah rumus empiris, yang hanya menggunakan huruf dan angka.

Untuk senyawa molekular, rumus ini mengidentifikasikan setiap unsur kimia penyusun dengan simbol kimianya dan menunjukkan jumlah atom dari setiap unsur yang ditemukan pada masing-masing molekul diskrit dari senyawa tersebut. Jika suatu molekul mengandung lebih dari satu atom unsur tertentu, kuantitas ini ditandai dengan subskrip setelah simbol kimia (walaupun buku-buku abad ke-19 kadang menggunakan superskrip). Untuk senyawa ionik dan zat non-molekular lain, subskrip tersebut menandai rasio unsur-unsur dalam rumus empiris.

Misalnya: C6H12O6: glukosa

Seorang kimiawan berkebangsaan Swedia abad ke-19 bernama Jöns Jacob Berzelius adalah orang yang menemukan sistem penulisan rumus kimia.

Rumus kimia zat menyatakan jenis dan jumlah relatif atom-atom yang terdapat dalam zat itu. Angka yang menyatakan jumlah atom suatu unsur dalam rumus kimia disebut angka indeks. Rumus kimia zat dapat berupa rumus molekul atau rumus empiris.

Rumus molekul adalah rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa. Jadi rumus molekul menyatakan susunan sebenarnya dari molekul zat.
Contoh:
a. Rumus molekul air yaitu H2O yang berarti dalam satu molekul air terdapat dua atom hidrogen dan satu atom oksigen.

b. Rumus molekul glukosa C6H12O6 yang berarti dalam satu molekul glukosa terdapat 6 atom karbon, 12 atom hidrogen, dan 6 atom oksigen

Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa. Rumus kimia senyawa ion merupakan rumus empiris.
Contoh:
a. Natrium klorida merupakan senyawa ion yang terdiri atas ion Na+ dan ion Cl– dengan perbandingan 1 : 1. Rumus kimia natrium klorida NaCl.

b. Kalsium klorida merupakan senyawa ion yang terdiri atas ion Ca2+ dan ion Cl– dengan perbandingan 2 : 1. Rumus kimia kalsium klorida CaCl2.

Pada kondisi kamar, sebagian unsur-unsur ada yang membentuk molekul-molekul. Rumus kimia unsur-unsur semacam ini tidak digambarkan hanya dengan lambang unsurnya, melainkan unsur beserta jumlah atom yang membentuk molekul unsur tersebut.
Contoh:
a. Rumus kimia gas oksigen yaitu O2, berarti rumus kimia gas oksigen terdiri atas molekul-molekul oksigen yang dibangun oleh dua atom oksigen.
b. Rumus kimia fosfor yaitu P4, berarti rumus kimia unsur fosfor terdiri atas molekul-molekul fosfor yang tiap molekulnya dibentuk dari empat buah atom fosfor.

Semua senyawa mempunyai rumus empiris. Senyawa molekul mempunyai rumus molekul selain rumus empiris. Pada banyak senyawa, rumus molekul sama dengan rumus empirisnya. Senyawa ion hanya mempunyai rumus empiris. Jadi, semua senyawa yang mempunyai rumus molekul, pasti memiliki rumus empiris. Namun, senyawa yang memiliki rumus empiris, belum tentu mempunyai rumus molekul.

Contoh: