Materi Kimia Kelas X

Hallo semua! Pada kesempatan kali ini Artikel berikut memuat beberapa materi kimia kelas X SMA/MA meliputi hukum dasar kimia, stoikiometri, rumus empiris dan rumus molekul, ikatan kimia, ikatan hidrogen, larutan elektrolit dan non elektrolit, dan reaksi redoks. Selamat belajar semua, semangat ! 

HUKUM DASAR KIMIA

Para ilmuan mempelajari mengenai susunan zat dari beberapa reaksi kimia secara kuantitatif dan menemukan adanya keteraturan-keteraturan yang dinyatakan sebagai hukum-hukum dasar kimia. Hukum dasar kimia mencangkup hukum kekekalan massa (Lavoiser), hukum perbandingan tetap (Proust), hukum kelipatan perbandingan (Dalton), hukum perbandingan volume (Gay Lussac) dan Hipotesis Avogadro

• Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

Pertengahan abad ke-18 ahli kimia masih menduga bahwa sebagian massa zat ada yang hilang akibat terjadi reaksi kimia. Ilmua Perancis bernama Antonie Laurent Lavoiser melakukan penelitian dengan membakar merkuri cair berwarna putih menjadi merkuri oksida merah dan kembali memasakannya hingga terbentuk kembali. 

Berdasarkan hasil penelitiannya inilah Laovoiser menemukan bahwa massa oksigen yang dibutuhkan untuk proses pemanasan sama dengan setelah dipanaskan adalah sama. Berdasarkan hal ini dikenallah hukum kekekalan massa.  Hukum kekekalan massa dari Lavoisier berhasil mematahkan teori flogiston. Lavoiser menyatakan bahwa jika suatu reaksi kimia dilakukan dalam suatu tempat tertutup akibatnya tidak ada hasil reaksi yang keluar dari tempat dan ditemukan bahwa massa zat sebelum reaksi dan sesudah reaksi adalah tetap.

Hukum Kekekalan Massa berbunyi "Dalam setiap reaksi kimia, jumlah massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama"

• Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Seorang ilmuan bernama Joseph Louis Proust (1754-1826) menemukan fakta mengenai perbandingan massa unsur-unsur dalam senyawa dengan percobaan eksperimennya dimana percobaan tersebut membuktikan bahwa setiap senyawa tersusun dari unsur-unsur dengan komposisi tertentu dan tetap. Hasil penelitiannya kemudian dikenal sebagai hukum perbandingan tetap.

Hukum Perbandingan Tetap berbunyi "Perbandingan massa dari unsur-unsur penyusun dalam suatu senyawa selalu tetap"

• Hukum  Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton)

Ilmuan Inggris bernama John Dalton melakukan penelitian dengan membandingkan massa unsur-unsur pada suatu senyawa. Dalton menggunakan senyawa monoksida CO dan karbon dioksida  CO2  untuk penelitiannya. Hasil penelitiannya yaitu massa C dalam kedua senyawa adalah sama kemudian, massa O yang terikat pada C diperoleh perbandingan sebesar  1:2. Perbandingan tersebut merupakan perbandingan sederhana. Berdasarkan hal tersebut hukum Dalton disebut sebagai hukum perbandingan berganda.

Hukum perbandingan berganda berbunyi "Apabila terdapat dua buah senyawa yang terbentuk dari dua unsur penyusun yang sama dan massa satu unsur pada senyawa itu sama maka massa unsur yang lainnya memiliki angka perbandingan yang sederhana dan bulat"

• Hukum Perbandingan Volume (Gay Lussac)

Seorang ilmuan Perancis bernama Josep Louis Gay Lussac pada tahun 1808 menyelidiki mengenai hubungan antara volume gas-gas dalam suatu reaksi kimia. Gay Lussac menemukan bahwa pada suhu dan rekanan yang sama, satu volume gas O2 bereaksi dengan dua volume gas H2 menghasilkan dua volume uap air. Berdasarkan hasil penelitiannya Gay Lussac menyimpulan bahwa "pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas yang bereaksi dan hasil reaksi adalah bilangan bulat dan sederhana". Kesimpulan tersebut dikenal sebagai hukum perbandingan volume.

• Hipotesis Avogadro

Seorang ilmuan Italia bernama Amadeo Avogadro pada tahun 1811 mengemukakan pendapatnya mengenai terdapat hubungan antara jumlah partikel-partikel dalam gas dan volume gas yang tidak berkaitan pada jenis gas. Setelah bereksperimen, ditemukan bahwa ternyata dalam volume yang sama dan keadaan yang sama jumlah molekul akan sama pula. Hipotesis tersebut dijadikan suatu hukum yaitu hukum Avogadro.

Hukum Avogadro berbunyi " Pada temperature dan tekanan yang sama, semua gas pada volume sama memiliki jumlah molekul yang sama"

STOIKIOMETRI

Kata stiokiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu "stoicheion" yang memiliki arti mengukur. Stoikiometri merupakan suatu ilmu yang mempelajari kuantitas suatu zat dalam reaksi kimia yang meliputi massa, jumlah mol, volume dan jumlah partikel. Apabila suatu reaktan habis bereaksi maka suatu reaksi tersebut dapat dikatakan sebagai reaksi stoikiometri. Adapun komponen-kompenen yang terlibat dalam stoikiometri sebagai berikut

• Massa atom relative (Ar) dan massa molekul relative (Mr)

Mr dan Ar menyatakan perbandingan massa atom unsur dengan massa atom C-12

Ar diperlukan untuk menentukan Mr senyawa. Mr dapat dinyatakan dengan menjumlahkan Ar atom-atom unsur pembentuk senyawa.

• Mol

Mol merupakan satuan jumlah zat dalam kimia. Dalam konsep mol, 1 mol zat mengandung jumlah partikel sebanyak 6,02 x 10^23 partikel. Hal ini ditetapkan sesuai dengan hipotesis Avogadro. Untuk mempermudah ingatan dibuatkanlah suatu jembatan mol yaitu:

dengan keterangan:

n = jumlah mol (mol)

g= massa (gram)

V= volume (liter)

N = jumlah partikel

M = Molaritas (M)

Perlu Anda ingat bahwa volume gas bergantung pada suhu dan tekanan.  Beberapa keaddan yang perlu Anda ketahui yaitu;

- Keadaan standar merupakan kondisi dengan suhu 0C dan tekanan 1 atm disebut juga sebagai keadaan STP.

- Keadaan kamar merupakan kondisi suhu 25C dan tekanan 1 atm disebut juga sebagai RTP. Untuk mencari volume dapat        menggunakan persamaan gas ideal

- Keadaan tertentu dengan suhu dan tekanan yang diketahui, anda dapat mengihitung volume gas dengan menggunakan persamaan gas ideal

RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL

Apakah anda mengetahui bahwa suatu senyawa memiliku dua jenis rumus yairu rumus molekul (RM) dan rumus empiris (RE)? Untuk mengetahui lebih lanjut mari simak materi berikut.

Rumus molekul merupakan rumus yang sebenarnya dari suatu senyawa sedangkan, rumus empiris merupakan rumus paling sederhana dari senyawa tersebut.

• Rumus empiris (RE)

Untuk menentukan suatu RE zat, perbandingan mol unsur-unsur dalam zat harus merupakan perbandingan paling sederhana. Rumus empiris dapat ditentukan berdasar Ar, Mr dan persentase unsur pembentuk senyawa. Berikut merupakan langka-langkah menentukan RE:

1)Tulislah lambang unsur dari senyawa tersebut

2) Tulislah perbandingan persentase massanya

3) Persentase massa dibagi dengan Ar unsur tersebut, maka akan didapat perbandingan jumlah dari unsur-unsur

4) Bagi lagi perbandingan tersebut dengan angka terkecil, maka akan didapat perbandingakan yang paling sederhana

Contoh:

Suatu senyawa mengandung 59% unsur Na dan 41% unsur S dengan Ar Na = 23 dan S =32.

Rumus empirisnya sebagai berikut:

Perbandingan %Na/Ar Na : %S/Ar S = 59/23 : 41/32

= 2,56 : 1,28 (perbandingan ini selanjutnya dibagi dengan angka terkecil yaitu 1,28)

= 2:1

Rumus empiris senyawanya adalah Na2S

• Rumus molekul (RM)

RM merupakan kelipatan dari rumus empirisnya. RM dapat ditentukan dengan rumus:

Mr rumus molekul = n x Mr rumus empiris

 

IKATAN KIMIA

Sebelum belajar lebih lanjut mengenai ikatan kimia, Anda perlu mengetahui aturan yang digunakan dalam membentuk ikatan kimia. Aturan yang dimaksud adalah aturan oktet dan duplet. Ilmuan bernama Lewis dan Kossel menjelaskan bahwa kestabilan atom unsur dalam ikatan memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia terdekat.

Aturan duplet merupakan konfigurasi elektron yang stabil dengan adanya 2 elektron valensi seperti helium

Aturan oktet  merupakan konfigurasi elektron yang stabil dengan 8 elektron valensi seperti unsur gas mulia yang lainnnya.

Ikatan kimia terdiri dari ikatan ion, ikatan logam dan ikatan kovalen

• Ikatan ion

Ikatan ini terbentuk akibat adanya pelepasan atau penerimaan elektron oleh atom yang berikatan. Atom yang melepas elektron akan bermuatan positif (kation) dan atom yang menirima elekron akan bermuatan negative (anion). Senyawa yang berikatan dengan ikatan ion disebut sebagai senyawa ionic yang biasanya terbentuk dari atom unsur logam dan non logam. Atom unsur logam memiliki karakter cenderung melepas elektron dan membentuk kation sedangkan unsur non logam sebaliknya.

Dalam penggambaran ikatan ion sesuai aturan Lewis, elektron valensi atom dilambangkan atau ditulis sebagai titik.

Contoh: Unsur Mg dengan elektron valensi 2 ditulis Mg

Untuk membedakan asal elektron valensi penggunaan tanda titik bole diganti dengan tanda silang (x)

Senyawa ionic memiliki sifat fisika sebagai berikut:

1)berwujud padat pada suhu kamar

2)struktur kristal keras namun rapuh

3)titik didih dan titik leleh tinggi

4) tidak menghantarkan listrik pada fase solid, tapi pada fase cair atau larutannya.

• Ikatan kovalen

Ikatan ini terjadi karena pemakaian secara bersama-sama pasangan elektron oleh atom-atom yang berikatan. Dalam ikatan ini dikenal istilah PEI yang merupakan pasangan elektron yang terlibat dalam pemakaian bersama dan PEB pasangan elktron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan. Ikatan ini umumnya terjadi antara atom unsut nonlogam. Berdasarkan jumlah PEI ikatan kovalen dibagi menjadi 3 yaitu, ikatan kovalen tunggal, ikatan kovalen rangkap dua dan ikatan kovalen rangkap tiga

Berdasarkan kepolarannya dibagi menjadi ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen non-polar. Kepolaran suatu ikatan kovalen ini ditentukan dari keelektronegatifan suatu unsur dan keberadaan momen dipol. Selain itu ikatan kovalen juga meliputi ikatan kovalen koordinasi yang PEInya berasal dari salah satu atom yang berikatan

Senyawa kovalen memiliki sifat :

1)berwujud gas, cair, dan padat pada suhu kamar

2)padatannya lunak serta tidak rapuh

3)titik didih dan titik leleh rendah

4) tidak menghantarkan listrik pada umumnya.

• Ikatan logam

Ikatan ini terbentuk karena penggunaan bersama elektron-elekron valensi antar atom-atom logam seperti besi, seng dan perak. Ikatan ini tidak termasuk dalam ikatan ion atau ikatan kovalen. Atom logam memiliki keelektronegatifan rendah dan cenderung melepas elektron valensi dan membentuk kation. Elektron-elektron dari atom logam ditemukan dalam kisi-kisi logam dan bebas bergerak membentuk lautan elektron.

Logam memiliki sifat:

1) berwujud padat dalam suhu kamar kecuali raksa

2) struktur keras namun lentur dan mudah ditempa

3) titik didih dan titik leleh tinggi

4) pengantar listrik dan panas yang baik

5) permukaannya mengkilap

IKATAN HIDROGEN

Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang terjadi akibat interaksi elektrostatik antaran atom hidrogen dengan atom lain yang memiliki keelektronegatifan tinggi seperti atom F, O dan N. Ikatan hidrogen memiliki kekuatan yang lebih kuat daripada ikatan kovalen dimana kekuatannya bergantung pada  keelektronegatifan atom yang berikatan denganya. Ikatan hidrogen dibagi menjadi:

• ikatan hidrogen intramolekul yang terjadi antara atom-atom dalam molekul sama
• ikatan hidrogen intermolekul yang terjadi antara molekul yang berbeda

Contoh ikatan hidrogen terdapat pada air, methanol dan ammonia

LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON ELEKTROLIT

Larutan merupakan suatu campuran yang homogeny terdiri dari dua zat atau lebih. Dalam larutan terdapat pelarut (solvent) dan zat terlarut (solute). Jika dikelompokan berdasarkan daya hantar listriknya larutan dapat dibagi menjadi larutan non elektrolit dan larutan elektrolit.

• Larutan non-elektrolit

Larutan ini tidak dapat menghantarkan arus listrik yang memiliki ciri pada elektrodanya tidak terdapat gelembung-gelembung gas. Larutan non elektrolit merupakan campuran homogen yang melibatkan senyawa kovalen nonpolar dengan pelarut air. Senyawa tersebut apabila dilarutkan tidak akan terionisasi sehingga tidak menghantarkan listrik. Adapun contohnya yaitu, alokohol 70%, larutan gula dan larutan urea

• Larutan elektrolit

merupakan larutan yang senyawanya terionisasi dalam pelarut, sehingga memiliki kemampuan untuk menghantarkan daya listrik. Larutan elektrolit dapat ditandai dengan adanya gelembung-gelembung gas disekitaran elektroda. Larutan elektrolit mengandung partikel-partikel yang bermuatan positif dan negative. Apabila arus listrik dialirikan ke dalam larutan elektrolit maka akan terjadi suatu proses elektrolisis yang menghasilkan gas. 

Keberadaan gas ini ternyata disebabkan oleh kation yang mengalami reaksi reduksi dan anion mengalami oksidasi. Larutan elektrolit dibagi menjadi dua jenis elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Secara kualitatif perbedaan keduannya dapat dilihat dari jumlah gas disekitaran elektroda dan nyala lampu yang dihasilkan.

- Larutan elektrolit kuat akan menyalakan lampu dengan terang  dan memiliki gelembung gas yang sangat banyak disekitaran elektroda. Contohnya larutan HCl yang dilarutkan dalam air dimana hampir keseluruhan molekul HCl akan terurai sempurna membentuk ion H+ dan Cl- .

- Larutan elektrolit lemah menghasilkan nyala lampu redup dan memiliki gelembung gas tidak terlalu banyak. Contohnya seperti asam cuka yang dilarutkan dalam air, hanya sebagian molekul yang terionisasi menghasilkan ion H+ dan ion CH3COO-

Secara lebih ringkas berikut merupakan perbedaan antara larutan elektrolit kuat dan lemah : 

Larutan elektrolit kuat

Larutan elektrolit lemah

Terionisasi sempurna dalam air

Terionisasi sebagian dalam air

Zat terlarut berupa ion-ion

Zat terlarut sebagian besar berbentuk molekul netral

Jumlah ion dalam larutan banyak

Jumlah ion dalam larutan sedikit

Daya hantar listrik kuat

Daya hantar listrik lemah

REAKSI REDOKS

Anda tentu sudah lazim dengan fenomena besi mengkarat dan apel yang berubah warna menjadi kecoklatan apabila dibiarkan terbuka dalam udara. Fenomena-fenomena tersebut berhubungan dengan reaksi oksidasi dan reduksi (redoks).

Oksidasi merupakan suatu reaksi pengikatan oksigen oleh suatu unsur. Atau jika ditinjau dari serah terima elektron, oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron. Sedangkan reduksi merupakan reaksi pelepasan oksigen atau  jika ditinjau dari serah terima elektron, reduksi adalah reaksi penerimaan elektron.

Reaksi oksidasi dan reduksi selalu terjadi bersamaan (redoks) artinya, ada suatu zat yang melepas elektron (oksidasi) dan ada pula zat yang menerima elektron (reduksi). 

Sebagian besar reaksi redoks tidak dapat dijelaskan dengan konsep pengikatan oksigen atau transfer elektron maka, digunakan istilah bahwa jika mengalami reaksi oksidasi maka bilangan oksidasi (biloks) akan meningkat sedangkan jika mengalami reduksi maka biloksnya menurun. Dengan demikian untuk mengetahui reaksi tersebut tergolong oksidasi atau reduksi perl diketahui terlebih dahulu perubahan biloksnya.

Bilangan oksidasi (biloks) adalah bilangan yang menunjukkan muatan suatu unsur dalam suatu molekul. Penulisan biloks berbeda dengan penulisan muatan suatu ion. Biloks ditulis dengan tanda +/- di depan angka sedangkan muatan ion penulisan tanda +/- di belakang angka.

Bilang oksidasi untuk unsur bebas adalah 0 seperti unsur Cu, Al, Zn, gas hidrogen, gas oksigen, Cl2 dsb. Biloks unsur golongan IA adalah +1, biloks golongan IIA adalah +2, biloks golongan IIIA adalah +3, biloks golongan VII A adalah -1 dsb. Perlu anda ketahui bahwa dalam suatu senyawa biloks unsur juga tergantung pada muatan senyawa.

Selain itu, dalam reaksi redoks, zat yang dapat mereduksi zat lain disebut reduktor (pereduksi) sedangkan zat yang dapaat mengoksidasi zat lain disebut oksidator (pengoksidasi). Dalam reaksi redoks juga dikenal istilah autoredoks atau disproporsionasi yaitu reaksi redoks dengan oksidator sekaligus reduktor pada 1 zat yang sama.

Contoh reaksi redoks

Cu^2+(aq) + 2 e Cu (s)              (reduksi)

Fe(s) Fe^2+(aq) + 2e                 (oksidasi)

reaksi keseluruhan:

Cu^2+(aq) + Fe(s) Cu(s) + Fe^2+(aq)        (redoks)

Baik sekian materi pada artikel berikut, terima kasih sudah membaca