KIMIA DASAR 2013MATERI MID TESTI. STRUKTUR ATOMII. SISTIM PERIODIKIII. IKATAN KIMIAIV. STOKHIOMETRIV. LARUTANVI. KESETIMBANGAN KIMIAVII. KESETIMBANGAN ASAM BASAMATERI FINAL TESTVIII. THERMODINAMIKA KIMIAIX. KINETIKA KIMIAX. ELEKTROKIMIAXI. HIDROKARBONXII. GUGUS FUNGSIONAL SENYAWA ORGANIKXIII. ASAM BASA ORGANIK DAN TURUNANXIV. BIOMOLEKULER

Kontrak PerkuliahanTerlambat 15 menit tidak boleh masukKehadiran minimal 80% (Mid + Fnl + 11 x Kuliah).Kegiatan non akademik tdk boleh mengganggu perkuliahan. Memakai baju kemeja. Pakai sepatu.HP harus off.Kimia Dasar yang 3 SKS, Harus ikut praktikum.Tidak ada pengulangan ujian MID dan FINAL.Tidak boleh merokok saat mengikuti kuliah.

PENILAIANUjian Tengah Semester : 20 %.30%Ujian Akhir Semester : 25 %.30%Tugas Modul I s/d XIV : 10 %.10%Keaktifan dan Soft Skill : 20 %.30%Praktikum : 25 %.

Catatan : 1. Tugas Modul dikumpul ke Dosen2. Soft Skill : Nilai moral, etika, dan sosial.

Literatur Semua literatur Kimia dasar dan Kimia Organik termasuk lewat internet.Buku wajib : DIKTAT KULIAH KIMIA DASAR UPT MKU UNHAS EDISI 2013.Buku Penunjang : Metode Praktis Belajar KIMIA DASAR dan KIMIA ORGANIK UPT MKU UNHAS 2008. Buku Rujukan utama: 1. Kimia Dasar (Petrucci, Suminar) 2 JILID2. Kimia Organik (Fessenden) 2 JILID3. Kimia Anorganik (Cotton)4. Kimia Dasar dan Larutan (Hiskiah Ahmad)5. Kimia Dasar untuk Perguruan Tinggi (Erdawati), dll.

BAB I. STRUKTUR ATOMPartikel Dasar Penyusun Atom : Elektron, Proton, dan Neutron.Teori Atom : Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, de-Brouglie, dan Heisenberg.Orbital atom.Bilangan Kuantum.

Partikel Dasar Penyusun AtomElektron : - Faraday (1834) : Materi dan listrik adalah ekivalen. - J. Plucker (1855) : Penemu awal pembuatan sinar katoda, dan dipelajari lebih lanjut oleh W. Crookers, (1975) dan J.J Thomson, (1879). - Sebagai sumber elektron J.J. Thomson menggunakan :(a)Sinar katoda yg berasal dari katoda Al, Pt dan Fe.(b)Emisi fotoelektrik dari Zn.(c)Emisi termionik dari filamen karbon.

Tabung Katoda

Tabung Katoda

Sifat Sinar Katoda1.Berasal dari katoda. 2. Bergerak menurut garis lurus.3.Bermuatan negatif. 4. Dibelokkan oleh medan magnet.5.Memiliki momentum karena mempunyai massa. 6.Sifat-sifat di atas tidak bergantung pada bahan yang digunakan untuk membuat katoda, sisa gas yang terdapat dalam tabung, maupun kawat penghubung katoda dan bahan alat penghasil arus.

Muatan dan Massa ElektronTahun 1891, Stoney mengusulkan nama elektron untuk satuan listrik dan sekarang partikel sinar katoda ini disebut elektron. e/m = 1,76 x 108 C/g Tahun 1960, Robert A. Millikan menentukan muatan elektron (e) = 1,602 x 10-19 CMassa Elektron

Percobaan Tetes minyak MillikanPlat bermuatan (+)Plat bermuatan (-)Sinar XLubang kecilTetesan minyak yang diamatiTetesan minyakAtomizer Mikroskop

ProtonGoldstein (1886) : Menemukan sinar positif dalam tabung sinar katoda dibalik katoda berlubang yang disebut sinar terusan.Percobaan dengan gas hidrogen : e/m untuk sinar terusan hidrogen lebih besar dari e/m untuk elektron. Dipostulatkan : H+ adalah partikel dasar dari atom. Besar muatannya sama dengan muatan elektron tetapi dengan tanda yang berlawanan. Massa H+ : 1837 kali lebih besar dari massa elektron. Partikel ini disebut Proton.e/m elektron=1,76 x 108 Coulomb/ge/m ion H+=96520/1,008 Coulomb/g

Katoda Berlubang dan Proton 1886 Eugen Goldstein mengamati bahwa muatan positif juga dihasilkan dalam tabung sinar katoda- canal rays.

NeutronRutherford (1920) : Meramalkan bahwa kemungkinan besar dalam inti terdapat partikel dasar yang tidak bermuatan. Karena netralnya maka partikel ini sukar dideteksi. Baru pada tahun 1932, J. Chadwick dapat menemukan netron. Reaksinya :

Alat Spektroskopi Massa Pendeteksi NeutronSpektrometer massa : Instrumen yang mengukur rasio muatan-massa suatu partikel bermuatan untuk mendeteksi neutron.Accelerating plates+-MagnetElectron gunGas inletIon 42He+Ion 126C+Detektor kolektorSlit

Energi RadiasiCahaya adalah radiasi gelombang elektromagnetik dengan energi sebesar :

E = energi (Joule), = frekuensi (Hz, 1/det) = panjang gelombang (m), h = tetapan Planck(6,62 x 10-34 J.det)c = kecepatan cahaya (2,9979 x 108 m/det)

Spektrum Atom HidrogenPancaran energi cahaya yang disebabkan oleh perpindahan elektron dari suatu tingkat energi lebih tinggi ke tingkat energi lebih rendah = radiasi elektromagnetik. BALMER (1885) dapat menghitung frekuensi pancaran gelombang cahaya selama perpindahan elektron atom hidrogen dari n2 ke n1 dengan rumus :

Deret Spektrum HidrogenDeret spektrum hidrogen dapat dibagi atas : 1. Deret Lyman : Terjadi perpindahan elektron dari tingkatan n2 = 2, 3, 4 ~ ke n1 = 12. Deret Balmer : n2 = 3, 4, 5 ~ ke n1 = 2 3. Deret Paschen : n2 = 4, 5, 6 ~ ke n1 = 34. Deret Brackett : n2 = 5, 6, 7 ~ ke n1 = 45. Deret Pfund : n2 = 6, 7, 8 ~ ke n1 = 5.

Model AtomJ.J. Thomson (1904) : Atom menyerupai agar-agar yang tersusun atas muatan positif dan negatif. Muatan positif tersebar secara merata dalam bulatan yang merupakan atom dan elektron (muatan negatif) terdapat di dalamnya.Atom Thomson dapat diumpamakan sebagai roti kismis dimana roti merupakan muatan positif dan kismis adalah muatan negatif. Bagian positif dari atom Thomson mempunyai diameter 10-10 m (1Ao). Percobaan penghamburan sinar alfa oleh Rutherford menunjukkan bahwa model atom ini tidak dapat dipertahankan lagi.

Model Atom RutherfordMenurut Rutherford : Seluruh muatan positif atom dianggap terpusat pada suatu inti yang sangat kecil dengan muatan listrik +Ze dan elektron sebanyak Z (Z = nomor atom)yang bergerak mengelilingi inti.Gambarkan model atom Rutherford :a) Inti lain bermuatan (+) berdampingandgn model atom Rutherfordb) Model AtomRutherford

Alat Eksperimen Rutherford

Teori BohrBertitik tolak dari Teori Rutherford dan kuantum Planck, Bohr merumuskan :1.

2. mv2/r (gaya sentrifugal) = e2/r2 (gaya tarik menarik inti dengan elektron). Energi elektron dalam suatu lintasan tertentu : E = -1/2mv2Energi elektron yang bergerak dari satu lintasan ke lintasan lain : E2-E1= h

Model Atom BohrModel atom Bohr merupakan model tata suryaTiap bilangan kuantum utama mewakili suatu orbit atau kulitInti atom terletak ditengah-tengah

Teori Bohr pada Atom HidrogenJari-jari lintasan :

Energi pada lintasan tertentu :

Energi elektron yang berpindah dari satu lintasan ke lintasan yang lain :

Frekuensi () = C/, dimana :Untuk deret Balmer

Sifat Gelombang ElektronTahun 1942, Louis de-Broglie merumuskan panjang gelombang

Jika elektron bergerak dalam orbit Bohr, maka :

akan sama dengan : =h/m.v Sehingga diperoleh : n = 2 r=h/m.v

Teori Ketidakpastian HeisenbergWerner Heisenberg (1925) mengemukakan prinsip ketidakpastian yang menyatakan bahwa tidak mungkin untuk dapat mengetahui pada waktu yang bersamaan baik momentum maupun kedudukan suatu partikel seperti elektron dengan tepat. Rumus :

Bilangan Kuantum1. Bilangan kuantum utama (n)Nilai n = 1, 2, 3, ., dst. 2. Bilangan kuantum Azimuth (l)Nilai l = n-13. Bilangan kuantum magnetik (m)nilai m = - l s/d + l4. Bilangan kuantum spin (s)Nilai s = 1/2

Distribusi Bilangan Kuantum

Bentuk Orbital AtomOrbital s :

Orbital p :

Orbital d :

Orbital f : Orbital ini untuk unsur-unsur Lantanida dan Actinida tidak dibahas.

Bentuk Orbital (Gambar Lain)Orbital s (hanya 1)Orbital p (ada 3)Orbital d (ada 5)Orbital f (ada 7)

Spin ElektronPauli menambahkan satu bilangan kuantum yang akan mengizinkan dua buah elektron berada dalam satu orbitalBilangan Kuantum Spin, msDapat bernilai +1/2 dan -1/2Pauli juga mengusulkan bahwa tidak ada dua elektron dalam atom yang dapat memiliki suatu set (empat) bilangan kuantum yang sama- Prinsip Larangan Pauli

Prinsip AufbauAufbau : menyusunDigunakan untuk menyusun konfigurasi elektronUntuk suatu unsur, jumlah elektron dalam atom netral sama dengan nomor atomnyaPenyusunan dimulai dari tingkat energi yang rendah ke yang lebih tinggiJika dua atau lebih orbital berada pada tingkat energi yang sama, maka orbital tersebut akan ter degenarate. Jangan memasangkan elektron sampai benar-benar tidak ada jalan lain untuk memasangkannya

Aturan HundKetika meletakkan elektron ke dalam orbital pada tingkat energi yang sama, letakkan satu elektron pada tiap orbital sebelum memasangkannya pada orbital yang samaKeberadaan elektron yang tidak berpasangan dapat dibuktikan dengan sifat elektromagnetiknyaParamagnetik tertarik pada medan magnet. Mengindikasikan adanya elektron tidak berpasanganDiamagnetik menolak medan magnet. Mengindikasikan semua elektron berpasangan

Cara pengisian elektron

Penulisan Konfigurasi ElektronContohContohPenulisan lain

BAB II. SISTIM PERIODIK UNSURPandangan ahli Kimia tentang Klasifikasi Unsur : Triade Dobereiner, Oktaf Newlands, Lothar Meyer, dan Dimitri Mendeleev.Sifat Fisika Unsur : Muatan inti efektif, energi ionisasi, afinitas elektron, jari-jari atom, kelektronegatifat, dan kepolaran.Sifat Kimia Unsur : Hidrogen, gol alkali, alkali tanah, IIIA s/d VIIIA, unsur-unsur periode ke tiga, dan perbandingan unsur gol IA dan IB.

Triade DobereinerTahun 1817, Johann W. Dobereiner : Orang pertama yang menemukan adanya hubungan antara sifat unsur dan massa atom relatif. ia menemukan beberapa kelompok tiga unsur yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relatif, seperti :LiCa ClNaSr BrKBaI

Hukum Oktaf NewlandsTahun 1865, John Newlands menemukan hubungan lain antara sifat unsur dan massa atom relatif, sesuai dengan hukum yang disebutnya Hukum Oktaf. LiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaCrTiMnFeHal yang belum dapat diterima adalah : Cr tidak mirip dengan Al, Mn tidak mirip dengan P, Fe tidak mirip dengan S, tetapi usahanya telah menuju ke arah yang tepat untuk menyusun suatu daftar unsur.

Daftar MendeleevTahun 1869, Mendeleev berhasil menyusun suatu daftar 65 unsur yang dikenal sebagai hukum periodik, berbunyi : sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala massa atom relatif. Perbaikan yang dilakukan Mendeleev adalah :1. Jalur khusus disediakan untuk unsur-unsur yang dikenal sebagai unsur transisi.2. Dikosongkan tempat untuk unsur yang belum ditemukan (44, 68, 72 dan 100).3.Koreksi massa atom relatif unsur seperti : Cr bukan 43,3 tetapi 52,0.4. Unsur yang belum dikenal telah diramalkan misalnya sifat-sifat ekasilikon (Ge).

Keuntungan Daftar Mendeleev1.Sifat fisika dan kimia unsur berubah secara teratur dalam satu golongan.2.Valensi tertinggi unsur dalam golongan sama dengan nomor golongannya.3. Adanya sekelompok unsur yang tidak bersifat elektronegatif maupun elektropositif.4.Mendeleev meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan, yang akan mengisi tempat yang kosong dalam daftar.

Sistim Periodik ModernDaftar unsur disusun berdasarkan konfigurasi elektronnya.KESIMPULANNYA SEBAGAI BERIKUT:a. Elektron-elektron tersusun dalam orbital.b. Hanya dua elektron dapat mengisi setiap orbital.c.Orbital-orbital dikelompokkan dalam kulit.d.Hanya n2 orbital yang dapat mengisi kulit ke-n.e.Elektron terluar menentukan sifat kimia. f.Unsur jalur vertikal disebut golongan.g.Unsur jalur horisontal disebut periode.

Tabel Periodik

Sifat Fisika Unsur1. Muatan inti efektif : Zeff = Z - 2. Energi ionisasi3. Afinitas elektron4. Jari-jari atom5. Kelektronegatifan

Energi Ionisasi Pertama

Energi Ionisasi Pertama

Afinitas Elektron

Afinitas Elektron

Jari-jari Atom

Jari-jari atom untuk golongan utama

Jari-jari Atom (pm)

Keelektronegativan

Keelektronegativan

Sifat Kimia UnsurReaktifitasnya dengan H2O, O2, asam & basaSifat kelogamanBentuk dan sifat oksidanyaJenis ikatan dan senyawanyaKestabilan muatan.

HidrogenBerbentuk molekularGas yang tdk berwarna dan berbauNon logamDapat membentuk hidrida berikatan ionikDapat berikatan kovalen contoh : H2OJika teroksidasi/terbakar jadi H2O.

Unsur Gol Alkali s/d VIIIAAlkali : Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr.Alkali Tanah : Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba.Gol IIIA : B, Al, Ga, In, dan Tl.Gol IVA : C, Si, Ge, Sn, dan Pb.Gol VA : N, P, As, Sb, dan Bi, (ns2,np3,.,n2)Gol VIA : O, S, Se, Te, dan Po.Gol VIIA : F, Cl, Br, I, dan At.Gol VIIIA : He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn.

Unsur Perioda TigaBentuk oksida unsur perioda tiga ternyata memiliki perbedaan sifat yaitu :1. Na2O, Na2O2, dan NaO2 = Basa2. MgO = ?3. Al2O3 = Amfoter, bagaimana dgn BeO4. SiO2 = Asam5. P2O5 = .?6. SO3 = .?7. Cl2O7 = ..?

BAB III. IKATAN KIMIAIkatan Ionik dan Hukum HessIkatan KovalenIkatan Kovalen KoordinasiIkatan LogamIkatan HidrogenIkatan van der WallsPerluasan Ikatan Kovalen ;1. Teori ikatan valensi2. Teori orbital molekul

Ikatan IonikTerbentuk karena adanya dua buah gaya tarik-menarik elektrostatik antara ion bermuatan positif dan ion bermuatan negatifIkatan ionik umumnya terbentuk dari unsur logam dengan unsur non logamCl-Na+

Energi dan Pembentukan Ikatan Ionik

Sifat Senyawa IonikUmumnya adalah padatan dengan titik leleh yang tinggi (> 400 oC)Kebanyakan larut dalam pelarut polar (air) dan tidak larut dalam pelarut non polar (heksan)Lelehannya dapat menghantarkan listrik

Larutannya menghantarkan listrik sangat baik

Ikatan Kovalen Oktet .??

Pengecualian Kaidah OktetTiga jenis pengecualian:Spesies dengan elektron lebih dari 8 elektron yang mengelilingi atom : SF6Spesies dengan elektron kurang dari 8 elektron : AlCl3Spesies dengan total elektron yang ganjil : NO

Kovalen Polar dan Non PolarElektron dipakai secara merata. Tidak ada beda keelektronegatifanElektron tidak dipakai secara merata. Ada beda keelektronegatifanGaris dapat menyatakan adanya elektron yang dipakai bersamaNon-PolarPolar+-

KeelektronegatifanBeda kelektronegatifan dalam suatu senyawa menjadi dasar penentu sifat ikatan :Kovalen < 1,5 Ionik

Sifat Senyawa KovalenBerwujud gas, cairan atau padatan dengan titik leleh rendah (

Ikatan kovalen KoordinasiElektron ikatan dikoordinir oleh satu fihak saja.H3N: AlCl3

Ikatan HidrogenIkatan yang terbentuk dimana H menjadi jembatan yang menghubungkan dua unsur yang memiliki keelektronegatifan tinggi.H-FH-FH-F (tanda = ikatan Hidrogen yg hanya satu elektron).

Ikatan LogamGaya yang terjadi dimana atom mengadakan penataan ulang elektron yang tidak berpasangan sehingga menjadi ion dan membentuk jarak tertentu pada sisi kristal yang dihubungkan oleh elektron yang bergerak dengan bebas pada bidang kristal.

Ikatan van der Waals

Gaya yg timbul antara atom atau molekul pada jarak tertentu sehingga seolah-olah terjadi senyawa baru, jika menjauh saling tarik dan jika mendekat saling tolak menolak.

Pengembangan Teori Ikatan Kovalen1. Teori Ikatan Valensia. Hibridisasib. Resonansi2. Teori Orbital Molekula. Orbital molekul bondingb. Orbital molekul anti-bonding

Teori Ikatan ValensiMenurut teori ini, ikatan H-H terbentuk sebagai hasil dari overlap orbital 1s dari tiap atom H

Metode Teori Ikatan ValensiOrbital hibrid dibutuhkan untuk membentuk geometri molekulContoh: KarbonKonfigurasi elektron valensi: 2s2 2px1 2py1Diketahui bahwa karbon akan membentuk empat ikatan yang serupa- CH4, CH3Cl2, CCl4Konfigurasi elektronnya menunjukkan bahwa hanya dua ikatan yang dpt terbentuk, bukan tetrahedral tapi tidak stabil. Agar stabil harus berhibridisasi.

HibridisasiUntuk menjelaskan mengapa karbon membentuk 4 ikatan tunggal identik, kita asumsikan bahwa orbital-orbital asalnya melebur bersama (terhibridisasi)

Beberapa Contoh HibridisasiBtk Hibridisasi Pasangan e- atom pusat Contoh

Linear 2BeH2Planar Trigonal 3BF3Tetrahedral 4CH4Trigonal piramida 4NH3Bengkok (Bent) 4H2O

Bent, H2OLinier, CO2Segitiga Planar, BeCl3Piramid, NH3Tetrahedral, CH4

Geometri Molekul dengan Dasar TetrahedralTetrahedralPiramidBentBent dan piramid sebenarnya adalah tertrahedral tetapi ada pasangan elektron yang tidak berikatan

Geometri Lainnya 5 5 0 AB5 Trigonal Piramid 4 1 AB4O SeeSaw 3 2 AB3O2 Bentuk T 2 3 AB2O3 Linear 6 6 0 AB6 Oktahedral 5 1 AB5O2 Piramid Segi-4 4 2 AB4O2 Segi-4 planar

Geometri MolekulUntuk molekul yang lebih besar, aturan geometri molekul masih berlakuEtana

Momen DipolDapat dilihat dengan meletakkan molekul dalam medan listrik. Molekul polar akan terorientasi sedangkan molekul non-polar akan sebaliknya

Hibridisasi sp3Dalam kasus ini, semua orbital s dan p berhibridisasi.sp3 dimana 25% karakter s dan 73% karakter p

Etana, CH3CH3Ikatan s terbentuk melalui overlaping secara membujur (dari ujung ke ujung)Molekul dapat bebas berotasi disepanjang ikatan tunggal

Hibridisasi sp2Ini menunjukan adanya ikatan rangkap, hibridisasi tipe kedua. Hibridisasi sp2 terbentuk dari kombinasi satu orbital s dan 2 orbital p. satu orbital p tersisa

Orbital Hibridisasi sp2Orbital p yang tidak terhibridisasi dapat ber-overlap, membentuk ikatan kedua-pIkatan p terbentuk melalui overlaping baik dari atas maupun bawah dari struktur planar molekulBagian dari molekul tidak dapat bebas berotasi

Orbital Hibridisasi spHibridisasi ini membentuk ikatan rangkap 3 yang menghasilkan 2 orbital p yang tidak terhibridisasi

Orbital Hibridisasi LainnyaOrbotal d juga dapat terlibat dalam pembetukan orbital hibridisasi

Metode Orbital Molekul Orbital-orbital atom berkombinasi membentuk orbital molekul, jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan jumlah orbital atom yang secara matematis berkombinasi.Contoh: H2Dua buah orbital 1s akan berkombinasi membentuk dua orbital molekul. Hasil akhir dari energi yang baru terbentuk sama dengan orbital asalnya, dua 1s. Walaupun demikian, mereka berada pada tingkat energi yang berbeda.

Diagram Orbital Molekul H2

Orbital MolekulKetika dua orbital atom bergabung, ada tiga kemungkinan orbital molekul yang terbentuk.Orbital ikatan (bonding): s atau p Energinya lebih rendah dibandingkan orbital atom dan terdapat overlapkerapatan elektronOrbital antiikatan (antibonding): s* atau p* Energinya lebih tinggi daripada orbital atomnya dan kerapan elektron tidak saling overlapNonikatan (nonbonding) : n Pasangan elektron yang tidak terlibat pada ikatan

Molekul Diatomik Homonuklir Molekul ini merupakan molekul sederhana diatomik dimana kedua atom merupakan atom yang samaDiagram energinya serupa dengan diagram energi molekul H2Kita dapat mengembangkan diagram energi untuk molekul2 lainnya atau molekul yang mungkin untuk melihat bagaimana mereka membentuk ikatan

Diagram OM untuk He2Terlihat bahwa baik orbital ikatan maupun orbital antiikatan terisi penuhHasilnya adalah molekul ini tidak stabil dibandingkan bentuk tidak terikatnya. Sehingga mereka tidak berikatan

Orbital Molekul IkatanUntuk molekul yang stabil, harus terdapat lebih banyak elektron yang berada pada orbital ikatan dibandingkan dengan pada orbital antiikatanBentuk terikatnya (bonded form) harus berada pada tingkat energi yang lebih rendah, sehingga mereka stabilOrbital ikatan dan antiikatan baik s atau p harus diperhitungkanLihat OM untuk O2

Orbital Molekul O2

Orbital Molekul O2Tiap atom oksigen memiliki 8 elektron sehingga jumlahnya 16Kita dapat meletakkan 16 elektron kedalam diagram OM dan lihat!Ingat, jangan memasangkan elektron kecuali memang harus dan isi pada tingkat energi yang lebih rendah dahulu sebelum ke yang lebih tingiMolekul O2 akan terbentuk bila terdapat lebih banyak elektron ikatan dibandingkan antiikatan

Orbital Molekul O2

Diagram OM untuk NO

Elektron TerdelokalisasiDiagram OM untuk spesies poliatomik seringkali disederhanakan dengan mengasumsikan semua orbital sdan p adalah terlokalisasi: terbagi diantara 2 atom spesifik.Struktur resonansi menggambarkan bahwa elektron pada beberapa orbital p dapat terdelokalisasiDelokalisasi : bebas untuk berpindah-pindah pada tiga atau lebih atom.

Elektron Terdelokalisasi/Resonansi

BAB IV. STOKHIOMETRIHukum Dasar Ilmu Kimia : Hukum Kekekalan Massa, Perbandingan Tetap, Perbandingan Berganda, Perbandingan Volume, dan Hukum Avogadro.Massa Atom dan Massa Molekul Relatif.Konsep Mol : Bilangan Avogadro, Massa dan Volume Satu Mol.Bilangan Oksidasi.Reaksi Kimia dan Penyetaraan : Sintesis, Metatesis, Netralisasi, dan Redoks.

Hukum Kekekalan massa : Antonie Lavoiser (1774)b) Hukum Perbandingan Tetap : Josep Louis Proust (1799)c) Hukum Perbandingan berganda : John Dalton (1804)d) Hukum Perbandingan Volume : Joseph Louis Gay Lussac (1905)e) Hukum Avogadro : Amadeo Avogadro (1911)

Konsep MolBilangan Avogadro = 6,023 x 1023Massa satu mol = 1 mol isotop C-12= 12 g = 6,023 x 1023 atom.Volume satu mol = 22,4 dm3 pada STP.Bilangan oksidasi = Daya ikat suatu unsur dengan unsur lain.Valensi = Daya ikat unsur dengan hidrogen

Pedoman Penentuan Bilangan OksidasiAtom bebas atau dalam molekulnya mempunyai bilangan oksidasi nol. Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam molekul netral adalah nol.Bilangan oksidasi ion beratom tunggal sama dengan muatan ionnya. Jumlah bilangan oksidasi semua atom yang membentuk ion poliatom sama dengan muatan pada ion tersebut.Bilangan oksidasi fluor, unsur yang paling elektronegatif adalah 1. Bilangan oksidasi oksigen dalam senyawa oksida 2, pada peroksida 1, dalam super oksidasi ( O2-) tiap atom oksigen mempunyai bilangan oksidasi 1/2. Dalam senyawa F2O oksigen mempunyai bilangan oksidasi +2.Bilangan oksidasi hidrogen dalam semua senyawa +1, kecuali hidrida logam 1.

1.Reaksi sintetis.Contoh:Fe + S FeSFe3+ + 6 SCN- Fe(SCN)63-3.Reaksi netralisasi asam-basaContoh:H3O+ + OH- HOH + HOH2.Reaksi penguraian berganda / metatesis Contoh:AlCl3 + 3 NaOH Al(OH)3 + 3 NaCl4. Reaksi redoks Contoh:MnO2 + 4H+ + 2 Br- Br2 + Mn2+ + 2 H2OTIPE REAKSI KIMIA

a. Cara reaksi setengah Reaksi redoks merupakan penjumlahan dua reaksi setengah reduksi dan oksidasi.Jika reaksi sudah setara, samakan jumlah elektronnya. Ada tiga tahap penyetaraan reaksi yakni :-Pengimbangan setiap reaksi setengah- Penambahan elektron untuk mengimbangkan muatan-Penjumlahan kedua reaksi setengahPenyetaraan Reaksi Redoks

b. Cara perubahan bilangan oksidasiTuliskan pereaksi dan hasil reaksiTandai unsur yang berubah bilangan oksidasinyaSetarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi di ruas kiri dan ruas kanan persamaan reaksiHitung dan samakan jumlah berkurang dan bertambahnya bilangan oksidasiSamakan jumlah muatan di ruas kiri dan ruas kanan dengan menambahkan H+ bila larutan bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basaTambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H di ruas kiri dan ruas kanan.

Contoh :Penyetaraan reaksi redoks cara perubahan bilngan oksidasi.

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O + K2SO4Tahap 1: Penulisan pereaksi dan hasil reaksiFe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+ Tahap 5: Penyeimbangan reaksi Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+

Soal Pree Tes Kimia Dasar1.Jelaskan dengan singkat istilah berikut : Atom, Unsur, Orbital, Bilangan Kuantum dan Partikel.2. Buatlah konfigurasi elektron dari : 4Be, 8O, 16O2, 17Cl, 26Fe, H2, N2- dan O2+.3. Jelaskan pengertian dari : Valensi, Elektron valensi, Senyawa amfoter, Metaloid, Hibridisasi, Ikatan ionik, Ikatan kovalen, Mol, Molaritas dan Senyawa asam.