Tata nama dan perhitungan kimia_lebih lengkap.pdf

Apa saja yang akan dipelajari?

1. Tata Nama Senyawa Kovalen, ionik dan kristal

2. Rumus Kimia

3. Persamaan Reaksi

Untuk apa?

1. Senyawa kimia ada begitu banyak jumlahnya

2. Untuk dapat mengenal dan memanfaatkannya, kita terlebih dahulu harus mengetahui nama mereka berdasarkan aturannya

3. Sama hal nya ketika kita akan berkenalan dengan seseorang, kita memperkenalkan nama kita

Mengapa unsur membentuk senyawa?

Sebagian besar unsur di alam

ingin mencapai suatu kestabilan

Hal itu diperoleh melalui ikatan

dengan unsur lain.

Hasil dari perikatan : suatu

senyawa yang stabil.

Unsur logam dan non logam

membentuk ikatan ionik, unsur

non logam dan non logam

membentuk ikatan kovalen

Jons Jakop

Berzelius

(Bapak penamaan

senyawa kimia)

Latihan 01:

No. Rumus

Kimia

Ionik/

Kovalen

1. LiF

2. NaCl

3. K2O

4. CsCl

5. Mg3N2

6. CaS

7. BaI2

8. Al2O3

No. Rumus

Kimia

Ionik/

Kovalen

9. FeO

10. CuCl2

11. AgBr

12. AuCl3

13. Ca(NO3)2

14. Al(OH)3

15. Ba3(PO4)2

16. NH4Cl

No. Rumus

Kimia

Ionik/

Kovalen

17. CO2

18. N2O5

19. PCl5

20. SO2

21. BrF5

22. HCl

23. H2SO4

24. CH3COOH

5

Tata Nama Senyawa Kovalen Biner

Senyawa biner adalah senyawa yang terbentuk

dari dua macam unsur non logam. Contoh:

CO, SO3, PCl5, NO2

Cara memberi nama: Jumlah atomnya dihitung

• Nama unsur ke-2 ditambahkan akhiran: -ida

oksigen oksida

sulfur sulfida

nitrogen nitrida

fosfor fosfida

fluorin fluorida

klorin klorida

bromin bromida

iodin iodida

jumlah

atom

nama

unsur

ke-1

nama

unsur

ke-2

ida jumlah

atom

Contoh:

8

Contoh:

• CO (karbon monoksida)

• NO (Nitrogen monoksida)

• HCl (Hidrogen klorida)

• PCl3 (Fosfor triklorida)

Perhatikan:

Awalan mono tidak digunakan untuk unsur non-logam

pertama

Untuk mempersingkat penyebutan “monooksida”, satu

“o” dihilangkan sehingga menjadi “monoksida.”

Tata Nama Senyawa Kovalen Biner

Penamaan senyawa mengikuti urutan berikut:

B – Si – As – C – P – N – H – S – I – Cl – O – F

Contoh:

CO (Nama C lalu nama O)

HCl (Nama H lalu nama Cl)

NO (Nama N lalu nama O)

Tata nama IUPAC tidak perlu digunakan untuk senyawa yang

memiliki nama umum

Latihan 02:

No. Rumus

Molekul

Jumlah

Atom Unsur ke-1

Jumlah

Atom Unsur ke-2 - ida Nama

1. P2O5 di fosfor penta oksigen ida difosfor pentaoksida

2. N2O4

3. S2Cl2

4. Cl2O7

5. N2O3

6. I4O9

7. PCl5 mono fosfor penta klorin ida monofosfor pentaklorida

fosfor penta klorida

8. CO2

9. SF6

11

Latihan 03:

No. Nama Senyawa Rumus Molekul

1. difosfor pentoksida P2O5

2. tetrafosfor trisulfida

3. disulfur diklorida

4. diklorin monoksida

5. tetrafosfor heptasulfida

6. dinitrogen trioksida

7. xenon heksafluorida XeF6

8. nitrogen triiodida

9. karbon disulfida

12

Tata Nama Senyawa Ionik

adalah senyawa yang terbentuk antar unsur

logam dengan unsur non logam melalui serah

terima pasangan elektron.

Logam membentuk ion positif (kation) dan non-

logam membentuk ion negatif (anion).

Ada dua jenis kation, yaitu:

1. Kation yang hanya memiliki satu macam valensi

(Valensi adalah kemampuan untuk melepaskan

elektron).

Contohnya: Na dapat membentuk Na+

Tabel nama kation 1 valensi

Tabel Nama Kation lebih dari 1 valensi

2. Kation yang memiliki lebih

dari satu macam valensi.

Contohnya: Fe dapat

membentuk kation Fe2+ dan

Fe3+

Anion

Ada dua jenis anion, yaitu:

1. Anion sederhana (anion monoatom).

Contoh: Cl-

Penamaan: nama unsur ditambah akhiran –ida. Jadi

untuk Cl- namanya “ion klorida”

2. Anion kompleks (anion poliatom).

Contoh: ion sulfat. Rumus kimia ionnya SO42-.

Penamaan: lihat tabel

Tata Nama Senyawa Ionik

1. Penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion

non logam

Contoh: NaCl = natrium klorida

2. Untuk logam yang memiliki lebih dari satu macam valensi,

maka muatan kationnya dinyatakan dengan angka Romawi

Contoh:

FeO: besi(II) oksida.

Fe2O3 : besi(III) oksida.

3. Senyawa yang mengandung ion poliatom

Tata nama senyawa yang mengandung ion poliatom dimulai

dari nama kation diikuti dengan nama anion.

Contoh:

(NH4)2SO4 : Amonium sulfat

Ion dengan muatan -1

perbromat BrO4-1

bromat BrO3-1

bromit BrO2-1

hipobromit BrO-1

perklorat ClO4-1

klorat ClO3-1

klorit ClO2-1

hipoklorit ClO-1

periodat IO4-1

iodat IO3-1

iodit IO2-1

hipoiodit IO-1

-1

Ion poliatomik yang muatannya sesuai dengan

muatan unsur tunggal

Tata Nama Kristal

Beberapa senyawa ion mengikat sejumlah molekul

air membentuk kristal (hidrat)

diberi nama dengan menyebut nama senyawa nya

dan awalan yang menyatakan jumlah molekul air nya

dan H2O dibaca hidrat

Contoh :

CaSO4 . 2 H2O ; kalsium sulfat di hidrat

CuSO4 . 5 H2O ; tembaga (II) sulfat penta hidrat

MgSO4 . 7 H2O ; magnesium sulfat hepta hidrat

Na2CO3 . 10 H2O ; natrium karbonat deka hidrat

Rumus Kimia

adalah suatu notasi yang memuat jenis dan perbandingan

atom penyusun unsur atau senyawa

Rumus kimia zat dinyatakan dengan lambang unsur dan

angka indeks.

Lambang unsur = jenis atom unsur

Angka indeks = perbandingan atom-atom unsur.

Angka indeks ditulis sebagai subskrip setelah lambang unsur.

Contoh:

H2O

H dan O menunjukkan lambang unsur

Angka 2 menunjukkan angka indeks

Pembentukan Senyawa Ionik CuSO3

Tembaga

Saya adalah ion poliatom

1. Tulis nama ion

Nama Akhir

sulfit (II)

x

X + (- 2) = 0

X = +2

Cu SO3

= 0

Kamu harus tau kalau muatan ion sulfit = -2

Jumlah muatan positif dan negatif harus = nol

2. Tentukan muatan ion positif -2

+2 +2

+2

Latihan

Ba(ClO4)2

barium perklorat

Na2Cr2O7

Latihan 04:

24

Latihan 05:

25

Anion

kation

ClO3- SO4

2- PO43- CN- HCO3

- SbO33- C2O4

2-

Ag+

Fe2+

Cr3+

NH4+

Cu2+

Au3+

Sn4+

LATIHAN

Latihan 07:

27

Latihan 08:

28

Reaksi Kimia

30

+

Pereaksi Produk reaksi

31

Persamaan Reaksi

+

?

+

H

H

F

F

F

H

F

H

H2 + F2 HF

2

Persamaan Reaksi

Persamaan Reaksi

Contoh :

Pada reaksi aluminium dengan dengan larutan

asam sulfat dihasilkan aluminium sulfat dan gas

hidrogen

Persamaan reaksinya ditulis sbb;

Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2

Persamaan Reaksi Dalam persamaan reaksi kimia, semua zat yang

bereaksi harus dicantumkan fase (keadaan wujud)

zatnya.

Ada 4 wujud/ keadaan zat yang ditulis sebagai

subskrip.

Persamaan reaksi dengan fase:

Al(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + H2(g)

34

Penyetaraan Reaksi

+

H

H

O

O

2 H2 + O2 H2O

• Prinsip dasar: Jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi itu sama

H

H

O

H

H

H

H

O

2

Persamaan Reaksi

Untuk menyamakan jumlah unsur, persamaan reaksi dilengkapi dengan

koefisien reaksi (angka yang ditulis di depan rumus kimia suatu zat ).

Angka 1 tidak perlu ditulis.

Ada 2 cara untuk menyetarakan reaksi kimia, yaitu metode coba-coba

(trial and error) dan metode aljabar.

Penyetaraan dengan metode trial & error

Contoh:

Al(s) + O2(g) → Al2O3 (s)

Jumlah atom Al dikiri = 1 sementara dikanan = 2

Agar jumlah atom Al sama maka diberikan koefiisien 2 di depan Al

Persamaan reaksi menjadi : 2Al(s) + O2(g) → Al2O3 (s)

Sekarang jumlah Al di kiri dan di kanan sudah sama.

Sekarang kita akan menyetarakan jumlah O:

Jumlah atom O di kiri = 2 sementara dikanan = 3

Agar jumlah atom O sama maka diberikan koefiisien 3/2 di depan

O2

Persamaan reaksi menjadi : 2Al(s) + 3/2O2(g) → Al2O3 (s)

Sekarang jumlah O di kiri dan di kanan sudah sama.

Agar koefisien tidak berupa pecahan maka keseluruhan koefisien dikalikan 2

Persamaan reaksi setara menjadi:

4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3 (s)

Penyetaraan dengan metode aljabar

PENYELESAIAN DENGAN CARA ALJABAR

Contoh :

KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

Kita samakan K dikiri dan kanan.

Di kiri isi koefisien 2 pada KMnO4, di kanan isi koefisien 1 pada

K2SO4. Pada senyawa lain isi koefisien dengan abjad


Persamaan menjadi: 2 KMnO4 + aH2SO4 +b FeSO4 →1 K2SO4+ cMnSO4 + dFe2(SO4)3 + eH2O Persamaan aljabar yang kita peroleh : K : 2 = 2 Mn : 2 = c → c = 2 O : 8 + 4a + 4b = 4 + 4 c + 12 d + e H : 2 a = 2 e → a = e S : a + b = 1 + c + 3 d Fe : b = 2 d Kita selesaikan persamaan O : 8 + 4a + 4b = 4 + 4 c + 12 d + e Subst C=2 , b=2d , a=e ↓ ↓ ↓ 8 + 4a + 4b = 4 + 8 + 6b + a 3a - 2b = 4 ( I ) Sekarang persamaan S : a + b = 1 + c + 3 d Subst C=2 , b=2d a + b = 1 + 2 + 1½ b a – ½ b = 3 ( II )


Kita selesaikan pers (I) dan (II)

(I) 3a - 2b = 4 x 1 3a – 2b = 4

(II) a – ½ b = 3 x 4 4a – 2b = 12

- a = - 8 → a = 8 → a = e = 8

a – ½ b = 3 → 8 – ½ b = 3 → ½ b = 5 → b = 10

b = 2d → 2d = 10 → d = 5

Jadi koefisien reaksinya adalah : 2. 8. 10. 1. 2. 5. 8

Persamaan reaksi setaranya adalah :

2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O

Coba setarakan persamaan reaksi berikut :

1. Al(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + H2O(l)

2. CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

3. Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g)

4. KClO3(s) + C(s) → KCl(s) + CO2(g)

5. FeS(s) + O2(g) → Fe2O3(s) + SO2(g)

6. K2O(s) + H3PO4(aq) → K3PO4(aq) + H2O(l)

7. Al(OH)3(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + H2O(l)

8. KMnO4(aq) + HCl(aq) → KCl(aq) + MnCl2(aq) + H2O(l) + Cl2(g)

Latihan 09:

Tuliskan persamaan reaksi setara dari: a) Gas metana (CH4) bereaksi dengan gas oksigen menghasilkan gas karbondioksida dan air b)Serbuk seng bereaksi dengan larutan asam klorida menghasilkan larutanseng klorida dan gas hidrogen c) Larutan magnesium hidroksida bereaksi dengan larutan asam sulfat menghasilkan larutan magnesium sulfat dan air d) Serbuk tembaga bereaksi dengan larutan asam nitrat menghasilkan larutan tembaga(II) nitra, gas nitrogen monoksida dan air. e)Larutan Kalium permanganat bereaksi dengan larutan asam klorida menghasilkan larutan kalium klorida, larutan mangan(II) klorida, air dan gas klor

Latihan 10:

KONSEP MOL

Di dalam kehidupan sehari-hari kita mengenal berbagai satuan untuk mempermudah penyebutan

1 trio = 3 penyanyi

1 lusin donat = 12 donat

1 gross pensil = 144 pensil

KONSEP MOL

• di dalam dunia kimia, materi tersusun atas partikel-partikel yang sangat kecil.

• Sebagai contoh: dalam satu tetes air ternyata terdapat 1672000000000000000000 molekul air

• Untuk itu, dalam ilmu kimia digunakan satuan “mol” untuk menyatakan jumlah atau banyaknya materi.

KONSEP MOL

Untuk materi yang merupakan unsur, maka partikelnya berupa

atom dan untuk materi yang merupakan senyawa, partikelnya

dapat berupa molekul atau ion.

1 mol C = 6.02 x 1023 atom C

1 mol H2O = 6.02 x 1023 molekul H2O

1 mol NaCl = 6.02 x 1023 ion Na+ dan 6.02 x 1023 ion Cl–

Tentukan penggolongan materi berikut ini: • perak : Unsur, partikelnya: atom

• gas oksigen

• gas helium

• garam dapur

• asam klorida

Latihan 11:

Mol dan Jumlah Partikel

Sekarang mari kita lihat hubungan jumlah partikel terhadap mol:

Mol jumlah partikel

• 1 mol suatu zat 6.02 x 1023


(dari mana? 1.204 x 1024 = 2 mol x 6.02 x 1023 partikel)


(dari mana? 1.806 x 1024 = 3 mol x 6.02 x 1023 partikel)

• n mol suatu zat n x 6.02 x 1023

Uji Diri:

• 6.02 x 1023 atom Ag = 1 mol Ag

• 9.03 x 1023 atom Ag = ……… mol Ag

• 1.204 x 1024 atom Ag = ……… mol Ag

• 6.02 x 1019 atom Ag = ……… mol Ag

• 3.01 x 1022 atom Ag = ……… mol Ag

• 1.505 x 1018 atom Ag = ……… mol Ag

• 1.505 x 1024 atom Ag = ……… mol Ag

• 6.02 x 1015 atom Ag = ……… mol Ag

• 2.408 x 1024 atom Ag = ……… mol Ag

• 1.204 x 1020 atom Ag = ……… mol Ag

Uji Diri:

• 1 mol Ag = 6.02 x 1023 atom Ag

• 0.5 mol Ag = ……………… atom Ag

• 1.5 mol Ag = ……………… atom Ag

• 2 mol Ag = ……………… atom Ag

• 2.75 mol Ag = ……………… atom Ag

• 3.5 mol Ag = ……………… atom Ag

• 0.1 mol Ag = ……………… atom Ag

• 0.75 mol Ag = ……………… atom Ag

• 4 mol Ag = ……………… atom Ag

• 0.0001 mol Ag = ……………… atom Ag

• Jika partikelnya bukan merupakan atom. Misalnya saja ditanyakan berapa jumlah atom H dalam 1 mol CH3COOH?

• 1 mol CH3COOH = 6.02 x 1023 molekul CH3COOH

• 1 molekul CH3COOH = 8 atom

• Maka 6.02 x 1023 molekul =

6.02 x 1023 molekul x 8 atom/molekul = 4.8 x 1024 atom H

1. Berapakah jumlah atom yang terdapat dalam 1. 5 mol HCl?

2. 2.408.000 molekul gas NH3 = ……… mol

3. 100 molekul CuSO4.5H2O= ………atom O

4. Berapa jumlah molekul yang terdapat dalam 0.005 mol gas CO2?

Latihan 12:

• Massa satu atom hidrogen lebih kurang adalah: 0.000 000 000 000 000 000 000 0017 gram

• Karena massa atom dan molekul sangat kecil maka para ahli kimia menggunakan massa relatif dalam perhitungan kimia

• Massa relatif adalah massa sebuah atom yang dibandingkan terhadap massa atom karbon

Mengapa dibandingkan terhadap karbon?

Karena unsur karbon: 1. Mudah didapatkan

2. Kelimpahannya sangat besar

3. Berbentuk padatan pada suhu kamar

4. Sangat stabil.

• Karbon memiliki isotop yang stabil yaitu 12C dengan kelimpahan 98,93%. Isotop lainnya berada dalam jumlah yang jauh lebih sedikit.

• Karena atom karbon umumnya memiliki jumlah inti sebanyak 12, maka isotop 12C dipilih sebagai pembanding dalam penentuan massa atom.

Bagaimana cara menentukan massa atom relatif?

• Massa atom relatif tak memiliki satuan, karena merupakan

perbandingan massa.

• Kita dapat melihat besarnya massa atom relatif tiap unsur

dalam tabel sistem periodik kimia.

•Apakah massa atom relatif bisa merupakan bilangan

desimal?

•Bisa. Misalnya saja unsur klorin, massa atom relatifnya 35.5.

Hal itu disebabkan klorin berupa campuran isotop 35Cl dan 37Cl. Cara menghitung massa atom dari kelimpahan isotop

telah kita pelajari di Bab 2.

Untuk partikel yang berupa molekul, maka yang dihitung adalah massa molekul relatif.

Misalnya kita diminta menghitung massa atom

relatif (Mr) molekul N2. Maka:

Mr N2 = 2 x massa atom relatif N = 2 x 14 = 28

Bagaimana jika molekulnya kompleks? Misalnya berapa Mr

CH3COOH?

Mr CH3COOH =

2 x Ar C + 4 x Ar H + 2 x Ar O = 2 x 12 + 4 x1 + 2 x16 = 60

Kesimpulannya, kalikan jumlah masing-masing atom dalam

molekul dengan Ar-nya, kemudian dijumlahkan.

Hitunglah massa molekul relatif dari:

• O2

• NH3

• H2O

• C6H12O6

• NaCl

• K2SO4

• NH4NO3

• C2H5OH

• KMnO4

• CaCr2O7

• Na2CO3.10H2O

Latihan 13:

• Massa molar adalah massa 1 mol zat.

• Massa molar merupakan bilangan Ar atau Mr suatu

unsur atau senyawa yang dikalikan dengan konstanta

massa molar ( yaitu 1 g/mol)

• Sebagai contoh:

massa molar H = 1 x 1 g/mol = 1 g/mol

Dengan mengetahui massa molar, kita dapat menghitung massa

zat dalam satuan gram.

Jumlah mol massa

1 mol C 12.0 g

1.5 mol C 1.5 x 12 g = 18 g

. .

n mol C n x Ar C

Jumlah mol massa

• 1 mol H2O 18 g

• 1.5 mol H2O 1.5 x 18 g = 27 g

• . .

• n mol H2O n x Mr H2O

Jadi kita dapat melihat hubungan mol terhadap massa

atom relatif (Ar) atau Mr, yaitu:

1. Berapakah massa 1.75 mol Na2CO3.10H2O?

2. 1.2 gram Na = ….. Mol

3. 0.3 molCH3COOH = …. Gram

4. 100 mol Mg(OH)2 = …. Gram

5. 1.49 gram (NH4)3PO4 = …. Mol

6. Berapa jumlah molekul yang ada dalam 0.22

gram gas CO2

7. Berapa jumlah molekul gas O2 yang ada dalam

0.16 gram gas oksigen?

Latihan 14:

• Pada 1834 Clapeyron menggabungkan Hukum Boyle dan Hukum Charles menjadi sebuah persamaan :

Keterangan:

• P = tekanan gas (atm)

• V = volume gas (liter)

• n = jumlah mol

• R = tetapan gas ideal (0.082 L atm/mol K)

• T = Suhu (K)

• Jika sebanyak 1 mol gas diukur pada tekanan 1 atm dan suhu 250C (298 K), maka ditemukan volume ruang yang ditempati gas tersebut adalah 24 L.

• Volume itu disebut volume molar gas pada keadaan RTP (Room Temperature and Pressure)

• Kondisi gas lainnya:

1. STP = Standard Temperature and Pressure = Suhu dan Tekanan Standar, 0o C (273K) dan 101.3kPa (1 atm).

1 mol gas ideal memiliki volume: 22,4 liter (22.4L) pada STP.

2. Pada saat P, V atau T berubah dapat digunakan rumus Boyle-Gay Lussac:

3. Pada saat P dan T yang tidak diketahui, maka volume gas dihitung dengan standar gas lainnya. Hal itu sesuai dengan Hukum Avogadro, yang menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas dengan volume yang sama akan mengandung jumlah molekul (jumlah partikel) yang sama pula.

2. Pada saat P, V atau T berubah dapat digunakan rumus Boyle-Gay Lussac:

3. Pada saat P dan T tak diketahui, maka volume gas dihitung dengan standar gas lainnya yang disertakan pada soal. Pada hal ini berlaku hukum Avogadro.

n1 = n2

V1 V2

2

22

1

11 ...

.

T

VP

T

VP

1. Berapakah volume 0.25 mol gas CH4 pada suhu 150C dan tekanan 1 atm?

2. Berapakah massa 2.8 L gas CO2 pada kondisi STP?

3. Berapakah massa 5 L gas NO2 ( P,T ) , bila diketahui pada P,T yang sama massa 1 L gas O2 = 0.32 g?

4. Bila pada P, T tertentu, massa 1 L gas oksigen adalah 0.64 gram. Tentukan:

a. Volume 0.132 gram gas propana (C3H8)

b. Massa 1.2 mol gas NO (P,T)

Latihan 15:

Mana yang lebih pekat?

Kepekatan dalam konteks ini disebut

sebagai:

Konsentrasi/molaritas,

(dilambangkan sebagai “M”).

Molaritas menyatakan banyaknya

mol zat terlarut dalam 1 Liter

larutan.

Sirup dalam botol lebih pekat

Larutan dengan konsentrasi 1 M, artinya: di

dalam 1 liter larutan terdapat 1 mol zat terlarut.

Semakin banyak zat terlarut maka

konsentrasi larutan akan semakin besar

Coba perhatikan gambar di samping ini:

• 1 mol zat X dalam volume 1 Liter larutan memiliki konsentrasi 1 M

• 2 mol zat X dalam volume 1 Liter larutan memiliki konsentrasi 2 M

Dari gambar tersebut terlihat, ketika kita menambahkan

zat terlarut sedangkan volume nya tetap sama, maka

konsentrasi larutan akan semakin besar.

Dari gambar di

samping terlihat,

ketika jumlah zat

terlarut sama namun

volume nya

diperbesar dua

kalinya, maka

konsentrasi larutan

akan semakin kecil.

Semakin besar volume larutan maka konsentrasi

larutan akan semakin kecil

Berapakah konsentrasi larutan-larutan yang terbentuk jika: 1. 1 mol NaCl dilarutkan dalam 1 L air

2. 0.5 mol NaCl dilarutkan dalam 1 L air

3. 0.75 mol NaCl dilarutkan dalam 0.5 L air

4. 2 mol NaCl dilarutkan dalam 0.5 L air

5. 1.75 mol NaCl dilarutkan dalam 0.5 L air

Berapakah konsentrasi larutan akhir jika: 1. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 1 mol NaCl

2. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 0.5 mol NaCl



5. Ke dalam larutan 1 L NaCl 1 M ditambahkan 2 mol NaCl

•

Latihan 16:

Berapakah mol zat terlarut yang ada jika: • Diambil 0.1mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 1 M

• Diambil 0.5mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 1 M

• Diambil 1mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 1 M

• Diambil 10mL larutan NaCl dari 100 mL larutan NaCl 0.5 M

Latihan 17:

PENGENCERAN

• Mol zat terlarut sebelum diencerkan sama dengan sesudah diencerkan:

Keterangan :

V1 = volume larutan sebelum diencerkan

M1 = Molaritas larutan sebelum diencerkan

V2 = Volume larutan setelah diencerkan

M2 = Molaritas larutan setelah diencerkan

Berapakah konsentrasi larutan akhir jika: • Ke dalam 100 mL larutan NaCl 1 M ditambahkan 50 mL air

• Ke dalam 100 mL larutan NaCl 1 M ditambahkan 75 mL air




Latihan 18:

Pencampuran

• Ketika 2 buah larutan dicampur, kita harus menghitung mol total zat terlarut dan volume total hasil pencampuran.

• Konsentrasi larutan hasil pencampuran:

1. Sebanyak 100 mL larutan HCl 0.1 M dicampur dengan 100 mL larutan HCl 0.05 M. Berapakah konsentrasi larutan hasil pencampuran?

2. Berapakah massa NaCl yang terdapat dalam 100 mL larutan NaCl 0.025 M?

3. Ke dalam 250 mL larutan FeCl3 0.1 M ditambahkan 0.8125 gram FeCl3. Berapakah molaritas larutan akhir?

4. Jika ke dalam 100 mL larutan FeCl3 0.1 M ditambahkan 100 mL larutan NaCl 0.1 M, maka berapakah konsentrasi ion Cl- sekarang?

Latihan 19:

Rumus Kimia

• Dalam ilmu kimia ada tiga rumus kimia untuk menyatakan suatu senyawa:

rumus molekul, rumus empiris dan rumus struktur.

1. Rumus molekul

• Merupakan rumus suatu senyawa yang menyatakan jenis dan jumlah atom yang menyusun senyawa tersebut.

• Contoh:

CH3COOH

Merupakan rumus molekul senyawa asam asetat. Rumus ini menunjukkan bahwa senyawa tersebut terdiri atas: 2 atom C, 4 atom H dan 2 atom O

2. Rumus Empiris

Merupakan rumus kimia yang menyatakan perbandingan paling sederhana unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa.

• Contoh 1:

CH3COOH dapat ditulis sebagai C2H4O2.

Dengan demikian, perbandingan rumus paling sederhananya adalah (CH2O)2.

Rumus empiris asam asetat adalah CH2O

Angka 2 tersebut dilambangkan sebagai “n”

• Hubungan antara rumus molekul dan rumus empiris adalah:

Rumus molekul = (rumus empiris) x n

Sehingga: Mr senyawa = Mr rumus empiris x n.

3. Rumus Struktur

Rumus struktur menunjukkan ikatan-ikatan yang ada dalam suatu molekul. Misalnya senyawa asam asetat, maka rumus strukturnya seperti ini

Jika asam asetat ditulis sebagai C2H4O2,

maka ikatan yang sebenarnya ada dalam

molekul tersebut tidak terlihat, sehingga

penting untuk membuat rumus struktur

senyawa

Ada satu hal penting yang harus diketahui, rumus empiris

diperoleh berdasarkan perbandingan mol unsur-unsur yang

menyusun senyawa. Jadi rumus empiris dapat ditentukan jika

kadar unsur-unsurnya diketahui.

1. Suatu senyawa tesusun atas 14.4 gram C; 3,6 gram H dan 9.6 gram O. Bagaimanakah rumus empirisnya?

2. Bagaimana rumus molekul suatu senyawa dengan rumus empiris C2H6O dan memiliki Mr = 92?

3. Dalam 5.35 gram suatu senyawa terdapat 1.4 gram Nitrogen, 0.4 gram hidrogen dan sisanya adalah klorin. Bagaimanakah rumus empiris senyawa tersebut?

Latihan 20:

80

Stoikiometri Reaksi

• Stoikiometri: cara untuk menghitung jumlah zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia.

• Contoh:

C2H4 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O

• Inilah yang akan dipelajari dalam stoikiometri

1 mol ? ? ?

8 mol ? ? ?

81

Stoikiometri Reaksi

• Perhatikan contoh berikut:

1 N2O4 2 NO2

1 molekul 2 molekul

5 molekul ……………. 10 molekul

1 mol 2 mol

3 mol …………….. 6 mol

4 mol …………….. 8 mol

……………. 20 mol 10 mol

Jadi koefisien reaksi menunjukkan perbandingan :

-jumlah partikel zat yang terlibat dalam reaksi.

-jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.

-Volume gas yang terlibat dalam reaksi

TAPI TIDAK MENYATAKAN PERBANDINGAN MASSA!!!

• Dari mana dapat 10 mol?

1 N2O4 2 NO2

20 mol

10

10 mol :

x

…………. ..………..

82

Stoikiometri Reaksi

• 1 N2 + 3 H2 2 NH3

6 mol 2 mol

………. 15 mol …………….. ………… 10 mol

2

5

:

x

4 mol

• 2 Al + 3 H2SO4 1 Al2(SO4)3 + 3 H2

: 5 mol 15 mol

x

x

x

…………. ………... 12 mol …………..

3

• 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

: 15 mol 18 mol

x

12 mol

x

Latihan 21:

83

a) H2 + I2 HI

a) N2 + H2 NH3

b) CH4 + O2 CO2 + H2O

c) FeCl3 + H2S Fe2S3 + HCl

d) Mg3N2 + H2O Mg(OH)2 + NH3

1 molekul ….. molekul ….. molekul

0.1 mol ….. mol ….. mol

…..L ….. L ….. L 10 L

3 x 1023 molekul

…….molekul

….. mol ….. mol ….. mol 0.01 mol

…….mol …….mol

Latihan 22:

1. Pada reaksi : 3 AgNO3 + K3PO4 → Ag3PO4 + 3KNO3.

Berapakah volume AgNO3 0,1 M yang tepat bereaksi dengan 10 ml larutan K3PO4 0,2 M ?

2. Sebanyak 3x1023 atom besi bereaksi dengan larutan asam sulfat menurut reaksi :

2Fe + 3H2SO4 → Fe3(SO4)2 + 3H2 Berapakah volume gas hidrogen yang terbentuk pada

kondisi 1 gram gas oksigen volumenya 0,625 liter ? 3. Sebanyak 10 gram serbuk aluminium dilarutkan dalam

larutan asam sulfat sehingga terbentuk 13.5 L gas hidrogen (P,T) menurut reaksi:

Al (s) + H2SO4 (aq) Al2(SO4)3 (aq) +H2 (g)

Bila massa 1 L gas NO (P,T) adalah 1 gram, tentukan kadar kemurnian Al dalam serbuk Al tersebut!

Pereaksi Pembatas

Merupakan pereaksi yang habis terlebih dahulu

Caranya: 1. tentukan mol masing-masing pereaksi 2. Cari rasio mol masing-masing pereaksi (yaitu

perbandingan mol dengan koefisien reaksi zat tersebut)

3. Rasio mol yang lebih kecil menunjukkan zat tersebut merupakan pereaksi pembatas

4. Mol zat-zat yang bereaksi maupun mol zat produk dibandingkan terhadap mol pereaksi pembatas

Pereaksi Pembatas

Contoh: Tentukan massa zat sesudah reaksi bila 200 ml larutan yang mengandung 1.6 gram NaOH direaksikan dengan 200 ml larutan yang mengandung 9.8 gram H3PO4 menurut reaksi: NaOH(aq) + H3PO4(aq) Na3PO4(aq) + H2O(l)

Latihan 23:

1. Jika 0,54 gram logam Al dimasukkan ke dalam larutan

H2SO4 0,1 M, maka akan terjadi reaksi yang

menghasilkan Al2(SO4)3 dan gas H2.

Al (s) + H2SO4 (aq) Al2(SO4)3 (aq) +H2 (g)

Volum minimal larutan H2SO4 0,1 M yang dibutuhkan agar

semua Al habis bereaksi adalah (Diketahui Ar Al = 27, H =

1, 0 = 16, dan S =32)

2. Sebanyak 100 ml larutan Ag2SO4 0,1 M di campur dengan

100 ml larutan BaCl2 0,2 M.

Ag2SO4(aq) + BaCl2(aq) → AgCl (s) + BaSO4 (aq)

Tentukan massa endapan yang terbentuk !

Tata nama dan perhitungan kimia_lebih lengkap.pdf

Documents

Transcript of Tata nama dan perhitungan kimia_lebih lengkap.pdf