Hukum - Hukum Dasar Kimia dan Stoikiometri


Dalam pembahasan materi pelajaran kali ini akan saya coba paparkan tentang Hukum Dasar Kimia dan Stoikiometri. Karena Keduanya saling terkait dan mendasari satu sama lainya, sebagai bagian yang tidak dapat terpisahkan.
Untuk dapat memahami Stoikiometri maka harus faham terlebih dahulu tahu Tentang Hukum dasar Kimia ini. Baiklah sekarang kita mulai saja pembahasan nya silahkan simak dan pelajari dengan cermat.

A. Hukum – Hukum Dasar Kimia

Sesuai dengan istilah dalam sub bahasan di atas, yaitu Hukum Dasar Kimia, maka Hukum – hukum yang akan dibahas kali ini adalah Beberapa teori yang sudah ditetapkan sebagai hukum yang mendasari semua perhitungan dan ketentuan hukum yang berlaku pada Ilmu kimia sebagai hasil dari percobaan dan penelitian para ahli kimia.

1. Hukum Kekekalan Massa (Hk . Lavoisier)

Seorang Kimiawan Prancis Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794). Berhasil melakukan percobaan pada pembakaran merkuri menjadi merkuri oksida, ternyata jika merkuri oksida dipanaskan kembali menjadi merkuri dan oksigen yang dihasilkan massanya sama seperti semula. Sehingga Lavoisier mengemukakan hukum kekekalan massa yang berbunyi :

“massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat sesudah (hasil ) reaksi”‖.

Contoh :
Contoh soal :

Pada wadah tertutup, 4 gram logam kalsium dibakar dengan oksigen menghasilkan kalsium oksida. Jika massa kalsium oksida yang dihasilkan adalah 5,6 gram, maka berapa massa oksigen yang diperlukan?

Jawab :

m Ca = 4 gram
m CaO = 5,6 gram
m O2 = ..?
Berdasarkan hukum kekekalan massa : Massa sebelum reaksi = massa sesudah reaksi
 m Ca + m O2 = m CaO
 m O2 = m CaO - m Ca
= (5,6 – 4,0) gram
= 1,6 gram

Jadi massa oksigen yang diperlukan adalah 1,6 gram.

2. Hukum Perbandingan Tetap (Hk. Proust)

Berdasarkan proses terbentuknya, senyawa adalah gabungan dua unsur atau lebih unsur dengan perbandingan tertentu dan tetap. Bergabungnya unsur-unsur pembentuk senyawa disertai hilangnya sifat unsur-unsur pembentuk. Sifat senyawa yang dihasilkan berbeda dengan sifat-sifat awal dari unsur pembentuknya.

Hal tersebut dijelaskan dengan Hukum Perbandingan Tetap (Proust) yang berbunyi :

“Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap”
Contoh :

Air tersusun oleh unsur-unsur hidrogen (H2) dan oksigen (O2) dengan perbandingan yang selalu tetap yaitu : 11,91 % : 88,81 % = 1 : 8


Contoh soal :

Jika diketahui perbandingan massa besi (Fe) dan belerang (S) dalam pembentukan senyawa besi (II) sulfida (FeS) adalah 7 : 4 maka tentukan :

a) Massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8 gram belerang!
b) Massa belerang yang tersisa, jika sebanyak 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S!
c) Massa S dan massa Fe yang dibutuhkan untuk menghasilkan 22 gram senyawa FeS!
Jawab :









Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama, sehingga 7 gram Fe akan bereaksi dengan 4 gram S membentuk 11 gram FeS.

a) Massa S = 8 gram

 Massa Fe = …?
 Massa Fe = 4/7 x 8 gram = 14 gram
Jadi massa Fe yang dibutuhkan adalah 14 gram.

b) 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S, berarti :

Fe : S = 21 : 15 = 7 : 5
Belerang berlebih, berarti seluruh Fe habis bereaksi.
 Massa Fe yang bereaksi = 21 gram
 Massa S yang bereaksi = 7/4 x 21 gram = 12 gram
 Massa S yang tersisa = ( 15-12 ) gram = 3 gram
Jadi massa S yang tersisa adalah 3 gram.

c) Untuk membentuk 22 gram FeS :

 m Fe = 11/7 x 22 gram = 14 gram
 m S = 11/4 x 22 gram = 8 gram

3. Hukum Perbandingan Berganda (Hk. Dalton)



Sering disebut juga hukum kelipatan perbandingan . Dalton menyelidiki perbandingan unsur-unsur tersebut pada setiap senyawa dan didapatkan suatu pola keteraturan. Pola tersebut dinyatakan sebagai Hukum Perbandingan Kelipatan yang bunyinya :

“Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika massa salah satu unsur tersebut tetap (sama). Maka perbandingan massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana.”

Contoh :

C dan O dapat membentuk dua jenis senyawa, yaitu CO dan CO2. Jika massa C dalam kedua senyawa itu sama (berarti jumlah C sama), maka :
Massa O dalam CO : massa O dalam CO2 akan merupakan bilangan bulat dan sederhana (yaitu 1:2 ).

Contoh soal :

Karbon dapat bergabung dengan hidrogen dengan perbandingan 3 : 1, membentuk gas metana. Berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana?

Jawab :

C : H = 3 : 1 sehingga :
 900 : m H = 3 : 1
 m H = 3/1 x 900 gram = 300 gram
Jadi, massa H yang diperlukan adalah 300 gram.

4. Hukum Perbandingan Volume (Hk. Gay-Lussac)
Ilmuwan Perancis Joseph Louis Gay Lussac (1778 – 1850) berhasil melakukan percobaan tentang volume gas yang terlibat pada berbagai reaksi.


Dari hasil percobaannya Gay Lussac menghasilkan suatu hukum Yang berbunyi :
“Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”

Contoh :

Dua volum gas hidrogen bereaksi dengan satu volum gas oksigen membentuk dua volum uap air.
gas hidrogen + gas oksigen —————> uap air
      2 V                         1 V                       2 V

Perbandingan volumenya = 2 : 1 : 2

Hukum tersebut hanya berlaku untuk reaksi-reaksi dalam wujud gas, dan pada kenyataannya untuk reaksi yang bukan gas massa zat volum zat cair tidak berlaku. Bila dihubungkan dengan teori atom Dalton terdapat ketidaksesuaian, karena Dalton mengganggap bahwa atom merupakan partikel terkecil dari suatu zat. Jadi, bila volum diperkecil sehingga didapat:

1 volume hidrogen + 1 volume klorin —————> 2 volum hidrogen klorida

Jika dianggap bahwa gas-gas dalam keadaan sebagai atom, maka:

1 atom hidrogen + 1 atom klorin —————> 2 atom hidrogen klorida

Bila konsep ini diterapkan pada gas hidrogen dan oksigen, maka didapat

1atom hidrogen + 1/2 atom oksigen —————> 1 atom air

Konsep setengah atom bertentangan dengan teori atom Dalton, sebab tidak ada atom yang hanya separo. Untuk menghindari hal tersebut Amadeo Avogadro mengusulkan hipotesis yang dikenal sebagai Hipotesis Avogadro.


5. Hipotesa Avogadro (Hk. Avogadro)

Amadeo Avogadro (1776-1856), berpendapat bahwa satuan terkecil dari suatu zat tidaklah harus atom, tetapi dapat merupakan gabungan atom yang disebut molekul. Dengan konsep ini maka teori atom Dalton tetap benar dan fakta percobaan Gay-Lussac dapat dijelaskan,Yaitu :

“Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumnya sama mengandung jumlah partikel (molekul) yang sama pula.”

Contoh :

Pada pembentukan molekul H2O

2L H2(g) + 1L O2(g)—————& 2L H2O(g)







Catatan :

Jika diperhatikan ternyata perbandingan volum tersebut sesuai dengan perbandingan koefisien persamaan reaksi. Dengan dasar itulah beberapa rumus molekul gas dapat diramalkan. Jadi jika volume dan jumlah molekul salah 1 zat diketahui, maka volume dan jumlah molekul zat lain dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan







Dan


Keterangan :
V = volume molekul ( L )
X = jumlah partikel ( molekul )

Contoh soal :

Pada suhu dan tekanan yang sama, sebanyak 2 L gas nitrogen (N2) tepat bereaksi dengan gas H2 membentuk gas NH3 (amoniak).

Tentukan :
a) Persamaan reaksinya!
b) Volume gas H2 yang diperlukan!
c) Volume gas NH3 yang dihasilkan!

Jawab :

a) Persamaan reaksinya :
N2 (g) + 3 H2 (g) ———> 2 NH3 (g)

b) V H2 = (koefisien H2)/(koefisien N2) X V N2
= 3/1 x 2 L = 6 L
Jadi volume gas H2 yang diperlukan dalam reaksi adalah 6 L.

c) V NH3 = (Koefisien NH3)/(Koefisien N2) x V N2

= 2/1 x 2 L = 4 L
Jadi volume gas NH3 yang dihasilkan oleh reaksi tersebut adalah 4 L.

LATIHAN :
  1. Unsur X dan Y membentuk dua senyawa, senyawa pertama mengandung 15 gram X dan 80 gram Y. Senyawa kedua mengandung 45 gram X dan 120 gram Y. Tentukan perbandingan massa unsur sesuai hukum Dalton (Hukum Kelipatan Tetap) ?
  2. Perbandingan massa unsur besi dan unsur belerang dalam senyawa besi belerang (FeS) adalah 7 : 4. Berapa gram besi dapat bereaksi dengan 8 gram belerang?
  3. Pada reaksi tembaga dengan belerang akan dihasilkan tembaga sulfida. Jika tembaga yang direaksikan 254 gram dan belerang 128 gram. Berapa gram tembaga sulfida (CuS) yang dihasilkan?
  4. Berapa liter gas oksigen yang diperlukan pada pembakaran 10 liter gas butana?
  5. Sebanyak 20 ml gas N2 dan 30 ml gas O2 tepat habis bereaksi menjadi 20 ml gas NxOy. Tentukan rumus kimia gas NxOy tersebut?
B. Stoikiometri (Perhitungan Kimia)

1. Persamaan reaksi
Merupakan proses penulisan dan penataan ulang rumus kimia yang menggambarkan suatu reaksi kimia dan terdiri dari bagian pereaksi/reaktan (sebelum tanda panah) serta bagian produk /hasil reaksi (sesudah tanda panah).

Contoh

2 H 2 (g) + O2 (g) ———>2H2O (ℓ)

Keterangan :

Tanda panah (———> ) menunjukkan arah reaksi (artinya = membentuk atau bereaksi menjadi).
Huruf kecil dalam tanda kurung menunjukkan wujud atau keadaan zat tersebut (g = gass, l = liquid, s = solid,dan aq = aqueous / larutan berair).

Bilangan yang di depan rumus kimia zat disebut koefisien reaksi (untuk menyetarakan atom-atom sebelum dan sesudah reaksi).

Koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan paling sederhana dari partikel zat yang terlibat dalam reaksi.

Penulisan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan 2 langkah :
1). Menuliskan rumus kimia zat pereaksi dan produk, lengkap dengan keterangan wujudnya.
2). Penyetaraan, yaitu memberi koefisien yang sesuai sehingga jumlah atom setiap unsur sama pada kedua ruas (cara Sederhana / langsung).

Contoh :

2). Menyetarakan Persamaan Reaksi.

Langkah-langkahnya (cara matematis) :

a) Tetapkan koefisien salah satu zat, biasanya zat yang rumusnya paling kompleks = 1, sedangkan zat lain diberikan koefisien sementara dengan huruf.

b) Setarakan terlebih dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang diberi koefisien 1 itu.

c) Setarakan unsur lainnya. Biasanya akan membantu jika atom O disetarakan paling akhir.

Contoh:

Setarakanlah reaksi berikut: Sb2S3 + HNO3 ———> Sb2O5 + NO2 + S + H2O

Jawab:

Misalkan koefisien reaksi adalah:

a Sb2S3 + b HNO3 ———> c Sb2O5 + d NO2 + e S + f H2O
Unsur yang terdapat dalam satu senyawa di kiri dan satu senyawa di kanan adalah: Sb, S, H, dan N.
Jadi:
Sb: c = a N: d = b
S: e = 3a H: f = 1/2 b

Persamaan reaksi:

a Sb2S3 + b HNO3 ———> a Sb2O5 + b NO2 + 3a S + 1/2 b H2O
unsur yang lain adalah O, maka 3 b = 5 a + 2 b + 1/2 b

Misalkan: a = 1 sehingga
3b = 5 + 2 1/2 b
b = 10
Persamaan reaksi menjadi:
Sb2S3 + 10 HNO3 ———> Sb2O5 + 10 NO2 + 3 S + 5 H2O

Baca Juga : Reaksi Redoks dan Tata Nama Senyawa

LATIHAN:

Sempurnakan koefisien dari persamaan reaksi berikut ini:

A. C3H4 + O2 ——-> CO2 + H2O
B. Fe2O3 + HBr ———> FeBr3 + H2O
C. Al + HCl ———> AlCl3 + H2
D. Zn + H2SO4 ——-> ZnSO4 + H2
E. I 2 + NaOH ——> NaI + NaIO3 + H2O

2. Konsep Mol

Dalam kehidupan sehari-hari dikenal beberapa satuan jumlah zat. Misalnya 1 kodi kain, 1 lusin gelas, 1 rim kertas dan sebagainya.

Akan tetapi, ada pula zat-zat yang tidak mungkin dinyatakan dengan menggunakan satuan jumlah tetapi satuan massa misalnya 1 kg beras,

1 kg gula, 1 liter minyak. Mengapa? Sebab tidak mungkin orang akan menghitung butiran beras, gula atau butiran minyak. Dapat dibayangkan bagaimana jika seseorang membeli seribu butir beras, gula atau miyak di pasar.

Seperti halnya beras, gula, atau minyak, atom merupakan partikel yang sangat kecil, sehingga tidak mungkin untuk mengambil atom dalam bilangan butir, tetapi juga tidak memungkinkan menimbang beberapa butir atom.

Dalam kenyataannya reaksi-reaksi kimia melibatkan banyak atom, molekul, atau ion. Satuan jumlah atom tidak mungkin digunakan satuan biji, lusin atau satuan-satuan yang banyak dikenal dalam kehidupan sehari-hari.

Para ahli kimia sepakat mencari satuan yang mudah digunakan dan satuan tersebut oleh IUPAC disebut dengan mol.

“Jadi, mol merupakan satuan yang menyatakan jumlah partikel yang terkandung dalam sejumlah zat”
a. Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

Dari percobaan yang dilakukan oleh Jhon Lochsmid dan kemudian dibenarkan oleh Avogadro melalui percobaan yang dilakukannya ternyata banyaknya atom karbon yang terdapat dalam 12.00 gram C-12 adalah 6,02 × 1023 butir atom.
Bilangan ini selanjutnya disebut bilangan Avogadro atau tetapan Avogadro dan diberi lambang L (diambil dari nama Lochsmid).
Jadi, satu mol logam besi mengandung 6,02 × 1023 butir atom besi, 1 mol air mengandung 6,02 x 1023 molekul air.
dirumuskan

Keterangan :
n = jumlah mol
X = jumlah partikel




b. Hubungan Mol dengan Massa (massa Molar)

Massa molar menyatakan massa 1 mol zat. Satuannya adalah gram mol-1.
Massa molar zat berkaitan dengan Ar atau Mr zat itu, karena Ar atau Mr zat merupakan perbandingan massa antara partikel zat itu dengan atom C-12.

Contoh :

Ar Fe = 56, artinya : massa 1 atom Fe : massa 1 atom C-12 = 56 : 12
Mr H2O = 18, artinya : massa 1 molekul air : massa 1 atom C-12 = 18 : 12

Karena :

1 mol C-12 = 12 gram (standar mol), maka :
Massa 1 mol atom Fe = 56/12 x 12 gram = 56 gram
Massa 1 mol molekul air = 18/12 x 12 gram = 18 gram

Kesimpulan :

Massa 1 mol suatu zat = Ar atau Mr zat tersebut (dinyatakan dalam gram).
Secara Umum Hubungan mol dengan massa zat/ massa molar dapat dituliskan persamaan :
dengan :
m = massa
n = jumlah mol
mm = massa molar

c. Hubungan Mol dengan Volume (volume Molar)

Volum molar gas menyatakan volum 1 mol gas pada suhu dan tekanan tertentu. Jika pengukuran dilakukan pada suhu 0°C dan tekanan 1 atm, volum molar gas disebut sebagai volum molar standar.

Hal itu disebabkan keadaan suhu 0°C dan tekanan 1 atm merupakan keadaan standar gas dan disingkat STP (Standard Temperature and Pressure).

Untuk menentukan volume molar gas pada keadaan standar dilakukan dengan menimbang sejumlah volum gas tertentu dalam tabung yang sudah diketahui berat kosong tabung gas tersebut pada suhu 0°C dan tekanan gas 1 atm.

Dari hasil perhitungan pada keadaan standar Volume molar gas (V STP ) = 22,4 Lmol -1

Jika hal ini diberlakukan secara umum untuk gas, maka Persamaannya menjadi :


dengan :
V = volum gas
n = jumlah mol
Vm = volum molar

Contoh:

Hitunglah volume 8 gram gas SO3 jika diketahui (Ar S = 32, O = 16)

Jawab:

Mr SO3 = 80
Massa Molar SO3 = 80 gram /mol
Jadi 8 gram SO3 = (8 gram)/(80 gram/mol) = 0,1 mol
Volume pada STP = 0,1 mol x 22,4 liter/mol = 2,24 liter

d. Hukum Gas Ideal

Telah diketahui bila suatu gas dipanaskan maka akan terjadi pemuaian volume. Adanya pemuaian volume menyebabkan terjadinya penyimpangan pada hukum-hukum yang berlaku pada gas.

Untuk gas ideal dianggap bahwa tidak ada penyimpangan-penyimpangan tersebut. Beberapa hukum tentang gas yang berlaku pada gas ideal adalah :

1. Hukum Boyle : Pada suhu tetap dan jumlah mol tetap, berlaku P ≈ 1/V
2. Hukum Amonton : Pada volum dan jumlah mol tetap, maka P ≈ T
3. Hukum Charles : Pada volum dan jumlah mol tetap, maka V ≈ T

Hukum Avogadro : Pada volume dan suhu tetap, maka V ≈ n
Dari keempat hukum tersebut dapat disimpulkan bahwa pada gas ideal berlaku persamaan :
Dengan,

P : tekanan (atmosfir)
T : suhu mutlak (Kelvin = °C + 273)
V : volum (liter)
N : jumlah mol (mol)
R : tetapan gas ideal (0,082 L atm K-1 mol-1)

e. Hukum Avogadro dan Jumlah Mol Gas

Hukum Avogadro menyatakan bahwa : Pada suhu dan tekanan yang sama sejumlah volume yang sama suatu gas (sembarang gas) mengandung jumlah molekul yang sama.

Dari pernyataan tersebut berarti apabila jumlah molekulnya sama, maka jumlah mol gas akan sama pula.

Dengan demikian berlaku bahwa perbandingan volume gas akan sama dengan perbandingan mol gas atau secara matematis berlaku rumus :

Untuk menentukan volum gas yang suhu dan tekanannya tidak diketahui, tetapi berdasarkan keadaan tertentu dibandingkan dengan gas lain dapat digunakan konsep volum molar, atau menggunakan rumus hubungan hukum Avogadro dan volum di atas.

Contoh:

Sebanyak 27 gram Aluminium (Ar Al = 27) direaksikan dengan larutan asam sulfat. Menurut reaksi:

2 Al + 3H2SO4 ——-> Al2(SO4)3 + 3H2

Hitunglah volume gas yang terbentuk, jika diukur pada kondisi dimana 1 mol gas O2 bervolume 20 liter.

Jawab:

Al = (27 gram)/27 = 1 mol

H2 = 3/2 x 1 mol = 1,5 mol

Untuk mencari volume H2 gunakan volume O2 sebagai pembanding

(Mol H2)/(Volume H2) : (Mol O2)/(Volume O2)
                           1,5/X = 1/20
                                X = 30 liter

Jadi volume gas H2 yang terbentuk adalah 30 liter.

Dari konsep mol diatas dapat dibuat bagan hubungan mol dengan satuan lainyasebagai berikut
LATIHAN

1. Hitunglah volume masing-masing gas berikut pada keadaan standar (STP)
a. 11 gram CO2
b. 35 gram N2
c. 200 gram SO3

2. Pada suhu dan tekanan tertentu 2 liter gas X2 bermassa 4 gram dan 20 liter gas NO (Mr = 30) bermassa 15 gram. Hitunglah massa atom relatif (Ar) unsur X tersebut?

3. Pada suhu dan tekanan tertentu 1 liter gas SO2 bermassa 8 gram, berapa gram massa 5 liter gas CH4 pada kondisi tersebut

f. Perhitungan Kimia Sederhana

Reaksi tembaga dengan asam nitrat menghasilkan 18,75 g tembaga (II) nitrat pada suhu dan tekanan tertentu.

Reaksi: 3Cu(s) + 8HNO3 (aq)  ——-> 3Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O(l)
(Bila Ar Cu = 63,5; N = 14; O=16; C=12; dan H=1 )

a berapa gram tembaga yang bereaksi?
b. berapa liter gas NO yang dihasilkan jika diukur pada keadaan 1,25 gram C2H6 volumenya 1 liter?

Jawab:

3Cu(s) + 8HNO3 (aq)  ——-> 3Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O(l)
Tembaga (II) nitrat yang dihasilkan = 18,75 gram
Mr Cu(NO3)2 = 63,5 + (14 + 3. 16) × 2 = 187,5 gram
Mol Cu(NO3)2= 0,1 mol

a) Tembaga yang bereaksi

3Cu(s) + 8HNO3 (aq)  ——-> 3Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O(l)
      3     :        8            :          3                 :         2        :      4

Mol Cu = 3/3 × 0,1 mol = 0,1 mol
Banyaknya tembaga yang bereaksi = mol × Mr Cu = 0,1 mol x 63,5 = 6,35 gram

b) Gas NO yang dihasilkan

mol NO = 2/3 × 0,1 mol = 0,067 mol

Diketahui 1,25 g C2H6 volumenya 1 L, maka: mol C2H6 = (1,25 gram)/(30g/mol) = 0,042 mol

(n C2H6)/(V C2H6) = (n NO)/(V NO)

(0,042 mol)/(1 L) = (0.067 mol)/(V NO)

V NO = 0.067/0.042 = 1,59 L

g. Pereaksi Pembatas

Bila dua zat direaksikan akan didapatkan dua kemungkinan.

  • Kemungkinan pertama, kedua pereaksi tepat habis bereaksi: dan 
  • kemungkinan kedua, salah satu pereaksi habis dan pereaksi yang lain bersisa. 

Pereaksi yang habis akan membatasi hasil reaksi yang didapatkan. Pereaksi yang membatasi hasil reaksi ini disebut pereaksi pembatas.

Contoh:

Sebanyak 20 gram tembaga direaksikan dengan 40 gram belerang menurut reaksi:
Cu + S ———> CuS

A. Manakah yang berlaku sebagai pereaksi pembatas?
B. Berapa gram tembaga sulfida yang terbentuk?
C. Manakah zat sisa dalam reaksi tersebut dan berapa gram beratnya?

Jawab:

A. mol Cu = (20 gram)/(63,5 gram/mol) = 0,314 mol
     Mol S = (40 gram)/(32 gram/mol) = 1,25 mol

Berdasarkan perbandingan koefisien jika 0,314 mol Cu direaksikan, maka diperlukan 0,314 mol S, sedangkan S yang tersedia 1,25 mol. Jadi jumlah belerang yang tersedia cukup. Sebaliknya tidak mungkin bila S bereaksi semua sebab diperlukan Cu sebanyak 1, 25 mol, sedangkan Cu yang tersedia o,314 mol. Jadi yang berlaku sebagai pereaksi pembatas adalah Cu (tembaga).

B. Mol CuS = (Koefisien CuS)/(Koefisien Cu) x mol Cu

= 1/1 x 0,314 mol

= 0,314 mol

= 0,314 mol x 95,5 gram/mol

= 29,98 gram

Jadi massa tembaga sulfida yang terbentuk adalah 29,98 gram
C. S yang bereaksi = 1/1 1 x 0,314 mol

= 0,314 mol
= 0,314 mol x 32 gram/mol
= 10,04 gram
Jadi massa belerang yang tersisa adalah 40 gram—10,04 gram = 29,96 gram

LATIHAN :'
  1. Sebanyak 15 gram Urea (Mr = 60) dianalisis menjadi unsur-unsurnya. Jika diperoleh 7 gram nitrogen (Ar Na=14), hitunglah jumlah atom nitrogen dalam satu molekul urea ?
  2. Hitunglah persen berat besi dan oksigen dalam Fe2O3 (Ar Fe= 56, O = 16) ? Sebanyak 640 gram campuran zat-zat yang mengandung belerang dibakar sempurna sehinga diperoleh 480 gram SO3 (Ar S =32, O=16). Hitunglah kadar (persentase) belerang dalam campuran zat tersebut ?
  3. Tiga macam pupuk dibawah ini :Urea (CO(NH2)2 ZA (NH4)2 SO4 , Amonium nitrat (NH4NO3), manakah pupuk tersebut yang paling kaya akan kandungan unsur nitrogen ? (ArH = 1, C = 12, N = 14, O = 16, S = 32 )

EVALUSI

A. Pilihan Ganda

Berilah tanda silang (x) huruf a, b, c, d atau e pada jawaban yang benar.

1. Tetapan Avogadro menyatakan …
a. Jumlah atom dalam satu mol gas helium
b. Jumlah molekul dalam satu mol unsur
c. Jumlah atom dalam satu mol zat
d. Jumlah ion dalam satu mol CaO
e. Jumlah atom dalam satu mol gas oksigen

2. Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah molekul sama. Pernyataan tersebut merupakan bunyi Hukum ...
a. Lavoisier           d. Avogadro
b. Gay Lussac       e. Dalton
c. Boyle

3. Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama. Pernyataan tersebut dikemukakan oleh ...
a. Dalton              d. Avogadro
b. Proust               e. Gay Lussac
e. Lavoisier

4. Massa atom relatif (Ar) menyatakan perbandingan ...
a. Massa 1 atom unsur terhadap massa 1 atom C - 12
b. Massa 1 molekul unsur terhadap massa 1 atom C - 12
c. Massa rata-rata 1 molekul unsur terhadap 1/12 massa 1 atom C - 12
d. Massa molekul unsur terhadap 1/12 massa 1 atom C - 12
e. Massa rata-rata 1 atom unsur terhadap 1/2 massa 1 atom C - 12

5. Berapakah massa dari 0,8 mol NaCl (Ar Na = 23 ; Cl = 35,5)
a. 5,85 gram             d. 46,8 gram
b. 11,70 gram           e. 49,2 gram
c. 23,4 gram

6. Senyawa berikut ini yang mempunyai jumlah partikel terbesar adalah ...
a. 10 gram NH3           d. 10 gram CH4
b. 10 gram H2O           e. 10 gram O2
c. 10 gram H2

7. Volume 1 mol gas CO2 pada suhu 27 0C dan tekanan 1, 2 atm adalah ...
a. 11,2 liter                 d. 22,4 liter
b. 16,8 liter                 e. 44,8 liter
c. 20,5 liter

8. Data percobaan pembentukan senyawa Besi—Belerang adalah sebagai berikut.
Dari data di atas perbandingan massa besi dan belerang adalah ...
a. 7 : 5          d. 7 : 4
b. 2 : 4            e. 3 : 2
c. 7 : 6

9. 10 liter gas propana dibakar sempurna dengan oksigen menghasilkan H2O dan CO2. Berapa volume gas karbon dioksida yang dihasilkan ...
a. 5 liter d. 30 liter
b. 10 liter e. 40 liter
c. 20 liter

10. Jumlah atom Hidrogen pada 9 gram H2O adalah ...
Jika ( L = 6,02 x 1023 )
a. 6,02 x 1023 atom d. 6,02 x 1022 atom
b. 3,01 x 1023 atom e. 3,012 x 1022 atom
c. 1,5 x 1023 atom

II. Esai

B. Jawablah pertanyaan dibawah ini dengan benar.

1. Hitung Mr dari senyawa berikut, jika Ar Na=23 ; C=12; O=16 ; Ca=40; P=31
a. Na2CO3 b. Ca3(PO4)2 c. CaC2O4

2. Berapa berat besi yang terdapat dalam 32 gram Fe2O3 (ArFe=56; O=16)?

3. Sebanyak 35 gram logam besi direaksikan dengan 25 gram gas oksigen, membentuk besi(III) oksida (Ar Fe=56 ; O=16)
a. Berapa gram senyawa yang terbentuk ?
b. Berapa gram unsur yang tersisa ?

Download materi DISINI


Reaksi Redoks dam Tata Nama Senyawa

Baterai kering dan Accumulator
Dalam lingkungan hidup disekitar kita sering kita jumpai beberapa peristiwa, dan secara tidak sadar terkadang kita juga sering mempraktekannya, seperti penyepuhan logam, besi berkarat, minyak menjadi tengik, menyetrum aki dan lain – lainnya.
Ternyata peristiwa tersebut di atas adalah peristiwa yang menggunakan reaksi reduksi dan oksidasi.

Dan pada pembahasan kali ini kita akan mencoba mempelajari apa yang dimaksud dengan reaksi reduksi dan oksidasi, yang sering di singkat menjadi reaksi redoks.

A. Konsep Reaksi Reduksi dan Oksidasi

Pemahaman mengenai konsep reaksi reduksi dan oksidasi ternyata mengalami perkembangan, mulai dari konsep yang paling sederhana sampai yang komplek. Untuk memahaminya silahkan Anda simak penjelasan berikut ini.

1. Konsep redoks berdasar pengikatan dan pelepasan oksigen

Konsep ini dianggap konsep yang paling sederhana, karena hanya melibatkan adanya atom oksigen.

Contoh :
4Fe (s) + 3O2 (g) ————> 2Fe2O3 (s)
2Zn (s) + O2 (g) ————> 2ZnO (s)
CH4 (g) + 2O2 (g) ————> CO2 (g) + H2O (g)

Reaksi reaksi diatas jika kita amati ternyata terjadi pengikatan oksigen oleh atom Fe, Zn, dan C,H, karena atom atom tadi setelah bereaksi menjadi Fe2O3, ZnO, dan CO2 serta H2O

Peristiwa seperti reaksi di atas disebut dengan reaksi Oksidasi

Dan berbeda lagi dengan tiga contoh reaksi di bawah ini
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ————> 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
2CuO (s) ————> 2Cu (s) + O2 (g)
2PbO2 (s) ————> 2PbO (s) + O2 (g)

Jika kita amati lagi reaksi diatas ini ternyata terjadi pelepasan/menghasilkan O2 (oksigen). Dan reaksi diatas disebut dengan reaksi reduksi

Melihat dua kelompok contoh di atas dapat anda definisikan tentang

• Reaksi oksidasi adalah reaksi pengikatan oksigen dan
• Reduksi reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen

Karena konsep di atas hanya melibatkan oksigen, maka menjadi keterbatasannya apabila terdapat reaksi yang tidak melibatkan oksigen, seperti

Reaksi 2Na (s) + Cl2 (g) ————> 2NaCl (s).
Termasuk reaksi yang manakah ini ?

2. Konsep redoks berdasarkan serah terima elektron

Untuk menjawab pertanyaan dari adanya reaksi

2Na (s) + Cl2 (g) ————> 2NaCl (s)
Maka dapat dijelaskan dengan konsep kedua ini

Dari reaksi di atas tadi, ternyata terdiri dari dua reaksi berikut :

2Na(s) ————> 2Na+ + 2eˉ ........... (oksidasi)
Cl2 (g) + 2eˉ ————> 2Clˉ ........... (reduksi)

Dimana
Setengah reaksi pertama adalah reaksi oksidasi dan
Setengah reaksi yang ke dua adalah reaksi Reduksi

Jadi kesimpulannya yang disebut dengan

• Reaksi oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron, dan
• Reaksi reduksi adalah reaksi pengikatan elektron.

Kesimpulan yang lain adalah

  • bahwa setiap terjadi reaksi oksidasi akan dibarengi dengan reaksi reduksi sehingga reaksi lengkap ini 
  • 2Na (s) + Cl2 (g) ————> 2NaCl (s) disebut reaksi REDOKS.
  • Yang menyebabkan Cl2 mengalami reduksi adalah Na, sehingga Na disebut REDUKTOR (pereduksi)
  • Dan yang menyebabkan Na mengalami oksidasi adalah Cl2, sehingga Cl2 disebut OKSIDATOR (peng-oksidasi)

Konsep redoks kedua ini juga dianggap masih belum lengkap karena kurang dapat menjelaskan untuk reaksi yang lebih kompleks seperti reaksi

Fe (s) + 2 HCl (aq) ————> FeCl2 (aq) + H2
Dan untuk menjelaskan tentang reaksi ini, mari kita ikuti konsep ketiga berikut

3. Konsep redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi (biloks)

Untuk bisa memahami pengertian reaksi reduksi dan oksidasi dengan konsep ketiga ini, di butuhkan prasyarat, tentang pemahaman nilai bilangan oksidasi yang dimiliki oleh masing – masing atom yang terlibat dalam reaksi tersebut.

Oleh karena itu sebelum Anda menelaah lebih jauh, Anda harus membahas dahulu tentang BILANGAN OKSIDASI

Cara menentukan harga Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi adalah muatan yang dimiliki suatu atom jika seandainya elektron diberikan kepada atom lain yang keelektronegatifannya lebih besar.
Karena berkaitan dengan harga keelektronegatifan, maka perhatikan peringkat keelektronegatifan atom-atom berikut.

Logam < H < P < C < S < I < Br < Cl < N < O < F 

Jika dua atom berikatan, maka atom yang keelektronegatifannya lebih kecil memiliki bilangan oksidasi positif, sedangkan atom yang keelektronegatifannya lebih besar memiliki bilangan oksidasi negatif.

Bilangan oksidasi dituliskan dalam bentuk angka positif atau negatif pada atom dalam suatu senyawa, sebagai tanda agar dapat diketahui perubahan-perubahan yang terjadi dalam reaksi reduksi dan oksidasi.

Aturan Penentuan Bilangan Oksidasi 

Untuk memudahkan kita menentukan harga bilangan oksidasi (biloks) suatu atom, kita dapat mempergunakan beberapa ketentuan berikut.

1. Bilangan oksidasi unsur bebas (tidak bersenyawa) adalah 0 (nol).
Contoh: He, Ne, Au memiliki biloks = 0

2. Jumlah bilangan oksidasi masing-masing atom penyusun suatu senyawa netral adalah 0 (nol).
Contoh:
Pada senyawa H2Cr2O7,
jumlah bilangan oksidasi dari: Bilangan oksidasi H2Cr2O7 = 0
[( 2x biloks H ) + ( 2x biloks Cr ) + ( 7x biloks O)] = 0
( 2 x 1 ) + ( 2 x 6 ) + ( 7 x (-2)) = 0
( 2 + 12 + (-14) ) = 0 (14 - 14) = 0

3. Jumlah bilangan oksidasi masing-masing atom penyusun suatu ion sama dengan muatan ion tersebut.
Contoh:
Pada ion Cr2O7-,2
jumlah bilangan oksidasi dari Cr2O72- = - 2
[( 2x biloks Cr ) + ( 7x biloks O)] = - 2
( 2 x 6 ) + ( 7 x (-2)) = - 2
( 12 + (-14) ) = - 2 4.

Unsur-unsur tertentu dalam membentuk senyawa mempunyai bilangan oksidasi tertentu,
misalnya :

  • Atom-atom golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs dan Fr) dalam senyawa selalu mempunyai bilangan oksidasi +1. 
  • Atom-atom golongan IIA (Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) dalam senyawa selalu mempunyai bilangan oksidasi +2. 
  • Atom-atom golongan IIIA (B, Al, dan Ga) dalam senyawa selalu mempunyai bilangan oksidasi +3. 
  • Atom hidrogen (H) dalam senyawa umumnya mempunyai bilangan oksidasi +1, kecuali dalam hidrida logam. Pada hidrida logam seperti LiH, NaH, CaH2, MgH2- dan AIH3, atom hidrogen diberi bilangan oksidasi -1. 
  • Atom oksigen (O) di dalam senyawa umumnya mempunyai bilangan oksidasi -2, kecuali pada senyawa peroksida dan OF2. Sedangkan pada peroksida seperti H2O2, Na2O2, BaO2 atom oksigen diberi bilangan oksidasi -1, sedangkan pada OF2 diberi bilangan oksidasi +2. 

Untuk memudahkan pemahaman kita dalam upaya menentukan bilangan oksidasi suatu atom marilah kita pelajari contoh soal-soal berikut.

Contoh Soal:
Tentukan bilangan oksidasi atom klor (Cl) pada:
1. Cl2        2. HCl       3. ClO4 -

Jawab:
1. Bilangan oksidasi Cl dalam Cl2 = 0 (unsur bebas)

2. Bilangan oksidasi Cl dalam HCl
Bilangan oksidasi HCl = 0
[( biloks H + biloks Cl )] = 0
( +1 ) + ( biloks Cl ) = 0
Biloks Cl = -1

3. Bilangan oksidasi Cl dalam ClO4-
Bilangan oksidasi ClO4- = -1
[(biloks Cl + 4x biloks O)] = -1
[( biloks Cl ) + 4x (–2)] = -1
( biloks Cl ) + ( - 8) = -1
Biloks Cl = +7

Setelah Anda faham tentang Biloks, selanjutnya mari kita terapkan konsep ketiga ini:

Perhatikanlah reaksi redoks berikut.

Pada reaksi redoks diatas, bilangan oksidasi logam besi naik dari 0 menjadi +2.
Sebaliknya bilangan oksidasi hidrogen turun dari+1 menjadi 0.

 Hal ini berarti logam Fe (reduktor) mengalami oksidasi menjadi Fe2+,
sedangkan H+(oksidator) mengalami reduksi menjadi H2.

Beberapa hal penting yang harus diperhatikan antara lain:


  1. Reaksi redoks adalah reaksi yang disertai perubahan bilangan oksidasi 
  2. Jika dalam suatu reaksi terjadi perubahan suatu unsur menjadi senyawa, maka dapat dipastikan reaksi itu adalah reaksi redoks, sebab perubahan unsur menjadi senyawa atau sebaliknya selalu disertai perubahan bilangan oksidasi 
  3. Jika dalam suatu reaksi tidak terjadi perubahan bilangan oksidasi (semua atom memiliki biloks tetap), maka reaksi itu bukan reaksi redoks. 


Latihan Soal 

Pada masing-masing reaksi dibawah ini manakah yang merupakan reaksi redoks(tentukan reduktor dan oksidatornya) dan yang bukan reaksi redoks?
1. Zn + H2SO4 ———> ZnSO4 + H2
2. 2 HNO2 + 2 HBr ———> 2 NO + Br2 + 2 H2O
3. H2SO4 + 2 NaOH ———> Na2SO4 + 2 H2O
4.3 I2 (g) + 6 KOH (aq) ———> 5 KI (aq) + KIO3 (aq) + 3 H2O (l)

REAKSI AUTOREDOKS

Dalam suatu reaksi kimia, suatu unsur dapat bertindak sebagai pereduksi dan
pengoksidasi sekaligus. Reaksi semacam itu disebut autoredoks (disproporsionasi).
Contoh :
Cu dalam Cu2O teroksidasi dan tereduksi sekaligus dalam reaksi berikut:


C. Penerapan Konsep Redoks dalam kehidupan

Dalam kehidupan sehari – hari banyak terdapat penerapan reaksi redoks untuk menopang kebutuhan hidup manusia.
Di bawah ini beberapa contoh penerapan Reaksi Redoks baik di industri maupun kehidupan sehari – hari.

1) Sel Kering (Baterai)
Anoda yang dipakai Zn, sedangkan katodanya grafit dan elektrolitnya:
pasta MnO2, NH4Cl dan arang. Reaksi yang terjadi dalam sel kering adalah
sebagai berikut:

2. Proses Pemutihan.

Pemutihan adalah suatu proses menghilangkan warna alami dari serat tekstil, benang, kain, bubur kayu kertas dan produk lainnya dengan reaksi kimia tertentu.
Beberapa zat pewarna bisa dihilangkan dengan zat-zat pengoksidasi sebagai suatu pemutih.
Pemutih yang paling umum digunakan adalah senyawa-senyawa klor, hydrogen peroksida, natrium perborat dan kalium permanganate.
Dan sebagian zat pewarna bisa dihilangkan menggunakan zat pereduksi seperti Belerang dioksida.


D. Tata Nama Senyawa

Untuk dapat memberikan nama yang benar dari suatu lambang senyawa, maka Anda harus memahami rumus kimia terlebih dahulu.
Rumus Kimia Unsur (logam maupun nonlogam) dan Rumus Kimia senyawa yang merupakan struktur raksasa atau terdiri dari atom-atom yang berdiri sendiri ditulis sebagai lambang unsurnya.
Contoh:

Dan ada sekitar 9 unsur yang membentuk molekul sederhana (diatomik, dan poli atomik) yang disebut molekul unsur
Contohnya:

Dan molekul senyawa yang merupakan gabungan dari beberapa unsur, dituliskan dengan beberapa lambang unsur diikuti angka indeks/jumlah atom tiap partikel penyusunnya (molekul atau ion)

Kemudian Anda juga harus memahami pengertian Penulisan Rumus Kimia dengan angka di depan rumus kimianya

2 H2 artinya 2 molekul gas hidrogen
2 Fe artinya 2 atom Fe
2 C2H5OH artinya 2 molekul etanol
15 NH3 artinya 15 molekul amoniak (NH3)

Memahami Rumus Empiris, rumus molekul, dan rumus struktur (rumus bangun)

Penulisan rumus kimia dapat berupa rumus empiris, rumus molekul dan rumus struktur.

  • Rumus empiris adalah rumus kimia yang menyatakan perbandingan paling sederhana dari atom-atom yang bergabung. Rumus ini tidak menunjukkan jumlah atom yang sesungguhnya.
  • Rumus molekul adalah rumus kimia yang menunjukkan jumlah atom yang sesungguhnya dalam setiap molekul senyawa tersebut.
  • Rumus struktur adalah rumus kimia yang menggambarkan letak ikatan unsur-unsur dalam suatu senyawa. Rumus struktur akan dipelajari tersendiri.

Contoh :

Tata Nama Senyawa Biner menurut IUPAC

Menuliskan rumus kimia dan pemberian nama suatu senyawa bertujuan untuk membedakan zat tersebut dari zat yang lainnya. Penulisan rumus kimia senyawa tidak lepas dari ikatan yang ada dalam senyawa tersebut.
Di bawah ini cara pemberian nama sesuai aturan International (IUPAC)

1. Senyawa biner (terbentuk antara unsur logam dengan non logam) / senyawa ion

Pemberian nama senyawa biner (dari dua unsur) sesuai dengan nama unsur logam – unsur nonlogamnya dengan akhiran ida.

Contoh
Al3+ + 3 Cl ———> AlCl3 nama Aluminium klorida
Al3+ + O2 ———> Al2O3 nama aluminium oksida
Na+ + Cl ———> NaCl nama natrium klorida
Ca2+ + O ———> CaO nama kalsium oksida
2Na+ + S ———> Na2S nama natrium sulfida
3Na+ + N ———> Na3N nama natrium Nitrida

Jika unsur logam mempunyai beberapa valensi maka valensi logam harus disertakan dan ditulis dalam angka romawi dalam tanda kurung.
Contoh :
Fe2+ + S ———> FeS nama Besi (II) sulfida
Fe3+ + S ———> Fe2S3 nama Besi (III) sulfida

Untuk lebih memahami penulisan rumus kimia senyawa ion dan pemberian namanya lengkapi tabel berikut:

2. Senyawa biner yang tersusun dari Nonlogam – nonlogan (senyawa Kovalen ):

Untuk memperkirakan rumus molekul senyawa kovalen anda harus memperhatikan aturan oktet dan duplet dari Lewis.

Sehingga Anda harus memperhatikan elektron valensi atom – atom yang berikatan.
Cara memberi nama senyawa hampir mirip dengan senyawa ionik, karena pada umumnya unsur metalloid dan non logam dapat mempunyai beberapa valensi, maka dalam tata nama IUPAC valensi atom pusat harus ditulis dalam angka romawi dalam kurung atau jumlah atom yang mengelilingi atom pusat dinyatakan dalam bilangan yunani.

2 = di ; 3 = tri ; 4 = tetra ; 5 = penta ; 6 = heksa ; 7 = hepta ; 8 = okta ; 9 = nona ; dst

Contoh :

CO = Karbon monoksida
CO2 = Karbon dioksida
PCl3 = Pospor (III) klorida atau phospor triklorida
PCl5 = Phospor (V) klorida atau phospor pentaklorida


I. Pilihan Ganda
A. Berilah tanda silang (x) huruf a, b, c, d atau e pada jawaban yang benar.

1. Tiga macam pengertian oksidasi sebagai berikut :
1. Pengikatan oksigen
2. Kenaikan bilangan oksidasi
3. Pelepasan elektron
Urutan perkembangan pengertian oksidasi tersebut adalah ....
a. 1 – 2 – 3 d. 2 – 3 – 1
b. 1 – 3 – 2 e. 3 – 1 – 2
c. 2 – 1 – 3

2. Menurut kaidah pengikatan dan pelepasan elektron, zat yang mengikat elektron dinamakan .....
a. Reduktor                       d. Reduksi
b. Oksidator                      e. Redoks
c. Oksidasi

3. Berdasarkan konsep pengikatan dan pelepasan oksigen, reaksi di bawah ini merupakan reaksi oksidasi, kecuali ....
a. 2H2 (g) + O2 (g) —-> 2H2O (g)
b. CS2 (g) + 3O2 (g) —-> CO2 (g) + 2SO2 (g)
c. CH4 (g) + 2O2 (g) —-> CO2 (g) + 2H2O(g)
d. Fe2O3 (g) + 3CO(g) —->2Fe (s) + 3CO2 (g)
e. 2KClO3 (aq) + 3S(s) —-> 2KCl (qa) + 3SO2 (g)

4. Diantara zat yang digaris bawahi berikut yang mengalami reduksi adalah ....
a. Zn + 2 HCl —-> ZnCl2 + H2
b. 2 Al + Fe2O3 —-> Al2O3 + 2 Fe
c. SnCl2 + 2 HgCl2 —-> SnCl4 + Hg2Cl2
d. MnO2 + 4 HCl —-> MnCl4 + Cl2 + H2O
e. H2S + 2FeCl3 —-> 2FeCl2 + S + 2HCl

5. Pada reaksi penambahan oksigen di bawah ini :

MnO2 + 4 HCl —-> MnCl4 + Cl2 + H2O
Yang bertindak sebagai oksidator adalah ....
a. MnO2               d. Cl2
b. HCl                 e. H2O
c. MnCl4

6. Redoks berdasarkan kaidah serah terima elektron dari reaksi :
Cr2O3 (aq) + 2Al (s) —-> Al2O3 (aq) + 2Cr (s)
Yang bertindak sebagai penyerah elektron adalah ....
a. Cr dalam Cr2O3           d. Cr
b. Al dalam Al2O3           e. Al
c. O2 dalam Cr2O3

7. Dari reaksi soal no. 6 yang bertindak sebagai oksidator adalah .....
a. Cr dalam Cr2O3                 d. Cr
b. Al dalam Al2O3          e. Al
c. O2 dalam Cr2O3

8. Diketahui reaksi pembakaran anilin, C6H7N sebagai berikut ......
4C6H7N (g) + 35O2 (g) —-> 24CO2(g) + 4NO2 (g) + 14H2O (l)
Pernyataan dibawah ini sesuai dengan reaksi redoks sebagai penambahan dan pengurangan oksigen adalah ....
a. CO2 sebagai hasil reduksi
b. H2O sebagai oksidator
c. NO2 sebagai oksidator
d. Oksigen sebagai reduktor
e. Anilin mengalami reaksi oksidasi

9. Diantara reaksi berikut yang tergolong reaksi redoks adalah ....
a. Cr2O7 2- (aq) + 2H+ (aq) —-> CrO42- (aq) + H2O(l)
b. CuO (s) + 2HNO3 (aq) —-> Cu(NO3)2 (aq) + H2O (aq)
c. 2Na2S2O3 (aq) + l2 (aq) —-> Na2SO4 (aq) + 2Nal (aq)
d. Ba2+ (aq) + SO4 2- (aq) —-> BaSO4 (s)
e. NH4+ (aq) + OH- (aq) —-> NH3 (g) + H2O (g)

10. Diantara reaksi berikut ini yang tidak tergolong reaksi redoks adalah ....
a. S + O2 —> SO2
b. MnO2 + 4H+ + 2Cl- —-> Mn2+ + Cl2 + 2H2O
c. Al2O3 + 6H+ —-> 2Al3+ + 3H2O
d. 2S2O32- + I2 —-> S4O62- + 2I-
e. Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ —-> 2Cr3+ + 7H2O

II. Esai

B. Jawablah pertanyaan dibawah ini dengan benar.

1. a. Apakah yang dimaksud dengan bilangan oksidasi?
b. Tentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur berikut?
1. MnO2
2. HNO3

2. Apakah reaksi-reaksi berikut tergolong reaksi redoks atau bukan redoks? Jelaskan.
a. 2H2S + SO2 ——> 2H2O + 2S
b. Ag+ + Cl- ——> AgCl

3. Jelaskan pengertian reaksi oksidasi - reduksi menurut:
a. Konsep pelepasan oksigen?
b. Konsep pelepasan elektron?
c. Konsep penurunan bilangan oksidasi?

4. Tentukan apakah perubahan dibawah ini merupakan reaksi oksidasi atau bukan ...
a. BrO2– menjadi Br-
b. OCl– menjadi ClO3-

5. Isilah tabel berikut dengan benar.

Materi dapat Di downloads Disini

Demikian materi mengenai Reaksi REDOKS dan Tata Nama Senyawa Biner, bila materi ini bermanfaat silahkan bagikan ke teman lainnya.

Baca Juga :

Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit

A. Komponen dan Pengertian Larutan

Simak ilustrasi berikut :
Apabila kita membuat satu gelas teh manis, maka yang kita lakukan adalah menyediakan satu gelas air teh dan memasukkan dua sendok makan gula, kemudian kita aduk agar gula larut. Dari perlakuan tersebut ter sajilah satu gelas larutan teh manis yang kita inginkan bukan??.
Dari ilustrasi singkat diatas, maka kita bisa identifikasi bahwa di sana ada air teh satu gelas yang berfungsi sebagai pelarut dan dua sendok sebagai zat terlarut.
Dengan identifikasi tersebut maka kita menjadi tahu bahwa larutan teh manis tersebut terdiri dari air teh yang bertindak sebagai Pelarut disebut dengan solvent (jumlahnya lebih banyak) dan gula sebagai Zat terlarut gula disebut juga solute.. (jumlahnya lebih sedikit)
Jadi kesimpulanya bahwa komponen larutan terdiri atas Pelarut (air) dan zat terlarut (gula)
Dan bila kita analisa lebih lanjut antara gula dan air teh tidak kelihatan lagi, artinya yang terlihat hanya air teh saja, sedangkan gulanya menyatu dan tersebar merata bersama air teh. Keadaan seperti inilah yang disebut dengan keadaan homogen.

Kesimpulan kedua dari ilustrasi tersebut adalah adanya campuran homogen antara Air teh (pelarut) dengan Gula (zat terlarut) yang disebut dengan larutan.

Jadi pengertian larutan adalah campuran homogen antara Pelarut dan zat terlarut.
Perbedaan pelarut dan zat terlarut bisa dilihat dari jumlahnya, dimana pelarut jumlahnya lebih banyak dibanding zat terlarutnya.

B. Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit

Pada pembahasan selanjutnya kita akan pelajari tentang larutan elektrolit dan nonelektrolit
Berdasarkan daya hantar listriknya larutan dibedakan menjadi dua, yaitu : Larutan Elektrolit dan Larutan nonelektrolit.

1. Larutan Elektrolit

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh : larutan natrium klorida (NaCl), hidrogen klorida (HCl), natrium hidroksida (NaOH), dan amoniak (NH3).

Larutan elektrolit terbentuk dari senyawa elektrolit yang terdiri dari kelompok senyawa Garam, Asam dan Basa

Pertanyaan selanjutnya Apa itu senyawa elektrolit?

Senyawa yang ketika dilarutkan dalam air menghasilkan ion-ion positif dan negatif.
Seperti garam dapur (NaCl) yang dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion Na+ dan Cl-
Seperti gambar di bawah ini
Jenis senyawa elektrolit dapat berasal dari senyawa ionik dan senyawa kovalen polar, dan keberadaanya sangat menentukan baik tidaknya larutan elektrolit menghantarkan arus listrik. 
Karena semakin suatu senyawa elektrolit semakin banyak melepaskan ion ketika larut dalam air makanya larutan elektrolit tersebut menjadi menjadi semakin kuat dan disebut larutan elektrolit kuat. Sebaliknya jika senyawa tersebut melepaskan ion dalam jumlah sedikit, maka dihasilkan larutan yang kurang baik menghantarkan listrik dan disebut elektrolit lemah.
2. Larutan Nonelektrolit

Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik. Zat non elektrolit bila dilarutkan ke dalam air tidak dapat terurai atau terionisasi menjadi ion-ionnya, melainkan tetap dalam bentuk molekul saja.

Oleh karena itu, larutan nonelektrolit ini tidak dapat menghantarkan listrik atau tidak dapat menunjukan gejala menyalakan lampu dan tidak menghasilkan gelembung-gelembung gas.
Contoh dari larutan non elektrolit : Air murni, Larutan gula’ Larutan alkohol, Larutan urea, dan Harga derajat ionisasi untuk larutan non elektrolit adalah 0 (α = 0 ).

Pertanyaan selanjutnya, Mengapa larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik??

Pada tahun 1887 Arrhenius dari hasil penelitiannya berhasil mengetahui  hantaran listrik oleh larutan elektrolit dengan teori ionisasi.
Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion- ion yang bergerak bebas. Ion-ion itulah yang menghantar arus listrik melalui larutan tersebut.

Untuk membedakan larutan elektrolit dan nonelektrolit dapat dilakukan uji elektrolit dengan rangkaian alat sebagai berikut :

Pertanyaan lainnya adalah Senyawa apa sajakah yang dapat menghantarkan listrik ??

Untuk menjawab pertanyaan di atas perhatikan penjelasan berikut ini :

Ternyata tidak semua senyawa yang ada di sekitar kita dapat menghantarkan arus listrik. Senyawa yang dapat menghantarkan arus listrik tergolong ke dalam senyawa ionik dan senyawa kovalen polar.

a. Senyawa Ion

Senyawa ion adalah senyawa yang terbentuknya melalui ikatan ionik terdiri dari ion positif dan ion negatif.

Dalam padatannya, ion-ion itu tidak bergerak bebas, sehingga senyawa ion dalam bentuk padatan tidak dapat menghantarkan arus listrik. Akan tetapi jika senyawa ion dilelehkan atau dilarutkan, maka ion-ionnya dapat bergerak bebas, sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh zat elektrolit : NaCl, KCl, Na2SO4, dll

b. Senyawa Kovalen Polar

Senyawa yang dalam pembentukannya menggunakan ikatan kovalen dan terjadi polarisasi karena perbedaan keelektronegatifan.
Secara umum senyawa kovalen terdiri dari molekul-molekul bersifat netral dan tidak dapat menghantarkan arus listrik. Akan tetapi sebagian molekul bersifat polar, misalnya molekul air, HCl, H2SO4, CH3COOH,
Senyawa kovalen yang bersifat polar, dalam larutannya dapat menghantarkan listrik. Sedangkan senyawa kovalen non polar dalam larutannya tidak dapat menghantarkan arus listrik.

C. Larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah

Berdasarkan kemampuan ionisasinya larutan elektrolit dibedakan menjadi dua,yaitu :

1. Elektrolit kuat

Larutan elektrolit kuat dihasilkan karena senyawa tersebut dapat terionisasi sempurna, artinya dalam keadaan lelehan dan larutannya senyawa tersebut terurai menjadi ion positif (kation) dan ion negatif (anion), seperti

NaCl (aq) -----> Na+ (aq) + Cl- (aq)

Yang terbentuk dari senyawa ionik dan kovalen polar, termasuk ke dalam elektrolit kuat adalah senyawa garam, Asam kuat dan Basa Kuat
Contoh :
Senyawa garam : NaCl, MgBr2, KNO3, dll
Senyawa asam kuat : HCl, H2SO4, HBr,HNO3, HCI, dll
Senyawa Basa Kuat : NaOH, Ba(OH)2, KOH, dll
karakteristiknya adalah sebagai berikut:

  • Menghasilkan banyak ion
  • Molekul netral dalam larutan hanya sedikit/tidak ada sama sekali
  • Terionisasi sempurna, atau sebagian besar terionisasi sempurna
  • Jika dilakukan uji daya hantar listrik: gelembung gas yang dihasilkan banyak, lampu menyala
  • Penghantar listrik yang baik
  • Derajat ionisasi = 1, atau mendekati 1
2. Elektrolit lemah

Larutan elektrolit lemah terjadi karena senyawa tersebut terionisasi sebagian (tidak sempurna), artinya pada keadaaan larutan dan lelehannya hanya sebagian saja yang terurai menjadi ion positif dan ion negatif, seperti

NH4OH (aq) ----> NH4+(aq) + OH-(aq)

Termasuk ke dalam elektrolit lemah adalah Asam lemah dan Basa Lemah
Contoh :
Senyawa asam lemah : H3PO4, H2S, H2CO3, dll
Senyawa basa lemah : NH3, Ca(OH)2, Al(OH)3,dll
karakteristiknya adalah sebagai berikut:
  • Menghasilkan sedikit ion
  • Molekul netral dalam larutan banyak
  • Terionisasi hanya sebagian kecil
  • Jika dilakukan uji daya hantar listrik: gelembung gas yang dihasilkan sedikit, lampu tidak menyala
  • Penghantar listrik yang buruk
  • Derajat ionisasi mendekati 0
D. KEKUATAN LARUTAN ELEKTROLIT

Kekuatan larutan elektrolit erat kaitannya dengan derajat ionisasi/disosiasi . Derajat ionisasi/disosiasi adalah perbandingan antara jumlah ion yang dihasilkan dengan jumlah zat mula-mula. Dapat dirumuskan sebagai berikut:
α = (mol zat terurai)/(mol zat mula-mula)
Derajat ionisasi memiliki rentang antara 0 s ̶ d 1
.
  • Jika α = 1 elektrolit kuat
  • Jika α = 0 non elektrolit
  • Jika 0 > α < 1 artinya bila α mendekati 1 semakin kuat, dan jika α mendekati 0 semakin lemah.
E. Manfaat Larutan Elektrolit 

Dikalangan masyarakat di pedesaan sering memanfaatkan larutan elektrolit. Seperti Petani di desa sehabis dari sawah biasanya akan mandi dengan air yang dicampur dengan air garam terlebih dahulu biar badan lebih segar.

Ternyata ketika garam dilarutkan dalam air, ia terurai menjadi ion Na+ dan CL-. Ion hasil penguraian ini ternyata dapat meningkatkan tegangan permukaan air sehingga ketika air disiramkan ke tubuh dapat membantu membuka pori-pori tubuh lebih lebar. Pori-pori yang lebar menyebabkan tubuh petani yang panas menjadi lebih cepat dingin dan segar kembali

I. Pilihan Ganda

A. Berilah tanda silang (x) huruf a, b, c, d atau e pada jawaban yang benar.

1. Dibawah ini yang termasuk larutan elektrolit adalah …
a. Amilum      d. Garam dapur
b. Alkohol      e. Gula
c. Glukosa

2. Suatu larutan dapat terionisasi hampir sempurna, maka larutan tersebut tergolong ...

a. Asam            d. Basa
b. Amfoter        e. Elektrolit kuat
c. Elektrolit lemah

3. Diantara larutan zat-zat berikut yang tergolong larutan elektrolit lemah adalah ...

a. NH4OH      d. KOH
b. HCl             e. H2SO4
c. NaCl

4. Asam yang di dalam air hanya menghasilkan ion H+ dari setiap molekulnya adalah ...

a. H2S          d. H2CO3
b. H2SO4     e. H3PO4
c. HCl

5. Suatu larutan dapat menghantarkan listrik dengan baik, jika larutan tersebut mengandung ...

a. Air penghantar listrik
b. Ion-ion yang bergerak bebas
c. Ion-ion positif
d. Logam yang merupakan penghantar listrik
e. Elektron yang tidak bebas bergerak

6. Asam klorida (HCl) merupakan contoh dari ...

a. Senyawa ionik yang non elektrolit
b. Senyawa ionik yang elektrolit
c. Senyawa kovalen yang non elektrolit
d. Senyawa kovalen yang elektrolit
e. Senyawa yang dapat menghantarkan arus listrik

7. Larutan elektrolit yang efektif untuk menarik sol As2S3 yang bermuatan negatif adalah ...

a. NaCl              d. SrCl2
b. K2SO4          e. AlCl3
c. CaCl2

8. Data hasil pengujian daya hantar listrik beberapa larutan sebagai berikut
Dari data tersebut dapatlah disimpulkan bahwa .....

a. semua air dari berbagai sumber, bersifat elektrolit
b. air laut dan sumur bersifat elektrolit
c. air sungai, danau, sendang dan ledeng termasuk larutan non elektrolit
d. larutan dapat tergolong elektrolit jika mempunyai persamaan sifat dengan air laut dan air sumur
e. larutan dapat tergolong non elektrolit jika mempunyai persamaan sifat dengan air ledeng

9. Data hasil percobaan daya hantar listrik berbagai zat adalah sebagai berikut :

Elektrolit yang merupakan senyawa ion adalah ....

a. AB        d. BE
b. AC       e. CD
c. AD

10. Dari larutan berikut yang diharapkan menghantarkan listrik paling baik adalah....

a. larutan glukosa 2 M                             d. larutan asam sulfat 0,2 M
b. larutan asam cuka 0,2 M                     e. larutan asam sulfat 2 M
c. larutan asam cuka 2 M

II. Uraian

B. Jawablah pertanyaan dibawah ini dengan benar.

1. Jelaskan pengertian elektrolit, non elektrolit, kation dan anion? Berikan contohnya.
2. Mengapa larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik? Jelaskan.
3. Tuliskan reaksi ion dari senyawa-senyawa berikut.
    a. HCl                        c. NaCl                         e. NaOH
    b. H2SO4                  d. CH3COOH

4. Sebutkan contoh larutan elektrolit dan non elektrolit yang sering kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari?

5. Jelaskan perbedaan antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah

Semoga dapat membantu Anda yang membutuhkannya
Downloads Materi Di Sini

Bacar Juga :

Memahami Sistem Periodik Unsur dan Sifat - Sifat Keperiodikkan Unsur


Kompetensi Dasar
1.1. Memahami struktur atom berdasarkan teori atom Bohr, sifat-sifat unsur, massa atom relatif, dan sifat-sifat periodik unsur dalam tabel periodik serta menyadari keteraturannya, melalui pemahaman konfigurasi elektron.

Anda akan melakukan kegiatan-kegiatan berikut.
• Mengkaji literatur tentang perkembangan tabel periodik unsur dalam kerja kelompok.
• Presentasi hasil kajian untuk menyimpulkan dasar pengelompokkan unsur-unsur.
Akhirnya Anda akan mampu :
• Membandingkan perkembangan tabel periodik unsur untuk mengidentifikasi kelebihan dan kekurangannya.
• Menjelaskan dasar pengelompokan unsur-unsur.

Ringkasan Materi

A. Perkembangan Sistem Periodik

1. Penggolongan berdasarkan sifat kelogaman
Unsur-unsur di alam digolongkan menjadi unsur logam dan unsur non logam.

2. Triade Dabereiner
Pada tahun 1817 Dabereiner menemukan adanya suatu keteraturan hubungan berat atom antara 3 buah unsur yang mempunyai sifat kimia mirip.
Bila ketiga unsur tersebut diurutkan menurut naiknya massa atom maka massa atom unsur ditengah sama dengan setengah dari jumlah massa atom dari dua atom yang dipinggir.
Contoh :

Contoh lain adalah unsur Cl, Br dan I. Coba Anda buktikan sendiri.
Diketahui masa atom Cl = 35,5; I = 126,9, maka tentukanlah massa atom Br.
Namun sifat triade ini hanya terbatas pada beberapa kelompok unsur saja

3. Hukum Oktaf Newland
Pada tahun 1865 J. Newland menyusun daftar unsur-unsur menurut kenaikan massa atom. Dari daftar ini ternyata ditemukan pengulangan sifat unsur setiap 8 unsur.
Gas mulia tidak termasuk dalam pengelompokan unsur-unsur ini karena gas mulia saat itu belum ditemukan.
Pengelompokan unsur-unsur Hukum Oktaf :


Berdasarkan pengelompokan di atas, dapat kita simpul kan bahwa yang merupakan unsur segolongan adalah :

- Li, Na, K
- Be, Mg, Ca
- B, Al
- C, Si, dan seterusnya.

4. Mendeleyev dan Lothar Meyer
Pada tahun 1869 Mendeleyef dan Lothar Meyer secara terpisah menyusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifatnya. Dari data tersebut Mendeleyef mengemukakan : “Sifat unsur-unsur adalah merupakan fungsi periodik dari massa atomnya”.
Salah satu kehebatan sistem penyusunan ini adalah dari keperiodikan ini Mendeleyef telah dapat meramalkan sifat unsur-unsur yang pada saat itu belum diketahui orang. Beberapa tahun kemudian ternyata unsur-unsur tersebut diketemukan orang dan sifat-sifatnya yang sesuai dengan ramalan Mendeleyef.

5. Sistem Periodik Panjang (Modern)
Walaupun sistem periodi Mendeleyef sudah baik, namun masih banyak kelemahan-kelemahannya. Pada tahun 1913 Hendry G.J. Moseley melihat hubungan antara nomor atom dan muatan inti. Kemudian Moseley mengubah susunan berkala yang tadinya berdasarkan pada massa atom diganti dengan nomor atom. Tabel dibuat dalam bentuk panjang yang disebut Periodik Panjang. Akibat pergantian ini ada beberapa unsur yang berubah letaknya.
Dalam sistem periodik, unsur-unsur dibagi atas periode-periode yang merupakan deret-deret horizontal dan golongan yang merupakan lajur-lajur vertikal.


a. Periode Sistem Periodik
Periode dalam sistem periodik menyatakan banyak kulit atom yang dimiliki oleh unsur yang bersangkutan.
Dalam sistem periodik modern, unsur-unsur terbagi atas 7 periode yang dibedakan lagi atas :
1. Periode pendek, yaitu perode 1, 2, dan 3.
2. Periode panjang, yaitu periode 4 dan 5.
3. periode sangat panjang, yaitu periode 6.
4. Periode belum lengkap, yaitu periode 7.
b. Golongan Sistem Periodik
Golongan dalam sistem periodik menyatakan jumlah electron yang terdapat pada kulit terluar (elektron valensi). Unsur-unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai sifat-sifat yang mirip.
Dalam sistem periodik modern unsur-unsur terbagi atas 18 golongan yang masing-masing golongan dibagi atas 8 golongan utama (A) dan 8 golongan transisi (B).
Penamaan khusus untuk beberapa golongan adalah sebagai berikut :
1. Golongan IA disebut golongan alkali, kecuali H.
2. Golongan IIA disebut golongan alkali tanah.
3. Golongan VIIA disebut golongan halogen.
4. Golongan VIIIA disebut golongan gas mulia.
5. Golongan IIIA sampai dengan golongan VIA diberi nama sesuai unsur yang ada pada golongan tersebut.
6. Golongan IB sampai dengan golongan VIIIB disebut golongan transisi.
Hubungan antara letak unsur dalam sistem periodik dengan konfigurasi elektronnya adalah sebagai berikut.

1. Nomor periode sama dengan jumlah kulit
2. Nomor golongan sama dengan jumlah elektron valensi


Rangkuman:
1. Perkembangan SPU yang kita pakai sekarang secara berurutan disusun berdasarkan sebagai berikut :
- Sifat logam dan non logam
- Triade dar Dobereiner
- Hukum Oktaf Newland
- Sistem periodik Mendeleev
- Sistem periodik modern

2. Sifat fisis dan kimia suatu unsur merupakan fungsi periodic nomor atomnya.

3. Golongan adalah unsur-unsur yang berada pada lajur vertikal dan periode adalah unsur-unsur yang berada lajur horizontal.


TIPS
Teknik menghafal Sistem Periodik Unsur, menggunakan jembatan Keledai
Golongan IA : HerLiNa Kawin Roby Cs Frustasi
Golongan IIA : Besok Minggu Cami Serentak Bawa Rambutan
Golongan IIIA : Budi Alias Gali Indonesia Tulen
Golongan IVA : Cahyono Si Gendut Senang sePak bola
Golongan VA : NaPAs Sebelum Binasa
Golongan VIA : Om Saya Senang Telo Pohung
Golongan VIIA : Fuji Color Baru Itu Antik
Golongan VIIIA : He Nenek Arman Kurus Xena Radon

Cara di atas merupakan salah satu contoh menghafal unsur-unsur dalam Sistem Periodik Unsur, selebihnya dapat dikembangkan sesuai dengan lingkungan setempat.

Tugas Kelompok
Bentuk lah kelompok dengan masing-masing kelompok terdiri dari 6 atau 7 siswa. Kemudian jawablah pertanyaan berikut dengan cara berdiskusi.

Kegiatan 1.1 Menemukan Triade Dobereiner
Perhatikan unsur-unsur berikut, unsur-unsur tersebut terletak dimana pada sistem periodik modern. Kemudian amati massa atom nya.

1. Tuliskan massa unsur pada setiap kolom pengolahan data berikut.

2. Bandingkan massa unsur yang ditengah dengan jumlah massa unsur pertama dan ketiga.
3. Buatlah kesimpulan dari data di atas.
4. Jelaskan ketentuan yang ditemukan oleh Doberiener tersebut, yang dikenal dengan Triade Dobereiner.

Kegiatan 1.2. Mengamati keteraturan Hukum Oktaf.
Amati bagan berikut, lengkapi titik-titiknya dan jawab pertanyaannya.
Pertanyaan:

  1. Beri nomor urut dari Li ke K pada deretan unsur-unsur tersebut.
  2. Li nomor urut ke-1 mempunyai kesamaan sifat dengan unsur ... nomor urut ke ... dan unsur ... nomor urut ke ...
  3. Be nomor urut ke-2 mempunyai kesamaan sifat dengan unsur ... nomor urut ke ...
  4. Berdasarkan data tersebut, jelaskan keteraturan yang ditemukan J. Newlands yang dikenal dengan hukum oktaf.

Kegiatan 1.3. Memahami sistem periodik Mendeleev.
Amati sistem periodik Mendeleyef yang terdapat pada buku reverensi lain. Kemudian jawablah pertanyaaan di bawah ini.

1. Berdasarkan apa Mendeleyev mangurutkan unsur-unsur dalam sistem periodiknya?.
2. Mengapa pada sistem peeriodik Mendeleyev ada beberapa tempat kosong?.

Kegiatan 1.4. Mengamati sistem periodik modern.
Amati sistem periodik modern dan lengkapi tabel berikut.


Tugas Individu

Hafal unsur-unsur yang terdapat dalam golongan IA sampai dengan golongan VIIIA. Kemudian pada pertemuan selanjutnya guru akan menilai hafalan Anda.

B. Sifat-Sifat Ke periodik kan Unsur

Sifat periodik adalah sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor Atom, yaitu dari kiri ke kanan dalam satu periode atau dari atas ke bawah dalam satu golongan.

1. Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti hingga kulit elektron terluar.
Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya.Jadi : dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar.

Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom.
Jadi : dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil.

2. Afinitas Elektron

Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif
Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA.
Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA..
Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil.
Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar.
Contoh: Cl(g) + e¯ → Cl¯(g) (∆H=-348kj)

3. Energi Ionisasi

Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam wujud gas untuk melepaskan satu elektron sehingga membentuk ion bermuatan +1 (kation).
Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dst.
EI 1< style="font-style: italic;">bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan.
Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan .
Contoh : 11 Na + energi ionisasi → Na+ + e

4. Keelektronegatifan

Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).
Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.
Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil.
Dalam satu golongan dari atas ke bawah

1. Afinitas elektron semakin kecil
2. Jari-jari atom semakin besar
3. Energi ionisasi semakin kecil
4. Elektronegativitas semakin kecil

Dalam satu perioda dari kiri ke kanan

1. Jari-jari atom semakin kecil
2. Afinitas elektron semakin besar
3. Energi ionisasi semakin besar
4. Elektronegativitas semakin besar

Soal-soal Latihan

Soal Essay

1. Apakah fungsi pengelompokan unsur-unsur ?
2. Apakah yang dimaksud dengan kelompok unsur Triade ? Jelaskan !
3. Jelaskan mengapa Newland dianggap penemu keperiodikan unsur ?
4. Sebutkan keunggulan Mendeleev dalam menyusun sistem periodiknya.
5. Apa yang dimaksud dengan periode dan golongan dari sistem periodik modern?


Soal Pilihan Ganda

Silanglah (X) huruf a, b, c, d, atau e di depan jawaban yang tepat!

1. Yang menemukan aturan Triade adalah…

a. Lothar Meyer      d. Newland
b. Mendeleev          e. J.J Thomson
c. Doberiener

2. Susunan berkala unsur menurut Mendeleyev disusun berdasarkan…

a. kenaikan massa atom
b. kenaikan nomor atom
c. sifat fisik
d. sifat kimia
e. sifat logam

3. Pernyataan yang salah mengenai sistem periodik bentuk panjang adalah…

a. periode 1 hanya berisi dua unsur
b. periode 2 dan periode 3 masing-masing berisi 8 unsur
c. periode 4 berisi 18 unsur
d. periode 5 dan periode 6 masing-masing berisi 32 unsur
e. periode 7 belum terisi penuh

4. Yang pertama kali menemukan adanya hubungan antara sifat-sifat kimia unsur dengan massa atomnya adalah…

a. Dalton
b. Dobereiner
c. John Newland
d. Lothar Meyer
e. Mendeleev

5. Dari pernyataan berikut :

1. Keyakinan akan ramalannya tentang unsur yang belum ditemukan
2. Mampu membedakan logam dan nonlogam
3. Dengan tegas memperbaiki massa atom yang dianggapnya tidak tepat
4. Unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya

Yang merupakan keunggulan sistem periodic Mendeleev adalah…
a. 1 dan 2      d. 2 dan 4
b. 1 dan 3      e. 3 dan 4
c. 2 dan 3

6. Unsur alkali pada sistem periodik unsur terletak pada golongan…

a. IA             d. VIA
b. IIA           e. VIIA
c. IIIA

7. Menurut IUPAC, dalam sistem periodik terdapat…

a. 6 periode, 8 golongan
b. 6 periode, 8 golongan A, dan 8 golongan B
c. 7 periode, 8 golongan A, dan 8 golongan B
d. 7 periode, 16 golongan
e. 7 periode, 18 golongan

8. Unsur-unsur yang terdapat pada golongan VIIIA disebut golongan…

a. alkali tanah          d. halogen
b. alkali                   e. oksigen
c. gas mulia

9. Penggolongan unsur berikut yang benar adalah…

a. klor termasuk golongan gas mulia
b. barium termasuk golongan alkali
c. kalium termasuk golongan alkali tanah
d. helium termasuk golongan karbon
e. neon termasuk golongan gas mulia

10. Dari pernyataan tentang golongan B :

1. Disebut golongan transisi             3. Terdapat pada periode 4-7
2. Merupakan unsur logam               4. Terletak antara IIA dan IIIA

Pernyataan yang benar adalah…

a. 1, 2, dan 3 d. 3 dan 4
b. 1 dan 3 e. 1, 2, 3, dan 4
c. 2 dan 4

Demikian uraian materi tentang sistem periodik unsur dan sifat - sifatnya, yang dapat di sampaiakn mudah - mudahan dapat bermanfaat dan membantu Anda yang membutuhkan referensi.

Downloads Materi SPU Disini

Baca Juga :

  • Ikatan Kimia
  • Stoikiometri (hukum dasar Kimia)