Pernahkah kalian berpikir kadang memang bidang studi kimia memang cukup susah untuk dipahami? Bahkan sebagian besar orang jarang untuk menyukai bidang studi yang satu ini karena alasan tersebut. Dalam hal ini, maka ada beberapa tips untuk menguasai kimia dengan baik dan mengembangkannya. Continue reading 10 Tips untuk Sukses dalam Mempelajari dan Menguasai Kimia
Berbagai macam unsur di muka bumi ini memang akan lebih sulit untuk dikenal jika tidak ada nama dari masing-masing unsur tersebut, dan hal itu akhirnya dibuat sebuah tata nama untuk dapat mengklasifikasikan unsur tersebut sehingga lebih mudah dikenali dari masing-masing unsur tersebut.
Penamaan pada senyawa biner (yang mengandung dua jenis unsur) yang terbentuk dari unsur logam dan nonlogam, nama logam ditulis terlebih dulu kemudian diikuti dengan nama nonlogam lalu diberi dengan akhiran ida.
Misalnya, NaCl yang tersusu dari logam natrium dengan nonlogam klorin, maka unsur tersebut dinamai menjadi natrium klorida (natrium + klor + ida).
Beberapa contoh senyawa yang dapat terbentuk dari unsur logam dan nonlogam bisa Anda lihat berikut ini.
Pada senyawa biner yang terbentuk dari sesama unsur nonlogam diberi nama seperti pada cara berikut ini.
Jumlah atom unsur yang dinyatakan dalam bahasa Yunani adalah sebagai berikut.
1 = mono
2 = di
3 = tri
4 = tetra
5 = penta
6 = heksa
7 = hepta
8 = okta
9 = nona
10 = deka
Catatan : awalan mono tidak ditulis pada atom unsur pertama.
Pada senyawa CO yang tersusun dari satu atom unsur nonlogam yaitu karbon © dan satu atom unsur nonlogam yaitu oksigen (O), maka namanya menjadi karbon monoksida (bukan monokarbon monoksida). Berikut ini bisa Anda lihat dan pelajari contoh senyawa yang terbentuk pada sesama nonlogam di bawah ini.
Asam merupakan senyawa yang dapat menghasilkan ion hidrogen bila dilarutkan ke dalam air. Semua senyawa yang memiliki rumus kimia dengan awalan atom unsur H harus diberi nama dengan awalan asam, kecuali pada air (H2O) dan hidrogen peroksida (H2O2).
Basa sendiri merupakan senyawa yang dapat menghasilkan ion hidroksida apabila dilarutkan dengan di dalam air. Basa sendiri dinamai dengan menyebut nama logamnya terlebih dulu lalu diikuti dengan kata hidroksida.
Sumber : Sains Kimia SMP kelas VIII
Sebuah es batu yang tak mengandung garam akan mencair lebih dulu daripada es batu yang mengandung garam. Hal tersebut menandakan bahwa titik beku es batu yang mengandung garam lebih rendah daripada titik beku es batu yang tidak mengandung garam.Prinsip tersebut dimanfaatkan oleh para nelayan dan pedagang es, nelayan menggunakan es batu yang ditambahkan garam untuk mengawetkan ikan dan es batu pun tidak cepat mencair. Sebelum mengetahu alasan mengapa menambahkan garam menyebabkan titik beku es batu menjadi lebih rendah kita harus mengenal sifat koligatif terlebih dahulu. Continue reading Definisi Sifat Koligatif Larutan
Jangan suka SKS (Sistem Kebut Semalam)
Cara ini sesungguhnya tidak akan bekerja jika Anda menjejalkan semua hal yang Anda pelajari dalam waktu singkat di otak Anda. Tentunya, Anda harus mempelajari setidaknya satu minggu sebelum ujian sehingga ketika hari ujian dekat Anda sudah bisa merasa siap. Continue reading Sepuluh Cara Lulus Ujian Kimia
Manusia selalu menemukan cara untuk mengatasi kekurangan mereka, jika kita tidak bisa terbang maka terciptalah pesawat terbang, jika kita tidak bisa bernapas di air maka terciptalah kapal selam dan peralatan menyelam, bila kita tidak dapat menganalisis data dalam jumlah besar jadi kita akan menemukan komputer. Kemampuan dalam merancang mesin memungkinkan kita untuk melakukan hal-hal yang dinyatakan tidak mungkin telah memungkinkan kita untuk memperluas dalam mengisi hampir setiap sudut planet ini dan melakukan prestasi ilmu pengetahuan, seni dan teknik yang tidak mungkin bagi hewan lain. Continue reading Bisakah Obat-obatan Membuat Anda Lebih Pintar?
1. Sistem penyangga asam dengan basa konjugasinya
Larutan penyangga atau larutan buffer adalah larutan yang pH-nya relatif tetap (tidak berubah) pada penambahan sedikit asam atau sedikit basa. Ditinjau daru komposisi zat penyusunnya, sistem larutan penyangga dibagi menjadi dua, yaitu sistem penyangga asam dan basa konjugasinya serta sistem penyangga basa dan asam konjugasinya. Artikel lain mengenai larutan buffer juga bisa dilihat disini Continue reading Larutan Penyangga (Part 1)
Konfigurasi elektron merupakan penataan elektron-elektron dalam atom. Ada tiga aturan untuk menggambarkan konfigurasi elektron dari suatu atom, yaitu :
Pengisian elektron pada orbital dimulai dari energi paling rendah kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi.
Jika ditulis memanjang adalah sebagai berikut :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 4f 5p 6s 5d 6p 7s 5f 6d 7p…
Pauli menyatakan bahwa tidak ada 2 elektron dalam 1 orbital yang memiliki ke-4 bilangan kuantum yang sama. Yang berarti bahwa bilangan kuantum spinnya harus berbeda yaitu + ½ atau – 1/2. Akibatnya, setiap orbital dapat diisi maksimal 2 elektron (1 pasang elektron)
Contoh :
7N : 1s2 2s2 2p3 atau [2He] 2s2 2p3
17Cl : 1s2 2s2 2p3 3s2 3p5 atau [10Ne] 3s2 3p5
Pada pengisian orbital yang setingkat, elektron-elektron tidak membentuk pasangan lebih dulu sebelum masing-masing orbital terisi sebuah elektron.
Contoh :
Sistem periodik unsur disusun berdasarkan pengamatan sifat kimia dan sifat fisika unsur. Unsur yang mempunyai kemiripan, baik sifat kimia maupun fisika diletakkan dalam satu golongan.
Jika konfigurasi elektron berakhir pada sn maka unsur tersebut pada golongan nA
Jika konfigurasi elektron berakhir pada pn maka unsur tersebut pada golongan (n+2)A
Jika konfigurasi elektron berakhir pada dn maka unsur tersebut pada golongan (n+2)B untuk n+2 berjumlah 8, 9, dan 10, sedangkan untuk n+2 yang berjumlah 11 dan 12 unsur terletak pada golongan IB dan IIB
Jika konfigurasi elektron berakhir pada fn, maka unsur tersebut terletak pada golongan lantanida dan aktinida
Letak periode ditentukan dari jumlah kulit elektron unsur yang ditandai dengan angka di depan subkulit yang terbesar.
Contoh
19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 atau [18Ar] 4s1
K terletak pada periode 4, golongan IA
23L = = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 atau [18Ar] 4s2 3d3
L terletak pada periode 4, golongan VB
Bentuk molekul ditentukan melalui percobaan, tetapi untuk molekul-molekul sederhana dapat diramalkan bentuknya berdasarkan struktur-struktur elektron dalam molekul melalui teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion). Struktur elektron dalam molekul, yaitu dibentuk molekul, ditentukan oleh pasangan elektron terikat dan kekuatan tolak menolak antar pasangan.
PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI
Keterangan :
PEB : Pasangan elektron bebas
PEI : Pasangan elektron ikatan
Berbagai kemungkinan bentuk molekul sebagai berikut :
Catatan :
A : atom pusat
X : pasangan elektron terikat
E : pasangan elektron bebas
Langkah-langkah untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa sebagai berikut :
Contoh :
Meramalkan bentuk molekul dari CH4 adalah :
Konfigurasi dari 6C = 2 4
Konfigurasi dari 1H = 1
Jumlah PEI = 4 dan PEB = 0
Tipe molekulnya adalah AX4, bentuk molekulnya adalah tetrahedron
Gaya tarik antarmolekul dibagi menjadi 2, yaitu :
1. Gaya Van der Walls, yang terdiri atas gaya tarik menarik dipol sesaat dan gaya tarik menarik dipol-dipol.
a. Gaya tarik menarik dipol sesaat
Dipol sesaat terbentuk apabila elektron dari suatu daerah berpindah ke daerah lainnya. Hal itu menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga antar molekul nonpolar terjadi gaya tarik menarik yang lemah.
Gaya tarik menarik ini dikemukakan oleh Fritz London, maka disebut gaya London atau gaya Dispersi. Gaya London ini terutama terdapat pada molekul-molekul nonpolar, misalnya CH4, H2O.
b. Gaya tarik dipol-dipol
Suatu molekul yang penyebaran muatannya tidak simetris akan bersifat polar dan mempunyai ujung-ujung yang berbeda muatan (dipol). Susunan molekul seperti ini akan menghasilkan suatu gaya tarik menarik yang disebut gaya tarik dipol-dipol. Gaya tersebut terdapat pada senyawa polar. Senyawa polar cenderung mempunyai titik leleh dan titik didih yang lebih tinggi daripada senyawa nonpolar. Contoh senyawa polar, misalnya HCl dan BH3
Gaya-gaya antar molekul, yaitu gaya dispersi gaya London) dan gaya dipol-dipol, secara kolektif disebut gaya Van Der Walls. Gaya dispersi terdapat pada setiap zat, baik polar maupun nonpolar. Gaya tarik dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu.
Ikatan hidrogen terjadi antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen (H). Molekul-molekul yang sangat polar, misalnya F2, O2, dan N2 sedangkan yang termasuk ikatan hidrogen, misalnya HF, H2O, dan NH3. Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya Van Der Walls. Energi untuk memutuskan ikatan hidrogen adalah sekitar 15 sampai 40 kJ/mol, sedangkan untuk gaya Van Der Walls adalah sekitar 2 sampai 20 kJ/mol. Itulah sebabnya mengapa zat yang mempunyai ikatan hidrogen mempunyai titik cair dari titik didih yang relatif tinggi.
Sumber :Hayati SMA Kimia XI – Smt 1
