Rangkuman rumus kimia 1. Pengisian elektron pada tiap kulit atom 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p b) c) 3d 4d 5d d) Untuk gas pada keadaan standar (0oC, 1 atm) 4f 5f Rumus : Rumus : P x Tidak stabil Stabil ns2 (n-1)d4 ns2 (n-1)d9 ns1 (n-1)d5 ns1 (n-1)d10 Penentuan golongan unsur : Untuk golongan A elektron valensi ns1 ns2 f) ns np IVA 2 ns np VA ns2 np4 VIA 2 3 ns np VIIA ns2 np6 VIIIA 2 5 Untuk golongan B elektron valensi ns (n-1)d ns2 (n-1)d2 2 1 2 3 ns (n-1)d golongan IIIB IVB VIB ns2 (n-1)d5 VIIB 5 ns2 (n-1)d6 ns2 (n-1)d7 2 10 ns (n-1)d 4. 5. 6. 7. IB IIB Ikatan ion terjadi antara : logam + non logam melepas elektron + menerima elektron Ikatan kovalen terjadi antara : non logam + non logam menerima elektron + menerima elektron Hukum kekekalan massa (Lavoisier) Massa pereaksi = Massa hasil reaksi Perbandingan koefisien reaksi = Perbandingan mol zat Hukum perbandingan tetap (Proust) Perbandingan massa = Perbandingan Ar 8. Hukum perbandingan volume (Gay Lussac) 9. Perbandingan volume = Perbandingan koefisien reaksi Konsep mol a) n= jumlah partikel 6,02 x 10 23 12. Menghitung ∆H reaksi dengan data energi ikatan rata-rata : ∆Hreaks = ∑ E (reaktan) - ∑ E(hasil reaksi) 13. Jika diketahui reaksi : A + B → C , maka persamaan laju reaksinya dapat dirumuskan sebagai : V = k.[A] m .[B] n 14. Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi a) b) c) d) VIIIB ns2 (n-1)d8 ns1 (n-1)d10 ∆H = ∑ ∆H of hasil reaksi - ∑ ∆H of pereaksi VB ns (n-1)d 1 V1 V2 = n1 n 2 10. Zat yang bersifat elektrolit dalam larutannya : Asam, Basa, dan Garam golongan IA IIA 1 V=nxR xT 11. Menghitung ∆H reaksi Hukum Hess IIIA 2 Volume gas 22,4 Pada suhu dan tekanan yang sama Rumus : ns np 2 n= e) Pada suhu ≠ 0oC dan tekanan ≠ 1 atm 2. Susunan elektron yang stabil pada gol. B 3. massa Mr n=MxV n= Suhu, makin tinggi suhu dalam sistem laju reaksi makin cepat karena energi kinetik molekul makin besar. Luas permukaan, makin luas permukaan zat maka jumlah tumbukan antar molekul makin banyak sehingga laju reaksi makin cepat. Konsentrasi zat, makin besar konsentrasi zat mkin banyak molekul yang bertumbukkan sehingga laju reaksi makin cepat. Katalisator, penambahan katalisator dalam sistem mengkibatkan turunnya energi aktifasi zat sehingga reaksi berlangsung makin cepat. 15. Jika diketahui reaksi kesetimbangan gas : nA (g) + mB (g) ↔ qC (g) , maka Kc = [C] q [A] n [B] m Kp = [pC] q [pA] n [pB] m Kp = Kc [R.T] ∆n 16. Faktor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan : a) Perubahan konsentrasi zat Jika konsentrasi salah satu zat ditambah maka sistem kesetimbangan bergeser meninggalkan zat yang ditambah. Jika konsentrasi salah satu zat dikurangi maka kesetimbangan bergeser menuju zat yang ditambah tersebut. b) Perubahan suhu Jika suhu pada sistem dinaikkan maka sistem kesetimbangan bergeser kearah endoterm. Jika suhu pada sistem diturunkan maka sistem kesetimbangan bergeser kea rah eksoterm. c) Perubahan dtekanan dan volume Jika tekanan pada sistem dinaikkan maka volume semakin kecil sehingga sistem kesetimbangan bergeser kejumlah koefisien yang kecil Jika tekanan pada sistem diperkecil maka volume semakin besar sehingga sistem kesetimbangan bergeser ke jumlah koefisien besar. 17. Larutan asam – basa : a) Asam adalah : Zat yang menghasilkan ion H+ jika dilarutkan dalam air (menurut Arhenius) Zat yang bertindak sebagai donor proton, H+ (menurut Bronsted-Lowry) Zat yang bertindak sebagai aseptor pasangan elektron (menurut Lewis) Dapat mengubah warna lakmus biru menjadi merah. Asam kuat : H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO3, HClO4 Rumus [H+] : + [H ] = x [Asam Kuat] b) Asam lemah : selain asam kuat Rumus [H+] : mol asam lemah - mol basa kuat mol basa kuat 24. Larutan buffer basa : Basa lemah dicampur garamnya Rumus : [OH − ] = Kb mol basa mol garam Basa lemah berlebih dicampur asam kuat Rumus : [OH − ] = Kb mol basam lemah - mol asam kuat mol asam kuat 25. Garam terhidrolisis sebagian : Garam asam = basa lemah + asam kuat Rumus : Kw [ion + ] Kb [H + ] = dan Kh = Garam basa = asam lemah + basa kuat Rumus : [H + ] = α [Asam lemah] [OH − ] = [OH − ] = x [basa Kuat] Basa lemah : selain basa kuat Rumus [OH-] : [OH − ] = Kb x [basa lemah] [OH - ] = α [asam lemah] 18. Tetapan kesetimbangan air : Kw = [H+].[OH-] Kw = 10-14 19. Derajad keasaman pH : pH = - log[H+] pOH = - log[OH-] pKw = pH + pOH 20. Reaksi yang menghasilkan gas : Garam karbonat (CO32-) + asam Garam ammonium (NH4+) + basa Logam + Asam kuat encer 21. Reaksi yang menghasilkan endapan : (Pb, Ag, Hg) + (F, Cl, Br, I) (Ba, Pb) + (sulfat) 22. Reaksi penetralan/ titrasi : [H + ] = Ka [H + ] = Ka x [asam lemah] Basa adalah : Zat yang menghasilkan ion OH- jika dilarutkan dalam air.(menurut Arhenius) Zat yang bertindak sebagai aseptor proton, H+ (menurut Bronsted-Lowry) Zat yang bertidak sebagai donor pasangan elektron (menurut Lewis) Dapat mengubah warna lakmus merah menjadi biru. Basa kuat : NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 Rumus [OH-] : Asam lemah berlebihan dicampur basa kuat Rumus : Asam + Basa (ekuivalen) 23. Larutan buffer asam : Asam lemah dicampur garamnya Rumus : [H + ] = Ka mol asam mol garam Kw [ion −] Ka dan Kh = Kw Kb Kw Ka 26. Garam terhidrolisis total = asam lemah + basa lemah Rumus : [H + ] = Kw.Ka Kb dan Kh = Kw Ka.Kb 27. Ksp = hasil kali kelarutan zat Jika diketahui zat AnBm dilarutkan dalam air dengan kelarutan s, maka Ksp = [A+m]n.[B-n]m atau Ksp = nn.mm.sm+n 28. Kelarutan zat dalam larutan yang mengandung ion sejenis : Contoh AgCl dilarutkan dalam larutan NaCl maka kelarutan AgCl dapat dirumuskan : s= Ksp [Cl - ] Ag2CO3 dilarutakan dalam larutan Na2CO3 maka kelarutan Ag2CO3 dapat dirumuskan : s= Ksp [CO 32- ] 29. Hubungan hasil kali ion dengan Ksp Jiak hasil kali ion (Qsp) > Ksp, maka terjadi pengendapan. Jika hasil kali ion (Qsp) = Ksp, maka larutan jenuh Jika hasil kali ion (Qsp) < Ksp, maka larutan tak jenuh 30. Sifat koligatif larutan dipengaruhi oleh jumlah partikel zat terlarut. Makin banyak partikel zat terlarut, maka ; Tekanan uap pelarut > larutan Titik didih pelarut < larutan Titik beku pelarut > larutan Tekanan osmosis pelarut < larutan 31. Pada larutan non elektrolit : Penurunan tekanan uap larutan (∆P) Rumus : ∆P = nB x Po nA + nB Kenaikan titik didih (∆Tb) Rumus : b) Elektrolisis : Reaksi pada katoda (kutub - adalah reaksi reduksi. Reaksi pada anoda (kutub +) adalah reaksi oksidasi. c) Hukum faraday I Rumus : a x 1000 ∆Tb = x Kb Mr x b Turun titik beku (∆Tf) Rumus : a x 1000 ∆Tf = x Kf Mr x b Tekanan osmosis π gram π= xRxT Mr x V 32. Pada larutan elektrolit : Penurunan tekanan uap larutan (∆P) Rumus : ∆P = nB x Po x i nA + nB Kenaikan titik didih (∆Tb) Rumus : ∆Tb = Reaksi pada katoda (kutub +) adalah reaksi reduksi. Reaksi pada anoda (kutub - ) adalah reaksi oksidasi. w= d) i x t x Ar BO x 96500 Hukum Faraday II Rumus : m1 : m 2 = Ar1 Ar2 : BO1 BO 2 36. Reaksi-reaksi pada senyawa karbon Reaksi eliminasi : pelepasan atom atau molekul Reaksi subtitusi : penggantian atom atau gugus dengan atom atau gugus yang lain. Reaksi adisi : pemutusan ikatan rangkap. 37. Reaksi alkohol : a. Reaksi dengan logam aktif (Na, Mg, K, dan Al) Rumus b. Reaksi dengan asam karboksilat Rumus a x 1000 x Kb x i Mr x b Turun titik beku (∆Tf) Rumus : ∆Tf = a x 1000 x Kf x i Mr x b Tekanan osmosis π π= gram xRxTxi Mr x V 33. Faktor Van Hoff (i) Rumus : i = 1 + (n - 1)α 34. Sifat periodik unsur-unsur : a) b) Dalam satu golongan dari atas ke bawah Jari-jari atom makin panjang Energi ionisasi makin kecil Elektronegatifitas makin kecil Afinitas elektron makin kecil Makin mudah membentuk ion positif Sifat logam makin kuat Sifat basa makin kuat Dalam satu periode dari kiri ke kanan Jari-jari atom makin pendek Energi ionisasi makin besar Elektronegatifitas makin besar Afinitas elektron makin besar Makin mudah membentuk ion negatif Sifat logam makin lemah Sifat asam makin kuat 35. Reaksi redoks adalah reaksi perubahan bilangan oksidasi a) Sel volta Reaksi spontan jika : Esel = Ered - Eoks Esel > 0 Ered < Eoks c. Reaksi dengan PX3 atau PX5 Rumus d. Reaksi dengan hidrogen halida HX (X = F, Cl, Br, atau I) Rumus e. Oksidasi alkohol dengan KMnO4 atau K2Cr2O7 1) Oksidasi alkohol primer Rumus 2) Oksidasi alkohol sekunder Rumus 3) Alkohol tersier tidak dapat dioksidasi 38. Reaksi eter Eter dapat bereaksi dengan hidrogen halida pada suhu tinggi Rumus 39. Reaksi asam karboksilat a. Reaksi dengan basa kuat membentuk garam Rumus b. Reaksi dengan alkohol membentuk ester (lihat reaksi alkohol) 2) Aldehide dapat merduksi pereaksi Tollens Rumus 42. Reaksi keton a. Reaksi adisi 1) Reaksi adisi dengan H2 Rumus c. Reaksi dengan H2SO4 pekat atau P2O5 membentuk anhidrida asam karboksilat Rumus 2) 40. Reaksi ester Ester dapat dihidrolisis menghasilkan alkohol dan asam karboksilat Rumus 41. Reaksi aldehid a. Reaksi adisi 1) Reaksi adisi dengan H2 Rumus 2) Reaksi adisi dengan HCN Rumus b. Oksidasi Rumus c. Reduksi 1) Aldehide dapat mereduksi pereaksi fehling Rumus b. Reaksi adisi dengan HCN Rumus Keton tidak dapat mereduksi pereaksi Fehling maupun Tollens
