PADA sekolah menengah atas kelas 11, para siswa diajarkan tentang Kimia. Pelajaran ini dianggap sebagian siswa agak sulit.
Padahal kalau siswa dapat memahami, tentu menyenangkan mempelajari Kimia. Apa saja Kimia yang dipelajari para siswa di SMA kelas 11? Berikut rangkumannya.
Bab I: STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR
A. STRUKTUR ATOM
a. Atom terdiri dari inti atom dan elektron yang mengelilinginya.
b. Inti Atom: Terdiri dari:
1. Proton: Bermuatan positif (+1).
2. Neutron: Tidak bermuatan (netral).
c. Elektron: Bermuatan negatif (-1), bergerak di luar inti.
d. Nomor Atom (Z): Jumlah proton dalam inti. Ini adalah identitas sebuah unsur.
e. Nomor Massa (A): Jumlah proton + jumlah neutron.
B. TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM
a. Konsep Kunci: Elektron tidak mengorbit inti seperti planet, melainkan berada dalam daerah kebolehjadian yang disebut ORBITAL.
b. Bilangan Kuantum: “Alamat” untuk setiap elektron.
1. Utama (n): Menentukan tingkat energi utama (kulit atom).
2. Azimut (l): Menentukan bentuk subkulit/orbital (s, p, d, f).
3. Magnetik (m): Menentukan orientasi orbital dalam ruang.
4. Spin (s): Menentukan arah putaran elektron.
C. SISTEM PERIODIK UNSUR
a. Konsep: Tabel yang mengorganisir semua unsur berdasarkan kenaikan nomor atom.
b. Periode: Baris horizontal. Unsur dalam satu periode memiliki jumlah kulit elektron yang sama.
c. Golongan: Kolom vertikal. Unsur dalam satu golongan memiliki jumlah elektron valensi (elektron di kulit terluar) yang sama, sehingga sifat kimianya mirip.
D. SIFAT PERIODIK UNSUR
Tren sifat unsur dalam tabel periodik:
a. Jari-jari Atom:
1. Dalam satu periode (kiri ke kanan): Makin KECIL (muatan inti makin kuat menarik elektron).
2. Dalam satu golongan (atas ke bawah): Makin BESAR (jumlah kulit elektron bertambah).
b. Energi Ionisasi (Energi untuk melepas elektron):
1. Kiri ke kanan: Makin BESAR.
2. Atas ke bawah: Makin KECIL.
c. Afinitas Elektron (Kecenderungan menerima elektron):
1. Kiri ke kanan: Makin BESAR.
2. Atas ke bawah: Makin KECIL.
d. Keelektronegatifan (Kemampuan menarik elektron dalam ikatan):
1. Kiri ke kanan: Makin BESAR.
2. Atas ke bawah: Makin KECIL.
Bab II: IKATAN KIMIA
PENDAHULUAN: Bab ini menjelaskan bagaimana atom-atom bergabung membentuk molekul dan senyawa.
A. DASAR IKATAN KIMIA
a. Tujuan: Atom berikatan untuk mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil.
b. Aturan Oktet: Kecenderungan atom untuk memiliki 8 elektron di kulit terluarnya (elektron valensi), seperti konfigurasi gas mulia.
B. IKATAN ION
a. Terjadi antara atom LOGAM (cenderung melepas elektron) dan NONLOGAM (cenderung menerima elektron).
b. Proses: Terjadi TRANSFER (serah terima) elektron. Logam menjadi ion positif (kation), nonlogam menjadi ion negatif (anion). Kedua ion ini saling tarik-menarik.
. Contoh: NaCl (garam dapur).
C. IKATAN KOVALEN
a. Terjadi antara atom NONLOGAM dan NONLOGAM.
b. Proses: Terjadi PEMAKAIAN BERSAMA (sharing) pasangan elektron.
c. Jenis: Ikatan tunggal, rangkap dua, dan rangkap tiga.
d. Contoh: H2O (air), O2 (oksigen).
D. IKATAN LOGAM
a. Terjadi antaratom LOGAM.
b. Konsep: “Lautan elektron”. Elektron valensi dari atom-atom logam bergerak bebas (terdelokalisasi) di antara kisi-kisi ion logam positif.
c. Akibat: Logam bersifat konduktor listrik dan panas yang baik, dapat ditempa, dan mengkilap.
E. BENTUK MOLEKUL
a. Teori VSEPR (Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi): Bentuk molekul ditentukan oleh tolakan antar pasangan elektron di sekitar atom pusat. Pasangan elektron akan menempatkan diri sejauh mungkin satu sama lain.
b. Pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB) menentukan geometri akhir.
F. IKATAN ANTARMOLEKUL
Gaya tarik-menarik yang terjadi ANTAR molekul (lebih lemah dari ikatan kimia).
a. Gaya London (Gaya Dispersi): Paling lemah, dimiliki semua molekul.
b. Gaya Dipol-Dipol: Terjadi pada molekul polar.
c. Ikatan Hidrogen: Paling kuat. Terjadi ketika Hidrogen (H) terikat pada atom yang sangat elektronegatif (F, O, atau N).
Bab III: STOIKIOMETRI
PENDAHULUAN: Stoikiometri adalah “matematika”-nya kimia, yaitu studi tentang hubungan kuantitatif dalam reaksi kimia.
A. KONSEP MOL
a. Mol: Satuan jumlah zat dalam kimia.
b. 1 mol = 6.022 x 10^23 partikel (Bilangan Avogadro).
c. Mol menghubungkan dunia mikroskopis (atom/molekul) dengan dunia makroskopis (gram) yang bisa kita ukur.
d. Massa Molar (Mr atau Ar): Massa (dalam gram) dari 1 mol zat.
B. RUMUS MOLEKUL DAN RUMUS EMPIRIS
a. Rumus Empiris: Perbandingan paling sederhana dari atom-atom dalam senyawa.
b. Rumus Molekul: Jumlah aktual atom dari setiap unsur dalam satu molekul.
c. Contoh: Glukosa. Rumus molekulnya C6H12O6. Rumus empirisnya CH2O.
C. PEREAKSI PEMBATAS
a. Konsep: Pereaksi (reaktan) yang habis lebih dulu dalam suatu reaksi kimia.
b. Logika: Pereaksi pembatas menentukan jumlah maksimum produk yang bisa dihasilkan.
c. Analogi: Jika Anda punya 10 lembar roti tapi hanya 3 lembar keju, Anda hanya bisa membuat 3 sandwich. Keju adalah pereaksi pembatas.
D. PERSEN HASIL
a. Hasil Teoretis: Jumlah produk maksimal yang dihitung berdasarkan pereaksi pembatas.
b. Hasil Aktual: Jumlah produk yang benar-benar didapat dari percobaan di laboratorium.
c. Rumus: Persen Hasil = (Hasil Aktual / Hasil Teoretis) x 100%
d. Fungsi: Mengukur efisiensi suatu reaksi.
E. PERSEN KEMURNIAN
a. Konsep: Persentase massa zat murni dalam suatu sampel yang tidak murni.
b. Rumus: Persen Kemurnian = (Massa zat murni / Massa sampel kotor) x 100%
BAB IV: HIDROKARBON
PENDAHULUAN: Hidrokarbon adalah senyawa yang hanya terdiri dari atom hidrogen (H) dan karbon (C). Ini adalah tulang punggung dari kimia organik.
A. KEKHASAN ATOM KARBON
a. Memiliki 4 Elektron Valensi: Atom karbon dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang stabil dan kuat.
b. Dapat Membentuk Rantai: Karbon dapat berikatan dengan atom karbon lainnya membentuk rantai karbon yang sangat panjang, rantai bercabang, atau bahkan struktur cincin (siklik). Kemampuan inilah yang menyebabkan keberagaman senyawa organik.
B. KLASIFIKASI HIDROKARBON
a. Berdasarkan Bentuk Rantai:
1. Alifatik: Rantai karbon terbuka (lurus atau bercabang).
2. Siklik: Rantai karbon tertutup yang membentuk cincin.
b. Berdasarkan Jenis Ikatan (untuk Alifatik):
1 Jenuh: Hanya memiliki ikatan tunggal (C-C). Contoh: Alkana.
2. Tak Jenuh: Memiliki ikatan rangkap dua (C=C) atau rangkap tiga. Contoh: Alkena dan Alkuna.
C. ALKANA
a. Ciri: Hidrokarbon jenuh (semua ikatan tunggal).
b. Rumus Umum: C(n)H(2n+2)
c. Tata Nama: Menggunakan awalan Yunani sesuai jumlah atom C dan diakhiri dengan -ana. Contoh, CH4: Metana, C2H6: Etana, C3H8: Propana, C4H10: Butana, dst.
d. Sifat: Cenderung kurang reaktif.
D. ALKENA DAN ALKUNA
a. Ciri: Hidrokarbon tak jenuh.
b. Alkena:
1. Memiliki minimal satu ikatan rangkap dua (C=C).
2. Rumus Umum: C(n)H(2n)
3. Nama diakhiri -ena. Contoh: Etena (C2H4), Propena (C3H6).
c. Alkuna:
1.Memiliki minimal satu ikatan rangkap tiga.
2. Rumus Umum: C(n)H(2n-2)
3. Nama diakhiri -una. Contoh: Etuna (C2H2), Propuna (C3H4).
4. Sifat: Lebih reaktif daripada alkana karena adanya ikatan rangkap yang mudah putus (reaksi adisi).
E. HIDROKARBON AROMATIK
a. Ciri: Senyawa siklik khusus yang memiliki ikatan rangkap terkonjugasi (berselang-seling) dalam cincinnya.
b. Senyawa Induk: Benzena (C6H6).
c. Sifat: Sangat stabil karena adanya delokalisasi elektron di dalam cincin.
F. SIFAT FISIS DAN KIMIA HIDROKARBON
a. Sifat Fisis:
1. Wujud: Pada suhu ruang, C1-C4 berwujud gas, C5-C17 cair, C18 ke atas padat.
2. Kelarutan: Nonpolar, sehingga tidak larut dalam air (polar) tetapi larut dalam pelarut organik nonpolar.
3. Titik Didih: Semakin panjang rantai karbon (semakin besar Mr), semakin tinggi titik didihnya. Rantai lurus punya titik didih lebih tinggi dari rantai bercabang dengan jumlah C yang sama.
b. Sifat Kimia:
1. Reaksi utama alkana adalah substitusi (penggantian atom H).
2. Reaksi utama alkena/alkuna adalah adisi (pemutusan ikatan rangkap).
3. Reaksi Pembakaran (Oksidasi): Semua hidrokarbon dapat terbakar.
G. ISOMER PADA HIDROKARBON
a. Konsep: Senyawa-senyawa yang memiliki RUMUS MOLEKUL SAMA, tetapi STRUKTUR RANGKA berbeda.
b. Akibat: Isomer memiliki sifat fisis dan kimia yang berbeda meskipun jumlah atom penyusunnya sama.
c. Contoh: Butana (C4H10) memiliki dua isomer: n-butana (rantai lurus) dan isobutana (2-metilpropana, rantai bercabang).
H. DAMPAK PEMBAKARAN HIDROKARBON
Pembakaran hidrokarbon (bahan bakar fosil) menghasilkan gas-gas yang berdampak pada lingkungan dan kesehatan.
a. Pembakaran Sempurna (Oksigen cukup):
1. Produk: Karbon dioksida (CO2) dan uap air (H2O).
2. Dampak: CO2 adalah gas rumah kaca utama penyebab pemanasan global.
b. Pembakaran Tidak Sempurna (Oksigen kurang):
1. Produk: Karbon monoksida (CO), jelaga/karbon (C), dan H2O.
2. Dampak: CO: Gas beracun yang mengikat hemoglobin darah lebih kuat dari oksigen, Jelaga (C): Partikel hitam yang mengotori lingkungan.
BAB V: TERMOKIMIA
PENDAHULUAN: Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor (energi panas) yang menyertai suatu reaksi kimia.
A. HUKUM KEKEKALAN ENERGI
a. Konsep: Dikenal juga sebagai Hukum I Termodinamika. Menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya.
b. Dalam Kimia: Total energi di alam semesta adalah tetap. Energi yang dilepaskan oleh suatu reaksi tidak hilang, melainkan ditransfer ke lingkungannya.
B. SISTEM DAN LINGKUNGAN
a. Sistem: Bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian atau yang sedang kita pelajari (misalnya, zat-zat yang bereaksi di dalam tabung reaksi).
b. Lingkungan: Segala sesuatu di luar sistem (misalnya, tabung reaksi itu sendiri, udara di sekitarnya, tangan Anda yang memegang tabung).
c. Interaksi: Kalor dapat berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya.
C. REAKSI EKSOTERMIK DAN ENDOTERMIK
a. Reaksi Eksotermik (“Ekso” = keluar):
1. Proses: Sistem MELEPASKAN kalor ke lingkungan.
2. Ciri: Terjadi kenaikan suhu pada lingkungan (terasa panas).
3. Perubahan Entalpi (delta H): Bernilai NEGATIF (delta H < 0).
b. Reaksi Endotermik (“Endo” = masuk):
a. Proses: Sistem MENYERAP kalor dari lingkungan.
b. Ciri: Terjadi penurunan suhu pada lingkungan (terasa dingin).
c. Perubahan Entalpi (delta H): Bernilai POSITIF (delta H > 0).
D. KALORIMETRI
a. Konsep: Cabang ilmu yang mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam reaksi kimia secara eksperimental.
b. Alat: Kalorimeter.
c. Rumus Kunci: q = m * c * delta T
– q = jumlah kalor (Joule)
– m = massa zat (gram)
– c = kalor jenis zat (J/g.C)
– delta T = perubahan suhu (T_akhir – T_awal)
E. ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI (delta H)
a. Entalpi (H): Jumlah total energi (kalor) yang terkandung dalam suatu zat pada tekanan tetap. Nilai entalpi absolut tidak dapat diukur.
b. Perubahan Entalpi (delta H): Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan oleh sistem selama reaksi berlangsung pada tekanan tetap. Inilah yang bisa kita ukur.
c. Rumus: delta H = H(produk) – H(reaktan)
F. PERSAMAAN TERMOKIMIA
a. Konsep: Persamaan reaksi kimia yang setara yang menyertakan nilai perubahan entalpinya (delta H).
b. Contoh: 2 H2(g) + O2(g) -> 2 H2O(l) delta H = -572 kJ. Artinya: Pembentukan 2 mol air dari gas hidrogen dan oksigen melepaskan kalor sebesar 572 kJ.
G. PERUBAHAN ENTALPI DALAM KEADAAN STANDAR
a. Keadaan Standar: Pengukuran yang dilakukan pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25 C (298 K) dan tekanan 1 atm. Diberi simbol derajat (o).
b. Jenis-jenisnya:
1. Entalpi Pembentukan Standar (delta Hf_o): Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar.
2. Entalpi Penguraian Standar (delta Hd_o): Kebalikan dari delta Hf_o.
3. Entalpi Pembakaran Standar (delta Hc_o): Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol zat.
H. HUKUM HESS
a. Konsep: “Perubahan entalpi suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi (tahapan reaksi), tetapi hanya bergantung pada keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk).”
b. Kegunaan: Memungkinkan kita menghitung delta H suatu reaksi yang sulit diukur secara langsung, dengan cara menjumlahkan atau mengurangkan delta H dari reaksi-reaksi lain yang datanya sudah diketahui.
I. ENERGI IKATAN
a. Konsep: Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia dalam fase gas.
b. Logika: Reaksi kimia pada dasarnya adalah proses pemutusan ikatan lama (pada reaktan) dan pembentukan ikatan baru (pada produk).
c. Perhitungan delta H:
delta H = (Total energi ikatan yang PUTUS di reaktan) – (Total energi ikatan yang TERBENTUK di produk)
RANGKUMAN LENGKAP KIMIA KELAS 11 (LANJUTAN)
BAB VI: KINETIKA KIMIA (LAJU REAKSI)
PENDAHULUAN: Kinetika kimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari seberapa cepat (laju) suatu reaksi kimia berlangsung dan faktor-faktor yang memengaruhinya.
A. TEORI TUMBUKAN
a. Konsep: Agar suatu reaksi dapat terjadi, partikel-partikel reaktan harus saling bertumbukan.
b. Syarat Tumbukan Efektif (yang menghasilkan reaksi):
1. Energi Cukup: Tumbukan harus memiliki energi minimum tertentu yang disebut Energi Aktivasi (Ea).
2. Orientasi Tepat: Posisi tumbukan antar partikel harus tepat agar ikatan dapat putus dan terbentuk kembali.
B. LAJU REAKSI (v)
a. Definisi: Perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu.
b. Laju reaktan: Berkurangnya konsentrasi reaktan per satuan waktu (diberi tanda negatif).
c. Laju produk: Bertambahnya konsentrasi produk per satuan waktu (diberi tanda positif).
C. PERSAMAAN LAJU REAKSI DAN ORDE REAKSI
a. Persamaan Laju: Hubungan matematis antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan.
b. Bentuk Umum: Untuk reaksi A + B -> C, persamaannya v = k * [A]^m * [B]^n.
Keterangan: v = laju reaksi, k = tetapan laju reaksi (nilainya spesifik untuk setiap reaksi), [A] dan [B] = konsentrasi reaktan A dan B, m dan n = orde reaksi terhadap A dan B (ditentukan dari data eksperimen, BUKAN dari koefisien reaksi).
c. Orde Reaksi: Pangkat yang menunjukkan seberapa besar pengaruh konsentrasi suatu reaktan terhadap laju reaksi total.
D. FAKTOR-FAKTOR YANG MEMENGARUHI LAJU REAKSI
1. Konsentrasi: Semakin tinggi konsentrasi reaktan, semakin banyak jumlah partikel, sehingga frekuensi tumbukan efektif meningkat dan laju reaksi menjadi lebih cepat.
2. Suhu: Semakin tinggi suhu, energi kinetik partikel meningkat. Partikel bergerak lebih cepat, sehingga tumbukan lebih sering terjadi dan lebih banyak partikel yang memiliki energi melampaui energi aktivasi. Akibatnya, laju reaksi meningkat.
3. Luas Permukaan Sentuh: Semakin luas permukaan sentuh (misalnya, serbuk vs. bongkahan), semakin banyak area di mana tumbukan dapat terjadi, sehingga laju reaksi meningkat.
4. Katalis: Zat yang mempercepat laju reaksi tanpa ikut terkonsumsi dalam reaksi. Katalis bekerja dengan menyediakan jalur reaksi alternatif yang memiliki Energi Aktivasi (Ea) lebih rendah.
BAB VII: KESETIMBANGAN KIMIA
PENDAHULUAN: Membahas reaksi yang dapat berlangsung bolak-balik (reversibel) dan mencapai suatu titik kesetimbangan.
A. KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA
a. Reaksi Reversibel: Reaksi di mana produk dapat bereaksi kembali membentuk reaktan.
b. Keadaan Setimbang: Keadaan di mana laju reaksi maju (ke arah produk) SAMA DENGAN laju reaksi balik (ke arah reaktan).
c. Sifat: Kesetimbangan bersifat DINAMIS, artinya secara mikroskopis reaksi maju dan balik terus berlangsung, meskipun secara makroskopis (yang teramati) konsentrasi semua zat terlihat konstan.
B. TETAPAN KESETIMBANGAN (K)
a. Konsep: Perbandingan konsentrasi produk terhadap reaktan pada keadaan setimbang, di mana masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya.
b. Rumus (berdasarkan konsentrasi): Kc = [Produk]^koefisien / [Reaktan]^koefisien
c. Aturan: Hanya zat yang berfase gas (g) dan larutan (aq) yang dimasukkan dalam perhitungan K. Zat padat (s) dan cair murni (l) dianggap konstan.
d. Makna Nilai K:
1. Jika K > 1, artinya pada kesetimbangan, konsentrasi produk lebih dominan.
2. Jika K < 1, artinya pada kesetimbangan, konsentrasi reaktan lebih dominan.
C. MENGGUNAKAN TETAPAN KESETIMBANGAN DALAM PERHITUNGAN
Umumnya ada dua jenis perhitungan:
1. Menghitung Nilai K (jika konsentrasi setimbang diketahui). Langkah: Tulis rumus K, masukkan nilai konsentrasi saat setimbang, lalu hitung.
2. Menghitung Konsentrasi Setimbang (jika nilai K diketahui). Langkah: Gunakan tabel MRS (Mula-mula, Reaksi, Setimbang).
Mula-mula: Isi konsentrasi awal zat. Reaksi: Gunakan variabel “-x” untuk reaktan dan “+x” untuk produk sesuai koefisien.
Setimbang: Jumlahkan baris Mula-mula dan Reaksi. Masukkan ekspresi konsentrasi pada saat setimbang ke dalam rumus K, lalu selesaikan persamaan untuk menemukan nilai x.
D. PERGESERAN KESETIMBANGAN (ASAS LE CHATELIER)
a. Bunyi Asas: “Jika suatu sistem kesetimbangan diberi suatu aksi (perubahan), maka sistem akan melakukan reaksi (pergeseran) untuk mengurangi pengaruh aksi tersebut.”
b. Pengaruh Aksi terhadap Pergeseran:
1. Konsentrasi. Jika konsentrasi zat ditambah, kesetimbangan bergeser DARI arah zat tersebut. Jika konsentrasi zat dikurangi, kesetimbangan bergeser KE arah zat tersebut.
2. Tekanan dan Volume (hanya berpengaruh pada fase gas). Jika tekanan diperbesar (volume diperkecil), kesetimbangan bergeser ke arah sisi yang jumlah mol gasnya LEBIH KECIL. Jika tekanan diperkecil (volume diperbesar), kesetimbangan bergeser ke arah sisi yang jumlah mol gasnya LEBIH BESAR.
3. Suhu. Jika suhu dinaikkan, kesetimbangan bergeser ke arah reaksi ENDOTERMIK (yang menyerap panas, delta H positif). Jika suhu diturunkan, kesetimbangan bergeser ke arah reaksi EKSOTERMIK (yang melepas panas, delta H negatif).
PENTING: Katalis TIDAK menggeser kesetimbangan, hanya mempercepat waktu tercapainya kesetimbangan.
E. KESETIMBANGAN KIMIA DALAM DUNIA INDUSTRI
a. Konsep: Prinsip Le Chatelier digunakan secara luas di industri untuk memaksimalkan hasil (yield) produk.
b. Contoh: Proses Haber-Bosch (pembuatan amonia)
N2(g) + 3 H2(g) <–> 2 NH3(g) delta H = -92 kJ (eksotermik)
c. Untuk memaksimalkan produk (NH3), industri menggunakan:
1. Tekanan sangat tinggi (menggeser ke kanan, ke mol yang lebih kecil).
2. Suhu optimal (kompromi antara laju dan posisi kesetimbangan).
3. Amonia (NH3) yang terbentuk terus-menerus diambil (menggeser ke kanan). (I-2)