Aturan Pengisian Elektron

• Asas Aufbau: Elektron mengisi orbital berenergi lebih rendah terlebih dahulu.
• Larangan Pauli: Satu orbital maksimum diisi 2 elektron dengan arah spin berlawanan.
• Aturan Hund: Orbital yang setingkat diisi satu-satu terlebih dahulu sebelum elektron berpasangan.

Urutan pengisian elektron:

Contoh

Na (Z = 11):
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Fe (Z = 26):
[Ar] 4s² 3d⁶

Fe²⁺: [Ar] 3d⁶
Fe³⁺: [Ar] 3d⁵

Empat Bilangan Kuantum

Menentukan Periode

Periode ditentukan berdasarkan nilai n terbesar pada konfigurasi elektron.

Contoh:
Cl = [Ne] 3s² 3p⁵
n terbesar = 3 → periode 3.

Menentukan Golongan

Untuk unsur golongan utama, jumlah elektron valensi dapat digunakan untuk menentukan golongan.

Jari-jari kation < atom netral < anion.

Pada spesies isoelektronik, semakin besar jumlah proton, semakin kecil jari-jari partikelnya.

• Ikatan ion: serah-terima elektron, biasanya antara logam dan nonlogam. Contoh: NaCl, MgO.
• Ikatan kovalen: pemakaian bersama pasangan elektron. Contoh: H₂O, NH₃, CO₂.
• Kovalen koordinasi: pasangan elektron ikatan berasal dari satu atom.
• Ikatan logam: kation logam dikelilingi elektron valensi yang terdelokalisasi.

Sifat Senyawa Ion

• Titik leleh relatif tinggi.
• Padatan tidak menghantarkan listrik.
• Lelehan dan larutannya dapat menghantarkan listrik.

Kepolaran molekul ditentukan oleh:

1. Perbedaan elektronegativitas antaratom.
2. Bentuk/geometri molekul.
3. Resultan momen dipol.

Contoh:

• H₂O → bentuk bengkok → polar.
• NH₃ → piramida trigonal → polar.
• CO₂ → linear simetris → nonpolar.
• CH₄ → tetrahedral simetris → nonpolar.

• Gaya London: terdapat pada semua molekul dan dominan pada molekul nonpolar.
• Dipol-dipol: terjadi antara molekul polar.
• Ikatan hidrogen: terjadi jika H berikatan langsung dengan F, O, atau N.

Semakin kuat gaya antarmolekul, secara umum semakin tinggi titik didihnya.

Pada molekul nonpolar, semakin besar jumlah elektron dan semakin besar luas permukaan kontak, gaya London biasanya semakin kuat.

Hubungan Mol

Langkah Stoikiometri

1. Setarakan persamaan reaksi.
2. Ubah data menjadi mol.
3. Gunakan perbandingan koefisien.
4. Ubah mol hasil menjadi besaran yang ditanyakan.

Persamaan umum pembakaran sempurna hidrokarbon:

Pada suhu dan tekanan yang sama:

Perbandingan volume gas = perbandingan mol = perbandingan koefisien.

Untuk campuran dua hidrokarbon, biasanya dibuat dua persamaan berdasarkan:

• jumlah total campuran,
• jumlah O₂ yang digunakan,
• atau jumlah CO₂ yang dihasilkan.

• Lavoisier: massa total sebelum reaksi = massa total setelah reaksi.
• Proust: perbandingan massa unsur dalam suatu senyawa selalu tetap.
• Dalton: jika dua unsur membentuk lebih dari satu senyawa, perbandingan massa salah satu unsur merupakan bilangan bulat sederhana.
• Gay-Lussac: perbandingan volume gas yang bereaksi merupakan bilangan bulat sederhana pada suhu dan tekanan yang sama.
• Avogadro: pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas yang sama mengandung jumlah molekul yang sama.

Molaritas:

M = mol zat terlarut / volume larutan (L)

Pengenceran:

M₁V₁ = M₂V₂

Persen massa:

% massa = (massa zat terlarut / massa larutan) × 100%

Persen volume:

% volume = (volume zat terlarut / volume larutan) × 100%

• Eksoterm: sistem melepaskan panas, ΔH < 0.
• Endoterm: sistem menyerap panas, ΔH > 0.

Energi Ikatan

Memutus ikatan membutuhkan energi, sedangkan membentuk ikatan melepaskan energi.

Bentuk umum persamaan laju:

• m = orde terhadap A
• n = orde terhadap B
• m + n = orde total

Menentukan Orde dari Data

Bandingkan dua percobaan ketika konsentrasi salah satu pereaksi tetap.

Misalnya [A] naik 2 kali dan laju naik 4 kali:

2^m = 4 → m = 2

Faktor Laju Reaksi

• Konsentrasi
• Suhu
• Luas permukaan
• Katalis
• Tekanan untuk gas

Kesetimbangan dinamis tercapai ketika:

laju reaksi maju = laju reaksi balik.

Untuk:

aA + bB ⇌ cC + dD

K_c = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b

Asas Le Chatelier

• Tambah pereaksi → bergeser ke kanan.
• Tambah produk → bergeser ke kiri.
• Tekanan naik → bergeser ke jumlah mol gas lebih sedikit.
• Tekanan turun → bergeser ke jumlah mol gas lebih banyak.
• Suhu naik → bergeser ke arah endoterm.
• Suhu turun → bergeser ke arah eksoterm.

Katalis tidak mengubah nilai K dan tidak menggeser kesetimbangan.

Arrhenius

• Asam → menghasilkan H⁺ dalam air.
• Basa → menghasilkan OH⁻ dalam air.

Brønsted-Lowry

• Asam = donor proton.
• Basa = akseptor proton.

Lewis

• Asam = penerima pasangan elektron.
• Basa = pemberi pasangan elektron.

Rumus dasar:

pH = −log[H⁺]

pOH = −log[OH⁻]

pH + pOH = 14 pada 25°C.

Asam Lemah

[H⁺] ≈ √(K_a × M)

Basa Lemah

[OH⁻] ≈ √(K_b × M)

Campuran Asam-Basa

1. Hitung mol H⁺.
2. Hitung mol OH⁻.
3. Reaksikan hingga salah satu habis.
4. Tentukan mol yang tersisa.
5. Bagi dengan volume total.
6. Tentukan pH.

Contoh 1

AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻

K_sp = [Ag⁺][Cl⁻]

Jika kelarutan = s:

K_sp = s²

Contoh 2

CaF₂(s) ⇌ Ca²⁺ + 2F⁻

K_sp = (s)(2s)²

K_sp = 4s³

Prediksi Endapan

• Q_sp < K_sp → belum mengendap.
• Q_sp = K_sp → tepat jenuh.
• Q_sp > K_sp → terbentuk endapan.

Sifat koligatif bergantung pada jumlah partikel zat terlarut, bukan identitas zat.

Kenaikan Titik Didih

ΔT_b = i × K_b × m

T_{b larutan} = T_{b pelarut} + ΔT_b

Penurunan Titik Beku

ΔT_f = i × K_f × m

T_{f larutan} = T_{f pelarut} − ΔT_f

Faktor van't Hoff

Elektrolit menghasilkan lebih banyak partikel dibandingkan nonelektrolit dengan konsentrasi yang sama.

Contoh ideal:

• Glukosa → i = 1
• NaCl → i ≈ 2
• CaCl₂ → i ≈ 3

Penerapan

• Garam pada es untuk pembuatan es krim.
• Antifreeze kendaraan.
• Cairan infus isotonik.
• Penaburan garam pada jalan bersalju di negara dingin.

Deret Volta sederhana:

Semakin ke kiri, logam cenderung semakin mudah teroksidasi.

Sel Volta

• Anode: tempat oksidasi.
• Katode: tempat reduksi.
• Elektron mengalir dari anode menuju katode.
• Anode sel volta bertanda negatif.
• Katode sel volta bertanda positif.

E°_sel = E°_{reduksi katode} − E°_{reduksi anode}

Jika E°_sel positif, reaksi spontan.

Muatan Listrik

Q = I × t

1 mol elektron ≈ 96.500 coulomb.

Mol elektron:

mol e⁻ = I × t / 96.500

Massa Hasil Elektrolisis

m = (Ar × I × t) / (n × F)

n = jumlah elektron yang diperlukan untuk menghasilkan 1 mol zat.

Contoh:

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

Untuk menghasilkan 1 mol Cu diperlukan 2 mol elektron.

Sifat Penting

• Hidrokarbon umumnya bersifat nonpolar.
• Sukar larut dalam air.
• Semakin panjang rantai, titik didih umumnya meningkat.
• Untuk senyawa dengan Mr sama, semakin bercabang rantainya, titik didih umumnya semakin rendah.

Reaksi

• Alkana → substitusi.
• Alkena → adisi.
• Alkuna → adisi.
• Hidrokarbon → pembakaran.

Oksidasi Alkohol

Alkohol primer → aldehid → asam karboksilat

Alkohol sekunder → keton

Alkohol tersier relatif sukar dioksidasi tanpa pemutusan rantai karbon.

Esterifikasi

Asam karboksilat + alkohol ⇌ ester + air

Hidrolisis Ester

Ester dapat dihidrolisis menghasilkan asam karboksilat dan alkohol dalam kondisi tertentu.

Saponifikasi

Ester lemak + basa kuat → garam asam lemak (sabun) + gliserol

Unsur deret 3d periode 4:

Sc – Ti – V – Cr – Mn – Fe – Co – Ni – Cu – Zn

Sifat Umum

• Memiliki beberapa bilangan oksidasi.
• Banyak ion/senyawanya berwarna.
• Dapat membentuk ion kompleks.
• Banyak yang bersifat paramagnetik.
• Dapat bertindak sebagai katalis.
• Titik leleh dan titik didih relatif tinggi.
• Merupakan penghantar panas dan listrik yang baik.

Beberapa Bilangan Oksidasi Penting

• Fe → +2, +3
• Cu → +1, +2
• Cr → +2, +3, +6
• Mn → +2, +4, +7

Warna Ion/Senyawa Penting

• Cu²⁺ → biru
• Fe²⁺ → hijau pucat
• Fe³⁺ → kuning hingga cokelat
• MnO₄⁻ → ungu
• Cr₂O₇²⁻ → jingga
• CrO₄²⁻ → kuning