Rumus Bangun Datar – Matematika

Rumus Bujur Sangkar
Bujur sangkar adalah bangun datar yang memiliki empat buah sisi sama panjang
- Keliling : Panjang salah satu sisi dikali 4 (4S) (AB + BC + CD + DA)
- Luas : Sisi dikali sisi (S x S)
Rumus Persegi Panjang
Persegi panjang adalah bangun datar mirip bujur sangkar namun dua sisi yang berhadapan lebih pendek atau lebih panjang dari dua sisi yang lain. Dua sisi yang panjang disebut panjang, sedangkan yang pendek disebut lebar.
- Keliling : Panjang tambah lebar kali 2 ((p+l)x2) (AB + BC + CD + DA)
- Luas : Panjang dikali lebar (pl)
v  Rumus Segitiga
- Keliling : Sisi pertama + sisi kedua + sisi ketiga (AB + BC + CA)
- Luas : Panjang alas dikali pangjang tinggi dibagi dua (a x t / 2)
Rumus Lingkaran
- Keliling : diameter dikali phi (d x phi) atau phi dikali 2 jari-jari (phi x (r + r)
- Luas : phi dikali jari-jari dikali jari-jari (phi x r x r)
- phi = 22/7 = 3,14
Rumus Jajar Genjang atau Jajaran Genjang
- Keliling : Penjumlahan dari keempat sisi yang ada (AB + BC + CD + DA)
- Luas : alas dikali tinggi (a x t)
Rumus Belah Ketupat
- Keliling : Penjumlahan dari keempat sisi yang ada (AB + BC + CD + DA)
- Luas : alas dikali panjang diagonal dibagi 2 (a x diagonal / 2)
- Diagonal : Garis tengah dua sisi berlawanan
Rumus Trapesium
- Keliling : Penjumlahan dari keempat sisi yang ada (AB + BC + CD + DA)
- Luas : Jumlah sisi sejajar dikali tinggi dibagi 2 ((AB + CD) / 2)
Rumus Bangun Ruang – Matematika

Rumus Kubus
- Volume : Sisi pertama dikali sisi kedua dikali sisi ketiga (S pangkat 3)
Rumus Balok
- Volume : Panjang dikali lebar dikali tinggi (p x l x t)
Rumus Bola
- Volume : phi dikali jari-jari dikali tinggi pangkat tiga kali 4/3 (4/3 x phi x r x t x t x t)
- Luas : phi dikali jari-jari kuadrat dikali empat (4 x phi x r x r)
Rumus Limas Segi Empat
- Volume : Panjang dikali lebar dikali tinggi dibagi tiga (p x l x t x 1/3)
- Luas : ((p + l) t) + (p x l)
Rumus Tabung
- Volume : phi dikali jari-jari dikali jari-jari dikali tinggi (phi x r2 x t)
- Luas : (phi x r x 2) x (t x r)
Rumus Kerucut
- Volume : phi dikali jari-jari dikali jari-jari dikali tinggi dibagi tiga (phi x r2 x t x 1/3)
- Luas : (phi x r) x (S x r)
- S : Sisi miring kerucut dari alas ke puncak (bukan tingi)
Rumus Prisma Segitiga Siku-siku
- Volume : alas segitiga kali tinggi segitiga kali tinggi prisma bagi dua (as x ts x tp x ½)
- Luas : setengah alas segitiga kali tinggi segitiga kali dua ((1/2 as x ts) x 2)
Keterangan :
Phi adalah konstanta yang sifatnya tetap sebesar 22/7 atau sama dengan 3,14
Simetri Lipat dan Simetri Putar – Matematika

A. Simetri Lipat
Simetri Lipat adalah jumlah lipatan yang dapat dibentuk oleh suatu bidang datar menjadi 2 bagian yang sama besar. Untuk mencari simetri lipat dari suatu bangun datar maka dapat dilakukan dengan membuat percobaan dengan membuat potongan kertar yang ukurannya mirip dengan yang akan diuji coba. Lipat-lipat kertas tersebut untuk menjadi dua bagian sama besar.
Berikut ini adalah banyak simetri lipat dari bangun datar umum :
o   Persegi Panjang memiliki 2 simetri lipat
o   Bujur Sangkar memiliki 4 simetri lipat
o   Segitiga Sama Sisi memiliki 3 simetri lipat
o   Belah Ketupat memiliki 2 simetri lipat
o   Lingkaran memiliki simetri lipat yang jumlahnya tidak terbatas
B. Simetri Putar
Simetri Putar adalah jumlah putaran yang dapat dilakukan terhadap suatu bangun datar di mana hasil putarannya akan membentuk pola yang sama sebelum diputar, namun bukan kembali ke posisi awal. Percobaan dapat dilakukan mirip dengan percobaan pada simetri lipat namun caranya adalah dengan memutar kertas yang telah dibentuk.
Berikut ini adalah banyak simeti putar pada bangun datar umum :
§  Persegi Panjang memiliki 2 simetri putar
§  Bujur Sangkar memiliki 4 simetri putar
§  Segitiga Sama Kaki tidak memiliki simetri putar
§  Segitiga Sama Sisi memiliki 3 simetri putar
§  Belah Ketupat memiliki 2 simetri putar
§  Lingkaran memiliki simetri putar yang jumlahnya tidak terbatas
Konversi Satuan Ukuran Berat, Panjang, Luas dan Isi

Berikut ini adalah satuan ukuran secara umum yang dapat dikonversi untuk berbagai keperluan sehari-hari yang disusun berdasarkan urutan dari yang terbesar hingga yang terkecil :
a.       km = Kilo Meter
b.       hm = Hekto Meter
c.       dam = Deka Meter
d.       m = Meter
e.       dm = Desi Meter
f.       cm = Centi Meter
g.       mm = Mili Meter
A. Konversi Satuan Ukuran Panjang
Untuk satuan ukuran panjang konversi dari suatu tingkat menjadi satu tingkat di bawahnya adalah dikalikan dengan 10 sedangkan untuk konversi satu tingkat di atasnya dibagi dengan angka 10. Contoh :
Ø  1 km    sama dengan  1.000 m
1 km    sama dengan  100.000 cm
1 km    sama dengan  1.000.000 mm
1 m      sama dengan  0,1 dam
1 m      sama dengan  0,001 km
1 km    sama dengan  10 hm
1 m      sama dengan  10 dm
1 m      sama dengan  1.000 mm
B. Konversi Satuan Ukuran Berat atau Massa
Untuk satuan ukuran berat konversinya mirip dengan ukuran panjang namun satuan meter diganti menjadi gram. Untuk satuan berat tidak memiliki turunan gram persegi maupun gram kubik. Contohnya :
Ø  1 kg     sama dengan  10 hg
1 kg     sama dengan  1.000 g
1 kg     sama dengan  100.000 cg
1 kg     sama dengan  1.000.000 mg
1 g       sama dengan  0,1 dag
1 g       sama dengan  0,001 kg
1 g       sama dengan  10 dg
1 g       sama dengan  1.000 mg
C. Konversi Satuan Ukuran Luas
Satuan ukuran luas sama dengan ukuran panjang namun untuk mejadi satu tingkat di bawah dikalikan dengan 100. Begitu pula dengan kenaikan satu tingkat di atasnya dibagi dengan angka 100. Satuan ukuran luas tidak lagi meter, akan tetapi meter persegi (m2 = m pangkat 2).
Ø  1 km2 sama dengan 100 hm2
1 km2 sama dengan 1.000.000 m2
1 km2 sama dengan 10.000.000.000 cm2
1 km2 sama dengan 1.000.000.000.000 mm2
1 m2 sama dengan 0,01 dam2
1 m2 sama dengan 0,000001 km2
1 m2 sama dengan 100 dm2
1 m2 sama dengan 1.000.000 mm2
D. Konversi Satuan Ukuran Isi atau Volume
Satuan ukuran luas sama dengan ukuran panjang namun untuk mejadi satu tingkat di bawah dikalikan dengan 1000. Begitu pula dengan kenaikan satu tingkat di atasnya dibagi dengan angka 1000. Satuan ukuran luas tidak lagi meter, akan tetapi meter kubik (m3 = m pangkat 3).
Ø  1 km3 sama dengan  1.000 hm3
1 km3 sama dengan  1.000.000.000 m3
1 km3 sama dengan  1.000.000.000.000.000 cm3
1 km3 sama dengan  1.000.000.000.000.000.000 mm3
1 m3    sama dengan  0,001 dam3
1 m3    sama dengan  0,000000001 km3
1 m3    sama dengan  1.000 dm3
1 m3    sama dengan  1.000.000.000 mm3
Cara  Menghitung :
Misalkan kita akan mengkonversi satuan panjang 12 km menjadi ukuran cm. Maka untuk merubah km ke cm turun 5 tingkat atau dikalikan dengan 100.000. Jadi hasilnya adalah 12 km sama dengan 1.200.000 cm. Begitu pula dengan satuan ukuran lainnya. Intinya adalah kita harus melihat tingkatan ukuran serta nilai pengali atau pembaginya yang berubah setiap naik atau turun tingkat/level.
Satuan Ukuran Lain
A. Satuan Ukuran Panjang
a)   1 inch / inchi / inc / inci = sama dengan = 25,4 mm
b)  1 feet / ft / kaki = sama dengan = 12 inch = 0,3048 m
c)   1 mile / mil = sama dengan = 5.280 feet = 1,6093 m
d)  1 mil laut = sama dengan = 6.080 feet = 1,852 km
e)         1 mikron = 0,000001 m
f)         1 elo lama = 0,687 m
g)         1 pal jawa = 1.506,943 m
h)        1 pal sumatera = 1.851,85 m
i)          1 acre = 4.840 yards2
j)         1 cicero = 12 punt
k)         1 cicero = 4,8108 mm
m)        1 hektar = 2,471 acres
n)         1 inchi = 2,45 cm
B. Satuan Ukuran Luas
a)   1 hektar / ha / hekto are = sama dengan = 10.000 m2
b)  1 are = sama dengan = 1 dm2
c)   1 km2 = sama dengan = 100 hektar
C. Satuan Ukuran Volume / Isi
1 liter / litre = 1 dm3 = 0,001 m3
D. Satuan Ukuran Berat / Massa
a)   1 kuintal / kwintal = sama dengan = 100 kg
b)  1 ton = sama dengan = 1.000 kg
c)   1 kg = sama dengan = 10 ons
d)  1 kg = sama dengan = 2 pounds
km = kilo meter # hm = hekto meter # dam = deka meter # m = meter # dm = desi meter # cm = centi meter # mm = mili meter.
Þ       1 km = 10 hm ; 1 hm = 10 dam ; 1 dam = 10 m ; 1 m = 10 dm ; 1 dm = 10 cm ; 1 cm = 10 mm
Þ       1 km = 10 hm   = 100 dam   = 1.000 m   = 10.000 dm   = 100.000 cm   = 1.00.000 mm
Þ       1 hm = 10 dam   = 100 m   = 1.000 dm   = 10.000 cm   = 1.0.000 mm
Þ       1 dam = 10 m   = 100 dm   = 1.000 cm   = 10.000 mm
Þ       m = 10 dm   = 100 cm   = 1.000 mm
Þ       1 dm = 10 cm   = 100 mm
Þ       1 inci = 2,54 cm
Þ       1 foot = 12 inci = 0,3048 m
Þ       1 yard = 3 feet = 0,9144 m
Þ       1 mile = 1.760 yards
Þ       1 mile = 1,6093 km
kg = kilo gram # hg = hekto gram # dag = deka gram # g = gram # dg = desi gram #cg = centi gram # mg = mili gram.
1 kg = 10 hg 1 hg = 10 dag 1 dag = 10 g 1 g = 10 dg 1 dg = 10 cg 1 cg = 10 mg
1 kg = 10 hg   = 100 dag   = 1.000 g   = 10.000 dg   = 100.000 cg   = 1.00.000 mg
1 hg = 10 dag   = 100 g   = 1.000 dg   = 10.000 cg   = 1.0.000 mg
1 dag = 10 g   = 100 dg   = 1.000 cg   = 10.000 mg
1 dg = 10 cg   = 100 mg
1 ton = 1000 kg
1 ton = 10 kwintal
1 kwintal = 100 kg
1 kg = 2 pon
1 pon = 5 ons
1 hg = 1 ons
1 kg = 10 ons
1 ons = 100 gram
ka = kilo are # ha = hekto are # daa = deka are # a = are # da = desi are # ca = centi are # ma = mili are
1 ka = 10 ha 1 ha = 10 daa 1 daa = 10 a 1 a = 10 da 1 da = 10 ca 1 ca = 10 ma
1 ka = 10 ha   = 100 daa   = 1.000 a   = 10.000 da   = 100.000 ca   = 1.00.000 ma
1 ha = 10 daa   = 100 a   = 1.000 da   = 10.000 ca   = 1.0.000 ma
1 daa = 10 a   = 100 da   = 1.000 ca   = 10.000 ma
1 a = 10 da   = 100 ca   = 1.000 ma
1 da = 10 ca   = 100 ma
1 hektar = 10.000 m²
1 are = 1 dam² = 100 m²
1 ca = 1 m²
kl = kilo liter # hl = hekto liter # dal = deka liter # l = liter # dl = desi liter # cl = centi liter # ml = mili lite
1 kl = 10 hl 1 hl = 10 dal 1 dal = 10 l 1 l = 10 dl 1 dl = 10 cl 1 cl = 10 ml
1 kl = 10 hl   = 100 dal   = 1.000 l   = 10.000 dl   = 100.000 cl   = 1.00.000 ml
1 hl = 10 dal   = 100 l   = 1.000 dl   = 10.000 cl   = 1.0.000 ml
1 dal = 10 l   = 100 dl   = 1.000 cl   = 10.000 ml
1 l = 10 dl   = 100 cl   = 1.000 ml
1 dl = 10 cl   = 100 ml
1 m³ = 1000 liter
1 dm³ = 1 liter
1 liter = 1000 cm³
1 cm³ = 1 cc
1 barrel = 158,99 liter
1 gallon = 4,5461 liter
1 gross = 144 buah
1 gross = 12 lusin
1 lusin = 12 buah
1 kodi = 20 helai
1 rim = 500 lembar

Termokimia

Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.

Persamaan Termokimia

Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya ( DH ).
Nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan).
Contoh :
Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ.

Persamaan termokimianya :

Jika koefisien dikalikan 2, maka harga DH reaksi juga harus dikalikan 2.

Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia :
Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.
Ketika persamaan reaksinya dibalik ( mengubah letak reaktan dengan produknya ) maka nilai DH tetap sama tetapi tandanya berlawanan.
Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y maka nilai DH juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut.
Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya harus dituliskan.
9).    Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda DHo atau DH298 ).
Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang DH saja.
Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).
Perubahan entalpi, meliputi :
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( DHf o ) = kalor pembentukan
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).

Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf

Contoh :

Catatan :

DHf unsur bebas = nol
Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.
Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( DHd o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

Contoh :

Diketahui DHf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.

c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( DHc o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

DHn reaksi = -200 kJ

DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol  =  -100 kJ/mol

DHn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol  =  -200 kJ/mol

e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( DHovap)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( DHofus )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( DHosub )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( DHosol )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.

Laju reaksi

Faktor yang mempengaruhi laju reaksi
Laju reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor, antara lain:

Luas permukaan sentuh
Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.
[sunting]Suhu
Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu reaksi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.
[sunting]Katalis
Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.
Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.
Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:
 ... (1)
 ... (2)
Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :

Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amonia menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.
[sunting]Molaritas
Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut. Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat, maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi.
[sunting]Konsentrasi
Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.
[sunting]Persamaan laju reaksi

Untuk reaksi kimia

hubungan antara laju reaksi dengan molaritas adalah

dengan:
V = Laju reaksi
k = Konstanta laju reaksi
m = Orde reaksi zat A
n = Orde reaksi zat B
Orde reaksi zat A dan zat B hanya bisa ditentukan melalui percobaan.

Stoikiometri

Stoikiometri gas adalah suatu bentuk khusus, dimana reaktan dan produknya seluruhnya berupa gas. Dalam kasus ini, koefisien zat (yang menyatakan perbandingan mol dalam stoikiometri reaksi) juga sekaligus menyatakan perbandingan volume antara zat-zat yang terlibat. a. Tahap awal stoikiometri
Di awal kimia, aspek kuantitatif perubahan kimia, yakni stoikiometri reaksi kimia, tidak mendapat banyak perhatian. Bahkan saat perhatian telah diberikan, teknik dan alat percobaan tidak menghasilkan hasil yang benar.
Salah satu contoh melibatkan teori flogiston. Flogistonis mencoba menjelaskan fenomena pembakaran dengan istilah “zat dapat terbakar”. Menurut para flogitonis, pembakaran adalah pelepasan zat dapat etrbakar (dari zat yang terbakar). Zat ini yang kemudian disebut ”flogiston”. Berdasarkan teori ini, mereka mendefinisikan pembakaran sebagai pelepasan flogiston dari zat terbakar. Perubahan massa kayu bila terbakar cocok dengan baik dengan teori ini. Namun, perubahan massa logam ketika dikalsinasi tidak cocok dengan teori ini. Walaupun demikian flogistonis menerima bahwa kedua proses tersebut pada dasarnya identik. Peningkatan massa logam terkalsinasi adalah merupakan fakta. Flogistonis berusaha menjelaskan anomali ini dengan menyatakan bahwa flogiston bermassa negatif.
Filsuf dari Flanders Jan Baptista van Helmont (1579-1644) melakukan percobaan “willow” yang terkenal. Ia menumbuhkan bibit willow setelah mengukur massa pot bunga dan tanahnya. Karena tidak ada perubahan massa pot bunga dan tanah saat benihnya tumbuh, ia menganggap bahwa massa yang didapatkan hanya karena air yang masuk ke bijih. Ia menyimpulkan bahwa “akar semua materi adalah air”. Berdasarkan pandangan saat ini, hipotesis dan percobaannya jauh dari sempurna, tetapi teorinya adalah contoh yang baik dari sikap aspek kimia kuantitatif yang sedang tumbuh. Helmont mengenali pentingnya stoikiometri, dan jelas mendahului zamannya.
Di akhir abad 18, kimiawan Jerman Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) menemukan konsep ekuivalen (dalam istilah kimia modern ekuivalen kimia) dengan pengamatan teliti reaksi asam/basa, yakni hubungan kuantitatif antara asam dan basa dalam reaksi netralisasi. Ekuivalen Richter, atau yang sekarang disebut ekuivalen kimia, mengindikasikan sejumlah tertentu materi dalam reaksi. Satu ekuivalen dalam netralisasi berkaitan dengan hubungan antara sejumlah asam dan sejumlah basa untuk mentralkannya. Pengetahuan yang tepat tentang ekuivalen sangat penting untuk menghasilkan sabun dan serbuk mesiu yang baik. Jadi, pengetahuan seperti ini sangat penting secara praktis.
Pada saat yang sama Lavoisier menetapkan hukum kekekalan massa, dan memberikan dasar konsep ekuivalen dengan percobaannya yang akurat dan kreatif. Jadi, stoikiometri yang menangani aspek kuantitatif reaksi kimia menjadi metodologi dasar kimia. Semua hukum fundamental kimia, dari hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap sampai hukum reaksi gas semua didasarkan stoikiometri. Hukum-hukum fundamental ini merupakan dasar teori atom, dan secara konsisten dijelaskan dengan teori atom. Namun, menarik untuk dicatat bahwa, konsep ekuivalen digunakan sebelum teori atom dikenalkan.
b. Massa atom relatif dan massa atom
Dalton mengenali bahwa penting untuk menentukan massa setiap atom karena massanya bervariasi untuk setiap jenis atom. Atom sangat kecil sehingga tidak mungkin menentukan massa satu atom. Maka ia memfokuskan pada nilai relatif massa dan membuat tabel massa atom (gambar 1.3) untuk pertamakalinya dalam sejarah manusia. Dalam tabelnya, massa unsur teringan, hidrogen ditetapkannya satu sebagai standar (H = 1). Massa atom adalah nilai relatif, artinya suatu rasio tanpa dimensi. Walaupun beberapa massa atomnya berbeda dengan nilai modern, sebagian besar nilai-nilai yang diusulkannya dalam rentang kecocokan dengan nilai saat ini. Hal ini menunjukkan bahwa ide dan percobaannya benar.
Kemudian kimiawan Swedia Jons Jakob Baron Berzelius (1779-1848) menentukan massa atom dengan oksigen sebagai standar (O = 100). Karena Berzelius mendapatkan nilai ini berdasarkan analisis oksida, ia mempunyai alasan yang jelas untuk memilih oksigen sebagai standar. Namun, standar hidrogen jelas lebih unggul dalam hal kesederhanaannya. Kini, setelah banyak diskusi dan modifikasi, standar karbon digunakan. Dalam metoda ini, massa karbon 12C dengan 6 proton dan 6 neutron didefinisikan sebagai 12,0000. Massa atom dari suatu atom adalah massa relatif pada standar ini. Walaupun karbon telah dinyatakan sebagai standar, sebenarnya cara ini dapat dianggap sebagai standar hidrogen yang dimodifikasi.
Soal Latihan 1.1 Perubahan massa atom disebabkan perubahan standar. Hitung massa atom hidrogen dan karbon menurut standar Berzelius (O = 100). Jawablah dengan menggunakan satu tempat desimal.
Jawab.
Massa atom hidrogen = 1 x (100/16) = 6,25 (6,3), massa atom karbon = 12 x (100/16)=75,0
Massa atom hampir semua unsur sangat dekat dengan bilangan bulat, yakni kelipatan bulat massa atom hidrogen. Hal ini merupakan kosekuensi alami fakta bahwa massa atom hidrogen sama dengan massa proton, yang selanjutnya hampir sama dengan massa neutron, dan massa elektron sangat kecil hingga dapat diabaikan. Namun, sebagian besar unsur yang ada secara alami adalah campuran beberapa isotop, dan massa atom bergantung pada distribusi isotop. Misalnya, massa atom hidrogen dan oksigen adalah 1,00704 dan 15,9994. Massa atom oksigen sangat dekat dengan nilai 16 agak sedikit lebih kecil.
Contoh Soal 1.2 Perhitungan massa atom. Hitung massa atom magnesium dengan menggunakan distribsui isotop berikut: 24Mg: 78,70%; 25Mg: 10,13%, 26Mg: 11,17%.
Jawab:
0,7870 x 24 + 0,1013 x 25 +0,1117 x 26 = 18,89+2,533+2,904 = 24,327(amu; lihat bab 1.3(e))
Massa atom Mg = 18,89 + 2,533 + 2,904 =24.327 (amu).
Perbedaan kecil dari massa atom yang ditemukan di tabel periodik (24.305) hasil dari perbedaan cara dalam membulatkan angkanya.
Massa molekul dan massa rumus
Setiap senyawa didefinisikan oelh rumus kimia yang mengindikasikan jenis dan jumlah atom yang menyususn senyawa tersebut. Massa rumus (atau massa rumus kimia) didefinisikan sebagai jumlah massa atom berdasarkan jenis dan jumlah atom yang terdefinisi dalam rumus kimianya. Rumus kimia molekul disebut rumus molekul, dan massa rumus kimianya disebut dengan massa molekul.5 Misalkan, rumus molekul karbon dioksida adalah CO2, dan massa molekularnya adalah 12 +(2x 6) = 44. Seperti pada massa atom, baik massa rumus dan massa molekul tidak harus bilangan bulat. Misalnya, massa molekul hidrogen khlorida HCl adalah 36,5. Bahkan bila jenis dan jumlah atom yang menyusun molekul identik, dua molekul mungkin memiliki massa molekular yang berbeda bila ada isostop berbeda yang terlibat.
Tidak mungkin mendefinisikan molekul untuk senyawa seperti natrium khlorida. Massa rumus untuk NaCl digunakan sebagai ganti massa molekular.
Contoh Soal 1.3 Massa molekular mokelul yang mengandung isotop.
Hitung massa molekular air H2O dan air berat D2O (2H2O) dalam bilangan bulat.
Jawab
Massa molekular H2O = 1 x 2 + 16 = 18, massa molekular D2O = (2 x 2) + 16 = 20
Perbedaan massa molekular H2O dan D2O sangat substansial, dan perbedaan ini sifat fisika dan kimia anatara kedua jenis senyawa ini tidak dapat diabaikan. H2O lebih mudah dielektrolisis daripada D2O. Jadi, sisa air setelah elektrolisis cenderung mengandung lebih banyak D2O daripada dalam air alami.
d. Kuantitas materi dan mol
Metoda kuantitatif yang paling cocok untuk mengungkapkan jumlah materi adalah jumlah partikel seperti atom, molekul yang menyusun materi yang sedang dibahas. Namun, untuk menghitung partikel atom atau molekul yang sangat kecil dan tidak dapat dilihat sangat sukar. Alih-alih menghitung jumlah partikel secara langsung jumlah partikel, kita dapat menggunakan massa sejumlah tertentu partikel. Kemudian, bagaimana sejumlah tertentu bilangan dipilih? Untuk
menyingkat cerita, jumlah partikel dalam 22,4 L gas pada STP (0℃, 1atm) dipilih sebagai jumlah standar. Bilangan ini disebut dengan bilangan Avogadro. Nama bilangan Loschmidt juga diusulkan untuk menghormati kimiawan Austria Joseph Loschmidt (1821-1895) yang pertama kali dengan percobaan (1865).
Sejak 1962, menurut SI (Systeme Internationale) diputuskan bahwam dalam dunia kimia, mol digunakan sebagai satuan jumlah materi. Bilangan Avogadro didefinisikan jumlah atom karbon dalam 12 g 126C dan dinamakan ulang konstanta Avogadro.
Ada beberapa definisi “mol”:
(i) Jumlah materi yang mengandung sejumlah partikel yang terkandung dalam 12 g 12C. (ii) satu mol materi yang mengandung sejumlah konstanta Avogadro partikel.
(iii) Sejumlah materi yang mengandung 6,02 x 1023 partikel dalam satu mol.
e. Satuan massa atom (sma)
Karena standar massa atom dalam sistem Dalton adalah massa hidrogen, standar massa dalam SI tepat 1/12 massa 12C. Nilai ini disebut dengan satuan massa atom (sma) dan sama dengan 1,6605402 x 10–27 kg dan D (Dalton) digunakan sebagai simbolnya. Massa atom didefinisikan sebagai rasio rata-rata sma unsur dengan distribusi isotop alaminya dengan 1/12 sma 12C.

Stoikiometri

Stoikiometri gas adalah suatu bentuk khusus, dimana reaktan dan produknya seluruhnya berupa gas. Dalam kasus ini, koefisien zat (yang menyatakan perbandingan mol dalam stoikiometri reaksi) juga sekaligus menyatakan perbandingan volume antara zat-zat yang terlibat. a. Tahap awal stoikiometri
Di awal kimia, aspek kuantitatif perubahan kimia, yakni stoikiometri reaksi kimia, tidak mendapat banyak perhatian. Bahkan saat perhatian telah diberikan, teknik dan alat percobaan tidak menghasilkan hasil yang benar.
Salah satu contoh melibatkan teori flogiston. Flogistonis mencoba menjelaskan fenomena pembakaran dengan istilah “zat dapat terbakar”. Menurut para flogitonis, pembakaran adalah pelepasan zat dapat etrbakar (dari zat yang terbakar). Zat ini yang kemudian disebut ”flogiston”. Berdasarkan teori ini, mereka mendefinisikan pembakaran sebagai pelepasan flogiston dari zat terbakar. Perubahan massa kayu bila terbakar cocok dengan baik dengan teori ini. Namun, perubahan massa logam ketika dikalsinasi tidak cocok dengan teori ini. Walaupun demikian flogistonis menerima bahwa kedua proses tersebut pada dasarnya identik. Peningkatan massa logam terkalsinasi adalah merupakan fakta. Flogistonis berusaha menjelaskan anomali ini dengan menyatakan bahwa flogiston bermassa negatif.
Filsuf dari Flanders Jan Baptista van Helmont (1579-1644) melakukan percobaan “willow” yang terkenal. Ia menumbuhkan bibit willow setelah mengukur massa pot bunga dan tanahnya. Karena tidak ada perubahan massa pot bunga dan tanah saat benihnya tumbuh, ia menganggap bahwa massa yang didapatkan hanya karena air yang masuk ke bijih. Ia menyimpulkan bahwa “akar semua materi adalah air”. Berdasarkan pandangan saat ini, hipotesis dan percobaannya jauh dari sempurna, tetapi teorinya adalah contoh yang baik dari sikap aspek kimia kuantitatif yang sedang tumbuh. Helmont mengenali pentingnya stoikiometri, dan jelas mendahului zamannya.
Di akhir abad 18, kimiawan Jerman Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) menemukan konsep ekuivalen (dalam istilah kimia modern ekuivalen kimia) dengan pengamatan teliti reaksi asam/basa, yakni hubungan kuantitatif antara asam dan basa dalam reaksi netralisasi. Ekuivalen Richter, atau yang sekarang disebut ekuivalen kimia, mengindikasikan sejumlah tertentu materi dalam reaksi. Satu ekuivalen dalam netralisasi berkaitan dengan hubungan antara sejumlah asam dan sejumlah basa untuk mentralkannya. Pengetahuan yang tepat tentang ekuivalen sangat penting untuk menghasilkan sabun dan serbuk mesiu yang baik. Jadi, pengetahuan seperti ini sangat penting secara praktis.
Pada saat yang sama Lavoisier menetapkan hukum kekekalan massa, dan memberikan dasar konsep ekuivalen dengan percobaannya yang akurat dan kreatif. Jadi, stoikiometri yang menangani aspek kuantitatif reaksi kimia menjadi metodologi dasar kimia. Semua hukum fundamental kimia, dari hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap sampai hukum reaksi gas semua didasarkan stoikiometri. Hukum-hukum fundamental ini merupakan dasar teori atom, dan secara konsisten dijelaskan dengan teori atom. Namun, menarik untuk dicatat bahwa, konsep ekuivalen digunakan sebelum teori atom dikenalkan.
b. Massa atom relatif dan massa atom
Dalton mengenali bahwa penting untuk menentukan massa setiap atom karena massanya bervariasi untuk setiap jenis atom. Atom sangat kecil sehingga tidak mungkin menentukan massa satu atom. Maka ia memfokuskan pada nilai relatif massa dan membuat tabel massa atom (gambar 1.3) untuk pertamakalinya dalam sejarah manusia. Dalam tabelnya, massa unsur teringan, hidrogen ditetapkannya satu sebagai standar (H = 1). Massa atom adalah nilai relatif, artinya suatu rasio tanpa dimensi. Walaupun beberapa massa atomnya berbeda dengan nilai modern, sebagian besar nilai-nilai yang diusulkannya dalam rentang kecocokan dengan nilai saat ini. Hal ini menunjukkan bahwa ide dan percobaannya benar.
Kemudian kimiawan Swedia Jons Jakob Baron Berzelius (1779-1848) menentukan massa atom dengan oksigen sebagai standar (O = 100). Karena Berzelius mendapatkan nilai ini berdasarkan analisis oksida, ia mempunyai alasan yang jelas untuk memilih oksigen sebagai standar. Namun, standar hidrogen jelas lebih unggul dalam hal kesederhanaannya. Kini, setelah banyak diskusi dan modifikasi, standar karbon digunakan. Dalam metoda ini, massa karbon 12C dengan 6 proton dan 6 neutron didefinisikan sebagai 12,0000. Massa atom dari suatu atom adalah massa relatif pada standar ini. Walaupun karbon telah dinyatakan sebagai standar, sebenarnya cara ini dapat dianggap sebagai standar hidrogen yang dimodifikasi.
Soal Latihan 1.1 Perubahan massa atom disebabkan perubahan standar. Hitung massa atom hidrogen dan karbon menurut standar Berzelius (O = 100). Jawablah dengan menggunakan satu tempat desimal.
Jawab.
Massa atom hidrogen = 1 x (100/16) = 6,25 (6,3), massa atom karbon = 12 x (100/16)=75,0
Massa atom hampir semua unsur sangat dekat dengan bilangan bulat, yakni kelipatan bulat massa atom hidrogen. Hal ini merupakan kosekuensi alami fakta bahwa massa atom hidrogen sama dengan massa proton, yang selanjutnya hampir sama dengan massa neutron, dan massa elektron sangat kecil hingga dapat diabaikan. Namun, sebagian besar unsur yang ada secara alami adalah campuran beberapa isotop, dan massa atom bergantung pada distribusi isotop. Misalnya, massa atom hidrogen dan oksigen adalah 1,00704 dan 15,9994. Massa atom oksigen sangat dekat dengan nilai 16 agak sedikit lebih kecil.
Contoh Soal 1.2 Perhitungan massa atom. Hitung massa atom magnesium dengan menggunakan distribsui isotop berikut: 24Mg: 78,70%; 25Mg: 10,13%, 26Mg: 11,17%.
Jawab:
0,7870 x 24 + 0,1013 x 25 +0,1117 x 26 = 18,89+2,533+2,904 = 24,327(amu; lihat bab 1.3(e))
Massa atom Mg = 18,89 + 2,533 + 2,904 =24.327 (amu).
Perbedaan kecil dari massa atom yang ditemukan di tabel periodik (24.305) hasil dari perbedaan cara dalam membulatkan angkanya.
Massa molekul dan massa rumus
Setiap senyawa didefinisikan oelh rumus kimia yang mengindikasikan jenis dan jumlah atom yang menyususn senyawa tersebut. Massa rumus (atau massa rumus kimia) didefinisikan sebagai jumlah massa atom berdasarkan jenis dan jumlah atom yang terdefinisi dalam rumus kimianya. Rumus kimia molekul disebut rumus molekul, dan massa rumus kimianya disebut dengan massa molekul.5 Misalkan, rumus molekul karbon dioksida adalah CO2, dan massa molekularnya adalah 12 +(2x 6) = 44. Seperti pada massa atom, baik massa rumus dan massa molekul tidak harus bilangan bulat. Misalnya, massa molekul hidrogen khlorida HCl adalah 36,5. Bahkan bila jenis dan jumlah atom yang menyusun molekul identik, dua molekul mungkin memiliki massa molekular yang berbeda bila ada isostop berbeda yang terlibat.
Tidak mungkin mendefinisikan molekul untuk senyawa seperti natrium khlorida. Massa rumus untuk NaCl digunakan sebagai ganti massa molekular.
Contoh Soal 1.3 Massa molekular mokelul yang mengandung isotop.
Hitung massa molekular air H2O dan air berat D2O (2H2O) dalam bilangan bulat.
Jawab
Massa molekular H2O = 1 x 2 + 16 = 18, massa molekular D2O = (2 x 2) + 16 = 20
Perbedaan massa molekular H2O dan D2O sangat substansial, dan perbedaan ini sifat fisika dan kimia anatara kedua jenis senyawa ini tidak dapat diabaikan. H2O lebih mudah dielektrolisis daripada D2O. Jadi, sisa air setelah elektrolisis cenderung mengandung lebih banyak D2O daripada dalam air alami.
d. Kuantitas materi dan mol
Metoda kuantitatif yang paling cocok untuk mengungkapkan jumlah materi adalah jumlah partikel seperti atom, molekul yang menyusun materi yang sedang dibahas. Namun, untuk menghitung partikel atom atau molekul yang sangat kecil dan tidak dapat dilihat sangat sukar. Alih-alih menghitung jumlah partikel secara langsung jumlah partikel, kita dapat menggunakan massa sejumlah tertentu partikel. Kemudian, bagaimana sejumlah tertentu bilangan dipilih? Untuk
menyingkat cerita, jumlah partikel dalam 22,4 L gas pada STP (0℃, 1atm) dipilih sebagai jumlah standar. Bilangan ini disebut dengan bilangan Avogadro. Nama bilangan Loschmidt juga diusulkan untuk menghormati kimiawan Austria Joseph Loschmidt (1821-1895) yang pertama kali dengan percobaan (1865).
Sejak 1962, menurut SI (Systeme Internationale) diputuskan bahwam dalam dunia kimia, mol digunakan sebagai satuan jumlah materi. Bilangan Avogadro didefinisikan jumlah atom karbon dalam 12 g 126C dan dinamakan ulang konstanta Avogadro.
Ada beberapa definisi “mol”:
(i) Jumlah materi yang mengandung sejumlah partikel yang terkandung dalam 12 g 12C. (ii) satu mol materi yang mengandung sejumlah konstanta Avogadro partikel.
(iii) Sejumlah materi yang mengandung 6,02 x 1023 partikel dalam satu mol.
e. Satuan massa atom (sma)
Karena standar massa atom dalam sistem Dalton adalah massa hidrogen, standar massa dalam SI tepat 1/12 massa 12C. Nilai ini disebut dengan satuan massa atom (sma) dan sama dengan 1,6605402 x 10–27 kg dan D (Dalton) digunakan sebagai simbolnya. Massa atom didefinisikan sebagai rasio rata-rata sma unsur dengan distribusi isotop alaminya dengan 1/12 sma 12C.

Hukum Faraday II

Hukum Faraday II

"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."

Rumus:

m1 : m2 = e1 : e2

m = massa zat (garam)
e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi


Contoh:

Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.

Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).

Jawab:

CuSO4 (aq) ® Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) ® O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-

A.massa tembaga:

m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram



B. m1 : m2 = e1 : e2

mCu : mO2 = eCu : eO2

3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4

3,125 : mO2 = 31,25 : 8

mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram

mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol

volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

Hukum Faraday I

Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".

Rumus:

m = e . i . t / 96.500

q = i . t

m = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)