Teori Domain Elektron

Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985). a. Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.

b. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain.

Jumlah domain elektron dalam beberapa senyawa

Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985).

a. Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak di antaranya menjadi minimum. Susunan ruang domain elektron yang berjumlah 2 hingga 6 domain yang memberi tolakan minimum, dapat dilihat pada tabel

b. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalah: tolakan antardomain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas dengan domain elektron ikatan > tolakan antardomain elektron ikatan. Perbedaan daya tolak ini terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada pasangan elektron ikatan. Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari pasangan elektron bebas. Hal ini juga terjadi dengan domain yang mempunyai ikatan rangkap atau rangkap tiga, yang pasti mempunyai daya tolak lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron.

c. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat. Susunan Ruang Domain Elektron yang Menhasilkan tolakan Minimun

Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai berikut.

• Atom pusat dinyatakan dengan lambang A.

• Domain elektron ikatan dinyatakan dengan X.

• Domain elektron bebas dinyatakan dengan E.

Penentuan Tipe Molekul

Tipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut.

1) Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV).

2) Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X).

3) Menentukan jumlah domain elektron bebas (E).

E=(EV-X)/2

Contoh

Tentukan tipe molekul dari senyawa-senyawa biner berikut ini.

a. BF₃

b. PCl₃

c. ClF₃

Jawab:

a. Jumlah elektron valensi atom pusat (boron) = 3

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas (E) =(3-3)/2=0

Tipe molekul: AX3.

b. Jumlah elektron valensi atom pusat (fosfor) = 5

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas (E) = (5-3)/2 = 1

Tipe molekul: AX3E

c. Jumlah elektron valensi atom pusat (klorin) = 7

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas (E) = (7-3)/2 = 2

Tipe molekul: AX3E2

Berbagai kemungkinan bentuk molekul

Jumlah Pasangan Elektron Ikatan	Jumlah Pasangan Elektron Bebas	Rumus	Bentuk Molekul	Contoh
2	0	AX2	linier	BeCl2
3	0	AX3	trigonal datar	BF3
2	1	AX2E	trigonal bentuk V	SO2
4	0	AX4	tetrahedron	CH4
3	1	AX3E	piramida trigonal	NH3
2	2	AX2E2	planar bentuk V	H2O
5	0	AX5	bipiramida trigonal	PCl5
4	1	AX4E	bidang empat	SF4
3	2	AX3E2	planar bentuk T	ClF3
2	3	AX2E3	linier	XeF2
6	0	AX6	oktahedron	SF6
5	1	AX5E	piramida sisi empat	BrF5
4	2	AX4E2	segi empat planar	XeF4

Cara penetapan tipe molekul dengan menggunakan langkah-langkah di atas hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan tunggal. Untuk senyawa biner yang berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinasi, maka jumlah elektron yang digunakan untuk membentuk pasangan terikat menjadi dua kali jumlah ikatan.

Contoh

Tentukan tipe molekul senyawa-senyawa biner rangkap berikut ini.

a. XeO₄

b. SO₃

Jawab:

a. Jumlah elektron valensi atom pusat = 8

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 4, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 4 × 2 = 8

Jumlah domain elektron bebas (E) = (8-8)/2 = 0

Tipe molekul: AX4

b. Jumlah elektron valensi atom pusat = 6

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 3 × 2 = 6

Jumlah domain elektron bebas (E) = (6-6)/2 = 0

Tipe molekul: AX3

Langkah-langkah yang dilakukan untuk meramalkan geometri molekul adalah:

a. Menentukan tipe molekul.

b. Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum.

c. Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang bersangkutan.

d. Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan elektron bebas.

(Sumber: General Chemistry, Principles and Modern Aplication, Ralph H. Petrucci, 4th ed, 1985.)

Contoh:

Molekul air, H₂O

Langkah 1: Tipe molekul adalah AX2E2 (4 domain).

Langkah 2: Susunan ruang pasangan-pasangan elektron yang memberi tolakan minimum adalah tetrahedron.

Langkah 3: Menentukan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang terikat (atom H).

Langkah 4: Molekul berbentuk V (bentuk bengkok). Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan H–O–H dalam air adalah 104,5°, sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron (109,5°). Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebas.

Teori Hibridisasi

Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul, tetapi teori ini tidak dapat digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul dapat berbentuk seperti itu. Sebagai contoh, teori domain elektron meramalkan molekul metana (CH₄) berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut, akan tetapi mengapa molekul CH₄ dapat berbentuk tetrahedron? Pada tingkat dasar, atom C (nomor atom = 6) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.

Dengan konfigurasi elektron seperti itu, atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen (ingat, hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk membentuk ikatan kovalen). Oleh karena ternyata C membentuk 4 ikatan kovalen, dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p, sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut.

menjadi

Namun demikian, keempat elektron tersebut tidaklah ekuivalen dengan satu pada satu orbital 2s dan tiga pada orbital 2p, sehingga tidak dapat menjelaskan penyebab C pada CH₄ dapat membentuk 4 ikatan ekuivalen yang equivalen. Untuk menjelaskan hal ini, maka dikatakan bahwa ketika atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan H membentuk CH₄, orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkat. Orbital hibridanya ditandai dengan sp3 untuk menyatakan asalnya, yaitu satu orbital s dan 3 orbital p. 6C: 1s2 2s1 2p3 mengalami hibridisasi menjadi 6C : 1s2 (2sp3)4 Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital gambar. Sekarang, C dengan 4 orbital hibrida sp3, dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen. Jadi, hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat.

Bentuk molekul CH4

Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasiitu.

Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000

Ikatan Hidrogen

Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen terjadi ikatan hidrogen. Titik didih senyawa “hidrida” dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, diberikan pada gambar

Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH₄ ke SnH₄ massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat. Akan tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H₂O, dan NH₃. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut. Walaupun molekul HF, H₂O, dan NH₃ bersifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu.

Perilaku yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E. Brady, 2000). Oleh karena unsur F, O, dan N sangat elektronegatif, maka ikatan F – H, O – H, dan N – H sangat polar, atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) dari molekul tetangganya melalui pasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar itu. Ikatan hidrogen dalam H₂O disajikan pada gambar :

Molekul polar air (kiri) dan ikatan hidrogen pada air (kanan). Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

Gaya Tarik Antarmolekul dan Gaya London

Gaya Tarik Antarmolekul

Dalam kehidupan sehari-hari, kita menemukan berbagai jenis zat yang partikelnya berupa molekul dan berbeda fasa. Dalam fasa gas, pada suhu tinggi dan tekanan yang relatif rendah (jauh di atas titik didihnya), molekul-molekul benar-benar berdiri sendiri, tidak ada gaya tarik antarmolekul. Akan tetapi, pada suhu yang relatif rendah dan tekanan yang relatif tinggi, yaitu mendekati titik embunnya, terdapat suatu gaya tarik-menarik antarmolekul. Gaya tarik menarik antar molekul itulah yang memungkinkan suatu gas dapat mengembun (James E. Brady, 1990).

Molekul-molekul dalam zat cair atau dalam zat padat diikat oleh gaya tarikmenarik antar molekul. Oleh karena itu, untuk mencairkan suatu zat padat atau untuk menguapkan suatu zat cair diperlukan energi untuk mengatasi gaya tarik-menarik antar molekul. Makin kuat gaya tarik antar molekul, makin banyak energi yang diperlukan untuk mengatasinya, maka semakin tinggi titik cair atau titik didih.

Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat – Dipol Terimbas (Gaya London)

Antarmolekul nonpolar terjadi tarik-menarik yang lemah akibat terbentuknya dipol sesaat. Pada waktu membahas struktur elektron, kita mengacu pada peluang untuk menemukan elektron di daerah tertentu pada waktu tertentu. Elektron senantiasa bergerak dalam orbit. Perpindahan elektron dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga terbentuk suatu dipol sesaat. Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam 1 detik. Pada saat berikutnya, dipol itu hilang atau bahkan sudah berbalik arahnya. Suatu saat yang mungkin terjadi digambarkan pada gambar

Gaya London

Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas pada molekul di sekitarnya, sehingga membentuk suatu dipol terimbas. Hasilnya adalah suatu gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah. Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh Fritz London pada tahun 1928. Oleh karena itu gaya ini disebut gaya London (disebut juga gaya dispersi) (James E. Brady, 1990).

Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul disebut polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Pada umumnya, makin banyak jumlah elektron dalam molekul, makin mudah mengalami polarisasi. Oleh karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif, maka dapat dikatakan bahwa makin besar massa molekul relatif, makin kuat gaya London. Misalnya, radon (Ar = 222) mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan helium (Ar = 4), 221 K untuk Rn dibandingkan dengan 4 K untuk He. Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, kompak, dan simetris. Misalnya, normal pentana mempunyai titik cair dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan neopentana. Kedua zat itu mempunyai massa molekul relatif yang sama besar.

Bentuk molekul dan polarisabilitas

Gaya dispersi (gaya London) merupakan gaya yang relatif lemah. Zat yang molekulnya bertarikan hanya berdasarkan gaya London, yang mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan dengan zat lain yang massa molekul relatifnya kira-kira sama. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat itu biasanya berbentuk gas pada suhu kamar, misalnya hidrogen (H₂), nitrogen (N₂), metana (CH₄), dan gas-gas mulia.

Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔH)

Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).
H = E + W
dengan:
W = P × V
E = energi (joule)
W = kerja sistem (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang  satu menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).
ΔH = H_p – H_r
dengan:
ΔH = perubahan entalpi
H_p = entalpi produk
H_r = entalpi reaktan atau pereaksi
a. Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat diturunkan sebagai berikut.
H = E + W (1)
Pada tekanan tetap:
ΔH = ΔE + PΔV (2)
ΔE = q + W (3)
W_sistem = –PV (4)
Substitusi persamaan (3) dan (4) dalam persamaan (2):
H = (q + W) + PΔV
H = (q – PΔV) + PΔV
H = q
Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas (James E. Brady, 1990).
Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap (Martin S. Silberberg, 2000):
a. Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
Contoh:
Reaksi pemutusan ikatan pada molekul unsur H₂ adalah:
H₂ → 2 H ΔH = +a kJ
Reaksi endoterm dengan ΔH bertanda positif (+).
b. Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm.
Contoh:
Reaksi pembentukan ikatan pada molekul unsur H₂ adalah:
2H → H₂ ΔH = –a kJ
Reaksi eksoterm dengan ΔH bertanda (–).
Diagram entalpi (diagram tingkat energi)

Azas Le Chatelier

Le Chatelier

Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.

Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.

Pergeseran kesetimbangan

Bagi reaksi:

A + B ↔ C + D

Kemungkinan terjadinya pergeseran

1. Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan berkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2. Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan D berkurang, sedangkan A dan B bertambah.

Dissosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

Dissosiasi

Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

Dissosiasi Unimolecular

Contoh:

2NH₃(g)  ↔ N₂(g) + 3H₂(g)

besarnya nilai derajat disosiasi (α):

α = mol NH₃ yang terurai / mol NH₃ mula-mula

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraian

a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna

0 < α < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N₂O₄ berdasarkan persamaan

N₂O₄(g) ↔ 2NO₂(g)

banyaknya mol N₂O₄ dan NO₂ pada keadaan setimbang adalah sama. Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

Jawab:

Misalkan mol N₂O₄ mula-mula = a mol

mol N₂O₄ yang terurai = a α mol →   mol N₂O₄ sisa = a (1 – α) mol

mol NO₂ yang terbentuk = 2 x mol N₂O₄ yang terurai = 2 a α mol

Pada keadaan setimbang:

mol N₂O₄ sisa = mol NO₂ yang terbentuk

a(1 – α ) = 2a α →   1 – α   = 2  α →  α = 1/3

Definisi Termokimia dan Pengukuran Energi Dalam Reaksi Kimia

Definisi Termokimia

Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.

Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.

Peristiwa termokimia

Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang begitu saja karena energi total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya turun, maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik. Penambahan jumlah energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari molekulmolekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran reaksi. Campuran reaksi menjadi panas.

Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi panas seperti digambarkan dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap perubahan yang dapat melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun.

Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada kenaikan energi potensial dari zat-zat bersangkutan. Bila hal ini terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga temperaturnya juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.

Peristiwa kebakaran menghasilkan panas

Pengukuran Energi Dalam Reaksi Kimia

Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm²/s². Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).

1 J = 1 kg m²/s²

Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10^-7 J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J).

Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 15⁰C sebesar 1⁰C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan energi yang terdapat dalam makanan.

Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :

1 kal = 4,184 J

1 kkal = 4,184 kJ

Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.

1.	HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER "Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap". Contoh: hidrogen + oksigen ® hidrogen oksida (4g) (32g) (36g)
2.	HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST "Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap" Contoh: a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H = 1 Ar . N : 3 Ar . H = 1 (14) : 3 (1) = 14 : 3 b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0 = 1 Ar . S : 3 Ar . O = 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3 Keuntungan dari hukum Proust:  bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui. Contoh: Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40) Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3 = 12/100 x 50 gram = 6 gram massa C Kadar C = massa C / massa CaCO3 x 100% = 6/50 x 100 % = 12%
3.	HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON "Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana". Contoh: Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk, NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8 NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16 Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2
4.	HUKUM-HUKUM GAS Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT dimana: P = tekanan gas (atmosfir) V = volume gas (liter) n = mol gas R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin T = suhu mutlak (Kelvin) Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:  A. HUKUM BOYLE Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2 Contoh: Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH3mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ? Jawab: P1 V1 = P2 V2 2.5 = P2 . 10 ® P2 = 1 atmosfir B. HUKUM GAY-LUSSAC "Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana". Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2 Contoh: Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g. Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14 Jawab:  V1/V2 = n1/n2 ® 10/1 = (x/28) / (0.1/2) ® x = 14 gram Jadi massa gas nitrogen = 14 gram. C. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan: P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2 D. HUKUM AVOGADRO "Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.  Contoh: Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ? (Ar: H = 1 ; N = 14) Jawab: 85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac: P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2 1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27) ® V2 = 12.31 liter

Massa Atom Dan Massa Rumus

	Massa Atom Relatif (Ar) merupakan perbandingan antara massa 1 atom dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12
2.	Massa Molekul Relatif (Mr) merupakan perbandingan antara massa 1 molekul senyawa dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12. Massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa merupakan penjumlahan dari massa atom unsur-unsur penyusunnya. Contoh:  Jika Ar untuk X = 10 dan Y = 50 berapakah Mr senyawa X2Y4 ? Jawab: Mr X2Y4 = 2 x Ar . X + 4 x Ar . Y = (2 x 10) + (4 x 50) = 220

Konsep Mol
1 mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = M_r senyawa itu.

Jika bilangan Avogadro = L maka :

L = 6.023 x 1023

1 mol atom = L buah atom, massanya = A_r atom tersebut.
1 mol molekul = L buah molekul massanya = M_r molekul tersehut.
Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat

Contoh:
Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?

Jawab:
M_r NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 
mol NaOH = massa / M_r = 20 / 40 = 0.5 mol 
Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 10²³ molekul.