bahan ajar olimpiade kimia

BAHAN AJAR OLIMPIADE KIMIA

I.     STRUKTUR ATOM

1.      ATOM

a.       Nukleon/ Atom/ Susunan Atom

Atom Netral = Atom yang tidak bermuatan listrik

proton              = nomor atom

elektron            = nomor atom

netron               = massa atom – nomor atom

Kation = Atom bermuatan positif

proton              = nomor atom

elektron            = nomor atom – muatan

netron               = massa atom – nomor atom

Anion = Atom bermuatan negative

proton              = nomor atom

elektron            = nomor atom + muatan

netron               = massa atom – nomor atom

b.      Isotop

2.      KONFIGURASI ELEKTRON

a.    Konsep Tingkat Energi

Tingkat energi adalah daerah-daerah menemukan elektron berdasarkan perbedaan daya tarik inti terhadap elektron. Tingkat energi menyatakan perbedaan jarak elektron dari inti atom dan kekuatan daya tarik inti terhadap elektron

b.      Bentuk Orbital s

c.       Bentuk dan Orientasi Orbital p

d.      Bentuk dan Orientasi Orbital d

II.   RADIOAKTIVITAS

1.    Jenis Radioaktif

  Sinar Alfa ( )

Sinar alfa merupakan inti helium (He) dan diberi lambang           atau        sinar  memiliki sifat-sifat sebagai berikut:

a. bermuatan positif sehingga dalam medan listrik dibelokkan ke kutub negatif;

b. daya tembusnya kecil (< β < );

c. daya ionisasi besar (> β>  )

Sinar Beta (β)

Sinar beta merupakan pancaran elektron dengan kecepatan tinggi dan diberi lambang  atau

 Sinar beta memiliki sifat-sifat:

a. bermuatan negatif sehingga dalam medan listrik dibelokkan ke kutub positif;

b. daya tembusnya lebih besar dari

c. daya ionisasinya lebih kecil dari

Sinar Gamma

Sinar gamma merupakan gelombang elektromagnetik dengan panjang gelombang yang pendek dan diberi lambang

Sinar γ memiliki sifat-sifat:

a.  tidak bermuatan listrik, sehingga tidak dipengaruhi medan listrik;

b.  daya tembusnya lebih besar dari α dan β ;

c.  daya ionisasi lebih kecil dari α dan β .

2.        Peluruhan Radioaktif

Inti yang tidak stabil akan mengalami peluruhan yaitu proses perubahan dari inti yang tidak stabil menjadi inti yang lebih stabil.

Jenis radiasi yang dipancarkan dari peluruhan zat radioaktif dapat dilihat dalam tabel berikut.

Tabel Sifat radiasi dan partikel dasar penyusun inti

Inti atom yang tidak stabil akan mengalami peluruhan menjadi inti yang lebih stabil dengan cara:

a. Inti yang terletak di atas pita kestabilan n/p > 1  (kelebihan neutron) stabil

dengan cara:

1)      Pemancaran sinar beta (elektron).

Pada proses ini terjadi perubahan neutron menjadi proton.

Contoh:

2)      Memancarkan neutron

Proses ini jarang terjadi di alam, hanya beberapa inti radioaktif yang mengalami proses ini.

Contoh :

b.  Inti yang terletak di bawah pita kestabilan n/p < 1  (kelebihan proton), stabil dengan cara:

1.  Memancarkan positron

Pada proses ini terjadi perubahan proton menjadi netron.

Contoh:

2. Memancarkan proton (proses ini jarang terjadi)

Contoh:.

3. Menangkap elektron

Elektron terdekat dengan inti (elektron di kulit K) ditangkap oleh inti atom sehingga terjadi perubahan

Contoh:

c.         Inti yang terletak di seberang pita kestabilan (Z > 83) stabil dengan mengurangi massanya dengan cara memancarkan sinar α.

Contoh:

3.    Reaksi Nuklir/ Reaksi Inti

a.    Reaksi peluruhan/desintegrasi adalah reaksi inti secara spontan memancarkan sinar/partikel tertentu.

Contoh:

b.      Reaksi transmutasi adalah reaksi penembakan inti dengan partikel menghasilkan nuklida baru yang bersifat radioaktif

Contoh:

c.       Reaksi fisi adalah reaksi pembelahan inti yang besar menjadi dua nuklida yang lebih kecil dan bersifat radioaktif

Contoh:

d.      Reaksi fusi adalah reaksi penggabungan inti yang kecil menjadi nuklida yang lebih besar.

Contoh:

4.    Waktu Paro

Waktu paro adalah waktu yang dibutuhkan unsur radioaktif untuk mengalami peluruhan sampai menjadi ½ kali semula (masa atau aktivitas).

Contoh:

III.     IKATAN KIMIA

1.    Teori VSEPR

Teori ini dikembangkan oleh Walter Heitler dan Fritz London. Teori ini menjelaskan bagaimana atom-atom memakai bersama sepasang elektron.Dasar dari teori ikatan valensi adalah pembentukan ikatan terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron dimana elektron ikatan terlokalisasi antara kedua inti. Makin banyak elektron dipakai bersama makin kuat ikatan yang terbentuk

2.    Orbital Hibrida/ Hibridisasi

Hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital berbeda dari atom yang sama membentuk orbital-orbital baru dengan tingkat energi yang sama. Orbital baru yang terbentuk disebut orbital hibrida. Orbital hibrida yang terbentuk menentukan bentuk molekul.

Proses hibridisasi berlangsung dalam tahap-tahap berikut.

Elektron mengalami promosi/ berpindah ke orbital yang tingkat energinya lebih tinggi, kecuali molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas, seperti H₂O dan NH₃.

Orbital-orbital bergabung membentuk orbital hibrida yang ekivalen.

Contoh :

Molekul BeCl₂

Konfigurasi elktron  ₄Be : 1s² 2s²

Konfigurasi elektron terluar Be

 2s²        2p⁰

       

Dalam molekul BeCl₂ atom Be mengikat 2 atom Cl. Pengikatan ini dapat berlangsung jika satu elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p

2s²            2p                        2s¹            2p¹

                                             ®            

Orbital  2s dan 2p masing-masing berisi 1 elektron dan dapat menerima 2 elektron dari atom Cl. Selanjutnya orbital-orbital tersebut mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp yang ekivalen berbentuk linier.   

    sp           

                                 

Molekul CH₄

Konfigurasi ₆C : 1s²  2s² 2p²

Konfigurasi elektron terluar atom C sebagai berikut

 2s²           2p²

     

Satu elektron dari orbital 2s mengalami promosi ke orbital 2p yang masih kosong menghasilkan konfigurasi :

   2s²             2p²                     2s¹            2p³

              ®         

Keempat orbital ( 1 dari 2s dan 4 dari 2p) masing-masing berisi 1 elektron dan dapat menerima 4 elektron dari 4 atom H

Keempat orbital ini berubah menjadi orbital hibrida sp³ yang ekivalen berbentuk tetrahedral.

         sp³

3.    Teori Orbital Molekul

Teori orbital molekul menjelaskan apabila 2 atom berikatan maka orbital-orbital dari elektron valensinya akan bergabung membentuk orbital baru yang disebut orbital molkeul. Orbital molekul memiliki sifat dan karakter yang berbeda dengan orbital atom yang bergabung

IV.              PERHITUNGAN KIMIA

1.      Persamaan Reaksi Kimia

Penulisan persamaan reaksi kimia dapat dilakukan dalam tiga langkah :

a.       Menuliskan persamaan kata-kata yang terdiri dari nama dan keadaan zat pereaksi dan hasil reaksi

b.      Merubah nama menjadi rumus kimia dari zat yang terlibat dalam reaksi

c.       Menyetarakan reaksi dengan memberi koofisien yang sesuai pada kedua ruas

2.      Perhitungan Stoikiometri

3.      Hubungan Massa dan Volume/ Densitas

Densitas = massa/ volume

4.      Rumus Empiris dan Rumus Molekul

5.      Bilangan Avogadro

Mol = jumlah partikel/ bilangan avogadro

Bilangan avogadro = mol : jumlah partikel

Partikel dapat berupa atom, molekul, ion

6.      Perhitungan Konsentrasi

Kemolaran/Molaritas (M)

Kemolaran (M) menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalam satu liter larutan. Kemolaran dirumuskan sebagai berikut

           M =    mol zat terlarut

                    Volume larutan dalam liter

	M =  mol           V
					M =
			atau

 

                                                                 

 

Keterangan :  M = molaritas

                       V  = volume dalam liter

                       m  = massa dalam gram

Untuk menghitung molaritas larutan yang telah diketahui kadarnya (% massa) dan massa jenisnya (r) digunakan rumus:

                 

Pengenceran

Untuk memperoleh kemolaran yang lebih kecil perlu dilakukan pengenceran sehingga volume larutan menjadi besar. Dalam proses pengenceran jumlah mol zat terlarut tidak berubah.

                                         n₁ = n₂

       n₁ = jumlah mol zat sebelum diencerkan

       n₂ = jumlah mol zat setelah diencerkan.

                                 atau

                           V₁ x M₁ = V₂ x M₂

Menghitung konsentrasi campuran dua larutan zat yang sama dengan konsentrasi berbeda.

             M =   jumlah mol zat

                        Volume total

             M_campuran = 

Kemolalan

Kemolalan menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalm 1 kg pelarut.

	m =  mol           P
			m =

 

V.                 SISTEM PERIODIK UNSUR

1.    Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron  ion

1)         Ion positif (kation)

Ion positif terbentuk dari atom netral yang melepaskan elektron dari kulit terluar.Jumlah elektron yang dilepaskan sama dengan jumlah muatan positif kation tersebut.

Contoh :

 a.  Al (Z = 13)   : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

                     Al³⁺              :  1s² 2s² 2p⁶

2)         Ion negatif (anion)

Ion negatif terbentuk dari atom netral dengan cara menyerap elektron. Elektron yang diserap mengisi orbital dengan tingkat energi terendah yang belum penuh. Jumlah elektron yang diserap sama dengan jumlah muatan negatif dari anion tersebut.

Contoh :

Cl (Z = 17) :  [Ne] 3s² 3p⁵

                Cl^-              :   [Ne] 3s² 3p⁶

2.    Sifat Periodik Unsur

3.    Bilangan Oksidasi

VI.              KIMIA ANORGANIK

1.      Kecenderungan Sifat-sifat Unsur Golongan Utama (IA-VIIA)

a.       Titik leleh : dari atas ke bawah titik leleh semakin kecil

b.      Titik didik : dari atas kebawah titik didih semakin kecil

c.       Karakter logam : dari atas kebawah karakter logamnya semakin turun (karakter non logam bertambah)

d.      Sifat Magnetik : dari atas ke bawah sifat magnetnya berkurang

e.       Daya hantar listrik : dari atas ke bawah daya hantar listriknya semakin kecil

2.              Bilangan Oksidasi

IA : +1

IIA : +2

III A : +3 Ti (+3, +1)

IV A : Ge (+4) Sn (+4, +2), Pb (+4, +2)

VA : N (-3), i (+3)

VI A : -2

VII A : -1

3.      Pemberian Nama

a.       Senyawa unsur Utama

Nama logam - nama non logam (nama kation-nama anion) contoh NaCl : natrium klorida

b.      Senyawa Unsur Logam Transisi

Nama Logam (bilangan oksidasi) – nama non logam (FeCl2 : besi (II) klorida)

c.       Senyawa Kompleks

Nama ion kompleks positif-nama ion kompleks negatif

4.      Golongan IA dan IIA

a.       Kereaktifan

Golongan IA : dari atas ke bawah kerekatifannya dengan air meningkat

Golongan II A : dari atas ke bawah kereaktifan bertambah

b.      Reaksi kimia

·        Reaksi dengan air

IA : L + H₂O                  MOH + H₂

IIA : L + H₂O                       L(OH)₂ + H₂

·        Reaksi dengan Halogen

L + X₂               2LX

L + X₂               LX₂

·        Reaksi dengan oksigen

L + O₂               L₂O

L + O₂               LO

c.       Sifat Oksida

5.      Golongan IIIA

a.       Bilangan Oksidasi B dan Al

B biasnya memiliki biloks +3 dan Al +3 Ga-In-Ti (+1.+3)

b.      Sifat asam basa Aluminium Oksida/Hidroksida

Aluminium membentuk oksida Al₂O₃ dan basa Al(OH)₃ yang berwarna putih dan sukar larut dalam air

c.       Reaksi kimia

BCl₃ + H₂O             B(OH)₃ + HCl

6.      Golongan IVA

a.       Tingkat Oksidasi

IV A : Ge (+4) Sn (+4, +2), Pb (+4, +2) Bi (+3, +5)

7.      Golongan VA

Reaksi PCl3 dengan air

PCl₃ + H₂O            H₃PO₄ + 3 HCl

Reaksi NO membentuk NO₂

NO + O₂                2 NO₂

Reaksi NO₂ dengan air

2NO₂ + H₂O                      HNO₃ + HNO₂

Dimerisasi NO₂

NO₂ + O₂              NO₃ + O₂

8.      Golongan VIA

a.       Tingkat Oksidasi

S (+4, +6)

b.      Reaksi dengan Air

SO₂ +H₂O                                                 

SO₃ + H₂O                         H₂SO₄ 

      

9.      Golongan VIIA

10. Logam-Logam Unsur Transisi

a.       Tingkat oksidasi logam transisi

10.  Kimia Koordinasi

Bilangan koordinasi : jumlah ligan yang terikat pada ion kompleks

VII.            KIMIA FISIKA

1.      Gas

a.       Hukum gas ideal

2.      Sifat koligatif larutan

 

3.      Termodinamika

4.      Kesetimbangan Kimia

 

5.      Asam-Basa

a.       pH

Derajat dan tingkat keasaman suatu larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H⁺ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H⁺ semakin asam larutan tersebut, larutan pH 1 berarti 10 lebih asam daripada larutan dengan pH 2. Untuk menyatakan konsentrasi ion H⁺  dalam larutan Sorensen  mengusulkan konsep pH(pangkat hidrogen) yang dirumuskan :

                                  pH   =   - log  [H⁺]

        Jika [H⁺] = 1  10^-n  maka pH =  n

                [H⁺] =  a    10^-n  maka pH =  n – log a

                pH  =  n    maka  [ H⁺ ] =  10^-n

pH dan [H⁺] dihubungkan dengan tanda negatif , artinya kedua besaran tersebut berbanding terbalik

 ( semakin besar konsentrasi H⁺ makin kecil nilai pH).

b.      Kw

      Kw  =    [ H⁺]   [OH^-]

Hubungan   [ H⁺]  dengan [OH^-]

Dalam larutan berair  :    [ H⁺]   [OH^-]   =  Kw

Dalam air murni        :     [ H⁺] =  [OH^-]

Dalam larutan asam   :    [H⁺] >  [OH^-]

Dalam larutan basa     :   [ H⁺] <  [OH^-]

c.       Nilai Ka dan Kb sebagai ukuran kekuatan asam basa

Semakin besar harga Ka dan Kb semakin kuat asam dan basanya demikian sebaliknya

d.      Keasaman dan Kebasaan ion

Hubungan pH dengan pOH dapat dinyatakan sebagai berikut :

           pH   +    pOH    =    pKw

Pada suhu kamar Kw =  10^-14  ( pKw = 14) maka dalam larutan  :

    Netral pH = pOH = 7

    Asam  pH < 7

    Basa    pH  >  7

e.       Menghitung pH

Asam

pH asam dihitung berdasarkan konsentrasi H⁺ dengan rumus pH = - log [H⁺]

Konsentrasi H⁺ asam kuat dihitung berdasarkan rumus :

 [H⁺]  = valensi asam   M asam

Untuk asam lemah konsentrasi ion H⁺ dihitung dengan rumus:

                         [ H⁺ ] =         atau  [ H⁺ ]  =   M a

                                    M  = konsentrasi asam

Basa

Basa dalam air melepaskan ion OH^- .Konsentrasi ion OH^- untuk basa kuat dihitung dengan rumus :

 [ OH^- ]  =   valensi basa x M basa

      Sedangkan untuk basa lemah adalah :

                    [ OH^- ]  =         atau   [ OH^- ] =  a  M basa

                         M = konsentrasi basa

Dari konsentrasi ion OH^- dapat dicari pOH =  - log [OH^-]

 Untuk pH = 14 – pOH

Langkah-langkah penentuan pH

Pastikan larutan tersebut asam atau basa.

Pastikan kekuatan larutan tersebut kuat atau lemah

Tentukan [OH^-] atau [H⁺] sesuai rumus di atas.

6.      Kelarutan

7.      pH Campuran

8.      Elektrokimia

9.      Kinetika Kimia

a.       Faktor penentu laju reaksi

KIMIA

VIII.         ANALITIK

Titrasi

Reaksi yang terjadi pada titrasi asam basa merupakan reaksi netralisasi. Pada saat titik ekivalen tercapai jumlah mol asam sama dengan jumlah mol basa dengan persamaan sebagai berikut :

 

                         mol asam  =  mol basa

             M asam  V asam  =  M basa    V basa

Titik ekivalen adalah saat larutan standar tepat bereaksi dengan larutan yang dititrasi.Titik ekivalen dapat diketahui dengan adanya perubahan warna larutan indikator yang ditambahkan ke dalam larutan yang dititrasi. pH pada saat indikator berubah warna disebut titik akhir titrasi. Perbedaan volume titik akhir titrasi dengan titik ekivalen disebut kesalahan titrasi. Larutan standar adalah larutan yang telah diketahui konsentrasinya.Berikut gambar titrasi menentukan konsentrasi larutan asam A dengan larutan standar basa B.

Kurva Titrasi

Jika asam atau basa dititrasi, setiap penambahan zat pentitrasi akan terjadi perubahan pH.Grafik yang merupakan hubungan perubahan pH terhadap volume zat pentitrasi yang ditambahkan disebut kurva titrasi. Adapun perhitungan pH saat terjadi titrasi dapat dibedakan 4 tahap sebagaimana tabel berikut.

. Titrasi sesama larutan kuat (asam atau basa)

Asam ditirasi basa kuat pH = - log [H+]	Kriteria perhitungan pH saat titrasi	Basa dititrasi asam kuat pOH = -log [OH-]
[H+]  =  valensi . [Asam]	titik awal	[OH-] = valensi. [Basa]
[H+] =	Daerah antara(sebelum titik ekivalen)	[OH-]=
Vasam. Masam = Vbasa.Mbasa [H+] = [OH-] [H+]  =	Saat titik ekivalen	Vbasa.Mbasa = Vasam. Masam [H+] = [OH-] [H+]  =
[OH-] =	Setelah titik ekivalen	[H+]=