Rangkuman Materi Kimia

Bab 1 Struktur Atom

1. Perkembangan teori atom:
   1. Teori atom Dalton: Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang tidak dapat dibagi lagi.
   2. Teori atom Thomson: Atom merupakan bola bermuatan positif yang mengandung elektron-elektron bermuatan negatif yang tersebar merata di seluruh bagian bola.
   3. Teori atom Rutherford: Atom terdiri atas inti atom bermuatan positif yang dikelilingi elektron yang bermuatan negatif.
   4. Teori atom Bohr: Elektron beredar mengelilingi inti atom pada lintasan tertentu dan dapat berpindah-pindah lintasan dengan menyerap atau melepas energi.
   5. Teori atom Mekanika Kuantum: Elektron-elektron yang beredar mengelilingi inti atom terletak pada orbital-orbital.
2. Lambang unsur : 
   Z = nomor atom = p = e
   A = nomor massa = p + n
   X = lambang unsur
3. Isotop: atom-atom unsur yang mempunyai jumlah proton sama.
   Isobar: atom-atom unsur yang mempunyai nomor massa sama.
   Isoton: atom-atom unsur yang mempunyai jumlah neutron sama.

Bab 2 Sistem Periodik Unsur

1. Perkembangan sistem periodik unsur:
   1. Triade Dobereiner: setiap kelompok terdiri atas 3 unsur berdasarkan kemiripan sifat dan kenaikkan nomor massa.
   2. Oktaf Newlands: setiap unsur ke-8 sifatnya mirip dengan unsur pertama seperti tangga nada. Dasar pengelompokannya adalah kenaikkan nomor massa.
   3. Lothar Meyer/Mendeleyev: unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikkan massa atom. Unsur-unsur yang mempunyai sifat mirip terletak pada satu kolom sama yang disebut golongan, sedangkan pengulangan sifat menghasilkan baris yang disebut periode.
   4. Moseley: unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kenaikkan nomor atom, yang kemudian menjadi Sistem Periodik Modern.
2. Konfigurasi elektron per kulit: tiap kulit maksimum mampu menampung elektron sebanyak 2n².
3. Golongan ditentukan jumlah elektron valensi dan periode ditentukan jumlah kulit yang terisi elektron.
4. Keperiodikan unsur meliputi:
   1. jari-jari atom;
   2. energi ionisasi;
   3. afinitas elektron;
   4. keelektronegatifan;
   5. sifat logam.

Bab 3 Ikatan Kimia

1. Cara unsur mencapai kestabilan seperti gas mulia, yaitu:
   1. dengan serah terima elektron;
   2. pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom-atom yang berikatan.
2. Macam-macam ikatan kimia:
   1. Ikatan ion: ikatan yang terjadi karena serah terima elektron antaratom-atom yang berikatan.
   2. Ikatan kovalen: ikatan kimia yang terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron ikatan oleh atom-atom yang berikatan.
   3. Ikatan logam: ikatan yang terjadi karena gaya tarik-menarik yang kuat antara ion positif logam dengan elektron-elektron valensi yang bergerak bebas.
3. Macam-macam ikatan kovalen:
   1. Ikatan kovalen tunggal.
   2. Ikatan kovalen rangkap 2.
   3. Ikatan kovalen rangkap 3.
   4. Ikatan kovalen polar.
   5. Ikatan kovalen nonpolar.
   6. Ikatan kovalen koordinasi.
4. Peta konsep ikatan kimia :

Bab 4 Tata Nama Senyawa dan Persamaan Reaksi

1. Tata nama senyawa anorganik dikelompokkan menjadi:
   1. Senyawa biner dari logam dan nonlogam diberi nama dengan menyebut kation (logam) diikuti nama anion (nonlogam).
   2. Senyawa biner nonlogam dan nonlogam diberi nama dengan menggunakan awalan Yunani.
   3. Senyawa yang mengandung ion poliatom diberi nama dengan menyebut kation (logam atau poliatom) diikuti nama anion (poliatom/monoatom).
2. Senyawa organik diberi nama sesuai gugus fungsinya.
3. Persamaan reaksi menggambarkan hubungan zat-zat kimia yang terlibat sebelum dan sesudah reaksi kimia.
4. Suatu persamaan reaksi dikatakan setara jika jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi sama, dengan angka koefisien.

Bab 5 Hukum-hukum Dasar Kimia

1. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier) menyatakan bahwa dalam suatu reaksi kimia massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.
2. Hukum  Perbandingan Tetap (Hukum Proust) menyatakan bahwa perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap.
3. Hukum Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton) menyatakan bahwa jika dua jenis unsur  dapat membentuk lebih dari dua macam senyawa, dan jika massa salah satu unsur dalam senyawa-senyawa itu tetap maka perbandingan massa unsur lainnya dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat sederhana.
4. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay-Lussac) menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana.

Bab 6 Perhitungan Kimia

1. Hipotesis Avogadro menyatakan bahwa: pada suhu dan tekanan yang sama gas-gas yang mempunyai volume sama akan mempunyai jumlah molekul yang sama pula.
2. Mol menyatakan jumlah partikel  suatu zat yang besarnya sama dengan Bilangan Avogadro (6,02 x 10²³).
3. Massa molar adalah massa satu mol zat yang besarnya sama dengan A_r/M_r-nya.
4. Volume molar adalah volume satu mol gas yang diukur pada keadaan standar (STP = 0°C 1 atm). Besarnya sama dengan 22,4 liter.
5. Pereaksi pembatas adalah pereaksi yang habis bereaksi terlebih dahulu dalam reaksi kimia.
6. Kadar zat umumnya dinyatakan dalam persen (%) massa.
   % massa X dalam zat =   x 100%
7. Rumus empiris adalah rumus kimia yang menyatakan perbandingan mol terkecil dari atom-atom unsur penyusun senyawa.
8. Rumus molekul adalah rumus kimia yang menyatakan jumlah atom-atom unsur dalam satu molekul senyawa.

Bab 7 Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit

1. Larutan adalah campuran homogen antara zat terlarut dan zat pelarut.
2. Berdasarkan daya hantar listriknya larutan dibagi 2, yaitu: larutan elektrolit dan nonelektrolit. Larutan elektrolit dibagi 2, yaitu: larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah.
3. Elektrolit adalah zat yang jika dilarutkan dalam air akan menghantarkan arus listrik. Nonelektrolit adalah zat yang jika dilarutkan dalam air tidak dapat menghantarkan arus listrik.
4. Larutan elektrolit kuat mempunyai daya hantar listrik yang kuat sedang larutan elektrolit lemah mempunyai daya hantar listrik yang lemah/kurang baik.
5. Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena dalam air terionisasi sehingga pergerakan ion-ion di dalam larutan menghasilkan aliran arus listrik.

Bab 8 Reaksi Oksidasi dan Reduksi

1. Pengertian reaksi oksidasi:
   1. Berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen, reaksi oksidasi adalah reaksi pengikatan oksigen.
   2. Berdasarkan pengikatan dan pelepasan elektron, reaksi oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron.
   3. Berdasarkan kenaikkan dan penurunan bilok, reaksi oksidasi adalah reaksi kenaikkan bilok.
2. Pengertian reaksi reduksi:
   1. Berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen, reaksi reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen.
   2. Berdasarkan pengikatan dan pelepasan elektron, reaksi reduksi adalah reaksi pengikatan elektron.
   3. Berdasarkan kenaikkan dan penurunan bilok, reaksi reduksi adalah reaksi penurunan bilok.
3. Reaksi redoks adalah reaksi di mana terjadi reaksi oksidasi dan reduksi secara bersama-sama.
4. Reaksi autoredoks adalah reaksi di mana suatu zat mengalami reaksi oksidasi dan reduksi sekaligus.
5. Oksidator adalah zat yang menyebabkan terjadinya reaksi oksidasi. Dia sendiri mengalami reduksi.
6. Reduktor adalah zat yang menyebabkan terjadinya reaksi reduksi. Dia sendiri mengalami oksidasi.
7. Bilangan oksidasi (bilok) adalah jumlah muatan yang dimiliki atom suatu unsur jika bergabung dengan atom unsur lain.
8. Pada metode lumpur aktif terjadi reaksi oksidasi untuk pertumbuhan bakteri aerob dan terjadi reaksi reduksi pada substrat (buangan).

Bab 9 Hidrokarbon

1. Kekhasan atom karbon adalah mampu membentuk 4 ikatan kovalen baik tunggal, rangkap 2, rangkap 3 dengan atom C atau atom lain.
   Mampu membentuk rantai karbon baik terbuka atau tertutup.
2. Senyawa hidrokarbon adalah senyawa yang mengandung unsur C dan H.
   Contoh: alkana, alkena, dan alkuna.
3. Alkana adalah senyawa hidrokarbon dengan rantai karbon jenuh (ikatan kovalen tunggal). Rumus umumnya C_nH_2n + 2.
4. Alkena adalah senyawa hidrokarbon yang mempunyai ikatan rangkap dua pada rantai karbonnya. Rumus umum alkena adalah C_nH_2n.
5. Alkuna merupakan senyawa hidrokarbon yang mempunyai ikatan rangkap tiga pada rantai karbonnya. Rumus umum alkena adalah C_nH_2n-2.
6. Reaksi-reaksi kimia pada senyawa alkana, alkena, dan alkuna antara lain: reaksi substitusi, reaksi adisi, reaksi oksidasi, dan reaksi eliminasi.
7. Isomer adalah senyawa-senyawa yang mempunyai rumus molekul sama tetapi strukturnya berbeda. Isomer dibagi 2 yaitu isomer struktur dan isomer geometri.
   Isomer struktur dibagi 3: isomer rangka, isomer posisi, dan isomer gugus fungsi.

Bab 10 Minyak Bumi

1. Minyak bumi terbentuk melalui proses pelapukan atau peruraian senyawasenyawa organik dari jasad mikroorganisme jutaan tahun yang lalu di dasar laut.
2. Pemisahan minyak bumi menjadi fraksi-fraksinya dengan cara distilasi bertingkat.
3. Fraksi-fraksi minyak bumi, antara lain: gas, petroleum eter, bensin/gasoline, nafta, kerosin, solar, oli, parafin, dan aspal.
4. Dampak pembakaran minyak bumi, antara lain terjadinya efek rumah kaca, pemanasan global, hujan asam.

Bab I. Struktur Atom, Sistem Periodik dan Ikatan Kimia

1. Spektrum ialah susunan yang memperlihatkan urutan panjang gelombang sebagai hasil penyebaran berbagai panjang gelombang cahaya yang dipancarkan atau diserap oleh suatu objek. Spektrum ada 2 macam, yaitu:
   1. spektrum serbaterus, dan
   2. spektrum garis.
2. Dalam menyusun konfigurasi elektron, pengisian orbital dilakukan menurut aturan sebagai berikut.
   1. Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang paling rendah.
   2. Prinsip eksklusi dari Pauli.
   3. Aturan Hund.
3. Hubungan antara konfigurasi elektron dan sistem periodik tampak dari:
   1. Proses perubahan sifat unsur-unsur dan perubahan konfigurasi elektron-elektronnya, dari golongan alkali ke golongan gas mulia, selalu berulang secara periodik.
   2. Sifat-sifat unsur ditentukan oleh pola konfigurasi elektron terluarnya.
4. Berdasarkan peranan elektron dalam membentuk ikatan kimia, elektron-elektron suatu atom dibagi atas elektron inti dan elektron valensi.
5. Selama reaksi kimia, atom-atom suatu unsur menyesuaikan konfigurasi elektron-elektronnya pada gas mulia terdekat.
6. Ikatan ion adalah ikatan antara ion-ion yang muatannya berlawanan.
7. Ikatan kovalen adalah ikatan yang menggunakan sepasang elektron yang menjadi milik bersama.
8. Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen dengan pasangan elektron yang hanya berasal dari salah satu atom saja.
9. Dipol adalah suatu sistem dari dua muatan yang sama tetapi berlawanan terletak pada jarak yang sangat pendek.
10. Molekul polar adalah molekul yang muatan dalam molekulnya mengalami polarisasi.
11. Ikatan logam adalah ikatan antara atom-atom logam yang disebabkan oleh elektron-elektron valensinya.
12. Ikatan hidrogen adalah ikatan yang terbentuk antara atom hidrogen dalam satu molekul dengan atom-atom oksigen, nitrogen, atau fluor dalam molekul yang berbeda.
13. Ikatan Van der Waals adalah ikatan yang sangat lemah antara atom-atom atau molekul-molekul yang diakibatkan oleh penyebaran muatan dalam atom/molekul yang tidak merata.
14. Bentuk molekul suatu senyawa dapat ditentukan berdasarkan gaya tolak-menolak pasangan-pasangan elektron yang berada di sekeliling atom pusat.

Bab II. Termokimia

1. Asas Kekekalan Energi:
   Hukum Termodinamika I: Energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan, energi alam semesta adalah kekal dan hanya dapat berpindah dari satu wujud ke wujud lainnya.
2. Reaksi eksoterm yaitu reaksi yang melepaskan kalor dari sistem ke lingkungan.
3. Reaksi endoterm yaitu reaksi yang menerima atau menyerap kalor dari lingkungan ke sistem.
4. Sistem adalah zat yang ada dalam wadah yang kita amati.
5. Lingkungan adalah batas dari suatu sistem.
6. Entalpi standar (H) adalah energi yang terkandung dalam suatu zat pada tekanan yang tetap.
7. Perubahan entalpi standar (ΔH) adalah perubahan panas atau kalor yang menyertai perubahan kimia pada tekanan tetap. ΔH = H₂-H₁.
8. Penulisan kalor reaksi dengan menggunakan harga H.
   Reaksi eksoterm memiliki ΔH negatif.
   Reaksi endoterm memiliki ΔH positif.
9. Satuan energi yang sering dipakai adalah kalori atau joule.
10. Perubahan entalpi standar pembentukan standar (ΔH_f°), adalah kalor yang dilepaskan atau diserap (perubahan entalpi standar) pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada reaksi yang dilakukan pada suhu 25 °C dan tekanan 1 atm atau pada keadaan standar.
11. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH_d°).
    Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan, jadi entalpi standar perubahan penguraian suatu senyawa sama dengan entalpi standar pembentukan dengan perubahan tanda yang berlawanan.
12. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH_d°), adalah perubahan entalpi standar pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K (25 °C) dan 1 atm.
13. Penentuan kalor reaksi:
    Untuk menentukan jumlah kalor yang diserap secara matematika dapat digunakan rumus:
    Q = m . c . Δt
    Alat percobaan yang digunakan untuk menentukan kalor disebut kalorimeter.
14. Hukum Hess atau H penjumlahan kalor:
    Perubahan entalpi standar reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.
15. Harga ΔH reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data-data entalpi standar pembentukan.
    ΔH = ∑ΔH_f° produk – ∑ΔH_f° reaktan
16. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol senyawa berwujud gas menjadi atom-atom gas pada keadaan standar.
17. Menghitung ΔH reaksi berdasarkan data energi ikatan:
    ΔH = ∑ΔH pemutusan ikatan – ∑ΔH pembentukan ikatan

Bab III. Laju Reaksi

1. Laju reaksi adalah laju perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Kita dapat mendefinisikan laju reaksi dalam bentuk perubahan konsentrasi setiap pereaksi atau produk, dan kita dapat menghubungkan berbagai definisi ini melalui stoikiometri reaksi.
2. Hukum laju adalah suatu persamaan yang menunjukkan hubungan antara laju reaksi tertentu dengan konsentrasi pereaksinya. Umumnya, hukum laju berbentuk
   r = k [X]^a [Y]^b [Z]^c
   k adalah tetapan laju, [X], [Y], [Z] adalah konsentrasi pereaksi, dan a, b, c adalah orde reaksi.
3. 1. Orde reaksi merupakan jumlah keseluruhan orde pereaksi, yang dapat berharga 0, 1, 2, dan pecahan atau negatif.
   2. Orde reaksi tidak ada hubungan dengan koefisien stoikiometri pereaksi.
4. Mekanisme reaksi adalah urutan kejadian molekuler yang menghasilkan perubahan kimia secara keseluruhan. Tahap-tahap mekanisme dinamakan reaksi elementer yang orde kinetiknya cocok dengan kemolekularitasannya.
5. Tahap reaksi elementer dalam mekanisme reaksi yang menentukan laju reaksi adalah tahap yang paling lambat. Dengan kata lain, tahap paling lambat adalah tahap penentu laju reaksi.
6. Laju reaksi dalam sistem heterogen bergantung pada luas permukaan antara dua fase yang bersentuhan.
7. Katalis meningkatkan laju reaksi tanpa turut bereaksi. Konsentrasi katalis dalam sistem homogen diperhitungkan dalam persamaan laju. Dalam sistem heterogen, atau permukaan katalis, katalis berbeda fase dengan pereaksi.
8. Katalis homogen melakukan pengaruh kinetiknya dengan cara mengubah tahap penentu laju dalam mekanisme reaksi menjadi lebih cepat, dan pada akhir reaksi katalis diperoleh kembali.
9. Dalam katalis heterogen, molekul pereaksi diserap secara kimiawi pada pusat aktif di permukaan katalis, selanjutnya molekul bereaksi dan produk reaksi berdifusi dari permukaan.

Bab IV. Kesetimbangan Kimia

1. Reaksi irreversible adalah reaksi yang berlangsung satu arah atau tidak dapat balik.
2. Reaksi reversible adalah reaksi yang berlangsung bolak-bolik.
3. Keadaan kesetimbangan
   Kecepatan reaksi pembentukan zat-zat produk sama dengan kecepatan reaksi pembentukan zat-zat reaktan.
4. Kesetimbangan dinamis:
   Reaksi berlangsung terus-menerus dari dua arah yang berlawanan, tidak terjadi perubahan makroskopis melainkan selalu terjadi perubahan mikroskopis dan dicapai pada sistem tertutup.
5. Beberapa pengaruh yang dapat mengganggu letak kesetimbangan adalah perubahan konsentrasi, perubahan tekanan, perubahan volume, dan perubahan suhu.
6. Menurut asas Le Chatelier:
   Faktor-faktor yang dapat memengaruhi kesetimbangan adalah perubahan konsentrasi, suhu, tekanan, atau volume. Perubahan ini diungkapkan pertama kali oleh Le Chatelier.
7. Di industri kimia, banyak reaksi-reaksi kimia yang berada dalam setimbang sehingga perlu dilakukan upaya-upaya untuk menggeser keadaan kesetimbangan ke arah produk sebanyak-banyaknya melalui pengaturan suhu, tekanan, dan katalis.
8. Tetapan kesetimbangan kimia adalah suatu nilai tetapan dari reaksi kesetimbangan yang merupakan perbandingan konsentrasi produk terhadap konsentrasi pereaksi, masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya.
9. Harga tetapan kesetimbangan diperoleh dari hukum aksi massa. Persamaannya dinamakan hukum kesetimbangan kimia. Harga tetapan kesetimbangan tetap selama suhu reaksi tidak berubah.
10. Kesetimbangan kimia dalam sistem heterogen untuk zat padat murni atau cairan murni tidak berubah, sehingga tidak memengaruhi nilai tetapan kesetimbangan.

Bab V. Larutan Asam Basa

1. Asam mempunyai rasa masam dan basa mempunyai rasa pahit.
2. Zat indikator dapat mengubah warna bila lingkungannya berubah sifat.
3. Indikator asam dan basa yang sering digunakan di laboratorium adalah indikator kertas lakmus.
   • larutan asam, memerahkan kertas lakmus biru,
   • larutan basa, membirukan kertas lakmus merah,
   • larutan netral tidak mengubah warna lakmus.
4. Asam menurut Arrhenius adalah suatu zat yang bila dilarutkan dalam air dapat memberikan atau memperbesar konsentrasi ion H⁺.
5. Basa menurut Arrhenius adalah suatu zat yang bila dilarutkan dalam air dapat memperbesar konsentrasi ion OH^–.
6. Konsep asam basa menurut Bronsted dan Lowry.
   1. Asam ialah senyawa yang dapat memberikan proton kepada senyawa lain, disebut donor proton.
   2. Basa ialah senyawa yang dapat menerima proton dari senyawa lain, disebut akseptor proton.
7. Garam ialah senyawa yang terbentuk dari ion positif dan ion negatif asam.
8. Derajat ionisasi (α) = 
9. Tetapan ionisasi asam lemah: K_a = 
   [H⁺] = 
   α = 
10. Tetapan ionisasi basa lemah: K_b = 
    [H^–] = 
    α = 
11. Pada suhu 25 °C harga tetapan kesetimbangan air murni K_w = 1 x 10^-14.
12. Keasaman suatu larutan dinyatakan dengan derajat keasaman (pH) yang didefinisikan sebagai –log [H⁺] larutan.
13. Larutan bersifat asam jika pH < 7, netral jika pH = 7, dan basa jika pH > 7.
14. Harga pH suatu larutan dapat ditunjukkan dengan indikator. Untuk menentukan kadar suatu asam atau basa dapat dilakukan dengan titrasi asam atau basa itu.
15. Trayek perubahan warna indikator adalah batas-batas pH di mana indikator mengalami perubahan warna.
16. – pH adalah –log [H⁺]; untuk asam kuat [H⁺] = a . M
    – pOH adalah –log [OH^–]; untuk basa kuat [OH^–] = b . M
    – pH + pOH = 14.
    – untuk asam lemah
    [H⁺] = α . M_a
    [H⁺] = 
    – untuk basa lemah
    [OH^–] = α . M_b
    [OH^–] = 

Bab VI. Larutan Buffer

1. Larutan buffer (penyangga) adalah larutan yang mengandung asam lemah dan basa konjugasinya atau basa lemah dan asam konjugasinya.
2. Rumus menghitung pH larutan buffer adalah sebagai berikut.
   1. Larutan buffer yang mengandung asam lemah dan basa konjugasinya.
   2. Larutan buffer yang mengandung basa lemah dan asam konjugasinya.
3. Sifat-sifat larutan buffer:
   1. pH larutan tidak berubah jika larutan diencerkan;
   2. pH larutan tidak berubah jika ditambah sedikit asam atau basa.

Bab VII. Hidrolisis Garam

1. Hidrolisis adalah pemecahan senyawa kimia melalui penambahan air.
2. Garam dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis.
3. Garam dari asam kuat dan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (hidrolisis parsial).
4. Garam dari asam lemah dan basa kuat terhidrolisis sebagian.
5. Garam dari asam lemah dan basa lemah terhidrolisis total.
6. Garam dari basa kuat dan asam lemah:
   [OH^–] = 
7. Garam dari basa lemah dan asam kuat:
   [H⁺] = 
8. Tetapan hidrolisis:
   K_h = 

BabVIII. Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan

1. Kelarutan suatu garam atau basa ditentukan oleh hasil kali kelarutannya pada suhu tertentu, yaitu hasil kali konsentrasi ion-ionnya yang terdapat dalam larutan jenuh.
2. Kelarutan suatu zat adalah jumlah maksimum zat itu yang dapat larut dalam pelarut pada suhu tertentu. Semakin banyak jumlah ion yang terdapat dalam larutan, semakin besar kelarutannya, berarti sukar mengendap.
3. Terbentuk atau tidaknya endapan dari campuran larutan elektrolit bergantung pada hasil kali konsentrasi ion-ionnya.
   A+(aq)  +  B–(aq)  AB(s)
   [A⁺][B^–] < K_sp, larutan belum jenuh, tak terjadi endapan.
   [A⁺][B^–] = K_sp, larutan tepat jenuh, tepat mulai terbentuk endapan.
   [A⁺][B^–] > K_sp, larutan lewat jenuh, endapan semakin banyak.
4. Adanya ion sejenis dari zat-zat dalam kesetimbangan larutan elektrolit yang sukar larut menyebabkan kelarutannya berkurang.

Bab IX. Sistem Koloid

1. Sistem koloid terdiri atas fase terdispersi dengan ukuran tertentu, dalam medium pendispersi. Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan medium yang digunakan untuk mendispersikan disebut medium pendispersi.
2. Ada 3 macam campuran yang dapat dibedakan yaitu: suspensi kasar, sistem koloid, dan larutan sejati.
3. Tiga macam campuran dapat dibedakan ukuran partikelnya.
   Suspensi, diameter partikelnya lebih besar dari 10^-5 cm.
   Koloid, diameter partikel terdispersinya 10^–7 cm –10^-5 cm.
   Larutan, diameter zat terlarutnya lebih kecil dari 10^–7 cm.
4. Berdasarkan tingkat wujud dari fase terdispersi maupun medium pen-dispersinya diperoleh 8 macam jenis koloid. Misalnya aerosol, emulsi, sol, busa, busa padat, aerosol padat, sol padat, dan emulsi padat.
5. Sistem koloid banyak diproduksi oleh industri bahan makanan, obat-obatan, untuk bahan bangunan, dan kosmetika.
6. Sistem koloid mempunyai sifat-sifat yang khas antara lain efek Tyndall, gerak Brown dari partikel koloid yang dapat diamati dengan mikroskop ultra.
7. Partikel-partikel koloid bermuatan listrik, karena dipengaruhi oleh medan listrik dalam percobaan elektroforesis.
8. Partikel-partikel koloid dapat mengalami koagulasi bila diberikan zat elektrolit yang berlebihan.
9. Penjernihan air yang keruh dari air sungai dan air sumur, berdasarkan sifat koagulasi dan adsorpsi koloid. Contoh zat penjernih air adalah tawas yang terhidrolisis menjadi Al(OH)₃.
10. Koloid dapat berbentuk koloid liofil dan koloid liofob. Bila medium pen-dispersinya air, maka akan terbentuk koloid hidrofil (suka air), contoh: agar-agar, sabun, detergen, dan kanji. Koloid hidrofob (tidak suka air) contohnya sol Fe(OH)₃, As₂S₃.
11. Pembuatan koloid dapat dilakukan dengan cara kondensasi dan cara dispersi. Cara kondensasi yaitu menggabungkan molekul atau atom-atom menjadi partikel yang lebih besar sesuai dengan ukuran partikel koloid. Cara dispersi yaitu dengan menghaluskan partikel-partikel makroskopis (kasar) menjadi partikel-partikel yang berukuran mikroskopis (halus) sesuai dengan ukuran partikel koloid.

Bab 1 Sifat Koligatif Larutan

1. Molalitas adalah besaran yang berguna untuk menghitung jumlah zat terlarut yang dinyatakan dalam mol dan jumlah pelarut dalam kilogram.
2. Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan berdasarkan mol. Total fraksi mol = 1
3. Sifat koligatif bergantung pada jumlah zat yang terlarut pada larutan. Sifat koligatif terdiri atas penurunan tekanan uap (ΔP), kenaikan titik didih (ΔT_b) dan penurunan titik beku (ΔT), dan tekanan osmotik.
   1. Penurunan tekanan uap (ΔP)
   2. Kenaikan titik didih (ΔT_b) dan penurunan titik beku (ΔT_f)
   3. Tekanan osmotik (π)
      π =MRT
4. Sifat koligatif larutan elektrolit bergantung pada bilangan faktor Van’t Haff. Jadi, perhitungan penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, dan tekanan osmotik dikalikan dengan faktor Van’t Hoff (i).

Bab 2 Reaksi Redoks dan Elektrokimia

1. Reaksi redoks merupakan reaksi yang berlangsung pada proses elektrokimia, yaitu proses kimia yang menghasilkan arus listrik dan proses kimia yang menggunakan arus listrik. Reaksi redoks disetarakan dengan dua cara, yaitu
   1. cara bilangan oksidasi;
   2. cara setengah reaksi/ion elektron.
2. Sel elektrokimia, terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel elektrokimia terdiri atas sel Volta dan sel elektrolisis.
   1. Sel Volta
      1. Katode mengalami reduksi, anode mengalami oksidasi.
      2. Energi kimia diubah menjadi energi listrik.
      3. Katode adalah kutub negatif.
      4. Anode adalah kutub positif.
      5. Reaksi spontan.
   2. Sel Elektrolisis
      1. Katode mengalami reduksi, anode mengalami oksidasi.
      2. Energi listrik diubah menjadi energi kimia.
      3. Katode adalah kutub positif.
      4. Anode adalah kutub negatif.
      5. Reaksi tidak spontan.
      6. Berlaku hukum I Faraday 
3. Korosi adalah reaksi oksidasi pada logam yang disebabkan oleh oksigen dan air. Korosi dapat dicegah dengan proteksi katodik, pembentukan aloi, dan perlindungan pada permukaan logam.

Bab 3 Kimia Unsur

1. Unsur-unsur kimia di alam terbagi atas unsur logam dan nonlogam.
2. Unsur logam contohnya besi, aluminium, tembaga, emas, dan perak. Unsur-unsur logam didapatkan dari penambangan mineral-mineralnya di kulit bumi. Kegunaan unsur-unsur logam di antaranya:
   1. bahan baku baja;
   2. industri kendaraan;
   3. konstruksi bangunan;
   4. perabot rumah tangga; dan
   5. badan pesawat terbang.
3. Unsur nonlogam contohnya nitrogen, oksigen, sulfur, helium, dan fosfor. Unsur nonlogam diperoleh dengan cara pemisahan seperti distilasi dan ekstraksi. Kegunaan unsur-unsur nonlogam di antaranya:
   1. pembuatan pupuk;
   2. industri; dan
   3. metabolisme tubuh.
4. Setiap unsur memiliki sifat fisis dan sifat kimia sendiri yang membedakannya dengan unsur lainnya.
5. Sifat fisis menjelaskan bentuk fisik unsur tersebut, seperti titik leleh, titik didih, warna, kelenturan, konduktivitas listrik, dan kerapuhan.
6. Sifat kimia suatu zat meliputi bagaimana suatu unsur dapat bereaksi dengan unsur lainnya, kecepatan reaksi jika bereaksi dengan unsur lain, jumlah panas yang dihasilkan dari suatu reaksi dengan unsur lain, dan suhu ketika terjadi reaksi.
7. Unsur golongan alkali dan alkali tanah dapat diidentifikasi melalui warna nyala api yang dihasilkan ketika unsur tersebut dibakar.
8. Air sadah (hard water) adalah air yang mengandung ion kalsium dan ion magnesium. Ada dua jenis kesadahan, yaitu kesadahan sementara dan kesadahan tetap. Di bidang industri, air sadah menimbulkan kerugian.

Bab 4 Kimia Inti

1. Isotop adalah unsur-unsur dengan nomor atom yang sama, tetapi nomor massanya berbeda. Misalnya, hidrogen yang memiliki tiga buah isotop; H-1, H-2, dan H-3.
2. Sifat-sifat unsur radioaktif dipengaruhi oleh kestabilan isotopnya. Suatu isotop bersifat stabil jika jumlah proton dan neutronnya sama. Isotop-isotop yang tidak stabil secara alami mengalami peluruhan dengan memancarkan:
   1. partikel alfa ( atau )
   2. partikel beta ( atau )
   3. partikel gama ()
   4. positron ()
3. Waktu paruh adalah waktu yang diperlukan suatu radioisotop untuk meluruh separuhnya.
4. Unsur-unsur radioaktif dapat mengalami:
   1. reaksi fisi adalah reaksi penembakan inti atom yang besar menjadi inti atom ringan;
   2. reaksi fusi adalah reaksi penggabungan dua inti atom ringan menjadi inti atom yang besar.
5. Dampak dari unsur radioaktif:
   1. dampak negatif di antaranya radiasi dan reaksi berantai yang tak terkendali;
   2. dampak positif di antaranya untuk kesehatan, perairan, peternakan, dan arkeologi.

Bab 5 Senyawa Karbon Turunan Alkana

1. Senyawa karbon turunan alkana terdiri atas alkohol, eter, aldehid, keton, asam karboksilat, ester, dan haloalkana.
2. Alkohol dan eter memiliki rumus umum C_nH_2n+2O.
   Gugus fungsi alkohol adalah –OH dan eter –OR.
   Senyawa alkohol biasanya digunakan sebagai pelarut dan zat antiseptik, sedangkan senyawa eter sering digunakan sebagai zat anestetik.
3. Aldehid dan keton memiliki rumus umum C_nH_2nO.
   Gugus fungsi aldehid adalah
   dan keton adalah
   Senyawa aldehid digunakan sebagai desinfektan dan pengawet,sedangkan keton digunakan sebagai pelarut.
4. Asam karboksilat dan ester memiliki rumus umum C_nH_2nO₂. Gugus fungsi asam karboksilat adalah –COOH dan ester –COOR. Senyawa asam karboksilat sering digunakan sebagai zat aditif dan pengawet, sedangkan ester digunakan sebagai pelarut dan pewangi.
5. Haloalkana memiliki rumus umum C_nH_2n+1X dengan X adalah unsur halogen (F, Cl, Br, I). Haloalkana dapat mengalami reaksi hidrolisis menghasilkan alkohol. Haloalkana sering digunakan sebagai pelarut dan insektisida.

Bab 6 Benzena dan Turunannya

1. Benzena adalah senyawa aromatik dengan rumus kimia C₆H₆, memiliki struktur berbentuk segienam dan berikatan rangkap yang selang-seling.
2. Benzena dapat mengalami reaksi substitusi (halogenasi, nitrasi, sulfonasi, alkilasi, dan asilasi). Apabila ada dua substituen yang tersubstitusi, akan menghasilkan posisi orto, meta, atau para.
3. Sifat fisis dari benzena adalah tidak berwarna, mudah terbakar, dan berwujud cair.
4. Contoh-contoh senyawa turunan benzena di antaranya aspirin, anilina, asam benzoat, dan parasetamol.

Bab 7 Makromolekul

1. Makromolekul atau polimer adalah senyawa besar yang terbentuk dari penggabungan unit-unit molekul kecil yang disebut monomer.
2. Polimer terbagi atas polimer alami dan polimer buatan. Polimer alami contohnya adalah karbohidrat, protein, dan lemak, sedangkan polimer buatan contohnya plastik.
3. Contoh polimer alami di antaranya sebagai berikut.
   1. Protein
      Protein tersusun atas beberapa asam amino yang mengandung gugus amina (–NH₂) dan karboksil (–COOH).
   2. Karbohidrat
      Karbohidrat berasal dari tumbuh-tumbuhan dan terdiri atas unsur C, H, dan O dengan rumus molekul C_n(H₂O)_n. Karbohidrat terbagi atas monosakarida, dan polisakarida.
4. Polimer buatan diperoleh dari reaksi polimerisasi adisi dan polimerisasi kondensasi.
   1. Polimerisasi adisi
      Contoh: polietena (PE), polivinil klorida (PVC), teflon, dan polipropena.
   2. Polimerisasi kondensasi
      Contoh: nilon, plastik polietilen tereftalat (PET)
5. Lemak dan minyak merupakan ester dari asam lemak dan gliserol yang disebut trigliserida. Lemak dan minyak bersifat nonpolar sehingga tidak larut di dalam air, tetapi larut di dalam pelarut nonpolar. Contoh lemak dan minyak di antaranya minyak goreng, mentega, dan lemak hewan.