Makalah Peradaban Masuknya Islam di Indo

﷽
MAKALAH KIMIA

STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK UNSUR,
IKATAN KIMIA, TATA NAMA SENYAWA DAN
PERSAMAAN REAKSI SEDERHANA

O
L
E
H

Nama

: Nur Khaulah Arrizka

Kelas

: X RPL B

Sekolah : SMKN 4 KENDARI

Rabu, 6 Desesmber 2017
KENDARI, SULAWESI TENGGARA

Kata Pengantar
Bismillahirrahmanirrahim…..Assalamualaikum Warahmatullahi Wabarakatu…..
Dengan menyebut Asma Allah Yang Maha Pengasih lagi Maha Penyayang. Pertamatama marilah kita senantiasa memanjatkan puji syukur atas kehadirat Allah SWT. Dimana
berkat limpahan rahmat, taufik, serta hidayah-Nya lah kita masih dapat bertemu kembali
dalam keadaan sehat wal ‘afiat, dan dapat menyelesaikan makalah Kimia ini. Kami berharap
agar makalah ini bermanfaat bagi pembaca dan dapat menjadi sumber referensi siswa
maupun guru sehingga pembaca memiliki ilmu pengetahuan yang lebih luas mengenai materi
diatas.
Tidak lupa kami ucapkan terima kasih kepada pihak yang terlibat dalam penyususnan
makalah ini. Tanpa kerja keras dari bantuan pihak lain, pastilah penyusun tidak dapat
membuat makalah ini dengan baik. Dalam menyusun makalah ini, tidak sedikit hambatan
yang telah penyusun lalui. Hal itu tentu mempengaruhi isi daripada makalah yang telah
disusun ini. Berkenaan dengan hal tersebut, kesalahan dalam makalah pastilah ada. Oleh
karna itu, berbagai macam kesalahan yang pembaca jumpai dalam makalah ini, mohon agar
dimaklumi.

Daftar isi
 Kata Pengantar
 Daftar Isi
 Bab 1. Pendahuluan
o 1.1 Rumusan masalah
o 1.2 Tujuan
 Bab 2. Pembahasan
o 2.1 Struktur Atom
o 2.2 Sistem Periodik Unsur
o 2.3 Ikatan Kimia
o 2.4 Tata Nama Senyawa dan Persamaan Reaksi Sederhana
 Bab 3. Penutupan
o 3.1 Daftar Pustaka

BAB I
PEDAHULUAN
1.2 Rumusan Masalah
a.) Jelaskan konsep struktur atom !
b.) Jelaskan konsep system periodic unsur !
e.) Jelaskan konsep ikatan kimia !

f.) Jelaskan konsep tata nama senyawa dan persamaan reaksi sederhana !

1.3 Tujuan
1) Umum :
a. Mengetahui dan memahami materi tentang struktur atom
b. Mengetahui dan memahami materi tentang system periodic unsur
c. Mengetahui dan memahami materi tentang ikatan kimia
d. Mengetahui dan memahami materi tentang tata nama senyawa dan persamaan reaksi
sederhana
2) Khusus
Untuk memenuhi tugas makalah mata pelajaran Kimia mengenai materi kelas X
tentang Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur, Ikatan Kimia, Tata Nama Senyawa dan
Persamaan Reaksi Sederhana.

BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Struktur Atom
1. Partikel-partikel penyusun atom
1. Elektron ( Berdasarkan percobaan tetes minyak yang dilakukan oleh Milikan
dan Thomson diperoleh)

Muatan elektron = -1 dan massa elektron = 0
2. Proton ( Eugene Goldstein, menggunakan tabung gas yg memiliki katoda,
untuk mempelajari partikel positif yg disebut dgn proton. Massa proton = 1 s
m a (satuan massa atom) dan muatan proton = +1 )
3. Inti atom (Percobaan Rutherford, tentang hamburan sinar alfa oleh lempeng
emas. Menyimpulkan bahwa atom tersusun dari inti atom yg bermuatan positif
yg dikelilingi elektron yang bermuatan negatif sehinggaatom bersifat netral.)
4. Neutron (James Chadwick, menyatakan bahwa partikel yg menimbulkan
radiasi berdaya tembus tinggi bersifat netral atau tidak bermuatan dan
massanya hampir sama dengan massa proton disebut neutron.)
2. Nomor Atom, Nomor Massa, Isotop dan Elektron Valensi
Penulisan lambang atom unsur menyatakan nomor atom dan nomor massa
sebagai berikut
Keterangan :
 A = nomor massa Z = nomor atom X = lambang unsur
 Nomor massa (A) = jumlah proton (p) + jumlah neutron (n)
 Jumlah neutron (n) = nomor massa (A) – nomor atom (Z)
 Nomor atom (Z) = jumlah proton (p) = jumlah elektron
1. Nomor atom (Z)
Nomor atom (Z) menunjukkan jumlah proton ( muatan positif) atau jumlah

elektron dalam atom tersebut. Nomor atom ini merupakan ciri khas suatu unsur
karena nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron.
Elektron
inilah yang nantinya paling menentukan sifat suatu unsur. Nomor atom ditulis
agak ke bawah sebelum lambang unsur.
Contoh :
Atom nomor atom = 19
Jumlah
proton = 19
Jumlah
elektron = 19
Atom netral mempunyai jumlah proton sama dengan jumlah elektronnya. Apabila
suatu atom netral melepaskan elektronnya, atom tersebut menjadi bermuatan positif.
Hal ini karena jumlah proton lebih banyak daripada jumlah elektron. Atom bermuatan
positif disebut kation. Namun, apabila atom netral menangkap elektron, atom tersebut
akan jadi bermuatan negatif. Hal ini karena jumlah elektron lebih banyak daripada
jumlah proton. Atom beermuatan negatif disebut anion. Perubahan ini hanya terjadi
pada elektron, sedangkan jumlah proton dan neutron tetap karena inti atom tidak
berubah.
Contoh :

Atom kalium mempunyai nomor atom 19 dan nomor massa 39 (). Ini berarti, atom K
terdiri atas 19 proton, 19 elektron, dan 20 neutron. Apabila atom K melepaskan satu
elektron, atom K menjadi ion , artinya ion terdiri atas 19 proton, 18 elektron, dan 20
neutron.
2. Nomor Massa (A)
karena jumlah proton sama dengan nomor atom maka nomor massa juga
merupakan jumlah nomor atom ditambah neutron. Semakin banyak proton dan
neutron yang dimiliki sebuah atom, semakin besar massanya. Nomor massa ditulis
disebelah kiri atas sebelum lambang unsur.
Contoh :
Atom nomor massa = 23
Jumlah proton + neutron = 23
3. Isotop, Isoton, dan Isobar
Isotop yaitu atom yang mempunyai nomor atom sama,tetapi memiliki nomor
massa yang berbeda. Contoh : , ,
P=7p=7p=7
E=7e=7e=7
N=6n=7n=8

Setiap isotop satu unsur memiliki sifat kimia yang sama. Oleh karena setiap
isotop mem-punyai massa yang berbeda, maka harga massa atom setiap unsur
merupakan harga rata-rata setiap isotopnya. Isotop-isotop ini dapat digunakan
untuk menentukan massa atom relatif (Ar) atom tersebut berdasarkan kelimpahan
isotop dan massa atom semua isotop.
Contoh :
Oksigen di alam terdiri dari 3 isotop dengan kelimpahan sebagai berikut;
(99,76 (0,04 (0,20
Hitunglah massa atom rata-rata (Ar) dari unsur oksigen !
Jawab :
(99,76 x 16) + (0,04 x 17) + (0,20 x 18)
Ar = _____________________________ = 16,0044
100
Ar = 16
Isoton, adalah atom atom unsur yang berbeda yang mempunyai neutron yang
sama, tetapi nomor atom berbeda.
Contoh :
Isoton antara dan Jumlah neutron O = 31 – 15 = 16 dan N 32 – 16 =16

Isobar, adalah atom-atom unsur berbeda yang mempunyai nomor atom berbeda,

tetapi mempunyai nomor massa yang sama.
Contoh :
Isobar antara dan
Isoelektron, merupakan atom-atom yang jumlah elektron sama setelah
melepaskan atau menangkap elektron.
Contoh :
11Na+ dan 9F– Keduanya mempunyai jumlah elektron sama.

4. Menentukan Elektron Valensi Berdasarkan Konfigurasi Elektron
Elektron-elektron yang mengelilingi inti beredar pada lintasan-lintasan
tertentu yang disebut kulit atom. Lambang kulit dimulai dari K, L, M, N dan
seterusnya dimulai dari kulit yang dekat inti. Semakin jauh dari inti, tingkat energi
dari kulit tersebut semakin tinggi. Susunan elektron pada setiap kulitnya disebut
konfigurasi elektron. Elektron disusun sedemikian rupa pada tiap-tiap kulit dan
diisi maksimum sesuai daya tampung kulit tersebut. Jika masih ada sisa elektron
yang tidak dapat ditampung pada kulit tersebut, diletakkan pada kulit selanjutnya.
Konfigurasi (susunan) elektron suatu atom berdasarkan kulit-kulit atom
tersebut. Setiap kulit atom dapat terisi elektron maksimum 2n2, dengan
menunjukkan kulit ke-n.
Jika n = 1 maka berisi 2 elektron

Jika n = 2 maka berisi 8 elektron
Jika n = 3 maka berisi 18 elektron
Perhatikan konfigurasi elektron pada unsur dengan nomor atom 19!
Konfigurasi elektronnya adalah ;
KLMN
2881
Hal ini dapat dijelaskan bahwa kapasitas elektron maksimum di kulit M dari
unsur tersebut sebanyak 8, sehingga sisa 1 harus diletakkan di kulit terluar.
Elektron yang berperan dalam reaksi pembentukan ikatan kimia dan dalam
reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar atau elektron valensi . Jumlah
elektron valensi suatu atom ditentukan berdasarkan elektron yang terdapat pada
kulit terakhir dari konfigurasi elektron atom tersebut.
Unsur-unsur yang mempunyai jumlah elektron valensi yang sama memiliki
sifat kimia yang sama pula.

Contoh :
Unsur natrium dan kalium memiliki sifat yang sama karena kedua unsur tersebut
memiliki sifat elektron valensi = 1
1. Perkembangan Teori Atom
Perkembangan konsep atom secara ilmiah dimulai oleh John Dalton (1805),

kemudian dilanjutkan oleh Thomson (1897), Rutherford (1911), dan disempurnakan
oleh Bohr (1914).
Eksperimen yang memperkuat konsep atom ini menghasilkan gambaran
mengenai susunan partikel-partikel di dalam atom. Gambaran susunan partikelpartikel dasar di dalam atom disebut model atom.
1. Model Atom Dalton
1. Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang tidak dapat dibagi
lagi
2. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil. Suatu unsur
memiliki atom-atom yang identik dan berbedauntuk unsur yang
berbeda.
3. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan
bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri dari atom-atom
hidrogen dan atom-atom oksigen
4. Reaksi kimia merupakan pemisahan, penggabungan atau penyusunan
kembali atom- atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau
dimusnahkan. Hipotesis Dalton digambarkan dengan model atom
sebagai bola pejal seperti bola tolak peluru.
2. Model Atom Thomson
Menurut Thomson, atom adalah bola padat bermuatan positif dan di dalamnya
tersebar elektron yang bermuatan negatif. Model atom Thomson digambarkan

dengan sebagai kismis yang tersebar pada seluruh bagian roti sehingga disebut
sebagai model roti kismis.
3. Model Atom Rutherford
Teori atom Rutherford muncul berdasarkan eksperimen hamburan sinar alfa
dan uranium. Brerdasarkan percobaan tersebut, Rutherford menyimpulkan
bahwa;
1. Atom adalah bola berongga yang tersusun dari inti atom dan elektron
yang mengelilinginya.
2. Inti atom bermuatan positif dan massa atom terpusat pada inti atom.
Kelemahan dari Rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron
tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan
elektron mengitari inti ini disertai pemancaran energi. Oleh karenanya
elektron lama-kelamaan akan berkurang dan lin- tasannya makin lama
mendekati inti kemudian jatuh ke dalam inti.
1. Model Atom Niels Bohr

Kesimpulan Bohr adalah;
1. Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif yang dikelilingi elektron
bermuatan negatif di dalam suatu lintasan
2. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan yang lain dengan
menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu
tidak akan berkurang. Jika erlektron berpindah kelintasan yang lebih tinggi
maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih kelintasan yang lebih
rendah maka akan memancarkan energi radiasi.
3. Elektron-elektron berkedudukan pada tingkat-tingkat energi tertentu yang
disebut kuli-kulit elektron.
2. Kulit-kulit elektron bukan merupakan kedudukan yang pasti dari suatu elektron.
Tetapi hanyalah suatu kebolehjadiannya saja. Teori ini sesuai dengan teori
ketidakpastian yang dikemukakan oleh Heisenberg. Yang menyatakan bahwa
kedudukan dan kecepatan gerak elektron tidak dapat ditentukan secara pasti, yang
dapat ditentukan hanyalah kemungkinan terbesarnya atau probabilitasnya. Dengan
demikian kedudukan dan kecepatan gerakan elektron dalam atom berada diruang
tertentu dalam atom tersebut yang disebut orbital. Teori mengenai elektron berada
dalam orbital-orbital diseputar inti atom inilah yang merupakan pokok teori atom
modern.

2.2 Sistem Periodik Unsur
1.

Perkembangan Dasar Pengelompokan Unsur-Unsur
Pengelompokan unsur-unsur mengalami perkembangan dari yang paling
sederhana hingga modern. Sejarah perkembangan tersebut dapat diuraikan sebagai
berikut;
1.

Logam dan Nonlogam

Para ahli kimia Arab dan Persia pertama kali mengelompokkan unsurunsur menjadi dua, yaitu Lugham (logam) dan Laysa lugham (non logam).
Unsur logam yang dikenal saat itu ada 16 unsur, diantaranya besi, emas,
perak, seng, nikel dan tembaga. Sementara unsur non logam yang dikenal ada
7, yaitu arsen, hidrogen, nitrogen, oksigen, karbon, belerang, dan fosfor.
2.

Hukum Triade Dobereiner

Pada tahun 1829, John Wolfgang Dobereiner, ahli kimia dari Jerman
melihat adanya kemiripan sifat diantara beberapa unsur. Dobereiner
mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan sifat yang ada.
Ternyata setiap kelompok terdiri atas tiga unsur (sehingga disebut triade).
Unsur-unsur dalam satu triade juga disusun menurut kenaikan massa
atom relatifnya. Berdasarkan aturan tersebut massa atom relatif unsur unsur
kedua merupakan rata-rata dari massa atom relatif unsur pertama dan ketiga.
Penemuan ini memperlihatkan adanya hubungan antara massa atom relatif
dengan sifat-sifat unsur.
Contoh : Triade Cl Br I, massa atom relatif Br adalah

Ar = Ar Cl + Ar I2
Ar = 35,5 + 127 2
Ar = 81,25
Pengelompokan ini ternyata memiliki kelemahan. Kemiripan sifat tidak
hanya terjadi pada tiga unsur dalam tiap kelompok.

3.

Hukum Oktaf Newlands

Tahun 1864, A.R. Newlands, seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris
mengemukakan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Berdasarkan
hukum ini unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya.
Ternyata unsur-unsur yang berselisih 1 oktaf (misalnya, unsur H dengan
unsur kedelapan yaitu F pada tabel 2.2) menunjukkan kemiripan sifat dan
keteraturan perubahan sifat unsur. Hukum Oktaf menyatakan ” jika unsurunsur disusun berdasarkan kenaikan nomor massa atom, sifat unsur tersebut
akan berulang pada unsur kedelapan”.
Pada saat daftar Oktaf Newlands disusun, unsur-unsur gas mulia belum
ditemukan. Pengelompokan ini ternyata hanya sesuai untuk unsur-unsur
ringan dengan massa atom relatif rendah.
4.

Hukum Mendeleyev

Tahun 1869, sarjana bangsa Rusia Dmitri Ivanovich Mendeleyev,
mengadadakan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal saat itu.
Mendeleyev menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur fungsi periodik diketahui
dari massa atom relatifnya. Hal ini berarti jika unsur-unsur disusun menurut
kenaikan massa atom relatifnya. Akibat cara pengelompokan ini terdapat
tempat-tempat kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat-tempat kosong
ini diramalkan akan diisi unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan. Di
kemudian hari ramalan itu terbukti dengan ditemukannya unsur-unsur yang
mempunyai kemiripan sifat. Unsur-unsur tersebut yaitu germanium di bawah
silikon dan galium di bawah aluminium.
Sistem periodik Mendeleyev masih mempunyai kelemahan-kelemahan.
Kelemahan sistem periodik Mendeleyev yaitu;
1. Penempatan unsur tidak sesui dengan kenaikan massa atom relatifnya. Hal
ini terjadi karena penempatan unsur mempertahankan kemiripan sifat unsur
dalam satu golongan
2. Masih banyak unsur yang belum dikenal pada masa itu sehingga banyak
tempat kosong dalam tabel.

5.

Sistem Periodik Modern

Tahun 1914, Henry G.J. Moseley, ahli kimia dari Inggris menemukan
bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai kenaikan nomor atom.
Sistem periodik modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang,
disusun menurut kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik
modern ini dapat dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik
Mendeleyev.
Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas lajur vertikal (golongan)
dan lajur horizontal (periode). Golongan disusun menurut kemiripan sifat,
sedangkan periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya.
1.

Lajur Vertikal (golongan)
Golongan ditulis dengan angka Romawi, terdiri atas 19 golongan.
Unsur-unsur yang berada pada lajur vertikal dikelompokkan dalam satu
golongan. Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan mempunyai
persamaan sifat karena mempunyai elektron valensi (elektron di kulit terluar)
yang sama.
Pada sistem unsur periodik modern (sistem periodik panjang) ada
delapan golongan utama dan delapan golongan transisi.

1.

Golongan A (Golongan Utama)
Golongan utama terdiri atas delapan golongan unsur sebagai berikut :
Golongan IA : Alkali terdiri atas unsur-unsur H, Li, Na, K,Rb, Cs , Fr
Golongan IIA : Alkali tanah terdiri atas unsur-unsur Be, Mg, Ca, Sr, Ba, dan
Ra
Golongan IIIA : Aluminium terdiri atas unsur-unsur B, Al, Ga, In, Ti
Golongan IVA : Karbon terdiri atas unsur-unsur C, Si, Ge, Sn,Pb
Golongan V A : Nitrogen terdiri atas unsur-unsur N, P, As, Sb, Bi
Golongan VIA : Oksigen terdiri atas unsur-unsur O, S, Se, Te, Po
Golongan VIIA : Halogen terdiri atas unsur-unsur F, Cl, Br, I, At
Golongan VIIIA : Gas mulia terdiri atas unsur-unsur He, Ne, Ar, Kr, Xe dan
Rn

Unsur yang berada dalam satu golongan mempunyai kemiripan sifat
atau hampir sama. Hal ini karena elektron valensi unsur-unsur tersebut sama.
Misalnya pada golongan IA bersifat logam lunak, mudah bereaksi dengan air,
dan warnanya putih seperti perak.
Tabel unsur-unsur golongan IA
Unsur Susunan Elektron Elektron Valensi
3Li 2. 1 1
11Na 2. 8. 1 1
19K 2. 8. 8. 1
1
37Rb 2. 8. 18. 8. 1
1
55Cs 2. 8. 18. 18.8. 1 1
87Fr 2. 8. 18. 32. 18. 8. 1 1

2.

Golongan transisi atau golongan tambahan (golongan
B)

1.

Golongan transisi (Golongan B), yaitu IIIB,
IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB, dimulai dari periode 4. Golongan B
terletak di antara golongan IIA dan IIIA. Khusus golongan VIIIB terdiri atas
tiga lajur vertikal.
Unsur transisi yang mengisi periode empat merupakan unsur logam,
misalnya krom, besi, nikel, tembaga, dan seng. Unsur-unsur logam dan unsur
non logam dibatasi secara tegas dengan garis tebal.
Sebanyak 20 unsur non logam terpusatkan di daerah sudut kanan ke bawah.
Unsur-unsur yang paling reaktif terletak di sebelah kiri dan kanan dalam tabel
periodik. Unsur-unsur yang kurang reaktif berada di tengah. Natrium (Na) dan
Kalium (K) merupakan dua unsur logam yang sangat reaktif, terletak di daerah
paling kiri. Logam-logam reaktif lainnya berada pada golongan II. Logamlogam yang kurang reaktif berada di tengah pada tabel periodik tersebut,
misalnya besi (Fe) dan tembaga (Cu).
Unsur unsur non logam yang tidak reaktif pada sistem periodik berada
di tengah, yaitu karbon (C), silikon (Si), belerang (S) dan oksigen (O) yang
terletak di sisi kanannya bersifat lebih reaktif. Unsur-unsur nonlogam yang
paling reaktif yaitu flourin (F) dan klorin (Cl). Kedua unsur itu terletak pada
sisi kanan atas sistem periodik.

2.
1.

Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :
Deret Lantanida (unsur dalam deret ini
mempunyai kemiripan sifat dengan 57La)
2.
Deret Aktinida (unsur dalam deret ini
mempunyai kemiripan sifat dengan 89Ac)
Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat mirip sifatnya, yaitu
unsur-unsur Lantanida. Demikian juga pada periode 7 golongan yang sama,
terdapat unsur-unsur Aktinida.Unsur-unsur tersebut ditempatkan tersendiri
pada bagian bawah Sistem periodik.
1. Lajur Horisontal (periode)
Periode ditulis dengan angka Arab, terdiri atas 7 periode berikut;








Periode 1 berisi 2 unsur
Periode 2 berisi 8 unsur
Periode 3 berisi 8 unsur
Periode 4 berisi 18 unsur
Periode 5 berisi 18 unsur
Periode 6 berisi 32 unsur
Periode 7 berisi 32 unsur

1. Mssa Atom Relatif (Ar) dan Sifat Keperiodikan Unsur

Unsur-unsur dalam sistem periodik disusun berdasarkan kenaikan nomor
atom. Kenaikan tersebut menentukan sifat fisik dan sifat kimia unsur. Selain nomor
atom, unsur dalam sistem periodik dilengkapi dengan nomor massa yang
menunjukkan massa atom relatif dari unsur tersebut.
1. Massa Atom Relatif (Ar)
Massa satu atom adalah satuan massa atom (sma). Massa atom
ditentukan dari perbandingan massa atom yang akan ditentukan terhadap massa
atom unsur yang telah ditetapkan (massa atom acuan). Dengan cara ini, massa
setiap atom dapat ditentukan.
Pada tahun 1825, Jons Jacob Berzelius ahli kimia berkebangsaan
Swedia, mendefenisikan massa atom suatu unsur sebagai perbandingan massa
satu unsur tersebut terhadap massa satu atom hidrogen. Jika massa atom karbon
= 12, berarti massa satu atom karbon 12 kali lebih besar daripada massa satu
atom hidrogen.
Atom karbon merupakan atom paling stabil dibandingkan atom-atom
lain. Oleh karena itu, atom karbon paling cocok digunakan sebagai standar
penentuan harga massa atom unsur-unsur.
Sejak tahun 1961, IUPAC telah mendefenisikan massa atom relatif (Ar)
suatu unsur. Menurut IUPAC, massa atom relatif adalah perbandingan massa
satu atom unsur tersebut terhadap kali massa satu atom karbon- 12 (C – 12).
Defenisi tersebut dirumuskan sebagai berikut;
Ar X = massa rata-rata atom unsur X
x massa 1 atom C – 12
Adapun penentuan massa satu molekul senyawa digunakan istilah massa
molekul relatif (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa satu
molekul senyawa terhadap massa satu atom C – 12.
Pengertian tersebut dirumuskan sebagai berikut ;
Mr X = Massa molekul relatif mempunyai kesamaan dengan massa rumus relatif,
yaitu sama- sama mempunyai lambang Mr. perbedaan terletak pada partikel
penyusunnya. Partikel penyusun massa molekul relatif berupa molekul atau senyawa.
Sementara itu, massa rumus relatif partikel penyusunnya berupa ion-ion. Harga Mr
suatu senyawa merupakan jumlah total Ar unsur-unsur penyusun senyawa tersebut.
2. Sifat Keperiodikan Unsur
1. Jari-jari Atom
Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektron terluar.
1.
Dalam satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom smakin besar.
Dalam satu golongan dari atasb ke bawah, kulit atom bertambah (ingat jumlah
kulit = nomor periode), sehingga jari-jari atom juga bertambah besar.

2.
Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari atom semakin kecil.
Dari kiri ke kanan, jumlah kulit tetap tetapi muatan inti (nomor atom) dan
jumlah elektron pada kulit bertambah. Hal tersebut mengakibatkan gaya tarik
– menarik antara inti dengan kulit elektron semakin besar. Oleh karena itu,
jari-jari atom semakin kecil.
2. Energi Ionisasi
Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk
melepaskan elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas. Energi yang
diperlukan untuk melepaskan elektron kedua disebut energi ionisasi tingkat
kedua. Dan seterusnya. Apabila tidak ada keterangan khusus maka yang
disebut energi ionisasi adalah energi ionisasi tingkat pertama.
Energi ionisasi merupakan ukuran mengenai mudah dan tidaknya suatu
atom untuk menjadi ion positif. Apabila atom mudah melepaskan elektron
(mempunyai energi ionisasi kecil), atom tersebutmudah menjadi ion positif.
Apabila atom sukar melepaskan elektron (mempunyai energi ionisasi besar),
atom tersebut sukar bermuatan positif. Misalnya energi ionisasi Li lebih besar
dibanding Na maka Li lebih sukar bermuatan bermuatan positif dibanding Na.
perhatikan penjelasan berikut;
3Li + energi ionisasi Li+ + e–
(2. 1)

(2)

11Na + energi ionisasi Na+ + e–
(2. 8. 1)

(2. 8)

Harga energi ionisasi dipengaruhi oleh dua faktor, yaitu muatan inti
dan jari-jari atom.
1. Muatan inti, semakin besar muatan inti, semakin besar pula tarikan inti
terhadap elektron. Akibatnya elektron sukar lepas sehingga energi yang
diperlukan untuk melepaskannya besar.
2. Jari-jari atom, semakin kecil jari-jari atom, jarak antara inti dan elektron
semakin pendek. Dengan demikian, tarikan terhadap elektron semakin kuat
sehingga energi ionisasinya semakin besar.
Besarnya energi ionisasi unsur-unsur dalam keperiodikan dapat
disimpulkan sebagai berikut;
1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, energi ionisasi semakin
berkurang.
2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, energi ionisasi cenderung bertambah.
Kecenderungan tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut;
3.
Dari atas ke bawah dalam satu golongan, jari-jari atom bertambah. Hal
ini mengakibatkan daya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil.
Elektron semakin mudah dilepas dan energi yang diperlukan untuk
melepaskannya semakin kecil.

3.

4.
Dari kiri ke kanan dalam satu periode, daya tarik inti terhadap elektron
semakin besar. Oleh karena itu, elektron semakin sukar dilepas. Energi yang
diperlukan untuk melepaskan elektron tentunya semakin besar.
Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan satu atom
netral dalam wujud gas. Pembebasan energi ini terjadi pada waktu menerima
satu elektron sehingga terbentuk ion negatif. Afinitas elektron merupakan
ukuran mengenai mudah atau tidaknya suatu atom menjadi ion negatif.
Apabila atom menangkap elektron, atom bermuatan negatif. Semakin besar
energi yang dilepaskan suatu atom, semakin mudah atom-atom tersebut
menangkap elektron.
Misalnya, atom Cl akan menjadi ion negatif (ion Cl– ) jika menangkap
elektron.
17Cl + e Cl– + afinitas elektron (2. 8. 7) (2. 8. 8)
Apabila ion negatif yang terbentuk stabil, energi dibebaskan dan
dinyatakan dengan tanda negatif (-). Apabila ion negatif yang terbentuk tidak
stabil, eneri diperlukan atau diserap dan dinyatakan dengan tanda positif (+).
Kecenderungan dalam afinitas elektron lebih bervariasi dibandingkan
dengan energi ionisasi. Unsur-unsur halogen (golongan VIIA) mempunyai
afinitas elektron paling besar atau paling negatif yang berarti paling mudah
menerima elektron.

4.

Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu unsur untuk menarik elektron
sehingga bermuatan negatif. Dalam satu golongan dari atas ke bawah,
keelektronegatifan semakin berkurang. Sementara itu dalam satu periode dari kiri ke
kanan keelektronegatifan semakin bertambah. Harga keelektronegatifan ini bersifat
relatif antara satu atom dengan atom lainnya. Oleh karenanya tidak ada sifat tertentu
yang dapat diukur untuk menentukan atau membandingkan unsur-unsur.
Linus Pauling membuat skala keelektronegatifan yang terkenal dengan skala
Pauling. Skala ini berfungsi untuk mengukur keelektronegatifan suatu unsur. Harga
skala Pauling berkisar antara 0,7 (dimiliki oleh fransium) sampai dengan 4,0 (dimiliki
oleh fluorin).
Energi ionisasi dan afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik
elektron. Semakin besar daya tarik elektron semakin besar energi ionisasi dan afinitas
elektronnya. Jadi suatu unsur (misalnya flourin) yang mempunyai energi ionisasi dan
afinitas elektron besar, keelektronegatifannya juga besar. Semakin besar
keelektronegatifan unsur cenderung semakin mudah membentuk ion negatif. Semakin
kecil keelektronegatifan, unsur cenderung semakin sulit membentuk ion negatif, tetapi
semakin mudah membentuk ion positif.

2.3 Ikatan Kimia
1. Terbentuknya Ikatan Kimia
Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul.
Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi. Adapun gaya-gaya yang
menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan
kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur cenderung membentuk struktur
elektron stabil. Struktur elektron stabil yang dimaksud yaitu struktur elektron gas
mulia (golongan VIIIA).
.
Walter Kossel, dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat
hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka
mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan
berubah sedemikian rupa sehingga susunan elektron kedua atom tersebut sama dengan
susunan elektron gas mulia atau konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada
kulit terluar disebut kaidah oktet.
Sementara itu, atom-atom yang mempunyai nomor atom kecil dari hidrogen
sampai dengan boron cenderung memiliki konfigurasi elektron gas helium atau
mengikuti kaidah duplet.
.
Elektron yang berperan dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar
atau elektron valensi. Elektron valensi menunjukkan kemampuan suatu atom untuk
berikatan dengan atom lain.
‘
Unsur-unsur dari golongan alkali dan alkali tanah, untuk mencapai kestabilan
cenderung melepaskan elektron terluarnya sehingga membentuk ion positif. Unsurunsur yang mempunyai kecenderungan membentuk ion positif termasuk unsur
elektropositif. Unsur-unsur dari golongan halogen dan khalkogen mempunyai
kecenderungan menangkap elektron untuk mencapai kestabilan sehingga membentuk
ion negatif. Unsur-unsur yang demikian termasuk unsur elektronegatif.
Contoh;
1. Fluorin (9F) mempunyai susunan elektron 2. 7. Flourin memerlukan satu
elektron untuk mencapai kestabilan (elektron terluar 8).
2. Kalsium (20Ca) mempunyai susunan elektron 2. 8. 8. 2. Kalsium melepaskan
2 elektron untuk mencapai kestabilan (elektron terluar 8).
Atom-atom yang belum stabil yaitu unsur-unsur selain gas mulia.
Unsur ini selalu berusaha untuk mencapai keadaan yang stabil. Agar dapat
mencapai struktur elektron seperti gas mulia, antar unsur melakukan hal-hal
berikut;
1.

2.

Perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (serah terima elektron) Atom
yang melepaskan elektron akan membentuk ion positif, sedangkan atom yang
menerima elektron akan berubah menjadi ion negatif, sehingga terjadilah gaya
elektrostatik atau tarik-menarik antara kedua ion yang berbeda muatan. Ikatan
ini disebut ikatan ion.
Pemakaian bersama pasangan elektron oleh dua atom yang bergabung
membentuk susunan elektron seperti gas mulia, yang dikenal dengan ikatan
kovalen. Selain itu, dikenal juga adanya ikatan lain yaitu;

3.
4.
5.

Ikatan logam
Ikatan hidrogen
Ikatan Van der Waals

1. Ikatan Ion (Ikatan Elektrovalen)
Ikatan ion yaitu ikatan yang terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarikmenarik antara ion positif dan ion negatif. Ion positif terbentuk karena unsur logam
melepaskan elektronnya. Sedangkan ion negatif terbentuk karena unsur non logam
menerima elektron. Ikatan ion terjadi karena adanya serah-terima elektron. Pada saat
terjadi pelepasan elektron, atom tersebut berubah menjadi sebuah kation (ion positif)
karena kelebihan muatan positif. Energi ionisasi diperlukan untuk melepas sebuah
elektron. Berbeda antara atom satu dengan lainnya.
Pada umumnya, atom-atom dari unsur logam memiliki energi ionisasi yang
lebih rendah. Oleh karena itu unsur-unsur tersebut, cenderung melepas elektron dan
berubah menjadi kation. Sebagai contoh unsur natrium (Na) mudah melepaskan satu
elektron menjadi ion natrium (Na+). Sementara itu atom-atom dari unsur non logam
memiliki afinitas elektron yang tinggi sehingga cenderung untuk menangkap elektron.
Saat terjadi penangkapan elektron, atom tersebut berubah menjadi anion (ion negatif).
Misalnya atom klor (Cl) mudah menangkap satu elektron dan menjadi ion klorida
(Cl–).
Terjadinya ikatan antara 11Na dengan 17 Cl sebagai berikut ;
KLM
11Na 2. 8. 1 melepas 1 elektron, membentuk Na+ : 2. 8
17Cl : 2. 8. 7 menerima satu elektron, membentuk Cl– : 2. 8. 8
Na Na+ + e–
Cl + e–Cl–Na + Cl Na+ + Cl–
Na + dan Cl– membentuk ikatan ion NaCl (Natrium klorida)
Ikatan ion mudah terjadi jika atom-atom suatu unsur mempunyai perbedaan
elektronegativitas yang besar ( lebih besar dari 1,7). Menurut Pauling, jika perbedaan
elektronegativitas semakin besar, ikatan kimia yang terbentuk semakin bersifat ionik.
Pada umumnya ikatan ion terjadi antara unsur-unsur golongan IA dan IIA (unsur
logam) dengan unsur-unsur golongan VIIA dan VIA ( unsur nonlogam).
Sifat-sifat senyawa ion sebagai berikut,
1.
2.
3.
4.
5.

Dalam bentuk padatan tidak dapat menghantarkan listrik karena partikel-partikel
ionnya terikat kuat pada kisi, sehingga tidak ada elektron yang bebas bergerak.
Leburan dan larutannya menghantarkan listrik
Umumnya berupa zat padat kristal yang permukaannya keras dan sukar digores
Titik leleh dan titik didihnya tinggi
Larut dalam pelarut polar dan tidak larut dalam pelarut non polar

1. Ikatan Kovalen dan Ikatan Logam
1. Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen dapat terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur
nonlogam lain dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron. Jadi secara

langsung ikatan ini bersifat nonelektrostatik. Adakalanya dua atom dapat
menggunakan lebih dari satu pasang elektron. Apabila yang digunakan
bersama dua pasang atau tiga pasang maka akan terbentuk ikatan kovalen
rangkap dua atau rangkap tiga. Jumlah elektron valensi yang digunakan untuk
berikatan tergantung pada kebutuhan tiap atom untuk mencapai konfigurasi
elektron seperti gas mulia (kaidah oktet atau duplet).
Penggunaan bersama pasangan elektron digambarkan oleh Lewis
menggunakan titik elektron. Rumus Lewis merupakan tanda atom yang di
sekelilingnya terdapat titik (), silang (x), atau bulatan kecil (.
Tanda ini menggambarkan elektron valensi atom yang bersangkutan. Oleh
karena itu, rumus ini sering disebut sebagai rumus elektron atau titik elektron.
Langkah-langkah untuk menulis rumus molekul Lewis sebagai berikut;
1. Menuliskan simbol atom unsurnya
2. Menentukan jumlah elektron valensi atom tersebut
3. Meletakkan titik (.), silang (x), atau bulatan kecil ( yang mewakili
elektron valensi pada sisi simbol atom.
Berdasarkan bentuk ikatanya, ikatan kovalen dibedakan menjadi tiga, yaitu
kovalen normal, kovalen koordinasi, serta kovalen polar dan nonpolar.

1. Ikatan kovalen Normal
Dalam ikatan kovalen normal digunakan dasar pemakaian bersama pasangan
elektron. Dalam hal ini pasangan elektron tersebut berasal dari kedua atom. Jumlah
ikatan yang terdapat dalam suatu molekul dapat diramalkan dengan menghitung
jumlah elektron yang digunakan bersama-sama, selain itu juga, jumlah dan jenis atom
yang membentuk molekul. Oleh karena itu, dalam ikatan ini dikenal adanya ikatan
kovalen tunggal, ikatan kovalen rangkap dua, dan kovalen rangkap tiga.
1. Ikatan Kovalen Tunggal
Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan
bersama satu pasang elektron, ikatan ini digambarkan dengan satu garis lurus.
Contoh:
1. Ikatan H dengan H dalam molekul H2
rumus titik elektronnya H
rumus titik elektronnya H
1 atom H berikatan dengan 1 atom H yang lain dan tiap-tiap atom H
menyumbangkan 1 elektron.
H + H H H H – H H2

2. Ikatan H dengan Cl dalam molekul HCl
1 atom H berikatan dengan 1 atom Cl yang masing-masing
menyumbangkan 1 elektron.
H + xCl H xCl H – Cl HCl
2. Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan kovalen yang terjadi karena
penggunaan bersama dua pasang elektron. Ikatan ini digambarkan dengan dua
garis lurus.
Contoh;
Ikatan antara atom O dengan atom O yang lain dalam molekul O2
O = O O2

3. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Ikatan kovalen rangkap tiga adalah ikatan kovalen yang terjadi karena
penggunaan bersama tiga pasang elektron. Ikatan ini digambarkan dengan tiga
garis lurus.
Contoh;
Ikatan antara atom N dengan atom N lain dalam molekul N2
N N N2
2. Ikatan Kovalen Koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi yaitu ikatan kovalen dimana pasangan elektron
yang digunakan bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan. Ikatan kovalen
koordinasi dapat terjadi antara suatu atom yang mempunyai pasangan elektron bebas
dan sudah mencapai konfigurasi oktet dengan atom lain. Atom lain ini membutuhkan
dua elektron dan belum mencapai konfigurasi oktet.
Contoh; senyawa SO3, NH4+ dan lain-lain
3. Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar
Perbedaan keelektronegatifan dua atom menimbulkan kepolaran senyawa.
Adanya perbedaan keelektronegatifan tersebut menyebabkan pasangan elektron ikatan
lebih tertarik ke salah satu unsur sehingga membentuk dipol. Adanya dipol inilah
yang menyebabkan senyawa menjadi polar.
Pada senyawa HCl, pasangan elektron milik bersama akan lebih dekat pada Cl
karena daya tarik terhadap elektronnya lebih besar dibandingkan H. Hal itu
menyebabkan terjadinya polarisasi pada ikatan H –Cl. Atom Cl lebih negatif daripada
atom H, hal tersebut menyebabkan terjadinya ikatan kovalen polar.
Contoh;

1. Senyawa kovalen polar; HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3.
2. Senyawa kovalen nonpolar; H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3.

Pada ikatan kovalen yang terdiri lebih dari dua unsur, kepolaran senyawanya
ditentukan beberapa hal berikut;
1.

Jumlah momen dipol. Jika jumlah momen dipol = 0, senyawanya bersifat
nonpolar. Jika momen dipol tidak sama dengan 0 maka senyawanya bersifat
polar.
Besarnya momen dipol suatu senyawa dapat ditentukan dengan:
=dxl
Keterangan;
= momen dipol dalam Debye (D)
d = muatan dalam satuan elektrostatis (ses)
l = jarak dalam cm

1. Bentuk molekul. Jika bentuk molekulnya simetris maka senyawanya bersifat
nonpolar, sedangkan jika bentuk molekulnya tidak simetris maka biasanya
senyawanya bersifat polar.
2. Jika molekul terdiri atas dua buah unsur.
1. Jika kedua unsur itu sejenis ikatannya nonpolar
Contoh; H2 dan Cl2
2. Jika kedua unsur itu tidak sejenis, biasanya ikatannya polar.
Contoh; HCl dan HBr
3. Jika molekul terdiri atas tiga atau lebih unsur yang berbeda.
1. Jika atom yang berada di tengah molekul (atom pusat) mempunyai
pasangan elektron bebas sehingga pasangan elektron ikatan akan tertarik ke
salah satu atom, ikatannya polar.
Contoh; H2O, dan NH3
2. Jika atom pusat tidak mempunyai pasangan elektron bebas sehingga
pasangan elektron tertarik sama kuat ke seluruh atom, ikatannya nonpolar.
Contoh; CH4 dan CO2
Sifat-sifat senyawa kovalen;
1. Pada suhu kamar umumnya berupa gas (misalnya H2, O2, N2, Cl2, dan CO2 ), cair
(misalnya H2O dan HCl), ataupun berupa padatan.
2. Titik didih dan titik lelehnya rendah, karena gaya tarik-menarik antara molekulnya
lemah meskipun ikatan antar atomnya kuat
3. Larut dalam pelarut nonpolar dan beberapa diantaranya dapat berinteraksi dengan
pelarut polar
4. Larutannya dalam air ada yang menghantarkan arus listrik (misal HCl) tetapi sebagian
besar tidak dapat menghantarkan arus listrik, baik padatan, leburan, atau larutannya.
Anda dapat memprediksi ikatan kimia apabila mengetahui konfigurasi
elektron dari atom unsur tersebut (elektron valensinya). Berdasarkan elektron valensi,
akan diketahui jumlah kekurangan elektron masing-masing unsur untuk mencapai
kaidah oktet (kestabilan struktur seperti struktur elektron gas mulia).

Jarak antara dua inti atom yang berikatan disebut panjang ikatan, sedangkan
energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan disebut energi ikatan. Pada
pasangan unsur yang sama, ikatan tunggal merupakan ikatan yang paling lemah dan
paling panjang. Semakin banyak pasangan elektron milik bersama maka semakin kuat
ikatan. Namun, panjang ikatannya semakin kecil atau pendek.
Contoh;
Ikatan : N – N N N N N
Panjang ikatan (A) : 1,47 1,24 1,10
Energi ikatan (kJ/mol) : 163 418 941
1.

Ikatan Logam
Logam mempunyai sifat-sifat berikut;
1.
2.
3.
4.

Pada suhu kamar umumnya padat
Mengkilap
Menghantarkan panas dan listrik dengan baik
Dapat ditempa dan dibentuk

Dalam bentuk padat, atom-atom logam tersusun dalam susunan yang sangat
rapat (closly packed). Susunan logam terdiri atas ion-ion logam dalam larutan
elektron. Dalam susunan seperti ini elektron valensinya relatif bebas bergerak dan
tidak terpaku pada salah satu inti atom. Ikatan logam terjadi akibat interaksi antara
elektron valensi yang bebas bergerak dengan inti atau kation-kation logam yang
menghasilkan gaya tarik.
1. Rumus Kimia
Rumus kimia adalah lambang molekul unsur atau senyawa yang menyatakan
jenis dan jumlah relatif atom-atom yang terdapat dalam suatu zat.
Contoh;
1. Molekul gas oksigen terdiri atas 2 atom O. Rumus kimia gas oksigen adalah
O2
2. Molekul air terdiri atas 2 atom hidrogen (indeks H = 2) dan 1 atom oksigen.
Rumus kimia air adalah H2O dan lambangnya ditulis H2O.
3. Molekul asam cuka terdiri atas 2 atom karbon, 4 atom hidrogen, dan 2 atom
oksigen. Rumus kimia asam cuka adalah CH3COOH.
4. Rumus kimia amonium sulfat adalah (NH4)2SO4. Artinya setiap molekul
amonium sulfat terdiri atas 2 atom nitrogen (N), 8 atom hidrogen (H), 1 atom
belerang (S), dan 4 atom oksigen (O).
Rumus kimia sering dinyatakan dalam rumus molekul dan rumus empiris.
Rumus molekul adalah rumus kimia yang menyatakan jenis dan jumlah atom
yang membentuk molekul senyawa. Rumus empiris atau rumus perbandingan
menyatakan perbandingan paling sederhana jumlah atom-atom penyusun
senyawa tersebut.

1. Tata Nama Senyawa
Sistem penamaan senyawa kimia dibedakan menjadi dua, yaitu penamaan untuk
senyawa organik dan senyawa anorganik. Penamaan senyawa-senyawa ini didasarkan
pada rumus kimia dengan aturan-aturan tertentu. Aturan penamaan senyawa
anorganik adalah,
1. Tata Nama Senyawa Biner
1. Senyawa Biner yang Terdiri atas Unsur Logam dan Nonlogam
Aturan penamaan;
Unsur yang berada di depan (logam) diberi nama sesuai dengan nama
unsur tersebut
Unsur yang berada di belakang (nonlogam) diberi nama sesuai
dengan nama unsur tersebut dengan menambahkan akhiran – ida.
o Contoh; KCl nama, kalium klorida
Muatan kation ditulis menggunakan angka Romawi(jika diperlukan).
Unsur logam sebagai kation (ion positif) dan unsur nonlogam (ion
negatif). Penulisan angka Romawi berlaku apabila unsur logam di
dalamnya memiliki kation lebih dari satu macam.
Contoh;
Logam Fe memiliki kation Fe2+ dan Fe3+ sehingga penulisan nama
senyawa FeCl3 : besi (III) klorida.
Rumus umum penggabungan kation dan anion pada senyawa
biner.
Xa+ + Yb-→ XbYa
Keterangan; Xa+ = kation
Yb- = anion
Perhatikan beberapa contoh berikut;
Mg2+ + Cl–→ MgCl2
Ag+ + Br–→ AgBr
Na+ + O2-→ Na2O
2. Senyawa Biner yang Terdiri Atas Unsur Nonlogam dan Nonlogam
Aturan penamaannya ditandai dengan awalan angka Yunani yang
menyatakan jumlah atom nonlogam diikuti dengan nama unsur dan
diakhiri dengan akhiran- ida.

Awalan angka Yunani:
Mono : 1
Di : 2
Tri : 3

Tetra : 4
Penta : 5 Heksa
6 Hepta : 7

:

Okta

:8

Nona : 9
Deka : 10

Awalan mono hanya dipakai pada unsur nonlogam yang kedua.
Penulisan dilakukan berdasarkan urutan; B- Si- As- C- P- N- H- S- I- Br- Cl- OF Contoh;
CO = karbon monoksida
CO2 = karbon dioksida
N2O5 = dinitrogen pentaoksida
2. Tata Nama Senyawa Poliatom
Senyawa poliatom adalah senyawa yang terdiri atas lebih dari dua
macam unsur penyusun yang berbeda. Kebanyakan ion poliatom bermuatan
negatif, kecuali ion amonium (NH4+) yang bertindak sebagai kation. Penamaan
senyawa poliatom sama dengan aturan penamaan senyawa biner logam dan
nonlogam. Naqmun terdapat perbedaan pada penamaan anionnya sebagai
berikut.
1. Anion yang terdiri dari atom penyusun yang sama, untuk jumlah
oksigen yang lebih sedikit diberi akhiran-it, dan untuk jumlah oksigen
yang lebih banyak diberi akhiran-at.
Contoh;
SO32- : sulfit
SO42- : sulfat
2. Khusus untuk CN– dan OH– mendapat akhiran-ida.
3. Anion yang mengandung unsur golongan VIIA (F, Cl, Br, dan I),
urutan penamaan anion dengan jumlah oksigen terkecil sampai
terbesar, yaitu: hipo + nama unsur + akhiran-it,
Nama unsur + akhiran –it, nama unsur + akhiran –at, sampai per +
nama unsur + akhiran –at.

Contoh:
ClO– : hipoklorit
ClO2– : klorit
ClO3– : klorat
ClO4– : perklorat
Rumus umum penggabungan kation dan anion pada senyawa poliatom:
Xa+ + YZb-→ Xb(YZ)a
Contoh:
NH4+ + Cl–→ NH4Cl : amonium klorida
K+ + CN–→ KCN : kalium sianida
Zn2+ + OH–→ Zn(OH)2 : seng hidroksida
Fe3+ + SO42-→ Fe2(SO4)3 : besi (III) sulfat
Mg2+ + SO42-→ MgSO4 : magnesium sulfat
Tidak ditulis Mg2(SO4)2, karena rumus empirisnya MgSO4.

3. Tata Nama Senyawa Asam
Asam adalah zat yang di dalam air larut dan terurai menghasilkan ion
hidrogen (H+) dan ion negatif. Semua asam diberi nama dengan awalan asam
yang diikuti nama ion negatifnya.
Contoh:
Asam-asam anorganik atau asam mineral.
HF = asam fluorida
H2SO4 = asam sulfat
HClO2 = asam hipoklorit
HClO3 = asam klorit
HClO4 = asam perklorat
HNO3 = asam nitrat

H2C2O4 = asam oksalat
H3PO3 = asam fosfit
H3PO4 = asam fosfat
H2CrO4 = asam kromat
H2Cr2O7 = asam dikromat
H2CO3 = asam karbonat

Contoh asam-asam organik, yaitu asam yang diperoleh dari hewan dan
tumbuhan diberi nama dengan nama trivial.
HCOOH asam format
C6H8O7 asam sitrat
C4H6O5 asam malat
C4H4O6 asam tartarat

C4H6O2 asam butirat
C4H12O2 asam kaproat
C6H8O6 asam askorbat

4. Tata Nama Senyawa Basa
Basa ditandai dengan adanya ion hidroksida (OH–). Penamaan basa
selalu diakhiri dengan anion hidroksida.
Contoh:
NaOH natrium hidroksida
Ba(OH)2 barium hidroksida
NH4OH amonium hidroksida
5. Oksida dan Tata Nama Oksida
Oksida adalah senyawa berupa unsur dan oksigen yang terbentuk pada
peristiwa oksidasi. Secara umum oksida dibedakan menjadi oksida logam dan
oksida nonlogam. Berdasarkan sifat-sifatnya, oksida dibagi menjadi oksida
basa, oksida asam, oksida amfoter, oksida indifferen, dan peroksida.
1. Oksida basa adalah oksida logam yang dengan air akan menghasilkan
basa atau hidroksida.
Contoh:
Na2O + H2O → 2NaOH
Natrium oksida natrium hidroksida
2. Oksida asam adalah oksida nonlogam yang bereaksi dengan air akan
menghasilkan asam.
Contoh: CO2 + H2O → H2CO3
Karbon dioksida asam karbonat

3. Oksida amfoter adalah oksida logam atau nonlogam yang dapat
bersifat sebagai oksida asam atau oksida basa.
Contoh: Al2O3 (aluminium oksida) dan PbO (timbal oksida)
4. Oksida Indifferen adalah oksida logam atau nonlogam yang tidak
bersifat sebagai oksida asam ataupun oksida basa.
Contoh: H2O (air), NO (nitrogen monoksida), dan MnO2 (mangan
dioksida)
5. Peroksida adalah oksida logam atau oksida nonlogam yang kelebihan
atom O.
Contoh: H2O2 (hidrogen peroksida) dan Na2O2 (natrium peroksida).
Pemberian nama senyawa oksida berdasarkan IUPAC (International Union Of
Pure Applied Chemistry) sebagai berikut.
1. Untuk senyawa oksida yang tersusun atas unsur yang mempunyai bilangan oksidasi
hanya satu macam, pemberian nama dilakukan dengan menyebutkan nama unsurnya
yang kemudian dibutuhkan kata oksida.
Contoh:
1. Senyawa Al2O3 tersusun atas unsur Al yang hanya mempunyai bilangan
oksidasi +3 dinamai senyawa aluminium oksida.
2. Senyawa Na2O yang tersusun atas unsur Na yang hanya mempunyai bilangan
oksidasi +1 dinamai senyawa natrium oksida.
2. Untuk oksida yang tersusun atas unsur logam yang mempunyai bilangan oksidasi
lebih dari satu macam, pemberian nama dilakukan dengan menyebutkan nama unsur
logamnya yang diikuti dengan tingkat bilangan oksidanya yang ditulis dengan angka
Romawi dalam kurung dan diikuti kata oksida.
Contoh:
1. Senyawa oksida tembaga dapat terbentuk dari unsur tembaga yang
mempunyai bilangan oksidasi +1 (Cu2O) dan +2(CuO), sehingga senyawa
Cu2O dinamakan senyawa tembaga (I) oksida dan senyawa CuO dinamakan
senyawa tembaga (II) oksida.
2. Senyawa oksida besi dapat terbentuk dari unsur besi yang mempunyai
bilanagan oksidasi +2 (FeO) dan +3 (Fe2O3), sehingga senyawa FeO
dinamakan besi (II) oksida dan senyawa Fe2O3 dinamakan besi (III) oksida.
3. Untuk senyawa oksida yang tersusun atas unsur nonlogam yang mempunyai bilangan
oksidasi lebih dari satu macam, pepberian nama dilakukan dengan menyebutkan
jumlah atom unsur dan oksida yang terikat pada unsur dengan awalan.
Contoh:
1. Senyawa oksida klor dapat terbentuk dari unsur klor yang mempunyai
bilangan oksidasi +1(Cl2O), +5(Cl2O5), dan +7(Cl2O7), sehingga nama
senyawa tersebut berturut-turut adalah diklor monoksida, diklor pentaoksida
dan diklor heptaoksida.

2. Senyawa oksida nitrogen dapat terbentuk dari unsur nitrogen yang mempunyai
bilangan oksidasi +1 (N2O), +2 (NO), +4 (NO2), dan +5 (N2O5), sehingga
senyawa N2O5 dinamakan dinitrogen pentaoksida.
3. Tata Nama Senyawa Hidrat. Beberapa senyawa yang berwujud kristal mampu
mengikat air dari udara atau bersifat higroskopis, sehingga kristal senyawa
tersebut mengandung “air kristal” . Senyawa yang mengandung air kristal
disebut hidrat. Kristal hidrat tidak berair karena molekul air terkurung rapat
dalam kristal senyawa. Senyawa hidrat dibeeri nama dengan menambahkan
angka Yunani yang menyatakan banyaknya air kristal hidrat diakhir nama
senyawa tersebut.
Contoh:
CuSO4 . 5H2O = Tembaga (II) sulfat pentahidrat
Na2CO3 . 10H2O = Natrium karbonat dekahidrat
4. Beberapa Senyawa Kimia di Sekitar Kita
Beberapa senyawa kimia yang serin ditemui dalam kehidupan seharihari sebagai berikut.
1. Dacron atau poliethiena glikol tereftalat dengan rumus molekul (C10H8O4)n .
Dacron digunakan sebagai busa pada peralatan rumah tangga, seperti bantal
dan kasur.
2. Freon atau dicloro difluoro karbon, dengan rumus molekul CCl2F2
digunakan sebagai bahan pendingin lemari es dan AC, serta pengisi obat
semprot (spay).
3. Kloroform atau triklorometana, dengan rumus molekul CHCl3. Kloroform
pada suhu kamar berupa zat cair, berbau, mudah menguap, dan bersifat
membius.
4. DDT atau dikloro difenil trikloro etana, dengan rumus molekul C14H9Cl5 ,
digunakan sebagai pestisida.
5. PVC atau polivinil klorida, dengan rumus molekul (H2CCClH)n . Digunakan
untuk membuat pipa pralon, pembungkus kabel, dan tas plastik.
6. Teflon atau tetrafluoroetena, dengan molekul (F2C = CF2)n. Sifatnya sangat
keras dan tahan panas, sehingga banyak digunakan sebagai pengganti
logam pada peralatan mesin-mesin dan peralatan rumah tangga.
Aseton, mempunyai rumus kimia CH3COOCH3 dipakai sebagai pelarut pada
industri selulosa asetat, serat, fotografi film, cat, dan pernis serta digunakan sebagai
pembersih cat kuku.
1. Persamaan Reaksi
.
Persamaan reaksi menggambarkan reaksi kimia yang terdiri atas rumus kimia
pereaksi (reaktan) dan hasil reaksi (produk) yang dipisahkan dengan tanda (→)
disertai koefisiennya masing-masing.
.
Prinsip yang mendasari penulisan persamaan reaksi adalah hukum kekekalan
massa oleh Lavoisier. Hukum ini menyatakan bahwa massa sebelum reaksi sama
dengan massa ssudah reaksi. Dengan demikian, persamaan reaksi disetarakan dengan
syarat-syarat sebagai berikut.
1. Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

2. Pereaksi dan hasil reaksi dinyatakan dengan rumus kimia yang benar. Pereaksi
ditulis di sebelah kiri tanda panah, sedangkan hasil reaksi ditulis di sebelah
kanan tanda panah.Contoh : A + B → C + D
3. Persamaan reaksi pembakaran senyawa organik dengan menambahkan O2,
yaitu :
1. Reaksi pembakaran sempurna menghasilkan CO2 dan H2O
2. Reaksi pembakaran tidak sempurna menghasilkan CO dan H2O
4. Perasamaan reaksi harus memenuhi hukum Kekekalan Massa. Apabila jumlah
unsur di sebelah kiri tanda panah berbeda dengan jumlah unsur di sebelah
kanan, ditambahkan angka sebagai koefisien reaksi di depan senyawa yang
berhubungan. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol.
Contoh: H2 + O2→ H2O (belum setara)
Setelah ditambahkan angka menjadi 2H2O + O2→ 2H2O
5. Pada reaksi yang kompleks, penyetaraan reaksi dilakukan dengan cara aljabar,
yaitu dengan menggunakan variabel-variabel sebagai koefisien senyawa.
Contoh:
aHNO3 + bH2S → cNO + dS + eH2O
atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
atom O : 3a = c + e, karena a = c, maka
3a = a + e
2a = e
Atom H : a + 2b = 2e, karena e = 2a, maka:
a + 2b = 2(2a)
2b = 4a – a
2b = 3a
b=a
atom S : b = d = a
Misal a = 2, persamaan reaksi tersebut menjadi:
2HNO3 + 3H2S �