Rangkuman Materi Pelajaran Kimia Kelas 11 SMA

Wednesday, September 21st, 2016 - Kelas 11 SMA, Kimia

Rangkuman materi pelajaran Kimia kelas 11 SMA pada halaman ini disusun berdasarkan buku paket pelajaran Kimia untuk kelas 11 SMA yang diterbitkan oleh Kementerian Pendidikan dan Kebudayaan Indonesia. Berikut rangkuman materi pelajaran Kimia kelas 11 SMA secara lengkap..Rangkuman Materi Pelajaran Kimia Kelas 11 SMA

Rangkuman Materi Pelajaran Kimia Kelas 11 SMA

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 (ΔHf°), 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 (ΔHd°).
    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 (ΔHd°), 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 = ∑ΔHf° produk – ∑ΔHf° 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.
    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.
  3. Mekanisme reaksi adalah urutan kejadian molekuler yang menghasilkan perubahan kimia secara keseluruhan. Tahap-tahap mekanisme dinamakan reaksi elementer yang orde kinetiknya cocok dengan kemolekularitasannya.
  4. 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.
  5. Laju reaksi dalam sistem heterogen bergantung pada luas permukaan antara dua fase yang bersentuhan.
  6. 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.
  7. Katalis homogen melakukan pengaruh kinetiknya dengan cara mengubah tahap penentu laju dalam mekanisme reaksi menjadi lebih cepat, dan pada akhir reaksi katalis diperoleh kembali.
  8. 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.Konsep asam basa menurut Bronsted dan Lowry
  7. Garam ialah senyawa yang terbentuk dari ion positif dan ion negatif asam.
  8. Derajat ionisasi (α) = \frac{Jumlah Mol Zat Terionisasi}{Jumlah Mol Zat Awal}
  9. Tetapan ionisasi asam lemah: Ka = \frac{[H^+].[A^-]}{HA}
    [H+] = \sqrt{K_a . M_a}
    α = \sqrt{\frac{K_a}{M_a}}
  10. Tetapan ionisasi basa lemah: Kb = \frac{[L^+].[OH^-]}{LOH}
    [H] = \sqrt{K_b . M_b}
    α = \sqrt{\frac{K_b}{M_b}}
  11. Pada suhu 25 °C harga tetapan kesetimbangan air murni Kw = 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 . Ma
    [H+] = \sqrt{k_a . M_a}
    – untuk basa lemah
    [OH] = α . Mb
    [OH] = \sqrt{k_b . M_b}

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.Larutan buffer yang mengandung asam lemah dan basa konjugasinya
    2. Larutan buffer yang mengandung basa lemah dan asam konjugasinya.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] = \sqrt{\frac{K_w}{K_a}.[G]}
  7. Garam dari basa lemah dan asam kuat:
    [H+] = \sqrt{\frac{K_w}{K_b}.[G]}
  8. Tetapan hidrolisis:
    Kh = \frac{K_w}{K_b .K_a}

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) \rightleftharpoons AB(s)
    [A+][B] < Ksp, larutan belum jenuh, tak terjadi endapan.
    [A+][B] = Ksp, larutan tepat jenuh, tepat mulai terbentuk endapan.
    [A+][B] > Ksp, 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.

Kami harap dengan disusunnya rangkuman materi pelajaran Kimia kelas 11 SMA seperti diatas dapat memudahkan kita belajar materi Kimia di kelas 11 SMA.

Pustaka Materi adalah website dengan informasi pendidikan untuk siswa dan guru dalam bentuk materi pelajaran, Buku Sekolah Elektronik (BSE) yang dapat didownload gratis, soal latihan, soal ujian dan peraturan tentang pendidikan.

Anda dapat menghubungi atau berpartisipasi dengan kami
Pustaka Materi