Kimia dibangun di atas sekumpulan rumus inti yang sangat kecil. Kuasai ini dan Anda dapat mengatasi sebagian besar masalah A-Level, AP, dan tahun pertama universitas. Panduan ini mencakup persamaan yang paling penting — apa artinya, cara menggunakannya, dan kesalahan yang paling sering dilakukan siswa.
Mol dan Molaritas
Segala sesuatu dalam kimia kuantitatif dimulai dengan mol. Satu mol zat apa pun mengandung 6,022 × 10²³ partikel (bilangan Avogadro). Hubungan antara massa, mol, dan massa molar adalah:
n = m / M
Dimana n adalah mol, m adalah massa dalam gram, dan M adalah massa molar dalam g/mol (ditemukan dengan menjumlahkan massa atom dari tabel periodik).
Molaritas memperluas hal ini ke solusi:
M = n / V
Konsentrasi dalam mol/L sama dengan mol dibagi volume dalam liter. Larutan NaCl 0,1 M mengandung 0,1 mol natrium klorida per liter larutan.
Kesalahan umum: Siswa sering lupa mengubah volume menjadi liter sebelum membagi. 500 mL adalah 0,5 L, bukan 500.
Rumus Pengenceran
Saat Anda menambahkan pelarut ke dalam suatu larutan, mol zat terlarut tetap konstan meskipun konsentrasinya turun:
C₁V₁ = C₂V₂
Contoh: Anda memiliki 50 mL larutan HCl 2 M dan membutuhkan HCl 0,5 M. Berapa volume akhir yang Anda butuhkan?
2 × 50 = 0.5 × V₂
V₂ = 200 mL
Tambahkan 150 mL air ke 50 mL aslinya. Selalu tambahkan asam ke dalam air — jangan sebaliknya — untuk menghilangkan panas dengan aman.
Hukum Gas
Tiga hukum gas klasik digabungkan menjadi satu persamaan yang kuat:
P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂
Ini adalah hukum gas gabungan, dan dengan mempertahankan satu variabel konstan, Anda memulihkan setiap hukum:
| Hukum | Konstan | Hubungan |
|---|---|---|
| milik Boyle | Suhu | P₁V₁ = P₂V₂ |
| milik Charles | Tekanan | V₁/T₁ = V₂/T₂ |
| Gay-Lussac | Volume | P₁/T₁ = P₂/T₂ |
Aturan penting: Suhu harus selalu dalam Kelvin. Konversi menggunakan K = °C + 273.15. Menggunakan Celcius adalah salah satu kesalahan ujian yang paling umum.
Untuk Hukum Gas Ideal pada satu set kondisi:
PV = nRT
Dimana R = 8,314 J/mol·K (atau 0,08206 L·atm/mol·K). Gunakan nilai kedua ketika tekanan dalam atmosfer dan volume dalam liter.
Stoikiometri: Metode Rasio Mol
Stoikiometri mengkonversi antara massa reaktan dan produk menggunakan persamaan setara. Caranya selalu sama empat langkah:
- Seimbangkan persamaannya
- Konversi massa tertentu → mol (bagi dengan massa molar)
- Skala menggunakan rasio mol dari persamaan
- Konversi kembali → massa (kalikan dengan massa molar)
Contoh: Berapa gram air yang terbentuk jika 18 g H₂ bereaksi dengan O₂ berlebih?
2H₂ + O₂ → 2H₂O
- 18 g H₂ 2 g/mol = 9 mol H₂
- Perbandingannya 2:2, jadi 9 mol H₂ → 9 mol H₂O
- 9 mol × 18 g/mol = 162 g H₂O
Persen Hasil
Reaksi nyata tidak pernah memberikan hasil 100% karena reaksi samping, konversi tidak lengkap, dan kerugian penanganan:
% yield = (actual yield / theoretical yield) × 100
Jika stoikiometri Anda memperkirakan 162 g air tetapi Anda mengumpulkan 145 g:
% yield = (145 / 162) × 100 = 89.5%
Hukum Entalpi dan Hess
Perubahan entalpi (ΔH) mengukur panas yang dilepaskan atau diserap pada tekanan konstan. Untuk kalorimetri:
q = m × c × ΔT
Dimana c untuk air = 4,18 J/g·°C.
Hukum Hess menyatakan bahwa ΔH tidak bergantung pada jalur — Anda dapat menjumlahkan persamaan (dan nilai ΔH-nya) untuk mencari entalpi reaksi yang tidak dapat diukur secara langsung. Jika persamaan dibalik, tanda ΔH diubah. Jika Anda mengalikan dengan suatu faktor, kalikan ΔH dengan faktor yang sama.
Energi Bebas Gibbs
Persamaan tunggal paling kuat dalam termodinamika:
ΔG = ΔH - TΔS
- ΔG < 0: Reaksi terjadi secara spontan (berlangsung tanpa tambahan energi)
- ΔG > 0: Non-spontan (membutuhkan masukan energi)
- ΔG = 0: Sistem berada pada keadaan setimbang
Interaksi antara entalpi dan entropi berarti suhu menentukan spontanitas ketika ΔH dan TΔS menunjuk ke arah yang berlawanan.
| ΔH | ΔS | Spontan? |
|---|---|---|
| - | + | Selalu |
| + | - | Tidak pernah |
| - | - | Hanya pada T rendah |
| + | + | Hanya pada T tinggi |
Konstanta Kesetimbangan
Untuk reaksi reversibel aA + bB ⇌ cC + dD:
Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ
- Kc >> 1: Produk disukai (reaksi hampir selesai)
- Kc << 1: Reaktan disukai (hampir tidak ada bentuk produk apa pun)
- Padatan dan cairan murni tidak termasuk dari persamaan
hasil bagi reaksi Q memiliki bentuk yang sama dengan Kc tetapi menggunakan konsentrasi apa pun, bukan nilai kesetimbangan. Jika Q < Kc, reaksinya maju; jika Q > Kc, itu mundur.
Henderson-Hasselbalch untuk Buffer
Buffer menahan perubahan pH dengan mengandung asam lemah dan basa konjugasinya:
pH = pKa + log([A⁻] / [HA])
Jika [A⁻] = [HA] (konsentrasi sama), log(1) = 0, maka pH = pKa. Ini adalah titik tengah rentang kerja buffer. Buffer bekerja secara efektif dalam ±1 unit pH pKa.
Darah menggunakan sistem asam karbonat/bikarbonat (pKa 6,1) untuk mempertahankan pH 7,4 — contoh Henderson-Hasselbalch dengan rasio [A⁻]/[HA] spesifik sekitar 20:1.
Persamaan Nernst
Tegangan sel dalam kondisi non-standar:
E = E° - (0.0592/n) × log Q (at 25°C)
Dimana n adalah elektron yang ditransfer dan Q adalah hasil bagi reaksi. Saat baterai habis, Q meningkat dan E turun — akhirnya mencapai nol pada pengosongan penuh.
Nomor Kunci untuk Dihafal
| Konstan | Nilai |
|---|---|
| nomor Avogadro | 6,022 × 10²³ /mol |
| Konstanta gas R | 8,314 J/mol·K |
| Konstanta Faraday F | 96,485 C/mol |
| Kecepatan cahayac | 3,00 × 10⁸ m/s |
| Kw (air, 25°C) | 1,0 × 10⁻¹⁴ |
Menyatukan Semuanya
Kebiasaan paling penting dalam kimia adalah pelacakan unit. Tulis setiap unit di setiap langkah. Jika unit dibatalkan dengan benar, maka metode tersebut hampir pasti benar. Jika tidak dibatalkan, Anda akan mengetahui kesalahannya sebelum kehilangan nilai.
Gunakan Kalkulator Molaritas, Kalkulator Stoikiometri, Kalkulator Energi Bebas Gibbs, dan Kalkulator Henderson-Hasselbalch untuk memeriksa bekerja.