Artikel KIMIA

ARTIKEL KIMIA

(Oleh: Diah Arum Sari)

Kelompok Unsur Transisi - Artikel Kimia

Kali ini Artikel Ipa akan kembali membahas artikel kimia, yaitu tentang kelompok unsur transisi. Batasan mengenai unsur transisi masih sering diperdebatkan. Dari satu sisi, unsur-unsur transisi mencakup seluruh unsur-unsur dengan orbital nd(1-10) "sedang diisi elektron" menurut prinsip Aufbau. Secara umum, batasan ini memberikan karakteristik konfigurasi elektronik (n-1)d(1-10) ns(1-2), dan dengan demikian unsur-unsur dengan konfigurasi elektronik .....(n-1)d(1-10) ns2 yaitu Zn, Cd, dan Hg 
termasuk di dalamnya.

Sebaliknya pandangan lain, yang lebih banyak diikuti para ahli kimia, mempertimbangkan bahwa ketiga unsur kelompok terakhir ini mempunyai sifat-sifat yang berbeda dari umumnya sifat-sifat kelompok usnur-unsur transisi, misalnya dalam hal sifat magnetis dan warna. Oleh karena itu, ketiga unsur tersebut tidak dapat dipertimbangkan sebagai unsur-unsur transisi. Dengan demikian unsur-unsur transisi kemudian menunjuk pada unsur-unsur dengan konfigurasi elektronik belum penuh pada salah satu atau kedua kulit terluar yang melibatkan orbital d dengan karakteristik konfigurasi elektronik (n-1)d(1-10) ns(1-2). Jadi jelas bahwa dengan batasan demikian ini ketiga unsur tersebut (Zn, Cd, Hg) tidak termasuk sebagai unsur transisi.

Perlu dicatat bahwa untuk kelompok transisi seri III tersebut anggota pertamanya adalah 57La (.... 5d1) dan setelah melompati kelompok unsur transisi dalam (4f) baru disambung anggota yang kedua, 72Hf dan seterusnya. Dalam hal ini kelompok unsur 4f adalah 58Ce - 71Lu, dan kelompok 5f adalah 90Th - 103Lr. Versi lain menyarankan bahwa 71Lu (.... 5d1) merupakan anggota pertama sehingga tidak terjadi lompatan, dan konsekuensinya adalah bahwa kelomok unsur 4f terdiri atas 57La - 70Yb dan kelompok unsur 5f terdiri atas 89Ac - 102No. Hal yang sangat penting adalah adanya pengecualian atau penyimpangan konfigurasi elektronik terhadap prinsip Aufbau untuk beberapa unsur transisi. Penyimpangan konfigurasi elektronik tersebut sering dihubungkan dengan kestabilan bagi sistem orbital penuh dan setengah penuh.

Sifat Unsur Golongan 1 - Artikel Kimia

Kali ini Tim Penulis Artikel Ipa akan kembali membahas artikel kimia, yakni tentang "Sifat Unsur Golongan", pada Unsur Golongan 1 ini meliputi unsur litium, natrium, kalium, rubidium dan cesium, pembahasan akan neliputi tentang kecenderungan jari-jari atom, energi ionisasi pertama, elektronegativitas, titik didih dan leleh serta kepadatannya.

Jari-jari atom

Penjelasan peningkatan jari-jari atom 
Jari-jari atom dipengaruhi oleh:

• jumlah lapisan elektron di sekitar inti
• tarik elektron terluar dari inti.

Elektron terluar mendapat tarikan 1 + dari inti. Muatan positif pada inti dihambat oleh kenegatifan dari elektron yang lebih dalam.


Hal ini juga berlaku bagi semua atom lainnya di golongan 1.
Satu-satunya faktor yang akan mempengaruhi ukuran atom adalah karena jumlah lapisan elektron luar yang harus dipasang di sekitar atom.

Energi Ionisasi Pertama 
Energi ionisasi pertama adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah ikatannya dari masing-masing satu mol atom gas untuk menghasilkan satu mol ion gas yang bermuatan tunggal :

Perhatikan bahwa energi ionisasi pertama turun.

Penjelasan penurunan energi ionisasi pertama
Energi ionisasi dipengaruhi oleh:

• muatan pada inti,
• jumlah skrining oleh elektron dalam,
• jarak antara elektron terluar dan inti.

Peningkatan muatan inti berbanding lurus oleh peningkatan jumlah elektron. Masing-masing unsur di golongan ini, elektron terluar mendapatkan tarikan 1 + dari pusat.
Semakin ke bawah golongan, jarak antara inti dan elektron terluar meningkat sehingga menjadi lebih mudah untuk dihilangkan, dengan kata lain energi ionisasi turun.
 
Elektronegativitas 
Elektronegativitas adalah ukuran dari kecenderungan sebuah atom untuk menarik pasangan elektron ikatan. Biasanya diukur pada skala Pauling, di mana unsur yang paling elektronegatif (fluor) diberi elektronegativitas dari 4,0.

Semua unsur ini memiliki elektronegatifitas yang sangat rendah. (Ingat bahwa unsur yang paling elektronegatif, fluorine, memiliki elektronegativitas dari 4.0.) Perhatikan bahwa elektronegativitas turun. Atom-atom menjadi kurang dan kurang baik dalam menarik pasangan elektron ikatan.

Penjelasan penurunan elektronegativitas 
Bayangkan sebuah ikatan antara atom natrium dan atom klor.Sebagai ikatan kovalen, yaitu penggunaan sepasang elektron bersama. Pasangan elektron akan tertarik ke arah klorin karena ada tarik bersih jauh lebih besar dari inti klorin dibandingkan dari natrium. Tarik bersih dari masing-masing ujung ikatan adalah sama seperti sebelumnya, tetap atom lithium lebih kecil dari atom natrium. Itu berarti bahwa pasangan elektron akan lebih dekat ke muatan 1 + dari ujung lithium, dan jadi lebih kuat tertarik.

Dalam beberapa senyawa lithium sering ada tingkat ikatan kovalen yang tidak ada di seluruh Grup. Iodida Lithium, misalnya, akan larut dalam pelarut organik - properti khas senyawa kovalen. The atom yodium adalah begitu besar sehingga tarikan dari inti yodium pada pasangan elektron relatif lemah, sehingga ikatan ionik tidak sepenuhnya terbentuk.
 
 
Titik lebur dan titik didih
 

Anda akan melihat bahwa baik titik lebur dan titik didih semakin turun.
 
Penjelasan kecenderungan leleh dan titik didih
Bila Anda mencairkan salah satu logam, ikatan logam yang melemah cukup untuk atom untuk bergerak di sekitar, dan kemudian ikatannya menjadi putus apabila logam dididihkan.
 
Atom dalam logam mempunyai daya tarik inti terhadap elektron yang terdelokalisasi. Jika atom menjadi lebih besar, inti semakin menjauh dari elektron ini terdelokalisasi, dan sebagainya atraksi jatuh. Itu berarti bahwa atom lebih mudah terpisah untuk membentuk cairan dan akhirnya gas.
Dengan cara yang sama bahwa kita telah dibahas, masing-masing atom ini memiliki tarikan dari inti 1 +. Muatan meningkat pada inti dari atas ke bawah Grup tersebut diimbangi dengan tingkat tambahan elektron skrining. Yang penting adalah jarak antara inti dan elektron ikatan.

Kepadatan
Perhatikan semua logam ringan dan  tiga pertama di golongan kurang padat daripada air (kurang dari 1 g cm-3). Itu berarti bahwa tiga pertama akan mengapung di atas air, sementara dua lainnya tenggelam.
Kepadatan cenderung meningkat saat Anda turun Group (terlepas dari fluktuasi pada kalium).

Penjelasan kecenderungan kepadatan 
Hal ini cukup sulit untuk datang dengan penjelasan sederhana untuk ini, karena berat jenis tergantung pada dua faktor, yang keduanya berubah saat Anda pergi ke Grup.
Semua logam ini memiliki atom mereka dikemas dengan cara yang sama, sehingga semua yang harus Anda pertimbangkan adalah berapa banyak atom yang bisa termuat dalam volume tertentu, dan berapa massa atom individu. Berapa banyak Anda dapat pak tergantung, tentu saja, pada volumenya - dan volume mereka, pada gilirannya, tergantung pada jari-jari atom mereka.
Ketika Anda pergi ke Grup, meningkat jari-jari atom, sehingga volume atom meningkat juga. Itu berarti bahwa Anda tidak dapat pak sebagai atom natrium banyak ke dalam volume tertentu yang Anda bisa atom lithium.
Namun, karena Anda turun Group, massa atom meningkat. Itu berarti bahwa sejumlah tertentu atom natrium akan berbobot lebih dari jumlah yang sama dari atom lithium.
Jadi 1 cm3 natrium akan mengandung atom lebih sedikit dibandingkan dengan volume yang sama dari lithium, tetapi setiap atom akan lebih berat. 

Kelompok Unsur-unsur Inert - Artikel Kimia

Tim Penulis Artikel Ipa kali ini melanjutnya tulisan-tulisan untuk artikel kimia, dimana kali ini kami akan berbagi tentang kelompok-kelompok unsur Inert . Kelompok unsur-unsur inert yang sering disebut juga unsur-unsur gas mulia (noble gases) terdiri atas 2He, 10Ne, 18Ar, 36Kr, 54Xe, dan 86Rn. Kecuali He yang mempunyai konfigurasi penuh 1s2, kelompok unsur ini ditandai dengan konfigurasi elektronik penuh untuk setiap orbital dan dengan elektron valensi ns2 np6.

Karakteristik pada orbital kulit terluar inilah yang biasanya dikaitkan 
dengan sifat inert (lembam) unsur-unsur yang bersangkutan, yaitu sangat stabil dalam arti sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain. Namun demikian akhir-akhir ini telah berhasil dibuat beberapa senyawa xenon dan kripton seperti XeF2, XeF4, XeF6, XeO4, dan KrF2.

Unsur-unsur inert ini sering juga diklasifikasikan sebagai golongan nol karena sifat kestabilan yang tinggi, namun lebih sering diklasifikasikan sebagai golongan VIII utama atau M8. Perlu dicatat bahwa konfigurasi elektronik unsur-unsur gas mulia dianggap sudah penuh, dan oleh karenanya dipakai sebagai standar untuk menyatakan penuh atau tidak-penuhnya konfigurasi elektronik kelompok unsur-unsur lain.

Perbandingan beberapa sifat unsur

Unsur	Konfigurasi Elektronik
Be	[He] 2s2
Mg	[Ne] 3s2
Ca	[Ar] 4s2
Sr	[Kr] 5s2
Ba	[Xe] 6s2
Ra	[Rn] 7s2
Zn	[Ar] 3d10 4s2
Cd	[Kr] 4d10 5s2
Hq	[Xe] 4f14 5d10 6s2

Catatan :

Dalam beberapa hal, Hg mempunyai sifat-sifat yang unik, jauh berbeda dengan Zn dan Cd misalnya potensial elektrode yang jauh berharga positif, berupa cairan pada suhu kamar dan mempunyai konfigurasi elektronik dengan orbital 4f14 terisi penuh.

Ikatan Ion - Artikel Kimia

Ikatan ion (atau ikatan elektrokovalen) adalah jenis ikatan kimia yang dapat terbentuk antara ion-ion logam dengan non-logam (atau ion poliatomik seperti amonium) melalui gaya tarik-menarik elektrostatik. Dengan kata lain, ikatan ion terbentuk dari gaya tarik-menarik antara dua ion yang berbeda muatan.

Secara sederhana, definisi ikatan ion adalah ikatan antara dua macam ion (kation dan anion) oleh gaya-gaya elektrostatik Coulomb. Namun, misalnya untuk senyawa kompleks [Fe(H2O)6]2+, ion pusat Fe2+ dengan molekul pengeliling H2O, juga sebagian besar diikat oleh gaya-gaya elektrostatik antara ion pusat dengan dipol listrik tetap yaitu negatif yang dihasilkan oleh molekul pengeliling. Oleh karena ikatan ion terjadi dengan cara transfer elektron, maka dapat diramalkan bahwa unsur-unsur golongan alkali dan alkali tanah dengan 
karakteristik ns(1-2) mempunyai kecenderungan yang cukup kuat untuk membentuk ikatan ionik dengan unsur-unsur golongan halogen dan oksigen dengan karakteristik ns2 np(4-5). Kenyataannya ditemui berbagai tipe ion dengan konfigurasi elektronik tertentu.

Jenis-jenis Spesies Ion

Spesies tanpa elektron valensi
Ion hidrogen H+, barangkali dapat dipandang sebagai satu-satunya contoh spesies tanpa elektron valensi, meskipun eksistensinya distabilkan dalam bentuk tersolvasi oleh pelarut, yaitu sebagai ion hidronium, H3O+, dalam air.

Spesies dengan dua elektron valensi
Beberapa spesies yang cukup stabil dengan dua elektron valensi adalah ion hidrida, H+, Li+, dan Be2+. Ion-ion ini mengadopsi konfigurasi elektronik gas mulia He.

Spesies dengan delapan elektron valensi
Pembentukan spesies yang stabil dengan delapan elektron valensi adalah seperti Na+, Mg2+, F- dan O2-. Jadi, NaF, Na2O, MgF2, dan MgO merupakan contoh spesies ionik dengan mengadopsi konfigurasi elektron valensi gas mulia terdekat, Ne.

Spesies dengan sembilan elektron valensi
Kenyataan bahwa banyak senyawa-senyawa golongan d juga bersifat ionik, sudah barang tentu kestabilan konfigurasi elektroniknya, khusunya jumlah elektron valensi, tidak lagi mengikuti kaidah oktet, tetapi mencapai delapan belas. Spesies ini banyak ditemui pada golongan 11, 12 bahkan juga golongan 13 mulai periode 4.

Spesies dengan "delapan belas + dua" elektron valensi
Spesies ini umumnya terdiri atas unsur-unsur berat. Unsur 81Tl dijumpai sebagai kation Tl3+ yaitu sistem 18 elektron valensi yang cukup stabil. Namun demikian, kation Tl+ ternyata juga ditemui dan bahkan lebih stabil daripada kation Tl3+. Kestabilan sistem konfigurasi ini sering pula dikaitkan dengan kenyataan penuhnya semua orbital yang terisi, yang secara khusus dikenal sebagai sistem konfigurasi elektronik "18+2" atau dengan istilah spesies dengan pasangan elektron inert. Unsur-unsur Ga, In, dan Tl (golongan 13 tabel periodik), Ge, Sn, dan Pb (golongan 14) dan As, Sb, dan Bi (golongan 15) dapat membentuk secara berurutan ion-ion M+, M2+ dan M3+ yang khas dengan pasangan elektron inert, (4-6)s2.

Spesies dengan berbagai macam elektron valensi
Ion-ion tipe ini terdiri atas unsur-unsur transisi golongan d dan f yang mempunyai konfigurasi elektronik d dan f belum penuh. Umumnya, ion-ion ini mempunyai konfigurasi elektronik terluar 8-18 yaitu ns2 np6 nd0-10 dengan n = 3, 4, 5. Tambahan pula, unsur-unsur golongan transisi dikenal dapat membentuk kation degan berbagai macam tingkat oksidasi.

Persamaan Reaksi Kimia - Artikel Kimia

Kali ini Artikel IPA akan berbagai artikel kimia pokok pembahasan "persamaan reaksi kimia", Sebuah persamaan kimia merupakan sebuah cara singkat untuk menjelaskan peristiwa yang terjadi dalam perubahan kimia atau reaksi. Metode untuk merepresentasikan reaksi kimia dengan bantuan simbol-simbol dan rumus dari unsur yang terlibat di dalamnya dikenal sebagai persamaan kimia.

Beberapa hal yang penting mengenai reaksi kimia 
adalah:

• Zat yang saling bergabung atau bereaksi dikenal sebagai reaktan / pereaksi.
• Zat baru yang dihasilkan dalam reaksi dikenal sebagai produk.
• Reaktan ditulis di sisi kiri dipisahkan oleh tanda +.
• Produk ditulis di sebelah kanan, juga dipisahkan oleh tanda +.
• (g) berarti  gas.
• (l) berarti  cair.
• (s) berarti padat.
• (aq) menunjukkan suatu larutan berair atau yang dilarutkan dalam air.
• Angka di depan rumus atau simbol disebut koefisien.
• Kondisi yang diperlukan untuk reaksi yang ditentukan di atas atau di bawah panah.

Contoh berikut menggambarkan aspek-aspek dari persamaan kimia:

• Kapur ketika dipanaskan menghasilkan kalsium oksida padat dan gas karbon dioksida.
• Elektrolisis air dalam bentuk cair menghasilkan gas hidrogen dan oksigen.

PENTING

• Koefisien dari suatu reaksi kimia menunjukkan jumlah relatif (meskipun tidak mutlak) reaktan dan produk
• o biasanya menunjukkan jumlah terkecil dari atom, molekul atau ion yang akan memenuhi hukum kekekalan massa
• Massa relatif dari reaktan dan produk dari reaksi kimia dapat ditentukan dari koefisien reaksi ini
• Dapat mengkonversi mol ke massa dalam gram dengan mengalikan dengan massa relatif
• Persamaan kimia memberikan informasi kuantitatif yang berguna tetapi TIDAK memberikan indikasi apakah atau tidak pernah reaksi akan berlangsung

Email This

Ikatan Kimia

Ikatan kimia terbentuk dari molekul-molekul di dalam tubuh baik yang sederhana sampai dengan yang kompleks. Ikatan kimia digolongkan menjadi 2 yaitu ikatan kovalen dan ikatan non kovalen. Selanjutnya ikatan non kovalen terdiri atas ikatan ionik, ikatan hidrogen dan ikatan Van Der Waals. Berikut adalah penjelasan singkat tentang ikatan kimia yang terbentuk.

Ikatan Kovalen sebagai Salah Satu Ikatan Kimia
Ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang terbentuk oleh valensi dari masing-masing atom. Ikatan kimia ini 
dapat dipelajari lagi tentang kaitannya dengan valensi melalui buku-buku kimia umum, atau pelajaran kimia di SMA. Contoh dari ikatan kimia yang termasuk ke dalam ikatan kovalen adalah CO2 atau lebih dikenal dengan sebutan karbondioksida.  Dalam senyawa ini, hal ini valensi C adalah 4 dan valensi O adalah 2. Ikatan kimia lain dalam bentuk ikatan kovalen yang lainnya adalah terbentuknya ikatan  antara sebuah atom C yang bervalensi 4 dan empat buah atom H yang masing-masing bervalensi 1 membentuk CH4. Senyawa ini dikenal dengan nama metana.

Ikatan ionik

Ikatan ionik adalah ikatan kimia yang terbentuk antara dua gugus dengan muatan berlawanan. Muatan yang berlawanan ini, yaitu positif dan negatif. Contohnya adalah ikatan kimia yang termasuk ke dalam ikatan ionik ini adalah ikatan antara substrat dan enzim. Jarak optimal ikatan kimia ini adalah 28 Angstrom. Ikatan kimia lainnya yang merupakan ikatan ionik adalah ikatan antara gugus karboksil yang diketahui bermuatan negatif terikat pada substrat dan gugus amina yang bermuatan positif pada enzim.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen adalah ikatan kimia oleh satu atom hidrogen dengan dua atom lain yang berbeda. Ikatan kimia ini dapat dibentuk di antara molekul-molekul tidak bermuatan maupun molekul-molekul bermuatan. Atom yang mengikat hidrogen lebih kuat disebut donor hidrogen sedang lainnya dinamakan akseptor hidrogen. Ikatan hidrogen antar molekul-molekul air (H2O). Perhatikan atom oksigen pada kutub negatif berikatan dengan atom hidrogen pada kutub posif air.

Ikatan Van Der Waals

Ikatan Van Der Waals adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat daya tarik non spesifik, yang berperan pada saat dua atom berjarak 3-4 Angstrom.

Unsur Timbal (Pb)

Unsur Timbal atau plumbum adalah unsur dengan nomor atom 82, lambang Pb, dan Berat Atom = 207,2; berwarna abu-abu kebiruan dan lunak; terdiri atas isotop dengan nomor massa 203-210. Dengan rapatan yang tinggi (11,48 g mL-1 pada suhu kamar).

Reaksi yang Melibatkan Unsur Timbal

Unsur Timbal mudah melarut dalam asam nitrat yang sedang kepekatannya (8 M), dan terbentuk juga nitrogen oksida :


3Pb + 8HNO3 (pekat)  ——>  3Pb(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)

Gas nitrogen(II) oksida yang tak berwarna itu, bila bercampur dengan udara, akan teroksidasi menjadi nitrogen dioksida yang merah:

2NO(g)  (tidak berwarna) + O2(g) ——>   2NO2(g)  (merah)

Dengan asam nitrat pekat terbentuk lapisan pelindung berupa timbal nitrat pada permukaan logam, yang mencegah pelarutan lebih lanjut. Asam klorida encer atau asam sulfat encer mempunyai pengaruh yang hanya sedikit, karena terbentuknya timbal klorida atau timbal sulfat yang tak larut pada permukaan logam itu.

Endapan timbal sulfida terurai bila ditambahkan asam nitrat pekat, dan unsur belerang yang berbutir halus dan berwarna putih akan mengendap :

3PbS (s) + 8HNO3(pekat) ——->  3Pb(NO3)2(aq) + 3S(s)   + 2NO(g)  + 4H2O(l)

Karakteristik dan Manfaat Unsur Timbal (Pb)

Unsur Timbal adalah sebuah elemen beracun, secara prinsip terdispersi di alam dan lingkungan pertanian melalui aktivitas manusia seperti pembuangan kotoran dan asap kendaraan bermotor serta melalui emisi atmosfir dari aktivitas industri dan pemukiman kota seperti limbah baterai.  Walaupun unsur Timbal tidak essensial untuk pertumbuhan tanaman, namun dapat diambil oleh kebanyakkan spesies tanaman dalam jumlah yang relatif sedikit.

timbal 300x240 Unsur Timbal (Pb)

Unsur Timbal secara intensif digunakan dalam pelapisan logam (elektroplating), pembuatan baterai. Aktifitas antropogenik lainnya seperti industri logam, pertambangan, produksi, penggunaan dan pembuangan baterai, limbah terkontaminasi logam dan pembuangan lumpur, asap kendaraan bermotor menyebabkan penyebaran yang luas dari unsur Timbal ke dalam lingkungan termasuk tanah.

Pada kondisi lingkungan yang umum, unsur Timbal masuk pertama kali ke akar. Unsur Timbal mudah terpenetrasi ke akar melalui jaringan kortikal dan ditranslokasikan pada jaringan bagian atas tanah. Segera setelah unsur Timbal masuk ke akar, ia dapat mencapai xylem melalui jalur apoplastik dan atau jalur simplastik, terkompleks oleh beberapa ligan seperti asam-asam organik dan atau fitokelatin.

Manfaat unsur Timbal yang dapat dilihat dalam kehidupan sehari-hari :

• digunakan pada baterai
• pelindung kawat, pipa ledeng, dan amunisi
• logamnya sangat efektif sebagai peredam suara
• pelindung radiasi pada sinar X dan reaktor nuklir
• oksidanya digunakan pada produksi kristal kaca dan kaca flint, dan indeks biasnya yang tinggi untuk lensa aromatik
• insektisida

Rumus Kimia Suatu Zat

Rumus kimia suatu zat adalah menyatakan jenis dan jumlah relatif atom-atom yang terdapat dalam zat itu. Angka yang menyatakan jumlah atom suatu unsur dalam rumus kimia disebut angka indeks. Rumus kimia zat dapat berupa rumus molekul atau rumus empiris. Adapun penjelasan rumus kimia yang termasuk ke dalam rumus molekul dan rumus empiris dapat disimak dalam penjelasan selanjutnya.

Rumus Molekul dan Empiris sebagai Rumus Kimia

1. Rumus Molekul


Rumus molekul adalah rumus kimia yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa. Jadi rumus molekul menyatakan susunan sebenarnya dari molekul zat.

Contoh:

• Rumus molekul air yaitu H2O yang berarti dalam satu molekul air terdapat dua atom hidrogen dan satu atom oksigen.
• Rumus molekul glukosa C6H1 O6 yang berarti dalam satu molekul glukosa terdapat 6 atom karbon, 12 atom hidrogen, dan 6 atom oksigenrumus Rumus Kimia Suatu Zat.

2. Rumus Empiris

Rumus empiris adalah rumus kimia yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa. Rumus kimia senyawa ion merupakan rumus empiris.

Contoh:

• Natrium klorida merupakan senyawa ion yang terdiri atas ion Na+ dan ion Cl– dengan perbandingan 1 : 1. Rumus kimia natrium klorida NaCl.
• Kalsium klorida merupakan senyawa ion yang terdiri atas ion Ca2+ dan ion Cl– dengan perbandingan 2 : 1. Rumus kimia kalsium klorida CaCl2.

Pada kondisi kamar, sebagian unsur-unsur ada yang membentuk  molekul-molekul. Rumus kimia unsur-unsur semacam ini tidak digambarkan hanya dengan lambang unsurnya, melainkan unsur beserta jumlah atom yang membentuk molekul unsur tersebut.

Contoh:

• Rumus kimia gas oksigen yaitu O2, berarti rumus kimia gas oksigen terdiri atas molekul-molekul oksigen yang dibangun oleh dua atom oksigen.
• Rumus kimia fosfor yaitu P4, berarti rumus kimia unsur fosfor terdiri atas molekul-molekul fosfor yang tiap molekulnya dibentuk dari empat buah atom fosfor.

Semua senyawa mempunyai rumus empiris. Senyawa molekul mempunyai rumus molekul selain rumus empiris. Pada banyak senyawa, rumus molekul sama dengan rumus empirisnya. Senyawa ion hanya mempunyai rumus empiris. Jadi, semua senyawa yang mempunyai rumus molekul, pasti memiliki rumus empiris. Namun, senyawa yang memiliki rumus empiris, belum tentu mempunyai rumus molekul.

Langkah-Langkah untuk Menentukan Rumus Kimia Molekul dan Empiris

• Perbandingan Massa Unsur
• Perbandingan Mol
• Perbandingan Jumlah Atom
• Rumus Empiris
• Rumus Molekul