ARTIKEL KESEIMBANGAN KIMIA
A. Kesetimbangan Kimia (equilibrium)
Kesetimbangan kimia adalah keadaan
reaksi bolak-balik dimana laju reaksi reaktan dan produk sama dan konsentrasi
keduanya tetap. Kesetimbangan kimia hanya terjadi pada reaksi bolak-balik
dimana laju terbentuknya reaktan sama dengan laju terbentuknya produk. Reaksi
akan terjadi terus menerus secara mikroskopis sehingga disebut kesetimbangan
dinamis.
- JENIS REAKSI KIMIA BERDASARKAN ARAHNYA:
Reaksi Reversible: Reaksi yang berjalan bolak – balik,
dan berjalan terus - menerus
Reaksi Ireversible: Reaksi yang hanya berjalan searah
dan hanya terjadi satu kali
- CIRI-CIRI KEADAAN SETIMBANG
Ciri-ciri keadaan suatu reaksi bolak-balik dikatan
setimbang sebagai berikut:
1. Terjadi dalam wadah tertutup, pada suhu dan tekanan
tetap.
2. Reaksinya berlangsung terus-menerus (reversible)
dalam dua arah yang berlawanan.
3. Laju reaksi ke reaktan sama dengan laju reaksi ke
produk.
4. Konsentrasi produk dan reaktan tetap.
5. Terjadi secara mikroskopis pada tingkat partikel
zat.
- FAKTOR PERGESERAN KESETIMBANGAN KIMIA:
Pergeseran kesetimbangan dipengaruhi beberapa factor
diantaranya Konsentrasi zat, Volume, Tekanan, Suhu.
- Konsentrasi Zat:
Jika konsentrasi salah satu zat ditambah, maka reaksi
kesetimbangan akan bergeser dari arah (menjauhi) zat yang ditambah
konsentrasinya.
Contoh : Pada persamaan reaksi berikut.
N2(g) + 3H2(g) <==> 2NH3 (g) H = -92 kJ
Apabila konsentrasi N2 ditambah maka
reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kanan, karena bila konsentrasi zat
ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser dari arah yang ditambah
konsentrasinya.
- Suhu
Apabila temperatur sistem dinaikkan
maka reaksi kesetimbangan bergeser ke arah reaksi yang membutuhkan kalor (endoterm).
Apabila temperatur sistem dikurangi maka rekasi
kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang melepaskan kalor (eksoterm).
Contoh : Pada persamaan reaksi
[A] + [B] <==> [C] H = -X
[C] merupakan reaksi eksoterm
(melepaskan kalor) dan [A] + [B] merupakan reaksi endoterm (membutuhkan kalor).
Apabila temperatur dinaikkan maka
reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena jika temperatur sistem
dinaikkan maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang
membutuhkan kalor (endoterm).
- Volume dan Tekanan:
Apabila tekanan pada sistem
ditambah/volume diperkecil maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah
jumlah molekul yang lebih kecil. Sifat volume dan tekanan dalam kesetimbangan
adalah bertolak belakang.
Contoh : Pada persamaan reaksi berikut
N2(g) + 3H2(g) <==> 2NH3 (g) H = -92 kJ
Jumlah mol reaktan = 1 + 3 = 4
Jumlah mol produk = 2
Apabila tekanan pada sistem ditambah
maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kanan, karena jika tekanan ditambah
maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih kecil
yakni 2.
- JENIS KESETIMBANGAN
- Kesetimbangan Homogen
Reaksi Kesetimbangan Homogen
merupakan reaksi kesetimbangan dimana semua fasa senyawa yang bereaksi sama.
Contoh :
1. N2(g) + 3H2(g) D 2NH3(g)
2. H2O(aq) D H+(aq) + OH-(aq)
3. CH3COOH(aq) D CH3COO-(aq)
+ H+(aq)
- Kesetimbangan Heterogen
Reaksi Kesetimbangan Heterogen
adalah reaksi kesetimbangan dimana fasa reaktan dan produk memiliki fasa yang
berbeda. Contoh:
1. CaCO3(s) D CaO(s) + CO3(g)
2. Ag2CrO4(s) D Ag2+(aq) +
CrO42-(aq)
3. 2 C(s) + O2(g) D 2CO(g)
- MENENTUKAN KONSTANTA KESETIMBANGAN BERDASARKAN KONSENTRASI DAN TEKANAN
A.Berdasarkan Konsentrasi (Kc)
Rumus tetapan kesetimbangan KC secara
garis besar merupakan perbandingan (hasil bagi) antara konsentrasi molar ([ ]) zat-zat
ruas kanan dengan konsentrasi molar zat ruas kiri yang dipangkatkan dengan
koefisiennya. Karena fasa padat (s) dan cair (l) tidak memiliki konsentrasi,
maka kedua fasa ini tidak dilibatkan dalam rumus tetapan kesetimbangan KC (diberi
nilai=1). Perlu diingat: tanda kurung siku ([ ]) merupakan simbol
untuk konsentrasi molar zat.
B. Berdasarkan Tekanan (Kp)
- Tetapan Kesetimbangan Parsial
Tetapan kesetimbangan parsial adalah
perbandingan dari hasil kali tekanan pasrsial produk berpangkat kofisiennya
masing-masing dengan tekanan pasrsial reaktan berpangkat
kofisiennya masing-masing. Tetapan kestimbangan parsial disimbolkan
"Kp".
Ket :
p = tekanan parsial
p = tekanan parsial
Ket:
pX = tekanan parsial yang dicari
nX = mol dari zat yang dicari tekanan parsialnya
En = total mol sistem
Ep = total tekanan parsial sistem
B. Keseimbangan Elektokimia
Elektrokimia
adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dan reaksi kimia. Elemen yang
digunakan dalam reaksi elektrokimia di karakterisasikan dengan banyaknya
elektron yang dimiliki. Dengan kata lain adalah cabang ilmu kimia yang
berhubungan dengan arus listrik dan potensi.
Metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada
reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang
berlangsung pada elektroda yang sama/ berbeda dalam suatu sistem elektrokimia.
Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia.
Secara garis
besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi dua:
1. Sel Galvani (Reaksi kimia menghasilkan daya gerak listrik)
2. Sel
Elektrolisis (Daya gerak listrik
menghasilkan reaksi kimia)
Sel
elektrolisis merupakan pemanfaatan arus listrik untuk menghasilkan reaksi
redoks. Oleh karena itu, elektrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa
dengan pengaliran arus listrik yang melaluinya. Dalam elektrolisis terjadi
perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sel elektrolisis merupakan
kebalikan dari sel volta karena listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi
redoks tak spontan. Proses elektrolisis dimulai dengan masuknya elektron dari
arus listrik searah kedalam larutan melalui kutub negatif.
A. Sel Galvani.
Pada gambar di atas, logam Zn akan mengalami oksidasi, sedangkan logam
Cu akan mengalami reduksi. Reaksi kimianya adalah :
Zn → Zn2+ + 2 e E0=
+0,76 volt
Cu2+ + 2 e → Cu E0
= +0,34 volt
Zn + Cu2+ → Zn2+
+ Cu, Esel=
+1,1 Volt.
Fungsi dari jembatan garam adalah
untuk menetralkan kelebihan anion dan kation pada larutan dan untuk menutup
rangkaian sehingga reaksi dapat berlangsung terus-menerus.
·
Prinsip-prinsip Sel Volta atau Sel Galvani:
Prinsip-prinsip Sel Volta atau Sel Galvani:
a.
Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal
akibat adanya reaksi redoks.
b.
Terjadi perubahan energi kimia → energi
listrik
c.
Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi
oksidasi (anoda kutub negatif)
d.
Pada katoda, elektron adalah reaktan dari
reaksi reduksi (katoda kutub positif)
e.
Arus elektron mengalir dari anoda ke
katoda, arus listrik mengalir dari katoda → anoda.
f.
Jembatan garam menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.
·
Konsep-Konsep Sel Volta
Konsep-Konsep Sel Volta
a.
Deret Volta :
Li, K, Ba,
Ca,Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni. Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Makin ke
kanan, mudah direduksi atau sukar dioksidasi. Makin ke kiri mudah dioksidasi,
makin aktif dan sukar direduksi.
b.
Notasi Sel
Contoh :
Zn/Zn+2//Cu+2/Cu
Dimana :
/ = potensial ½ sel
// = potensial sambungan sel (jembatan garam)
B. Sel Elektrolisa
Sel
elektrolisis adalah arus listrik yang menimbulkan reaksi redoks. Pada sel elektrolisis, katoda akan tereduksi dan anoda yang akan
teroksidasi. Pada katoda,
terdapat 2 kemungkinan zat yang ada, yaitu:
- Kation (K+)
- Air (H2O) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan).
Pada anoda,
terdapat 3 (tiga) kemungkinan zat yang ada, yaitu :
- Anion (A-)
- Air (H2O) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan, cairan atau lelehan)
- Elektroda. Elektroda ada dua macam, antara lain inert (tidak mudah bereaksi, seperti Platina (Pt), emas (Aurum/Au), dan karbon (C)) dan tidak inert (mudah bereaksi, zat lainnya selain Pt, C, dan Au).
Ada berbagai
macam reaksi pada sel elektrolisis, yaitu :
1)
Reaksi yang terjadi pada katoda
Ø Jika kation merupakan logam golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), IIA (Be,
Mg, Cr, Sr, Ba, Ra), Al dan Mn.
Ø Jika kationnya berupa H+.
Ø Jika kation berupa logam lain, maka reaksinya (nama logam)x+ + xe → (nama logam)
2)
Reaksi yang terjadi pada anoda
Ø. Jika elektroda inert (Pt, C, dan Au), ada 3 macam reaksi :
Ø Jika anionnya sisa asam oksi (misalnya NO3-,
SO42-), maka reaksinya 2 H20 → 4H+ + O2 + 4 e
Ø Jika anionnya OH-, maka reaksinya 4 OH- → 2H20 + O2
+ 4 e
Ø Jika anionnya berupa halida (F-, Cl-,
Br-), maka reaksinya adalah 2
X(halida) → X (halida)2 + 2 e
Ø. Jika elektroda tak inert (selain tiga macam di atas), maka reaksinya Lx+
+ xe
v POTENSIAL SEL STANDAR.
Ø
Potensial
Sel Standar
Potensial
sel adalah Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit
eksternal.
Elektroda tersusun dari elektroda itu sendiri dan bahan kimia (reagents)
yang terlibat. Sel elektrokimia umumnya tersusun atas dua elektroda. Setiap
elektroda disebut sebagai setengah sel (half cell). Reaksi yang terjadi
pada tiap elektroda disebut reaksi setengah sel atau reaksi elektroda.
Bila elektroda pengukur mempunyai nilai lebih besar dari
elektroda hidrogen (bernilai positif), maka elektroda tersebut mempunyai
kecenderungan untuk tereduksi (bersifat oksidator). Sedangkan bila elektroda
pengukur mempunyai nilai lebih kecil dari elektroda hidrogen (bernilai
negatif), maka elektroda tersebut mempunyai kecenderungan untuk teroksidasi
(bersifat reduktor). Karena reaksi setengah sel pada elektroda ditulis dalam
bentuk reduksi, maka nilai potensial elektroda standar juga dapat disebut potensial reduksi standar.
Potensial
sel tergantung pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan parsial gas dalam sel;
Potensial sel standar E0 sel : potensial
pada 250C, konsentrasi ion 1 M dan tekanan parsial 1 atm.
Potensial
sel standar dihitung dengan menggunakan potensial-potensial standar zat-zat
yang mengalami redoks.
- Diagram/ notasi sel dilambangkan :
E0sel = E0red - E0oks
Dik : E0oks = potensial standar
zat yang mengalami oksidasi
E0red = potensial standar zat yang mengalami reduksi
Kanan dan kiri
disini hanya berhubungan dengan notasi sel, tidak berhubungan dengan susunan
fisik sel tersebut di laboratorium. Jadi yang diukur di laboratorium dengan potensiometer adalah emf dari sel
sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0.
Contoh :
Diketahui data:
Pb2+ + 2e E0 = - 0,76 volt
In3+ + 3e E0
= - 0,34 volt
Tentukan:
- E0 sel ?
Pembahasan :
E0 sel
E0sel = E0reduksi - E0oksidasi
= - 0,34 – (- 0,76)
= + 0,44 volt
Jika potensial elektroda
berharga positif, artinya elektroda tersebut lebih mudah mengalami reduksi
daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga negatif artinya
elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan dengan H+. Jadi, potensial elektroda berharga positif,
berarti elektroda tersebut lebih mudah mengalami reduksi daripada H+.
v
POTENSIAL
REDUKSI STANDAR DAN KOMPOSISI
Arus listrik yang terjadi pada sel
volta disebabkan elektron mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif.
Hal ini disebabkan karena perbedaan potensial antara kedua elektroda. Andaikan
kita mengukur perbedaan potensial (ΔV ) antara dua elektroda dengan menggunakan
potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir sampai habis. Maka
akan diperoleh nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listriknya nol
yang disebut sebagai potensial sel ( E0sel )
Perbedaan potensial yang diamati
bervariasi dengan jenis bahan elektroda dan konsentrasi serta temperatur
larutan elektrolit. Sebagai contoh untuk sel daniell, bila diukur dengan
potensiometer beda potensial pada suhu 250C saat konsentrasi ion Zn 2+
dan Cu2+ sama adalah 1,10V. Bila elektroda Cu/Cu2+ dalam
sel daniell diganti dengan elektroda Ag/Ag+ potensial sel adalah
1,56V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektroda dapat menghasilkan nilai
potensial sel yang sangat bervariasi. Jadi alat potensiometer digunakan untuk
mengukur perbedaan potensial antara dua elektroda sedangkan untuk mengukur
nilai potensial mutlak untuk suatu elektroda tidak bisa dilakukan.
Oleh karena itu, diperlukan suatu
elektroda yang dipakai sebagai standar atau pembanding dengan
elektroda-elektroda yang lainny. Dan telah ditentukan yang digunakan sebagai
elektroda standar adalah elektroda hidrogen. Elektroda hidrogen terdiri dari
gas H2 dengan tekanan 1 atm yang dialirkan melalui sekeping logam
platina ( Pt ) yang dilapisi serbuk Pt harus pada suhu 250C dalam
larutan asam ( H+ ) 1M. Berdasarkan perjanjian elektroda hidrogen
diberi nilai potensial 0,00Volt.
Potensial sel yang terdiri atas
pasangan elektroda hidrogen / standar ( H/H+ ) dan elektroda Zn/Zn2+
adalah -0,76V. Bila elektroda Zn/Zn2+ diganti dengan Cu/Cu2+
maka besar potensialnya selnya menjadi +0,34V.
H2 + Zn2+ Ã 2H+
+ Zn E0 = -0,76V
H2 + Cu2+ Ã 2H+
+ Cu E0 = +0,34V
Karena besarnya potensial elektroda
hidrogen =0,00V maka potensial reduksi (
E0red ) zn dan Cu dapat ditentukan :
Zn2+ +2e à Zn E0 = -0,76V disingkat E0red Zn =
-0,76V
Cu2+ +2e à Cu E0 = +0,34V disingkat E0red Cu =
+0,34V
Potensial reduksi ( E0red
) menunjukkan kecenderungan untuk menerima elektron.jadi berdasarkan nilai
potensial eletroda diatas, potensial elektroda Zn bernilai negatif ( - )
menunjukkan bahwa Zn/Zn2+ lebih sukar untuk menerima
elektron/direduksi dibanding dengan H/H+ dan Cu bernilai positif ( +
) menunjukkan bahwa Cu/Cu2+ lebih mudah untuk menerima
elektron/direduksi dibanding dengan H/H+
Semakin sukar untuk direduksi
berarti semakin mudah untuk dioksidasi dan sebaliknya semakin mudah direduksi
berarti semakin sukar dioksidasi. Karena besar potensial oksidasi ( E0oks ) berlawanan
dengan potensial reduksi ( E0red )
Zn à Zn2+
+ 2e E0 = +0,76V disingkat ( E0oks
)Zn = +0,76V
Cu à Cu2+
+ 2e E0 = -0,34V disingkat ( E0oks
)Cu = -0,34V
Potensial sel volta
Potensial sel volta dapat ditentukan
dengan percobaan dengan menggunakan potensiometer/voltmeter dan secara teoritis
potensial sel dapat dihitung berdasarkan perbedaan potensial reduksi ( E0red
) kedua elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi pada anoda dengan
potensial reduksi pada katoda.
Sebagai contoh pada sel daniel :
Zn2+ +2e à Zn E0 = -0,76V
Cu2+ +2e à Cu E0 = +0,34V
Yang mempunyai harga potensial reduksi ( E0red
) lebih kecil akan di oksidasi dan yang potensial reduksi ( E0red
) lebih besar akan direduksi .
Anoda (
oksidasi ) : Zn à Zn2+
+ 2e E0 =
+0,76V
Katoda (
reduksi ) : Cu2+
+ 2e à Cu E0 = -0,34V
Reaksi total
( redoks ) : Zn + Cu2+
à Zn2+
+ Cu E0 = +1,10V
Secara
singkat dapat dihitung :
Nilai E0red yang lebih kecil
akan dioksidasi dan yang lebih besar akan direduksi. Maka Zn akan dioksidasi
dan Cu akan direduksi.
E0oks
Zn = +0,76V
E0red
Cu = +0,34V
E0sel
= E0oks + E0red = 0,76 V + 0,34V = 1,10V
Nilai potensial sel ( E0sel
) yang positif menunjukkan bahwa reaksi tersebut dapat berlangsung secara
spontan.
Maka sebaliknya reaksi :
Cu + Zn2+ Ã Cu2+
+ Zn E0= -1,10V
Nilai potensial sel ( E0sel
) nya negatif menunjukkan bahwa dalam keadaan normal tidak akan terjadi
reaksi. Reaksi dapat terjadi bila ada suplai elektron dari luar/dialiri listrik
yang akan dibahas pada elektrolisis.
Setengah reaksi reduksi ( pada katoda )
|
E0red ( volt )
|
Li+(aq) + e- Ã Li(s)
|
-3,04
|
K+(aq) + e- Ã K(s)
|
-2,92
|
Ca2+(aq) + 2e- Ã Ca(s)
|
-2,76
|
Na+(aq) + e- Ã Na(s)
|
-2,71
|
Mg2+(aq) + 2e- Ã Mg(s)
|
-2,38
|
Al3+(aq) +3e- Ã Al(s)
|
-1,66
|
Zn2+(aq) + 2e- Ã Zn(s)
|
-0,76
|
Cr3+(aq) + 3e- Ã Cr(s)
|
-0,74
|
Fe2+(aq) + 2e- Ã Fe (s)
|
-0,41
|
Cd2+(aq) + 2e- Ã Cd (s)
|
-0,40
|
Ni2+(aq) + 2e- Ã Ni (s)
|
-0,23
|
Sn2+(aq) + 2e- Ã Sn (s)
|
-0,14
|
Pb2+(aq) + 2e- Ã Pb (s)
|
-0,13
|
Fe3+(aq) + 3e- Ã Fe (s)
|
-0,04
|
2H+(aq) + 2e- Ã H2
(g)
|
0,00
|
Sn4+(aq) + 2e- Ã Sn2+
(aq)
|
0,15
|
Cu2+(aq) + e- Ã Cu2+
(aq)
|
0,16
|
ClO4-(aq) + H2O(l)
+ 2e- Ã ClO3-(aq)
+ 2OH-(aq)
|
0,17
|
AgCl(s) + e- Ã Ag(s)
+ Cl-(aq)
|
0,22
|
Cu2+(aq) + 2e- Ã Cu(s)
|
0,34
|
ClO3-(aq) + H2O(l)
+ 2e- Ã ClO2-(aq)
+ 2OH-(aq)
|
0,35
|
IO-(aq) + H2O(l) +2e-Ã I-(aq)
+ 2OH-(aq)
|
0,49
|
Cu+(aq) + e- Ã Cu (s)
|
0,52
|
I 2 (s) + 2e- Ã 2I-
(aq)
|
0,54
|
ClO2-(aq) + H2O(l) +
2e- Ã ClO-(aq)
+ 2OH-(aq)
|
0,59
|
Fe3+(aq) + 2e- Ã Fe2+(aq)
|
0,77
|
Hg22+(aq) + 2e- Ã 2Hg(l)
|
0,80
|
Ag+(aq) + e- Ã Ag (s)
|
0,80
|
Hg2+(aq) + 2e- Ã Hg(l)
|
0,85
|
ClO-(aq) + H2O(l) + 2e-
→ Cl-(aq) + 2OH-(aq)
|
0,90
|
2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq)
|
0,90
|
NO3-(aq) + 4H+(aq)
+ 3e- → NO(g) + 2H2O(l)
|
0,96
|
Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq)
|
1,07
|
O2(g) + 4H+(aq) + 4e-
→ 2H2O(l)
|
1,23
|
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq)
+ 6e- → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
|
1,33
|
Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq)
|
1,36
|
Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq)
|
1,44
|
MnO4-(aq) + 8H+(aq)
+ 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
|
1.49
|
H2O2(aq) + 2H+(aq)
+ 2e- → 2H2O(l)
|
1.78
|
Co3+(aq) + e- → Co2+(aq)
|
1.82
|
S2O82-(aq) + 2e-
→ 2SO42-(aq)
|
2.01
|
O3(g) + 2H+(aq) + 2e-
→ O2(g) + H2O(l)
|
2.07
|
F2(g) + 2e- → 2F-(aq)
|
2.87
|
Deret volta:
K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au
Semakin ke kanan semakin mudah
direduksi yang berarti semakin mudah menerima elektron dan merupakan oksidator
(penyebab zat lain mengalami oksidasi).
Semakin ke kiri semakin mudah
dioksidasi yang berarti semakin mudah melepas elektron dan merupakan reduktor
(penyebab zat lain mengalami reduksi).
- Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kanannya :
Zn + Cu2+
→ Zn2+ + Cu
- Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah kirinya :
Cu + Zn2+
→ tidak bereaksi
DAFTAR
PUSTAKA
Atkins, P.W. 1999.
Kimia Fisik Jilid I. Terjemahan
Irma I. Kartohadiprojo. Jakarta: Erlangga.
Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisik. Edisi Keempat. Jilid
II. Terjemahan Irma I. Kartohadiprojo. Jakarta : Erlangga.
Dogra, S.K. dan S. Dogra. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal.
Terjemahaan Umar Mansyur. Jakarta : Universitas Indonesia.
Keenam, Charles W. Donald C. Kleinfelter Jesse H.
Wood. 1996. Kimia Untuk Universitas. Edisi
Keenam. Jilid I. Terjemahan
Aloysius Hadyana Pudjaatmaka. Jakarta : Erlangga.
Sukardjo. 1997. Kimia Fisika. Jakarta ; PT. Rineka
Cipta.
NAMA :
Khaerul Anwar
NIM :
13630029
KELAS :
Kimia A
Leave a Comment