Sel Elektrokimia
Sifat termodinamika larutan elektrolit dibahas
berkenaan dengan potensial dan aktivitas kimia dengan cara yang hampir sama
seperti pembahasan larutan non elektrolit. Walaupun demikian, ion-ion
berinteraksi sangat kuat satu sama lain melalui muatan listriknya, sehingga
terdapat penyimpangan keidealan yang tidak bisa diabaikan bahkan pada
konsentrasi sangat rendah.
Banyak reaksi ion-ion berkaitan dengan transfer
electron. Reaksi-reaksi itu dapat dipelajari (dan digunakan) dengan
membiarkannya terjadi di dalam sel elektrokimia, karena dengan demikian reaksi
itu menghasilkan arus listrik pada sirkuit luar. 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.
A.
Pengertian Sel Elektrokimia
Definisi elektrokimia adalah ilmu
yang mempelajari aksi antara sifat-sifat listrik dengan reaksi kimia. Misalnya
perubahan energi kimia menjadi energy listrik pada elemen elektrokimia, reaksi
oksidasi-oksidasi secara spontan pada elemen yang dijadikan sumber arus
listrik, dan perpindahan elektron dan perpindahan elektron dalam larutan
elektrolit dan terjadi pada aki. Elektrokimia ini dikenal dengan dalam bahasa
inggrisnya adalah electo chemistry.
Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu sel galvanik dan
elektrolit. Sel galvanik adalah sel yang menghasilkan tenaga listrik ketika sel
mengalami reaksi kimia sedangkan Sel elektrolit adalah sel yang mengalami
reaksi kimia ketika tegangan listrik diterapkan. Elektrolisis dan korosi adalah
contoh dari proses penting seperti yang ada pada elektrokimia. Prinsip-prinsip
dasar elektrokimia didasarkan pada rasio tegangan antara dua zat dan memiliki
kemampuan untuk bereaksi satu sama lain. Semakin lama logam dalam elemen galvanik
yang terpisah dalam seri tegangan elektrokimia, semakin kuat listrik akan
terekstrak. Teori Elektro-kimia dan metode elektrokimia memiliki aplikasi
praktis dalam teknologi dan industri dalam banyak cara. Penemuan dan pemahaman
reaksi elektrokimia telah memberikan kontribusi untuk mengembangkan sel bahan
bakar dan baterai, dan pemahaman logam relatif terhadap satu sama lain dalam
elektrolisis dan korosi.
B. Komponen sel elektrokimia
Terdapat dua macam
Elektroda yaitu:
a.
Anoda adalah tempat terjadinya oksidasi bermuatan negatif di
sebabkan oleh reaksi spontan, elektron akan dilepas oleh elektroda ini.
b.
Katoda adalah elektroda-elektroda tempat terjadinya reduksi
berbagai zat kimia.
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. Berdasarkan jenisnya, elektroda dapat
digolongkan menjadi :
1. Elektroda Logam-ion logam
Yaitu elektroda
yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan ionnya,
contohnya elektroda Cu | Cu2+.
2. Elektroda Amalgam
Amalgam adalah
larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini, amalgam logam M akan berada
dalam kesetimbangan dengan ionnya (M2+). Logam – logam aktif seperti
Na dan Ca dapat digunakan sebagai elektroda amalgam.
3. Elektroda Redoks
Yaitu elektroda
yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya, contohnya elektroda Pt |
Fe3+, Fe2+.
4. Elektroda Logam – Garam tak Larut
Elektroda ini
berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat sedikit
larutnya MÏ…+XÏ…- dan larutan yang jenuh
dengan MÏ…+XÏ…- serta mengandung garam atau asam terlarut
dengan anion Xz-.
Contoh :
elektroda Ag – AgCl yang terdiri dari logam Ag, padatan AgCl, dan larutan yang
mengandung ion Cl- dari KCl atau HCl.
5. Elektroda Gas
Yaitu elektroda yang berisi gas yang berada dalam
kesetimbangan dengan ion-ion dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H2(g) |
H+(aq).
6. Elektroda Non Logam – Non Gas
Yaitu elektroda yang berisi unsure selain logam dan gas,
misalnya elektroda Brom (Pt | Br2(l) | Br-(aq))
dan yodium (Pt | I2(s) | I-(aq)).
7. Elektroda Membran
Yaitu elektroda yang mengandung membrane semi permiabel.
Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda
potensila listrik antara kedua muatan. Beda potensial diukur antara dua
elektroda yanitu elektroda pengukur dan elektroda pembanding. Sebgaai elektroda
pembanding umunya digunakan elektroda hydrogen (H+ |
H2 | Pt) atau elektroda kolamel (Cl- | Hg2Cl2(s) |
Hg). Beda potensial inilah yang dinyatakan sebagai daya gerak listrik (DGL).
Elektrokimia adalah reaksi
redoks yang bersangkut paut dengan listrik.
Reaksi elektrokimia dibagi menjadi 2, yaitu:
1.
Sel galvani/sel volta
Sel galvani/sel volta
adalah reaksi redoks yang menghasilkan listrik. Contohnya baterai.
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
Untuk sel volta,
penulisan notasi selnya adalah: anoda || katoda atau zat
yang teroksidasi || zat yang tereduksi
Seperti pada contoh
diatas, berarti notasi selnya adalah:
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu, Esel= 1,1 volt
Prinsip-prinsip Sel
Volta atau Sel Galvani:
a. Gerakan electron
dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.
b. Terjadi perubahan
energi kimia → energi listrik
c. Pada anoda,
electron adalah produk dari reaksi oksidasi (anoda kutub negative)
d. Pada katoda,
electron adalah reaktan dari reaksi reduksi (katoda kutub positif)
e. Arus electron
mengalir dari anoda ke katoda, arus listrik mengalir dari
katoda → anoda.
f. Jembatan garam
menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.
2.
Sel elektrolisis
Sel elektrolisis adalah
arus listrik yang menimbulkan reaksi redoks. Contohnya adalah pemurnian logam
dan pelapisan logam. Pada sel
elektrolisis, katoda akan tereduksi dan anoda yang akan teroksidasi. Pada katoda, terdapat 2 kemungkinan zat yang ada, yaitu:
kation (K+) atau air (H20) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa yang disebutkan,
cairan atau lelehan). Sedangkan pada anoda, terdapat 3 kemungkinan zat yang
ada, yaitu:
·
anion (A-) atau
·
air (H20) (bisa ada atau tidak ada tergantung dari apa
yang disebutkan, cairan atau lelehan.)
·
elektroda, elektroda ada 2 macam, inert (tidak mudah bereaksi, ada
3 macam zat yaitu platina (Pt), emas (Aurum/Au), dan karbon (C)) dan tak inert
(mudah bereaksi, zat lainnya selain Pt, C, dan Au).
Ada berbagai macam
reaksi pada sel elektrolisis, yaitu:
Reaksi yang terjadi pada katoda
·
Jika kation merupakan logam golongan IA (Li, Na,
K, Rb, Cs, Fr), IIA (Be, Mg, Cr, Sr, Ba, Ra), Al,
dan Mn, maka reaksi yang terjadi adalah 2 H20 + 2 e → H2 +
2 OH-
·
Jika kationnya berupa H+, maka reaksinya 2H+ + 2 e → H2
·
Jika kation berupa logam lain, maka reaksinya (nama
logam)x+ + xe → (nama logam)
Reaksi yang terjadi pada anoda
·
Jika elektroda inert (Pt, C, dan Au), ada 3 macam reaksi:
·
Jika anionnya sisa asam oksi (misalnya NO3-, SO42-), maka reaksinya 2
H20 → 4H+ +
O2 + 4 e
·
Jika anionnya OH-, maka reaksinya 4
OH- → 2H20 + O2 + 4 e
·
Jika anionnya berupa halida (F-, Cl-, Br-), maka reaksinya adalah 2 X(halida)
→ X (halida)2 + 2 e
·
Jika elektroda tak inert (selain 3 macam di atas), maka
reaksinya L" > Lx+ + xe
Komponen utama sel
elektrolisis adalah :
- Wadah
- Elektrode : berasal dari baterai
- Elektrolit : cairan atau larutan yang diuji dan dapat menghantarkan listrik
- Sumber arus searah : bisa berasal dari baterai ataupun aki
Elektrode pada sel
elektrolis terdiri atas katode yang bermuatan negatif dan anode yang bermuatan
positif. Hal inilah yang membedakan antara sel elektrolis dengan sel
elektrokimia. Berikut prinsip dasar elektrolis berlawanan dengan elektrokimia,
yaitu :
- Reaksi elektrolis, mengubah energi listrik menjadi energi kimia
- Reaksi elektrolis, merupakan reaksi tidak spontan, karena melibatkan energi listrik dan luar.
- Reaksi elektrolis berlangsung di dalam sel selektrolis, yaitu terdiri dari satu jenis larutan atau leburan elektrolit dan memiliki dua macam elektrode, yaitu :
- Elektrode (-) : Elektrode yang dihubungkan dengan kutub (-) sumber arus listrik
- Elektrode (+) : Elektrode yang dihubungkan dengan kutub (+) sumber arus listrik
Bila suatu cairan atau
larutan elektrolit dialiri arus listrik arus searah melalui batang elektrode,
maka ion-ion yang ada di dalam cairan atau larutan tersebut akan bergerak
menuju ke elektrode yang berlawananan muatannya. Pada sel elektrolis kutub
positif merupakan terjadinya ionisasi (oksidasi) sehingga disebut anode &
kutub negatif merupakan tempat terjadinya reduksi sehingga disebut katode.
Berikut
daftar harga potensial elektrode untuk logam-logam yang penting.
C. Hubungan ∆G,Faraday dan E0
Hubungan antara energi bebas Gibbs dan potensial sel arus nol( E
) dapat diturunkan dengan memperhatikan perubahan G pada saat reaksi sel
bertambah dengan kuantitas yang sangat kecil dξ pada beberapa kompoesisi. Maka
G pada P,T tetap dan kompoesisitertentu akan berubah besar.
∆G0 = P.T
Karena kerja maksimum
yang dapat dilakukan reaksi itu ketika reaksi berlangsung sebesar d ζ pada
temperatur dan tekanan tetap adalah
d We = ∆G0 . d ζ
yang harga nya sangat
kecil dan komposisi sistem sebenarnya adalah tetap ketika reaksi ini
berlangsung. Sehingga nkerja yang dilakukan untuk muatan yang sangat kecil –zF.
d ζ yang bergerak dari anoda ke katoda dengan beda potensial tertentu akan
berharga
d We = - n F d ζ. E
jika kita samakan
persamaan ( 2 ) dan ( 3 ) maka didapat
-nF E0 = ∆G0
atau E0= - ) , adalah jumlah elekrton yang terlibat dalam setengah
reaksi.
Sehingga, berdasarkan harga energi bebas
gibbs ∆G, dapat diramalkan berlangsung tidaknya suatu sel elektrokimia.
Suatu reaksi sel akan berlangsung spontan bila ∆G< 0 atau harga E > 0.
Contoh :
Gunakan potensial
elektroda standar untuk menghitung ∆G0 pada 250C dalam reaksi :
Zn(s) + 2Ag+aq → Zn2+(aq) + 2Ag(s)
Penyelesaian :
Setengah reaksi dan
jumlah potensial elektrodanya adalah :
2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s) E0 = +0,80 V
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- E0 = -0,76 V -
2Ag+)aq) + Zn(s) → 2Ag(s) + Zn2+(aq) E0 = +1,56 V
Setiap setengah reaksi
melibatkan dua elektron, maka n = 2. Nilai potensial sel, E0 = +1,56 V dan tetapan Faraday, F adalah 9,65 x 104 C, dengan demikian:
∆G0 = -n.F.Esel
=
- (2) (9,65 x 104 C) (1,56 V)
=
-3,01 x 105 J
Jadi, perubahan energi
bebas standar adalah -3,01 x 105 J atau sama
dengan 301 kJ.
D. Hubungan tetapan kesetimbangan dan E0
Potensial sel dimana reaksi sel keseluruhan tidak mencapai
kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik karena reaksi menyebabkan
aliran elektron melalui rangkaian luar. Kerja yang dihasilkan bergantung pada
perbedaan potensial antara kedua elektroda.
Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam
Volt (V). Jika potensial sel besar, maka sejumlah elektron tertentu yang
bergerak antara elektroda-elektroda, dapat melakukan kerja listrik yang besar.
Jika potensial sel kecil, sejumlah elektron yang sama hanya dapat melakukan
kerja yang kecil. Sel dimana reaksi berada dalam kesetimbangan tidak dapat
melakukan kerja, sehingga potensial sel = nol.
Kerja listrik maksimum yang dapat dilakukan oleh sistem (sel) diberikan oleh nilai dGrx dan khususnya untuk proses spontan (dimana dG dan kerja listrik negatif) pada suhu dan tekanan konstan
We, maks = dG (P,T tetap)
Jadi, untuk melakukan mengukur dG persyaratan yang harus dipenuhi :
- sel beroperasi reversibel
- komposisi tetap.
Kedua kondisi tersebut dapat dicapai dengan mengukur potensial sel pada saat sel diseimbangkan oleh sumber potensial pada arah yang berlawanan sehingga reaksi sel terjadi secara reversibel dan komposisinya tetap. Potensial sel yang dihasilkan disebut potensial sel arus nol, E, atau gaya gerak listrik atau emf dari sel
Kerja listrik maksimum yang dapat dilakukan oleh sistem (sel) diberikan oleh nilai dGrx dan khususnya untuk proses spontan (dimana dG dan kerja listrik negatif) pada suhu dan tekanan konstan
We, maks = dG (P,T tetap)
Jadi, untuk melakukan mengukur dG persyaratan yang harus dipenuhi :
- sel beroperasi reversibel
- komposisi tetap.
Kedua kondisi tersebut dapat dicapai dengan mengukur potensial sel pada saat sel diseimbangkan oleh sumber potensial pada arah yang berlawanan sehingga reaksi sel terjadi secara reversibel dan komposisinya tetap. Potensial sel yang dihasilkan disebut potensial sel arus nol, E, atau gaya gerak listrik atau emf dari sel
- Hubungan antara E dan dGrx
Hubungan antara energi
Gibbs reaksi dGrx dan potensial sel (E) diberikan oleh persamaan:
- n F E = dGrx
dimana F = tetapan Faraday (96500 C)
n = jumlah elektron yang terlibat
Persamaan (6.3) menunjukkan bahwa dengan mengetahui energi Gibbs reaksi pada komposisi tertentu, potensial sel arus nol dapat ditentukan. Reaksi berlangsung spontan jika energi bebas Gibbs negatif. Jadi, reaksi sel spontan jika potensial sel arus nol positif.
- n F E = dGrx
dimana F = tetapan Faraday (96500 C)
n = jumlah elektron yang terlibat
Persamaan (6.3) menunjukkan bahwa dengan mengetahui energi Gibbs reaksi pada komposisi tertentu, potensial sel arus nol dapat ditentukan. Reaksi berlangsung spontan jika energi bebas Gibbs negatif. Jadi, reaksi sel spontan jika potensial sel arus nol positif.
E. PERSAMAAN NERST
Walther Hermann Nernst adalah kimiawan
Jerman yang menerapkan asas-asas
termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah persamaan yang
dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya.
Lepas dari Joseph Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan
mudah dalam air. Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan
bahwa sulit halnya bagi ion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui
insulasi molekul air, sehingga terdiosiasi.
Persamaan Nernst adalah persamaan yang
melibatkan potensial sel sengan konsentrasi suatu reaksi. Reaksi oksidasi
reduksi banyak yang dapat dilangsungkan pada kondisi tertentu untuk
membangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus
berlangsung spontan di dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi
tidak sama. Dalam sel Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron
oleh atom, molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh
partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi sederhana dan berlangsung
spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga
sulfat maka akan terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaran
zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas. Reaksi yang terjadi
adalah sebagai berikut:
Zn + CuSO4
→ ZnSO4 + Cu
Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu :
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.
Oksidasi : Zn → Zn2+ + 2e-
Reduksi : Cu2+ + 2e- → Cu
Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu :
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.
Oksidasi : Zn → Zn2+ + 2e-
Reduksi : Cu2+ + 2e- → Cu
Sel yang
mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik ketika reaksi di
dalamnya menggerakkan elektron-elektron melalui sirkuit luar. Kerja yang dapat
dipenuhi oleh transfer elektron tertentu bergantung pada beda potensial antara
kedua elektron. Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam
volt (V). Jika potensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang
berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrik yang besar.
Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang sama hanya
dapat melakukan sedikit kerja.
Sel yang reaksinya ada dalam
kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja dan sel demikian memiliki potensial
sel sebesar nol. Pada sel konsentrasi digunakan dua electrode yang sama namun
konsentrasi larutannya yang berbeda. Electrode dalam larutan pekat merupakan
katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan electrode dalam larutan
encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi).
Pada persamaan Nernst, K bukanlah suatu tetapan kesetimbangan
Karena larutan-larutan yang diperkirakan adalah pada konsentrasi-konsentrasi
awal dan bukan konsentrasi kesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau
terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi
ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst
setara dengan tetapan kesetimbangan.
Persamaan nerst:
∆Gr = ∆G0 + RT
In Q = JvJaj
Oleh karena itu,
E = -∆G0/vF –
RT/vF In Q
Suku pertama dibagian
kanan persamaan disebut potensial sel standar dan dinyatakan dengan,
-
vFE0 = ∆G0
Ini adalah fungsi
Gibbs standar dari reaksi itu yang dinyatakan sebagai potensial sel (dalam
volta). dengan demikian,
E = E0 = RT/vF In Q
F. Aplikasi sel elektrolisis
Beberapa bahan kimia
seperti logam alkali dan alkali tanah aluminium, gas hidrogen, gas oksigen, gas
klorin, dan natrium hidroksida dibuat secara elektrolisis.
Contoh : Pembuatan logam natrium dengan
mengelektrolisis lelehan NaCl yang dicampur dengan CaCl2
NaCl(l) → Na+(l) + Cl-(l)
Katoda :
|
Na+(l) + e-
|
→
|
Na(l)
|
(x 2)
|
Anoda :
|
2Cl-(l)
|
→
|
Cl2(g) + 2e-
|
|
2Na+(l) + 2Cl-(l)
|
→
|
2Na(l) + Cl2(g)
|
Natrium cair yang terbentuk di katoda mengapung
di atas cairan NaCl, kemudian dikumpulkan pada kolektor.
2. Pemurnian Logam
Pada pengolahan tembaga
dari bijih kalkopirit diperoleh tembaga yang masih tercampur dengan sedikit
perak, emas, dan platina. Untuk beberapa keperluan dibutuhkan tembaga murni,
misalnya untuk membuat kabel. Tembaga yang tidak murni dipisahkan dari zat
pengotornya dengan elektrolisis.
Tembaga yang tidak murni
dipasang sebagai anoda dan tembaga murni dipasang sebagai katoda dalam
elektrolit larutan CuSO4 tembaga di anoda
akan teroksidasi menjadi Cu2+ selanjutnya Cu2+ direduksi di katoda.
Anoda
|
:
|
Cu(s)
|
→
|
Cu2+(aq) +2e-
|
Katoda
|
:
|
Cu2+(aq) + 2e-
|
→
|
Cl2(g) + 2e-
|
Cu(s)
|
→
|
Cu(s)
|
||
Anoda
|
Katoda
|
Dengan demikian tembaga di anoda pindah ke
katoda sehingga anode semakin habis dan katoda semakin bertambah besar. Logam
emas, perak, dan platina terdapat pada lumpur anoda sebagai hasil samping pada
pemurnian tembaga.
Gambar
1. Pemurnian tembaga.
|
3. Penyepuhan Logam
Suatu produk dari logam agar terlindungi dari
korosi (perkaratan) dan terlihat lebih menarik seringkali dilapisi dengan
lapisan tipis logam lain yang lebih tahan korosi dan mengkilat. Salah satu cara
melapisi atau menyepuh adalah dengan elektrolisis. Benda yang akan dilapisi
dipasang sebagai katoda dan potongan logam penyepuh dipasang sebagai anoda yang
dibenamkan dalam larutan garam dari logam penyepuh dan dihubungkan dengan
sumber arus searah.
Contoh : untuk melapisi sendok garpu yang
terbuat dari baja dengan perak, maka garpu dipasang sebagai katoda dan logam
perak dipasang sebagai anoda, dengan elektrolit larutan AgNO3. Seperti terlihat pada gambar 2.
Gambar 2. Pelapisan sendok dengan logam
perak.
|
Logam perak pada anoda teroksidasi
menjadi Ag+ kemudian direduksi menjadi Ag pada katoda
atau garpu. Dengan demikian garpu terlapisi. oleh logam perak.
Anoda
|
:
|
Ag(s)
|
→
|
Ag+(aq)+ e-
|
Katoda
|
:
|
Ag+(aq) + e-
|
→
|
Ag (s)
|
Ag(s)
|
→
|
Ag(s)
|
||
Anoda
|
Katoda
|
Referensi:
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
Terima kasih dan semoga bermanfaat
Nama: Rynanda Ajeng Pratiwi
NIM: 15630015
Leave a Comment