REVIEW KIMIA PERTEMUAN DASAR KE-9

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN KE-9

NAMA : LUFITA

NIM : A1C217021

DOSEN PENGAMPU : Dr. YUSNELTI, M.Si

PRODI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

            Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antar energi panas dengan energi kimia. Energi kimia ini di definisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau zat. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dengan entalpi produk pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi ∆H. Termokimia adalah pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh huruf tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi. Termokimia juga dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan munculnya panas / termalnya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari adalah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk kekuatan. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Termokimia adalah penerapan hukum pertama termodinamika tentang peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang bersamaan dengan reaksi kimia. 

1.2 Tujuan

1)      Mengetahui energi dan perubahan enrgi : termokimia

2)      Mengetahui energi dan perpindahan energi

3)      Mengetahui perubahan energi dalam reaksi kimia

4)      Mengetahui pengukuran energi dalam reaksi kimia

5)      Mengetahui panas reaksi dan termokimia

6)      Mengetahui Hukum Hess mengenai jumlah panas

7)      Mengetahui keadaan standar

BAB 2

PEMBAHASAN

2.1 ENERGI DAN PERUBAHAN ENERGI : TERMOKIMIA

2.1.1 Pengertian Energi

Kata “Energi” berasal dari bahasa yunani yaitu “ergon” yang berarti kerja. Energi merupakan kermampuan untuk melakukan usaha atau kerja. Energi ini sangat diperlukaan manusia unutk melakukan aktivitasnya sehari-hari. Energi bisa diartikan juga sebagai usaha atau kekuatan untuk melakuakan aktivitas ataupun kegiatan. Energi adalah kemampuan untuk melakukan suatu tindakan atau pekerjaan (usaha). Dalam melakukan sesuatu kita selalu memanfaatkan energi, baik secara sadar maupun tidak sadar. Contohnya ketika kita berjalan kita memerlukan energi. Namun setiap kegiatan memerlukan energi dalam jumlah dan bentuk yang berbeda-beda. Energi tidak dapat dilihat namun pengaruhnya dapat dirasakan. Energi dapat berubah bentuk dari satu bentuk ke bentuk lainnya.

Hukum kekekalan energi

Bunyi hukum kekekalan energi, “Energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan, hanya bisa dirubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya”

Bentuk-bentuk Energi

1. Energi Mekanik

Energi mekanik adalah energi yang dimiliki suatu benda karena sifat geraknya. Energi Mekanik dibagi lagi menjadi dua, yaitu  :

·                     Energi Potensial, yaitu energi yang dimiliki suatu benda karena posisi atau kedudukannya, artinya saat benda tersebut diam pada posisi tertentu. Berbagai jenis energi dapat dikategorikan sebagai energi potensial, karena semua bentuk energi potensial dihubungkan dengan suatu jenis gaya yang bekerja terhadap keadaan fisik suatu materi. Rumus Energi Potensial adalah sebagai berikut.

Ep = m x g x h

Keterangan (Satuan) :Ep = Energi Potensial (Joule)m = Massa (kg)g = Gravitasi (m/s²)h = Ketinggian (m)

·                     Energi Kinetik adalah Energi yang dimiliki suatu benda karena pergerakan atau kelajuannya. Energi kinetik secara jelas dapat diartikan sebagai suatu kemampuan untuk melakukan usaha agar bisa menggerakkan benda dengan massa tertentu hingga mencapai suatu kecepatan tertentu. Semakin tinggi kecepatan suatu benda maka semakin besar pula energi kinetiknya. Rumus energi kinetik adalah sebagai berikut :

Ek = ½ x m x v²

Keterangan (Satuan) :Ek = Energi Kinetik (Joule)m = Massa (kg)v = Kecepatan (m/s)

·                     Energi Mekanik = Energi Potensial + Energi Kinetik

2. Energi Bunyi

Energi bunyi adalah energi yang dihasilkan oleh getaran partikel-partikel udara di sekitar sumber bunyi. Sebenarnya setiap terjadinya getaran pada suatu benda pasti terdapat energi bunyi, namun tidak semua bunyi tersebut akan terdengar. Semakin kuat getarannya, semakin besar pula energi bunyi yang dihasilkan.

3. Energi Panas (Kalor)

Energi panas adalah energi yang terjadi karena pergerakan internal partikel penyusun dalam suatu benda. Energi panas merupakan energi yang berpindah dari suatu partikel yang bersuhu tinggi ke partikel bersuhu lebih rendah.

4. Energi Cahaya

Energi Cahaya adalah Energi yang dihasilkan oleh gelombang elektromagnetik. Contohnya adalah ketika cahaya dari lampu, semakin jauh kita dari sumber cahaya maka semakin sedikit pengaruh cahaya tersebut terhadap penglihatan.

5. Energi Kimia

Energi Kimia adalah Energi yang dihasilkan karena adanya interaksi secara kimia dari reaksi kimia yang terjadi.

6. Energi Nuklir

Energi Nuklir adalah Energi yang dihasilkan dari reaksi inti oleh bahan radioaktif. Energi ini dihasilkan oleh inti atom yang membelah atau dua inti atom yang menyatu. Pembelahan atau penyatuan inti atom akan menghasilkan energi yang sangat besar karena terjadi perubahan pada inti atom.

2.1.2 Perubahan Energi

Perubahan energi adalah perubahan suatu bentuk energi ke bentuk energi lainnya.
Berikut ini beberapa contoh perubahan energi :

·         Perubahan energi panas menjadi energi gerak, contohnya kertas yang dibentuk spiral bergerak saat dipanaskan di atas lilin.

·         Perubahan energi gerak menjadi energi panas. Contoh : tangan kanan dan kiri kita ketika digosok-gosokkan terasa hangat, ban sepeda/sepeda motor setelah perjalanan cukup jauh maka menjadi panas.

·         Perubahan energi cahaya menjadi energi listrik. Contoh: panel surya

·         Perubahan energi kimia menjadi energi gerak. Contoh: kereta uap(menggunakan bahan bakar dari batu bara), kendaraan bermotor ( menggunakan bahan bakar bensin, solar, atau avtur), gergaji mesin.

·         Perubahan energi gerak menjadi energi listrik. Contoh:dinamo, kincir angin, generator (PLTA)

·         Perubahan energi listrik menjadi energi gerak. Contoh: mixer, AC, pompa air, mobil mainan, kipas angin listrik.

·         Perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Contoh: pengisian accumulator/aki, charger batu baterai.

Dan masih banyak lagi perubahan energi yang dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari.

2.2 ENERGI DAN PERPINDAHAN ENERGI

Dalam termokimia ada dua hal yang menyangkut dalam perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat peerhatian kita disebut sistem. Segala sesuatu yang berada disekitar sistem , yaitu dengan apa sistem tersebut berinteraksi disebut lingkungan. Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dan atau pertukaran energi.Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi 3 macam yaitu dijabarkan sebagai berikut.

1.      Sistem terbuka. Dikatakan terbuka jika antara sistem dan lingkungan dapat mengalami pertukaran materi dan energi. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem(wadah reaksi), misalnya gas atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem. Contohnya larutan kopi panas dalam gelas terbuka.

2.      Sistem tertutup. Dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan memungkinkan terjadinya perpindahan energi tetapi, tidak dapat terjadi pertukaran materi. Contohnya larutan kopi panas dalam gelas tertutup : energi(kalor) dapat keluar tetapi materi tidak dapat.

3.      Sistem terisolasi. Dikatakan terisolasi jika antara sistem dan lingkunga tidak dapat terjadi pertukaran energi maupun materi. Contohnya larutan kopi dalam termos, baik materi maupun energi (kalor tidak dapat meninggalkan sistem).

 

2.3 PERUBAHAN ENERGI DALAM REAKSI KIMIA

Pembakaran sepotong kayu menunjukkan bahwa reaksi kimia disertai dengan perubahan energy. Ketika kayu di bakar, energy dilepaskan. Beberapa energi berupa panas ke lingkungan dan sebagian lagi dilepaskan sebagai cahaya. Zat yang bila bereaksi menghasilakn panas dalam jumlah yang besar seringkali digunakan sebagai bahan bakar. Kayu, batu bara, minyak, kerosene dan gas alam kesemuanya dapat digunakan menghasilakn energiuntuk tujuan pemanasan jika direaksikan dengan oksigen di udara.

1.  Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.
Pada reaksi eksoterm harga AH = ( - )

Contoh : C(s) + O2(g)  -->  CO2(g) + 393.5 kJ ; AH = -393.5 kJ

2.  Reaksi Endoterm
Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.
Pada reaksi endoterm harga AH = ( + )

Contoh : CaCO3(s) ---> CaO(s) + CO2(g) - 178.5 kJ ; ΔH = +178.5 kJ

2.4 PENGUKURAN ENERGI DALAM REAKSI KIMIA

            Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm2/s2. Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).

1 J = 1 kg m2/s2

Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10-7 J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J).

Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 150C sebesar 10C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan energi yang terdapat dalam makanan.

Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :

1 kal = 4,184 J

1 kkal = 4,184 kJ

2.5 PANAS REAKSI DAN TERMOKIMIA

Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar yaitu termodinamika. Sebelum pembicaraan mengenai prisip termokimia ini, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistem. Sistem adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di luar sistem adalah lingkungan. Dalam menerangkan suatu sistem, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistem sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistem.

Bila perubahan terjadi pada sebuah sistem maka dikatakan bahwa sistem bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistem diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat mengalir maka perubahan yang terjadi di dalam sistem adalah perubahan adiabatik. Selama ada perubahan adiabatik, maka suhu dari sistem akan menggeser, bila reaksinya eksotermik akan naik sedangkan bila reaksinya endotermik akan turun. Bila sistem tak diisolasi dari lingkungannya, maka panas akan mengalir antara keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistem dapat dibuat tetap. Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan perubahan energi potensial ini. Mulai sekarang kita akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.

Simbol Δ (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan perubahan kuantitas. Misalnya perubahan suhu dapat ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya dalam menunjukkan perubahan adalah dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

ΔT = T akhir – T mula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial

(Ep) Δ(E.P) = EP akhir – EP awal

Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi berarti EP akhir lebih rendah dari EP mula-mula . Sehingga harga ÷EP mempunyai harga negatif. Kebalikannya dengan reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.

2.6 HUKUM HESS MENGENAI JUMLAH PANAS

Bunyi Hukum Hess yaitu “kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya ditentukan keadaan awal dan keadaan akhir”. Maksudnya jika suatu reaksi dapat berlangsung menurut dua tahap atau lebih, maka kalor reaksi totalnya sama dengan jumlah aljabar kalor tahapan reaksinya. Jadi Hukum Hess adalah suatu hukum yang mengemukkan bahwa setiap reaksi memiliki ∆H tetap dan tidak bergantung pada jalan reaksinya atau jumlah tetap reaksi melainkan hanya tergantung dari keadaan awal dan keadaan akhir.
            Hukum Hess menyatakan bahwa besarnya entalpi dari suatu reaksi tidak ditentukan oleh jalan atau tahap reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh keadaan awal dan keadaan akhir suatu reaksi, Selain itu Hukum Hess juga menyatakan bahwa entalpi suatu reaksi merupakan jumlah total dari penjumlahan kalor reaksi tiap satu mol dari masing-masing tahap atau orde reaksi. Oleh karena itu, besarnya H dapat ditentukan hanya dengan mengetahui kalor reaksinya saja. Dasar hukum Hess ini adalah entalpi atau energi internal adalah besaran yang tidak tergantung pada jalannya reaksi. Suatu reaksi kadang-kadang tidak hanya berlangsung melalui satu jalur akan tetapi bisa juga melalui jalur lain dengan hasil yang diperoleh adalah sama.

Dalam melakukan perubahan entalpi dari suatu reaksi kita terlebih dahulu harus memahami bahwa perubahan entalpi tersebut adalah suatu sifat yang ekstensif, artinya perubahan entalpi berbanding lurus dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi, selain itu perubahan entalpi akan berubah bila arah reaksi berbalik. Konsep ini sangat berguna dalam memahami hukum Hess.

2.7 KEADAAN STANDAR

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang dilengkapi dengan harga perubahan entalpi (∆H). Persamaan termokimia selain menyatakan jumlah mol reaktan dan jumlah mol produk juga menyatakan jumlah kalor yang dibebaskan atau yang diserapakan pada reaksi tersebut. Untuk menyatakan besarnya perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi kimia, digunakan satuan kJ. Perubahan entalpi dalam molar digunakan satuan kJ/mol.

Nilai ∆H yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya sama dengan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia sama dengan koefisien reaksinya (fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan).

Contoh :

Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ.

Persamaan termokimianya :

Jika koefisien dikalikan 2, maka harga ∆H reaksi juga harus dikalikan 2.

Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia :

Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.

Ketika persamaan reaksinya dibalik ( mengubah letak reaktan dengan produknya ) maka nilai ∆H tetap sama tetapi tandanya berlawanan.

Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y maka nilai ∆H juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut.

Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya harus dituliskan.

 Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda ∆H atau ∆H298 ).

Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ∆H saja.

Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).

Perubahan entalpi, meliputi :

a)      Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( ∆Hf o ) = kalor pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).

Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan ∆Hf

Catatan :

∆Hf unsur bebas = nol

Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.

Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

b)      Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( ∆Hd o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawamenjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ∆Hd. Satuannya = kJ / mol.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

Contoh :

Diketahui ∆Hf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.

c)      Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( ∆Hc o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ∆Hc. Satuannya = kJ / mol.

d)     Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( ∆Hn o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ∆Hn. Satuannya = kJ / mol.

∆Hn reaksi = -200 kJ

∆Hn NaOH = -200 kJ / 2 mol  =  -100 kJ/mol

∆Hn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol  =  -200 kJ/mol

e)      Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( ∆Hovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ∆Hvap. Satuannya = kJ / mol.

f)       Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( ∆Hofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ∆Hfus. Satuannya = kJ / mol.

g)      Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( ∆Hosub )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ∆Hsub. Satuannya = kJ / mol.

h)      Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( ∆Hosol )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut (umumnya air) pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ∆Hsol. Satuannya = kJ / mol.

Daftar Pustaka

http://artechno02.blogspot.co.id/2016/11/pengertian-energi-bentuk-energi.html

https://yolyolyolanda.wordpress.com/02-kimia/termokimia/

https://www.kompasiana.com/aldihad/reaksi-eksoterm-dan-endoterm_592242ad24afbde41bbc9cc9

https://123xiipa.wordpress.com/category/definisi-termokimia-dan-pengukuran-energi-dalam-reaksi-kimia/

http://elangbiru3004.blogspot.co.id/2010/09/hukum-hess.html

https://diannovitasari.wordpress.com/persamaan-termokimia-2/