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 :
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
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
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
Top 100 CASINO HOTEL EXPERTS - ONE Casino
BalasHapusTop 100 CASINO HOTEL 포커 게임 EXPERTS 벳썸 도메인 - ONE Casino - See our 프라하 사이트 reviews, 텐벳 먹튀 ratings, games, complaints, bonus 룰렛 프로그램 codes & promotions for the top