Bunyi Hukum Hess Termokimia, Contoh Soal, Rumus, Praktikum, Entalpi, Kimia - Entalpi yaitu suatu fungsi keadaan, yang hanya tergantung pada keadaan awal dan selesai dari pereaksi dan hasil reaksi tanpa memperhatikan jalannya perubahan zat pereaksi menjadi hasil reaksi. [1] Pada perhitungan entalpi yang telah dilakukan sebelumnya, entalpi sanggup ditentukan dengan menghitung kalor reaksi pada tekanan tetap. Akan tetapi tidak semua reaksi sanggup diketahui kalor reaksinya secara langsung. Pada tahun 1840, andal Kimia Jerman, Gerrmain Henry Hess, memanipulasi persamaan termokimia untuk menghitung ΔH dalam sebuah aturan yang disebut aturan Hess atau aturan penjumlahan kalor. Ia menyatakan bahwa : [2]
“Jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan entalpi untuk reaksi tersebut sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapan”.
Hukum Hess juga berbunyi :
“Entalpi reaksi tidak tergantung pada jalan reaksi melainkan tergantung pada hasil selesai reaksi”.
Dari Hukum Hess tersebut, perubahan entalpi suatu reaksi mungkin untuk dihitung dari perubahan entalpi reaksi lain yang nilainya sudah diketahui. Hal ini dilakukan agar tidak usah dilakukan eksperimen setiap saat.
Hukum Hess sanggup digambarkan secara skematis sebagai berikut. [3]
Diketahui diagram Hess reaksi A → C
 |
| Gambar 1. Diagram Hess. |
Perubahan A menjadi C sanggup berlangsung 2 tahap.
Tahap I (secara Iangsung)
A → C → ∆H1
Tahap II (secara tidak langsung)
Berdasarkan Hukum Hess maka harga ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
A → B | ∆H2 | |
B → C | ∆H3 | |
A → C | ∆H2 + H3 |
Banyak reaksi sanggup berlangsung berdasarkan dua atau lebih tahapan.
Contoh : [4]
Reaksi karbon dan oksigen untuk membentuk CO2 dapat berlangsung dalam satu tahap (cara langsung) dan sanggup juga dua tahap(cara tidak langsung).
1) Satu tahap: | C(s) + O2(g) → CO2(g) | ∆H = –394 kJ | |
2) Dua tahap: | C(s) + ½ O2(g) → CO(g) | ∆H = –110 kJ | |
CO(g) + O2(g) → CO2(g) | ∆H = –284 kJ | ||
C(s) + O2(g) → CO2(g) | ∆H = –394 kJ |
Hukum Hess sanggup dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi. Diagram siklus untuk reaksi pembakaran karbon pada pola di atas yaitu sebagai berikut:
 |
| Gambar 2. Diagram siklus reaksi pembakaran karbon. |
Dari siklus reaksi di atas, pembakaran karbon sanggup melalui dua lintasan, yaitu lintasan-1 yang pribadi membentuk CO2, sedangkan lintasan-2, mula-mula membentuk CO, kemudian CO2. Jadi, ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
Diagram tingkat energi :
 |
| Gambar 3. Diagram tingkat energi reaksi karbon dengan oksigen membentuk CO2 menurut dua lintasan. |
Hukum Hess ini sanggup dipakai untuk memilih kalor reaksi yang tidak sanggup diketahui secara langsung. Perhatikan pola berikut ini. [2]
Contoh : [5]
Contoh : [5]
½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) | ΔH1 = x kJ = + 33,85 kJ/mol | 1 tahap | |
½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) | ΔH2 = y kJ = + 90,37 kJ/mol | + | 2 tahap |
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g) | ΔH3 = z kJ = – 56,52 kJ/mol | ||
½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) | ΔH1 = ΔH2+ ΔH3 | x = y + z |
Menurut Hukum Hess :
ΔH1 = ΔH2+ ΔH3 atau x = y + z
Contoh Soal : [1]
ΔH1 = ΔH2+ ΔH3 atau x = y + z
 |
| Gambar 4. Perubahan dari N2 g) dan O2 g) menjadi NO(g) disertai dengan perubahan entalpi (ΔH1) sebesar +33,85 kJ/mol, meskipun reaksi ditetapkan dalam satu tahap atau dua tahap, ΔH1 = ΔH2+ ΔH3. |
Tentukan entalpi pembakaran arang menjadi gas karbon dioksida dan uap air.
Jawaban :
Reaksi pembakaran arang sanggup dituliskan sebagai berikut.
C(s) + O2(g) → CO(g)
Tidak semua perubahan entalpi sanggup ditentukan melalui percobaan. Misalnya, reaksi pembakaran karbon (grafit) menjadi karbon monoksida. Perubahan entalpi reaksi pembakaran karbon menjadi CO murni sulit dilakukan alasannya CO gampang terbakar. Jika kita mereaksikan karbon dengan oksigen berlebih, CO akan segera terbakar menjadi CO2. Sedangkan pada jumlah oksigen terbatas akan terbentuk gabungan CO dan CO2. Meskipun demikian, perubahan entalpi pembentukan CO sanggup ditentukan dari perubahan entalpi reaksi yang gampang terjadi. Reaksi yang lebih gampang terjadi yaitu reaksi pembakaran karbon menjadi karbon dioksida dan pembakaran karbon monoksida menjadi karbon dioksida. [6]
Reaksi tersebut belum diketahui nilai entalpinya. Harga entalpi dari reaksi pembakaran arang sanggup ditentukan dengan jalan menggunakan reaksi yang telah diketahui harga entalpinya. Telah diketahui entalpi pembentukan CO2 = –393,5 kJ mol–1 dan entalpi pembakaran CO = –283 kJ mol–1.
Dengan dua data entalpi tersebut, maka berdasarkan aturan Hess entalpi pembakaran karbon menjadi karbon monoksida sanggup dihitung sebagai berikut.
Persamaan termokimia pembentukan karbon dioksida (CO2)
(1) C(s) + O2(g) → CO2(g) = -393,5 kJ/mol
Persamaan termokimia pembakaran karbon monoksida (CO)
(2) CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) AH = -283 kJ/mol
Untuk memperoleh persamaan reaksi pembakaran karbon menjadi karbon monoksida, maka reaksi (2) dibalik kemudian ditambahkan dengan reaksi (6).
C(s) + O2(g) → CO2(g) | ∆H = – 393,5 kJ | |
CO2(g) → CO(g) + ½ O2 | ∆H = + 283 kJ | |
C(s) + O2 (g) + CO2 (g) → CO2 (g) + CO(g) + ½ O2(g) | ∆H = – 110,5 kJ |
Pembuangan dua zat yang sama pada kedua sisi akan menghasilkan persamaan reaksi :
C(s) + ½ O2 (g) → CO(g) ∆H = -110,5kJ
Dari penjumlahan dua tahap reaksi tersebut, perubahan entalpi pembakaran karbon menjadi karbon monoksida sanggup ditentukan dengan mudah, yaitu dengan menjumlahkan perubahan entalpi kedua tahap reaksi yang terjadi. Penentuan perubahan entalpi dengan cara ini ditemukan oleh spesialis kimia Rusia, G.H. Hess (1840). Melalui serangkaian percobaan yang dilakukannya, Hess menyimpulkan bahwa perubahan entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan selesai reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi. Jadi, jikalau suatu reaksi kimia berlangsung melalui beberapa tahap reaksi, maka perubahan entalpi ditentukan dengan menjumlahkan perubahan entalpi setiap tahap. Pernyataan Hess ini dikenal sebagai aturan Hess (atau disebut juga Hukum Penjumlahan Kalor). Penerapan aturan Hess memudahkan dalam memilih perubahan entalpi reaksi yang sulit ditentukan secara percobaan. Persamaan termokimia disusun sedemikian rupa sehingga hasil penjumlahannya merupakan reaksi yang akan ditentukan perubahan entalpinya. Seringkali, beberapa persamaan harus dikalikan dengan koefisien yang cocok untuk memperoleh persamaan termokimia yang dibutuhkan. [6]
Cara perhitungan itu sesuai dengan aturan Hess yang menyatakan bahwa entalpi reaksi yang diserap maupun yang dilepas oleh suatu reaksi tidak tergantung pada jalannya reaksi. Beberapa prinsip perhitungan persamaan termokimia berdasarkan aturan Hess yang harus diperhatikan yaitu :
a. Jika suatu persamaan reaksi harus dibalik, maka ubah tanda ∆H. Contoh,
b. Jika pada penjumlahan reaksi ada zat yang muncul di kedua ruas persamaan dengan fase zat sama, maka zat tersebut sanggup dihilangkan. Contoh :
Perhitungan ∆Hreaksi juga sanggup dilakukan dengan cara menggunakan data dasar kalor reaksi pembentukan standar (∆Hf°). Kalor pembentukan standar merupakan kalor pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Perhatikan persamaan reaksi kesetimbangan umum berikut.
Jadi, secara umum ∆Hreaksi dapat ditentukan dengan rumus :
∆Hreaksi = ∆H°f produk – ∆H°f reaktan
Keterangan :
∆H°f produk : merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat produk.
∆H°f reaktan : merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat reaktan.
Harga ∆Hof beberapa zat disajikan dalam Tabel 1.
Tabel 1. Harga ∆Hof untuk beberapa zat.
Cara perhitungan itu sesuai dengan aturan Hess yang menyatakan bahwa entalpi reaksi yang diserap maupun yang dilepas oleh suatu reaksi tidak tergantung pada jalannya reaksi. Beberapa prinsip perhitungan persamaan termokimia berdasarkan aturan Hess yang harus diperhatikan yaitu :
a. Jika suatu persamaan reaksi harus dibalik, maka ubah tanda ∆H. Contoh,
Reaksi : H2(g) + O2(g) → H2O2(l) ∆H = –187,8 kJ
Dibalik: H2O2(l) → H2(g) + O2(g) ∆H = +187,8 kJb. Jika pada penjumlahan reaksi ada zat yang muncul di kedua ruas persamaan dengan fase zat sama, maka zat tersebut sanggup dihilangkan. Contoh :
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) | ∆H = +241,80 kJ | |
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) | ∆H = –285,85 kJ | |
H2O(l) → H2O(g) | ∆H = –44,05 kJ |
Perhitungan ∆Hreaksi juga sanggup dilakukan dengan cara menggunakan data dasar kalor reaksi pembentukan standar (∆Hf°). Kalor pembentukan standar merupakan kalor pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Perhatikan persamaan reaksi kesetimbangan umum berikut.
aA + bB → cC + dD
∆Hreaksi = (c × C + d × D) – (a × A + b × B)
= ∆H°f produk – ∆H°f reaktanJadi, secara umum ∆Hreaksi dapat ditentukan dengan rumus :
∆Hreaksi = ∆H°f produk – ∆H°f reaktan
Keterangan :
∆H°f produk : merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat produk.
∆H°f reaktan : merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat reaktan.
Harga ∆Hof beberapa zat disajikan dalam Tabel 1.
Tabel 1. Harga ∆Hof untuk beberapa zat.
Zat | ∆Hof (kJ mol-1) | Zat | ∆Hof (kJ mol-1) | Zat | ∆Hof (kJ mol-1) |
Al2O3(s) | –1669,79 | CH3OH(g) | –200,67 | I2(s) | 0 |
BaCO3(s) | –1218,8 | CH3OH(l) | –238,66 | KCl(s) | –435,89 |
B2H6(g) | 31,4 | C2H5OH(l) | –277,65 | MgCl2(s) | –641,83 |
B2O3(s) | –1263,6 | CaCO3(s) | –1207,1 | MgO(s) | –601,83 |
Br(g) | 111,75 | CaO(s) | –635,5 | MnO2(s) | –519,7 |
Br2(g) | 30,71 | Ca(OH)2 (s) | –986,6 | N(g) | 472,71 |
2Br (l) | 0 | CuO(s) | –155,2 | N2(g) | 0 |
BrCl(g) | 14,7 | Cu2O(s) | –166,69 | NH3(g) | –46,19 |
C(g) | 718,39 | Fe2O3(s) | –822,16 | NH4Cl(s) | –315,38 |
C(diamond) | 1,88 | Fe3O4(s) | –1117,13 | NO(g) | 90,37 |
C(grafit) | 0 | H(g) | 217,94 | N2O(g) | 81,55 |
CCl4(g) | –106,7 | H2(g) | 0 | NO2(g) | 33,85 |
CO(g) | –110,54 | HBr(g) | –36,23 | N2O4(g) | 9,67 |
CO2(g) | –393,5 | HCl(g) | –92,30 | NOCl(g) | 52,59 |
CH4(g) | –74,85 | HF(g) | –268,61 | NaCl(s) | –410,99 |
CH2Cl2(g) | –82,0 | HI(g) | 25,94 | O(g) | 247,53 |
C2H2(g) | 226,73 | H2O(g) | –241,84 | O2(g) | 0 |
C2H4(g) | 52,30 | H2O(l) | –285,85 | O3(g) | 142,3 |
C2H6(g) | –84,68 | H2S(g) | –20,17 | PCl3(g) | –306,4 |
C3H8(g) | –103,85 | HCHO(g) | –115,9 | PCl5(g) | –398,9 |
CaSO4(s) | –1432,7 | He(g) | 0 | S8(s) | 0 |
Cl(g) | 121,38 | Hg(g) | 60,84 | SO2(g) | –296,90 |
Cl2(g) | 0 | Hg(l) | 0 | SO3(g) | –395,2 |
C6H6(g) | 82,93 | I(g) | 106,61 | SO2Cl2(l) | –389 |
C6H6(l) | 49,04 | I2(g) | 62,26 | ZnO(s) | –347,98 |
Sumber: General Chemistry Hill J. W, Petrucci R. H, Mc Creary T. W, dan Perry S. S | |||||
Contoh Soal :
Tentukan nilai ∆Hreaksi untuk reaksi penguraian SO3 sesuai persamaan reaksi berikut.
Contoh Soal : [1]
Tentukan nilai ∆Hreaksi untuk reaksi penguraian SO3 sesuai persamaan reaksi berikut.
SO3(g) → SO2(g) + ½ O2(g)
Penyelesaian :
Dari tabel diketahui:
∆H°f SO3 = –395,2 kJ mol-1,
∆H°f SO2 = –296,9 kJ mol-1
∆Hreaksi = ∆H°f produk – ∆H°f reaktan
= {1× (–296,9 kJ mol-1) + ½ × 0} – {1 × (–395,2 kJ mol-1)}
= –296,6 kJ mol-1 + 395,2 kJ mol-1
= +98,6 kJ mol-1
Jadi, penguraian SO3 sebesar +98,6 kJ mol-1.
Contoh Soal : [1]
Karbon membentuk dua jenis : grafit dan intan. Entalpi pembakaran grafit yaitu –3939,5 kJ sedangkan intan –395,4 kJ.
C(grafit) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393.5 kJ
C(intan) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -395.4 kJ
Hitunglah ∆H untuk merubah grafit menjadi intan.
Penyelesaian :
Yang kita inginkan adalah ∆H untuk reaksi :
C(grafit) → C(intan)
C(grafit) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393.5 kJ
CO2(g) → C(intan) + O2(g) ∆H = +395.4 kJ
C(grafit) → C(intan) ∆H = +1.9 kJ
Dengan menggunakan aturan kekekalan energi, kita pun sanggup menggunakannya dalam bentuk diagram energi suatu reaksi. Contoh pembakaran metana untuk menghasilkan gas H2O dan kemudian pengembunan gas H2O untuk keadaan padat. Dalam diagram energi tampak sebagaimana terlihat pada Gambar 5.
 |
| Gambar 5. Diagram perubahan entalpi reaksi pembakaran metana. |
Sehingga, untuk mengetahui entalpi reaksi :
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
Nilainya akan sama dengan ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
untuk mengetahui entalpi reaksi :
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Nilainya akan sama dengan ∆H2 = ∆H1 - ∆H3
untuk mengetahui entalpi reaksi :
2 H2O(g)) → 2 H2O(l)
Nilainya akan sama dengan ∆H3 = ∆H1 - ∆H2
Contoh Soal : [3]
Diketahui diagram siklus Hess
Tentukan entalpi standar pembentukan gas CO2!
Penyelesaian :
Menurut Hukum Hess:
∆H1 = ∆H2 + ∆H3 = –222 + (–566) kJ = –788 kJ
maka ∆Hf° gas CO2 = - (788/2) = –394 kJmol–1
Contoh Soal : [3]
Diketahui diagram tingkat energi sebagai berikut .
Tentukan entalpi standar pembentukan gas CO2!
Jawaban :
Menurut Hukum Hess:
∆H1 = ∆H2 + ∆H3 = –222 + (–566) kJ = –788 kJ
maka ∆Hf° gas CO2 = - (788/2) = –394 kJmol–1
Harga ∆H reaksi sanggup dihitung dengan menggunakan data perubahan entalpi standar pembentukan standar (∆Hf°)
Rumus :
∆Hreaksi = ∆Hproduk – ∆Hreaktan
Contoh soal : [3]
Diketahui :
Tentukan ∆Hc° gas CH4!
Jawaban :
Reaksi yang diminta: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O
= (–965,52 + 79,3) kJ
= –886,22 kJ
Praktikum Penentuan Perubahan Entalpi berdasarkan Hukum Hess [7]
Pada percobaan ini akan diamati ∆H reaksi antara NaOH padat dan larutan HCl 0,5 M dengan dua cara.
Cara 1:
NaOH padat dilarutkan dulu dalam air selanjutnya larutan NaOH tersebut direaksikan dengan larutan HCl.
Cara 2:
NaOH padat pribadi dilarutkan dalam HCl.
Langkah kerja:
Cara 1 :
• Timbang 2 gram NaOH, simpan dalam wadah tertutup. Siapkan 50 mL air, ukur suhunya. Masukkan NaOH tersebut ke dalam air, aduk dan catat suhu maksimumnya. Hitung ∆H reaksi pelarutan NaOH (∆H1).
• Siapkan 50 mL HCl 1 M, ukur suhunya.
• Ukur suhu 50 mL larutan NaOH yang dibentuk sebelumnya.
• Reaksikan larutan NaOH tersebut dengan larutan HCl, catat suhu maksimumnya. Hitung ∆H reaksinya (∆H2).
Cara 2 :
• Timbang 2 gram NaOH, simpan dalam wadah tertutup.
• Siapkan 100 mL larutan HCl 0,5 M, ukur suhunya.
• Reaksikan NaOH padat dengan HCl, catat suhu maksi–
mumnya. Hitung ∆H reaksinya (∆H3).
Pertanyaan:
1. Hitung ∆H1, ∆H2, dan ∆H3 untuk tiap mol NaOH!
2. Tulis persamaan reaksi termokimia pada :
a. pelarutan NaOH padat menjadi larutan NaOH(aq),
b. reaksi netralisasi NaOH(aq) dengan HCl(aq),
c. reaksi netralisasi NaOH(s) dengan HCl(aq).
3. Buat diagram reaksi pada percobaan di atas!
4. Menurut Hukum Hess ∆H1 + ∆H2 = ∆H3
Apakah data percobaanmu sama dengan Hukum Hess? Kalau tidak, sebutkan beberapa faktor penyebabnya!
Dari percobaan di atas kau akan mendapatkan ∆H1 = ∆H2 + ∆H3.
Anda kini sudah mengetahui Hukum Hess. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.
Referensi :
Rumus :
∆Hreaksi = ∆Hproduk – ∆Hreaktan
Contoh soal : [3]
Diketahui :
∆Hf° CH4 = –79,3 kJ
∆Hf° CO2 = –393,52 kJ
∆Hf° H2O = –296,0 kJ
Jawaban :
Reaksi yang diminta: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O
= (–965,52 + 79,3) kJ
= –886,22 kJ
Praktikum Penentuan Perubahan Entalpi berdasarkan Hukum Hess [7]
Pada percobaan ini akan diamati ∆H reaksi antara NaOH padat dan larutan HCl 0,5 M dengan dua cara.
Cara 1:
NaOH padat dilarutkan dulu dalam air selanjutnya larutan NaOH tersebut direaksikan dengan larutan HCl.
Cara 2:
NaOH padat pribadi dilarutkan dalam HCl.
Langkah kerja:
Cara 1 :
• Timbang 2 gram NaOH, simpan dalam wadah tertutup. Siapkan 50 mL air, ukur suhunya. Masukkan NaOH tersebut ke dalam air, aduk dan catat suhu maksimumnya. Hitung ∆H reaksi pelarutan NaOH (∆H1).
• Siapkan 50 mL HCl 1 M, ukur suhunya.
• Ukur suhu 50 mL larutan NaOH yang dibentuk sebelumnya.
• Reaksikan larutan NaOH tersebut dengan larutan HCl, catat suhu maksimumnya. Hitung ∆H reaksinya (∆H2).
Cara 2 :
• Timbang 2 gram NaOH, simpan dalam wadah tertutup.
• Siapkan 100 mL larutan HCl 0,5 M, ukur suhunya.
• Reaksikan NaOH padat dengan HCl, catat suhu maksi–
mumnya. Hitung ∆H reaksinya (∆H3).
Pertanyaan:
1. Hitung ∆H1, ∆H2, dan ∆H3 untuk tiap mol NaOH!
2. Tulis persamaan reaksi termokimia pada :
a. pelarutan NaOH padat menjadi larutan NaOH(aq),
b. reaksi netralisasi NaOH(aq) dengan HCl(aq),
c. reaksi netralisasi NaOH(s) dengan HCl(aq).
3. Buat diagram reaksi pada percobaan di atas!
4. Menurut Hukum Hess ∆H1 + ∆H2 = ∆H3
Apakah data percobaanmu sama dengan Hukum Hess? Kalau tidak, sebutkan beberapa faktor penyebabnya!
Dari percobaan di atas kau akan mendapatkan ∆H1 = ∆H2 + ∆H3.
Anda kini sudah mengetahui Hukum Hess. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.
Referensi :
[1] Fauziah, N. 2009. Kimia 2 : Sekolah Menengan Atas dan MA Kelas XI IPA. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 188.
[2] Partana, C. F. dan A. Wiyarsi. 2009. Mari Belajar Kimia 2 : Untuk SMAXI IPA. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 290.
[3] Harnanto, A dan Ruminten. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 294.
[4] Permana, I. 2009. Memahami Kimia 2 : SMA/MA Untuk Kelas XI, Semester 1 dan 2 Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 194.
[5] Utami, B. A. Nugroho C. Saputro, L. Mahardiani, S. Yamtinah, dan B. Mulyani. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI, Program Ilmu Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 274.
[6] Suwardi, Soebiyanto, dan T. E. Widiasih. 2009. Panduan Pembelajaran Kimia : Untuk SMA/MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 218.
[7] Kalsum, S. P. K. Devi, Masmiami, dan H. Syahrul. 2009. Kimia 2 : Kelas XI Sekolah Menengan Atas dan MA. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 296.
[6] Suwardi, Soebiyanto, dan T. E. Widiasih. 2009. Panduan Pembelajaran Kimia : Untuk SMA/MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 218.
[7] Kalsum, S. P. K. Devi, Masmiami, dan H. Syahrul. 2009. Kimia 2 : Kelas XI Sekolah Menengan Atas dan MA. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 296.
