PPT Kimia kelas 11

2. Kualitas Bensin

• Kualitas bensin ditentukan berdasarkan bilangan oktan atau
angka oktan.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• Semakin tinggi bilangan oktan, semakin bagus kualitas
bensin.

Bilangan oktan bensin dapat ditingkatkan dengan beberapa
cara berikut.
a. Memperbanyak kadar isooktana dalam bensin.
b. Menambahkan zat aditif ke dalam bensin, seperti etanol
pada proses blending.
c. Perengkahan termal yang menghasilkan heksena.
d. Meningkatkan kualitas bensin dengan metode reforming.
e. Polimerisasi.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Dampak Pembakaran Bahan Bakar

logam berat Timbal gas CO karboksi-
→ berbahaya hemoglobin

iritasi mata Hidro- Hasil gas SOx membentuk
dan karbon pembakaran
bahan bakar asam sulfat
gangguan (HC) ↓
saluran
pernapasan hujan asam

gas CO2 gas NOx membentuk

efek rumah asam nitrat
kaca ↓

hujan asam

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

BAB

III Termokimia

A. Perubahan Kalor
Reaksi Kimia

B. Perubahan Entalpi
Standar (∆H°)

C. Penentuan
Perubahan Entalpi

Reaksi

Kompres instan coldpack merupakan penerapan

sekaligus pemanfaatan reaksi termokimia dalam

kehidupan sehari-hari. Kembali ke daftar isi

A. Perubahan Kalor Reaksi Kimia

1. Interaksi Sistem
dan Lingkungan

2. Entalpi (H) dan
Perubahan
Entalpi (∆H)

3. Reaksi Eksoterm
dan Endoterm

4. Persamaan
Termokimia

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Interaksi Sistem dan Lingkungan

a.Sistem terbuka b.Sistem tertutup c.Sistem terisolasi

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Entalpi (H) dan Perubahan Entalpi (∆H)

Entalpi (H) adalah energi kalor yang dilepaskan atau diserap oleh sistem
pada tekanan tetap.

Besarnya entalpi sukar diukur, hanya ∆H = ∆Hakhir – ∆Hawal
perubahan entalpi (∆H) yang dapat
ditentukan nilainya.

Perubahan entalpi bergantung pada keadaan
awal dan keadaan akhir sistem.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Reaksi Eksoterm dan Endoterm
Jenis Reaksi Termokimia

reaksi endoterm reaksi eksoterm

contoh: reaksi pembakaran metanol contoh: proses fotosintesis

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Reaksi Eksoterm Reaksi Kimia

1. Terjadi perpindahan kalor Reaksi Endoterm
dari sistem ke lingkungan. 1. Terjadi perpindahan kalor

2. ∆Hhasil reaksi < ∆Hpereaksi dari lingkungan ke sistem.
3. ∆H < 0 (negatif) 2. ∆Hhasil reaksi > ∆Hpereaksi
3. ∆H > 0 (positif)

4. T2 > T1 4. T2 < T1
Contoh: fermentasi glukosa Contoh: pelarutan urea dalam

air

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

4. Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi kimia yang penulisannya disertai
dengan perubahan entalpi (∆H) reaksi.

a. Persamaan termokimia ditulis dengan menyertakan perubahan entalpi (∆H) dan

fase senyawa atau unsur yang terlibat dalam reaksi kimia, seperti gas (g), padat (s),
cairan murni (l), dan larutan (aq).

C2H2(g) + 2½O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g) ∆H = –142 kJ

b. Apabila arah reaksi kimia dibalik, besar perubahan entalpinya (∆H) sama, tetapi
tandanya berubah.

2CO2(g) + H2O(g) → C2H2(g) + 2½O2(g) ∆H = +142 kJ

a. Apabila koefisien-koefisien reaksi kimia dikalikan dengan faktor pengali a, nilai
perubahan entalpi juga dikalikan dengan faktor pengali tersebut.

2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = –284 kJ

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

B. Perubahan Entalpi Standar (∆H°)

Perubahan Entalpi Perubahan Entalpi

Pembentukan Standar (Hf) Penguraian Standar ( H  )
d

contoh: contoh:

½N2(g) + 3/2H2(g) → NH3(g) NaCl(s)→ Na(s) + ½Cl2(g)
= –46,1 kJ mol–1 
H  H d = +176,6 kJ mol–1
f

Perubahan Entalpi Perubahan Entalpi

Pembakaran Standar ( H  ) Netralisasi Standar ( H  )
c n

contoh: contoh:

Mg(s) + ½O2(g)→ MgO(s) NaOH(aq) + HCl(aq)
= –601,7 kJ mol–1
H  → NaCl(aq) + H2O(l)
c 
H n = –890,4 kJ mol–1

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

B. Perubahan Entalpi Standar (∆H°)

Perubahan Entalpi Perubahan Entalpi
Penguapan Standar ( H)vap
Pelarutan Standar (H sol)

contoh: contoh:

HHv2aOp =(l)+4→4 H2O(g) NaOH(s)→ Na+(aq) + OH－(aq)
kJ mol–1 H 
sol = –6,01 kJ mol–1

Perubahan Entalpi  Perubahan Entalpi
fus
Peleburan Standar (H ) Sublimasi Standar ( H )

sub

contoh: contoh:

H  H2O(s) → H2O(l) H2O(s) → H2O(g)
fus = –6,01 kJ mol–1  mol–1
H sub = –50,01 kJ

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

contoh soal

Perhatikan reaksi pembentukan air berikut!

Tentukan perubahan entalpi reaksi penguraian 1 mol H2O!

Penyelesaian

Persamaan tersebut menunjukkan reaksi pembentukan 2 mol air. Reaksi
penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan.
Jadi, reaksi penguraian H2O ditulis sebagai berikut.

Reaksi penguraian 2 mol air memerlukan kalor sebesar 472 kJ. Reaksi
penguraian1 mol air

Dengan demikian, penguraian 1 mol air memerlukan kalor sebesar 236 kJ.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

C. Penentuan Perubahan Entalpi Reaksi (∆H)

1 Menggunakan Kalorimeter

2 Berdasarkan Data Perubahan Entalpi
Pembentukan Standar (∆Hf°)

C. Penentuan Perubahan 3 Berdasarkan Hukum Hess
Entalpi Reaksi (∆H)

4 Berdasarkan Energi Ikatan

5 Perubahan Entalpi (∆H) Pembakaran Bahan Bakar

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Menggunakan Kalorimeter adalah alat untuk
Kalorimeter mengukur perubahan kalor dalam
suatu reaksi kimia.

Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan dengan

menggunakan persamaan berikut.

∆H = –(qlarutan + qkalorimeter)
Oleh karena qkalorimeter terlalu kecil → diabaikan)

atau kalorimeter bomb

keterangan:

∆H = perubahan entalpi c = kalor jenis (J g-1 oC-1)

q = jumlah kalor (joule) C = kapasitas kalor (J oC-1)

m = massa zat (g) ∆T = perubahan suhu (oC)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

contoh soal

Penyelesaian soal termokimia berkaitan dengan kalorimeter

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Berdasarkan Perubahan entalpi dihitung dengan cara menentukan selisih
entalpi pembentukan standar antara produk dengan
Data Perubahan pereaksi (reaktan).

Entalpi Pembentukan
Standar (∆Hf°)

∆Hf°
senyawa

pada

suhu
25º∆C
dan

tekanan 1

atm.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

contoh soal

Perhatikan data entalpi pembentukan standar (∆Hf°) beberapa senyawa sebagai
berikut.

Jika diketahui ∆H pembakaran gas C4H8 = –a kJ mol–1, tentukan entalpi pembentukan
standar dari gas C4H8!

Penyelesaian

Persamaan termokimia pembakaran C4H8 sebagai berikut.
C4H8(g) + 6O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O(g) ∆H = a kJ mol–1
∆H = ∆Hf°produk – ∆Hf°pereaksi
∆H = (4 × ∆Hf°CO2(g) + 4 × ∆Hf°H2O(g)) – (∆Hf°C4H8(g) + 6 ×∆Hf°O2(g))
–a= {(4 × b) + (4 × c)} – (∆Hf°C4H8 + 6 × 0))
–a= 4b + 4c – ∆Hf°C4H8
∆Hf°C4H8 = 4b + 4c + a
Jadi, ∆Hf°C4H8 = (a + 4b + 4c) kJ mol–1

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Berdasarkan Beberapa reaksi kimia berlangsung melalui beberapa
Hukum Hess tahap.
Setiap tahap menurut Germain Henry Hess, perubahan
entalpi keseluruhan reaksi adalah jumlah perubahan
entalpi dari setiap tahap reaksi.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

contoh soal

Penyelesaian soal termokimia berkaitan dengan hukum Hess

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

4. Berdasarkan Perubahan entalpi (∆H) dapat ditentukan dari selisih
Energi Ikatan energi ikatan rata-rata antara pereaksi dengan produk.

energi energi
ikatan atomisasi

energi
disosiasi

energi ikatan
rata-rata

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

contoh soal

Diketahui energi ikatan rata-rata sebagai berikut.

DC – C = 348 kJ mol–1
DC = C = 614 kJ mol–1
DH – H = 436 kJ mol–1

Hitunglah energi ikatan (C – H) menurut reaksi:

C2H6(g) → C2H4(g) + H2(g) ∆H = +124 kJ mol–1

Penyelesaian

∆H = ΣD(Energi pemutusan ikatan pereaksi) – ΣD(Energi penggabungan produk)
∆H = (6DC − H + DC – C) – (4DC − H + DC = C + DH – H)

∆H = (2DC – H + DC – C) – (DC = C + DH – H)
124 kJ mol–1 = (2DC – H + 348 kJ mol–1) – (614 kJ mol–1 + 436 kJ mol–1)
(124 kJ mol–1 + 1.050 kJ mol–1 = (2DC – H) + 348 kJ mol–1
2DC – H = 826 kJ mol–1
DC – H = 413 kJ mol–1

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

5. Perubahan Pembakaran merupakan reaksi eksoterm karena
Entalpi (∆H) menghasilkan kalor.
Pembakaran
Bahan Bakar Reaksi pembakaran

Reaksi pembakaran sempurna
C8H18(g) + 12½O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(g) ∆H = –5.460 kJ mol–1

Reaksi pembakaran sempurna
C8H18(g) + 12½O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(g) ∆H = –5.460 kJ mol–1

Bahan bakar menghasilkan kalor yang berbeda-beda sesuai
dengan kandungan senyawa di dalamnya.

Kalor pembakaran dapat dihitung dari data energi ikatan
rata-rata senyawa-senyawa yang menyusun bahan bakar.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Kalor Pembakaran Bahan Bakar: Bensin dan Elpiji

Energi ikatan rata-rata sebagai berikut.
DC – C = 348 kJ mol–1
DC – H = 413 kJ mol–1
DO = O = 495 kJ mol–1
DC = O = 799 kJ mol–1
DO – H = 463 kJ mol–1

• Bensin
Kalor pembakaran 1 liter bensin dengan bilangan oktan 90 (diasumsikan sebagai
perbandingan isooktana dan n-heptana). Massa jenis bensin = 0,7 g cm–3 dan reaksi
pembakaran bensin terjadi secara sempurna dalam fase gas.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• Kalor Pembakaran isooktana dan n-heptana dalam bensin

Jadi, kalor pembakaran sempurna 1 liter bensin
= (–27.984,56 kJ) + (–3.117,1 kJ) = –31.101,66 kJ.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• Elpiji
Tabung elpiji berisi berat bersih 3 kg gas elpiji. Gas elpiji dianggap terdiri atas 60%
propana dan 40% butana. Pembakaran elpiji dianggap sebagai pembakaran sempurna.

Jadi, kalor pembakaran sempurna 3 kg elpiji
= (–82.740,7 kJ) + (–77.014,35) kJ = –86.423,4 kJ.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

BAB

IV Laju Reaksi

A. Kemolaran dan
Pengertian Laju Reaksi

B. Teori Tumbukan dan
Faktor-Faktor

yang Mempengaruhi
Laju Reaksi

Roti mengembang karena adanya ragi (yeast) yang
merupakan biokatalis.

Kembali ke daftar isi

1. Kemolaran

(M)

A. Kemolaran 2. Pengertian
dan Laju Reaksi

Pengertian (v)
Laju Reaksi

3. Persamaan
Laju Reaksi

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Kemolaran (M)

Cepat lambatnya reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor, di antaranya
konsentrasi zat yang bereaksi.

Konsentrasi biasa dinyatakan Kemolaran larutan yang dibuat
dalam molaritas. dari padatan (kristal) murni yang
dilarutkan ke dalam pelarut.

Keterangan: Keterangan:
M = molaritas (mol L-1)
n = mol (mol) m = massa zat terlarut (gram)
V = volume (L)
Mr = massa molekul relatif zat
terlarut (gram mol-1)

V = volume larutan (mL)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Kemolaran (M)

Kemolaran larutan dengan konsentrasi tertentu dari larutan pekatnya,
dihitung dengan rumus pengenceran

Keterangan:
M1 = molaritas larutan mula-mula (mol L–1)
V1 = volume larutan mula-mula (mL)
M2 = molaritas larutan akhir (mol L–1)
V2 = volume larutan akhir (mL)

Kemolaran larutan jika hanya diketahui kadar dan massa jenisnya
dihitung menggunakan rumus berikut

Keterangan:
M = molaritas (mol L–1)
ρ = massa jenis (mol mL–1)

% massa = kadar zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat terlarut

Molaritas campuran larutan dihitung menggunakan rumus berikut.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Pengertian Laju Reaksi (v)

Laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi reaktan atau
produk setiap satuan waktu.

v   dC

dt

Keterangan: grafik perubahan konsentrasi pereaksi dan produk
v = laju reaksi (M s-1) terhadap waktu
d[C] = perubahan konsentrasi (M)
dt = perubahan waktu (s)

Jika diketahui persamaan reaksi:
P + Q → PQ
Maka:

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Persamaan Laju Reaksi

Laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan yang ditentukan berdasarkan
konsentrasi awal setiap zat, dipangkatkan orde reaksinya.
Jika diketahui persamaan reaksi :

aA + bB → cC + dD

Laju reaksinya dapat dirumuskan:

v  kAm Bn

Keterangan: m = orde reaksi terhadap zat A
v = laju reaksi (M s-1) n = orde reaksi terhadap B
k = tetapan laju reaksi m + n = order reaksi total
[A] = konsentrasi zat A (mol L-1)
[B] = konsetrasi zat B (mol L-1)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

CONTOH SOAL

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Reaksi kimia dapat B. Teori Tumbukan
berlangsung apabila dan Faktor-Faktor
terjadi tumbukan yang Memengaruhi
antarmolekul.
Laju Reaksi
Tumbukan

Makin banyak jumlah materi, tumbukan
antarmateri makin sering terjadi

Zat baru dapat dihasilkan dari tumbukan yang berlangsung
sempurna. Tumbukan sempurna dinamakan tumbukan efektif

Tumbukan yang menghasilkan reaksi adalah tumbukan yang antarpartikelnya
mempunyai energi lebih besar daripada energi pengaktifan.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

B. Teori Tumbukan 3. Penafsiran Grafik
dan Faktor-Faktor Faktor-Faktor
yang Memengaruhi
yang Memengaruhi
Laju Reaksi Laju Reaksi

1. Faktor-Faktor yang 2. Peranan Katalis dalam
Memengaruhi Makhluk Hidup
Laju Reaksi dan Industri

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Makin besar konsentrasi Suhu dinaikkan  energi kinetik
pereaksi bertambah  gerakan
makin banyak jumlah partikel
pereaksi  tumbukan efektif makin acak dan cepat 
makin banyak terjadi  reaksi
tumbukan efektif makin
berlangsung makin cepat banyak terjadi  reaksi

berlangsung makin cepat

Konsentrasi Luas Suhu Katalis
Permukaan

1. Faktor-Faktor Luas permukaan zat makin Katalis dapat
yang Memengaruhi besar  singgungan mempercepat laju
reaksi tanpa ikut
Laju Reaksi antarpereaksi makin
besar  tumbukan efektif bereaksi, yaitu
makin banyak  laju reaksi dengan menurun-

meningkat kan energi
pengaktifan.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Enzim amilase dalam 2. Peranan Katalis Dalam industri pembuatan
air liur yang memecah dalam Makhluk Hidup asam sulfat digunakan
amilum menjadi katalis vanadium pentaoksida
maltosa dan Industri
Pada pembuatan margarin
dari minyak kelapa digunakan
katalis nikel.

Pembuatan asam nitrat melalui
proses Ostwald digunakan katalis
platinum-rodium

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Grafik pengaruh
konsentrasi
terhadap laju
reaksi

Grafik pengaruh 3. Penafsiran Grafik
konsentrasi Faktor-Faktor yang
terhadap laju Memengaruhi Laju
reaksi Reaksi

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Grafik pengaruh
suhu terhadap
laju reaksi

Grafik pengaruh 3. Penafsiran Grafik
katalis terhadap Faktor-Faktor yang
laju reaksi Memengaruhi Laju
Reaksi

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

BAB

V Reaksi Kesetimbangan

A. Reaksi Kimia, Kesetimbangan
Kimia, dan Tetapan Kesetimbangan

B. Pergeseran Kesetimbangan dan
Faktor-Faktor yang Memengaruhinya

C. Hubungan Kuantitatif Antara
Pereaksi dan Hasil Reaksi

Email gigi mengalami reaksi kesetimbangan.
Makanan asam menyebabkkan lapisan email gigi
menipis sehingga pasta gigi bersifat basa.

Kembali ke daftar isi

1. Reaksi
Kimia

A. Reaksi Kimia, 2. Kesetimbangan
Kesetimbangan Kimia, Kimia

dan Tetapan
Kesetimbangan

3. Tetapan
Kesetimbangan

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Reaksi
Kimia

Reaksi Irreversible Reaksi Reversible

1. Persamaan reaksi ditulis dengan 1. Persamaan reaksi ditulis

satu anak panah ke arah produk dengan dua anak panah dengan

atau kanan (→). arah berlawanan (⇌).

2. Reaksi akan berhenti setelah salah 2. Reaktan bereaksi membentuk
satu atau semua reaktan habis.
produk dan produk dapat
3. Produk tidak dapat bereaksi kembali bereaksi kembali menjadi
menjadi reaktan.
reaktan.
4. Reaksi berlangsung
3. Reaksi ke arah produk disebut
tuntas/berkesudahan.
reaksi maju, sedangkan reaksi

Contoh: ke arah reaktan disebut reaksi
KOH(aq) + HCl(aq) → KCl(aq) + H2O(l) balik.

Contoh: 2NH3(g) ⇌ N2(g) + 3H2(g)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Kesetimbangan Ciri-Ciri Kesetimbangan Kimia
Kimia a. Reaksi berlangsung dua arah dan dalam ruang tertutup.
b. Laju reaksi ke kiri = laju reaksi ke kanan.
c. Tidak terjadi perubahan makroskopis, tetapi terjadi perubahan

mikroskopis.

(a) Pada saat setimbang konsentrasi produk ([A]) lebih besar daripada konsentrasi

reaktan ([A2]).
(b) Pada saat setimbang konsentrasi produk ([A]) lebih kecil daripada konsentrasi

reaktan ([A2]).
(c) Pada saat setimbang konsetrasi produk ([A]) sama dengan konsentrasi reaktan

([A2]).

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

a b

Kesetimbangan Kesetimbangan
Homogen Heterogen

a. H2(g) + Cl2(g) ⇌ 2HCl(g)
b. 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g)
c. NH4OH(aq) ⇌ NH4+(aq) + OH–(aq)

a. C(s) + H2O(g) ⇌CO(g) + H2(g)
b. Ca(HCO3)2(s) ⇌CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
c. HCO3–(aq) + H2O(l) ⇌CO32–(aq) + H3O+(aq)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Tetapan Guldberg dan Waage:
Kesetimbangan ”Dalam keadaan setimbang pada suhu tertentu, hasil kali
konsentrasi produk dibagi hasil kali konsentrasi pereaksi
yang ada dalam sistem kesetimbangan yang masing-masing
dipangkatkan dengan koefisiennya mempunyai harga
tetap.”

Hasil bagi tersebut disebut tetapan kesetimbangan Kc

Reaksi: H2 (g) + I2 (g) 2HI(g)

Tetapan kesetimbangan: K   HI2 
H2 I2

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Reaksi Kesetimbangan B. Pergeseran
dalam Tubuh Manusia Kesetimbangan
dan Faktor-Faktor
yang Memengaruhinya

1. Asas Le Chatelier 4. Reaksi Kesetimbangan
dalam Kehidupan
2. Reaksi Kesetimbangan Sehari-hari
dalam Industri

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Asas ”Apabila dalam suatu kesetimbangan
Le Chatelier dilakukan tindakan (aksi) maka sistem

kesetimbangan tersebut akan
mengadakan reaksi sehingga pengaruh

reaksi tersebut dapat diperkecil”

Sistem AKSI
setimbang REAKSI

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Konsentrasi zat ditambah, Jika volume sistem diperbesar,
kesetimbangan geser dari tekanan menurun (kecil) sehingga
arah zat tersebut. Konsen- reaksi kesetimbangan bergeser
trasi zat dikurang, kesetim-
bangan geser ke arah zat ke koefisien yang besar
tersebut.

a. Perubahan Konsentrasi b. Perubahan Volume
dan Tekanan

2. Faktor yang
mempengaruhi
kesetimbangan

d. Pengaruh katalis c. Perubahan Suhu

Katalis mempercepat Suhu diturunkan, kesetimbangan
tercapainya keadaan bergeser ke reaksi eksoterm.

setimbang Suhu dinaikkan, kesetimbangan
bergeser ke reaksi endoterm.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

N2(g) + 3H2(g) ⇌2NH3(g) ∆H = –92 kJ S(s) + O2(g) → SO2(g)
4FeS(s) + 7O2(g) ⇌2Fe2O3(s) + 4SO2(g)

Pembuatan Amonia 3. Reaksi Pembuatan Asam Sulfat
Kesetimbangan Pembuatan Gas Klorin
Pembuatan Asam Nitrat dalam Industri

4NH3(g) + 5O2(g) ⇌4NO(g) + 6H2O(l) 2HCl(g) + ½O2(g) ⇌H2O(g) + Cl2(g)
∆H = –907 kJ ∆H = –x kJ

2NO(g) + O2(g) ⇌2NO2(g) ∆H = –114 kJ Kembali ke awal bab
3NO2(g) + H2O(l) ⇌2HNO3(aq) + NO(g)

Kembali ke daftar isi

4. Reaksi Kesetimbangan dalam Tubuh Manusia

Kesetimbangan dalam mulut

Pengaturan pH darah

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab