Yuk belajar kimia

Dibilang susah ya susah sih temen-temen, karena apa ? ya karena banyak banget rumus-rumus kimia yang harus kita hafalkan seperti rumus senyawa dll.. Belum lagi untuk teman-teman skavela jurusan kimia pasti banyak banget kan materi produktif yang sangat bersangkut paut dengan kimia yang harus semuanya kita telan hehe. Ups ups tunggu tunggu, kalian tidak dengan hati sih mempelajari kimia, coba deh kalau kalian memahami dengan hati , huu gak ada yang namanya kimia itu susah, malahan serasa kimia itu uasyuik. Ini nih yang bisa membantu :

Video cara mudah menghafalkan rumus kimia (Hidrokarbon)

https://www.youtube.com/watch?v=nG4bF64MdiE

Kimia Dasar

Kimia Dasar

Stoikiometri

um Diperiksa

Dalam ilmu kimia, stoikiometri (kadang disebut stoikiometri reaksi untuk membedakannya
dari stoikiometri komposisi) adalah ilmu yang mempelajari dan menghitung hubungan
kuantitatif dari reaktan dan produk dalam reaksi kimia (persamaan kimia). Kata ini berasal
dari bahasa Yunani stoikheion (elemen) dan metriā (ukuran).

Stoikiometri didasarkan pada hukum-hukum dasar kimia, yaitu hukum kekekalan massa,
hukum perbandingan tetap, dan hukum perbandingan berganda.

Contoh: 

Tahap Awal Stoikiometri

Di awal kimia, aspek kuantitatif perubahan kimia, yakni stoikiometri reaksi kimia, tidak
mendapat banyak perhatian. Bahkan saat perhatian telah diberikan, teknik dan alat
 percobaan tidak menghasilkan hasil yang benar.

Salah satu contoh melibatkan teori flogiston. Flogistonis mencoba menjelaskan fenomena
 pembakaran dengan istilah “zat dapat terbakar”. Menurut para flogitonis, pembakaran
adalah pelepasan zat dapat etrbakar (dari zat yang terbakar). Zat ini yang kemudian
disebut ”flogiston”. Berdasarkan teori ini, mereka mendefinisikan pembakaran sebaga
i pelepasan flogiston dari zat terbakar. Perubahan massa kayu bila terbakar cocok dengan
 baik dengan teori ini. Namun, perubahan massa logam ketika dikalsinasi tidak cocok
 dengan teori ini. Walaupun demikian flogistonis menerima bahwa kedua proses
 tersebut pada dasarnya identik. Peningkatan massa logam terkalsinasi adalah
merupakan fakta. Flogistonis berusaha menjelaskan anomali ini dengan menyatakan
bahwa flogiston bermassa negatif.

Di akhir abad 18, kimiawan Jerman Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) menemukan
 konsep ekuivalen (dalam istilah kimia modern ekuivalen kimia) dengan pengamatan teliti
 reaksi asam/basa, yakni hubungan kuantitatif antara asam dan basa dalam reaksi netralisasi.
Ekuivalen
 Richter, atau yang sekarang disebut ekuivalen kimia, mengindikasikan sejumlah
 tertentu materi dalam reaksi. Satu ekuivalen dalam netralisasi berkaitan dengan
hubungan antara sejumlah asam dan sejumlah basa untuk mentralkannya.
Pengetahuan yang tepat tentang ekuivalen sangat penting untuk menghasilkan
sabun dan serbuk mesiu yang baik. Jadi, pengetahuan seperti ini sangat penting secara praktis.

Pada saat yang sama Lavoisier menetapkan hukum kekekalan massa,
dan memberikan dasar konsep ekuivalen dengan percobaannya yang akurat
dan kreatif. Jadi, stoikiometri yang menangani aspek kuantitatif reaksi kimia
menjadi metodologi dasar kimia. Semua hukum fundamental kimia, dari hukum
kekekalan massa, hukum perbandingan tetap sampai hukum reaksi gas semua
didasarkan stoikiometri. Hukum-hukum fundamental ini merupakan dasar teori
atom, dan secara konsisten dijelaskan dengan teori atom. Namun, menarik untuk
dicatat bahwa, konsep ekuivalen digunakan sebelum teori atom dikenalkan.

Massa Atom Relatif

Dalton mengenali bahwa penting untuk menentukan massa setiap atom karena
 massanya bervariasi untuk setiap jenis atom. Atom sangat kecil sehingga tidak
mungkin menentukan massa satu atom. Maka ia memfokuskan pada nilai relatif
massa dan membuat tabel massa atom (gambar 1.3) untuk pertamakalinya dalam
sejarah manusia. Dalam tabelnya, massa unsur teringan, hidrogen ditetapkannya satu
sebagai standar (H = 1). Massa atom adalah nilai relatif, artinya suatu rasio tanpa dimensi.
Walaupun beberapa massa atomnya berbeda dengan nilai modern, sebagian besar nilai-nilai
 yang diusulkannya dalam rentang kecocokan dengan nilai saat ini. Hal ini menunjukkan bahwa
 ide dan percobaannya benar.

Kemudian kimiawan Swedia Jons Jakob Baron Berzelius (1779-1848) menentukan massa
atom dengan oksigen sebagai standar (O = 100). Karena Berzelius mendapatkan nilai ini
 berdasarkan analisis oksida, ia mempunyai alasan yang jelas untuk memilih oksigen
sebagai standar. Namun, standar hidrogen jelas lebih unggul dalam hal kesederhanaannya.
Kini, setelah banyak diskusi dan modifikasi, standar karbon digunakan. Dalam metoda ini,
massa karbon 12C dengan 6 proton dan 6 neutron didefinisikan sebagai 12,0000. Massa
 atom dari suatu atom adalah massa relatif pada standar ini. Walaupun karbon telah
 dinyatakan sebagai standar, sebenarnya cara ini dapat dianggap sebagai standar 
hidrogen yang dimodifikasi.

Soal Latihan 1.1 Perubahan massa atom disebabkan perubahan standar.
Hitung massa atom hidrogen dan karbon menurut standar Berzelius (O = 100).
Jawablah dengan menggunakan satu tempat desimal.

Jawab.

Massa atom hidrogen = 1 x (100/16) = 6,25 (6,3), massa atom karbon = 12 x (100/16)=75,0

Massa atom hampir semua unsur sangat dekat dengan bilangan bulat, yakni kelipatan
 bulat massa atom hidrogen. Hal ini merupakan kosekuensi alami fakta bahwa
massa atom hidrogen sama dengan massa proton, yang selanjutnya hampir
sama dengan massa neutron, dan massa elektron sangat kecil hingga dapat
 diabaikan. Namun, sebagian besar unsur yang ada secara alami adalah
campuran beberapa isotop, dan massa atom bergantung pada distribusi
 isotop. Misalnya, massa atom hidrogen dan oksigen adalah 1,00704 dan
15,9994. Massa atom oksigen sangat dekat dengan nilai 16 agak sedikit lebih kecil.

Contoh Soal 1.2 Perhitungan massa atom. Hitung massa atom magnesium
dengan menggunakan distribsui isotop berikut: 24Mg: 78,70%; 25Mg: 10,13%, 26Mg: 11,17%.

Jawab:

0,7870 x 24 + 0,1013 x 25 +0,1117 x 26 = 18,89+2,533+2,904 = 24,327(amu; lihat bab 1.3(e))

Massa atom Mg = 18,89 + 2,533 + 2,904 =24.327 (amu).

Perbedaan kecil dari massa atom yang ditemukan di tabel periodik (24.305) hasil dari
 perbedaan cara dalam membulatkan angkanya.

hitunglah massa dari gas metana 1,23 liter diukur pada suhu 25c dan tekanan 1 atm

Kimia Stoikiometri

Hallo Kimia Holic CHEMISTRY FOR PEACE NOT FOR WAR okey !!

PERHITUNGAN KIMIA (STOIKIOMETRI)

PERHITUNGAN KIMIA (STOIKIOMETRI)

A. Penentuan Volume Gas Pereaksi dan Hasil Reaksi

Pertanyaan yang timbul setelah Gay Lussac mengemukakan hukum
perbandingan volume dapat dipecahkan oleh seorang ahli fisika Italia yang
bernama Amadeo Avogadro pada tahun 1811.
Menurut Avogadro:

”Gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada suhu dan tekanan yang
sama, akan memiliki jumlah molekul yang sama pula”.

Oleh karena perbandingan volume gas hidrogen, gas oksigen, dan uap air
pada reaksi pembentukan uap air = 2 : 1 : 2 maka perbandingan jumlah molekul
hidrogen, oksigen, dan uap air juga 2 : 1 : 2. Jumlah atom tiap unsur tidak
berkurang atau bertambah dalam reaksi kimia. Oleh karena itu, molekul gas
hidrogen dan molekul gas oksigen harus merupakan molekul dwiatom,
sedangkan molekul uap air harus merupakan molekul triatom.
Perbandingan volume gas dalam suatu reaksi sesuai dengan koefisien reaksi
gas-gas tersebut. Hal ini berarti bahwa, jika volume salah satu gas diketahui,
volume gas yang lain dapat ditentukan dengan cara membandingkan koefisien
reaksinya.
Contoh:
Pada reaksi pembentukan uap air.
2H2(g) + O2(g) –> 2H2O(g)

Jika volume gas H2 yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm sebanyak 10 L volume gas O2 dan H2O pada tekanan dan suhu yang sama dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut.
Volume H2 : Volume O2 = Koefisien H2 : Koefisien O2

B. Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif

Setelah ditemukan peralatan yang sangat peka di awal abad XX, para ahli kimia melakukan percobaan tentang massa satu atom. Sebagai contoh, dilakukan percobaan untuk mengukur.
1. massa satu atom H = 1,66  –>  10–24 g
2. massa satu atom O = 2,70  –>  10–23 g
3. massa satu atom C = 1,99  –>  10–23 g
Dari data di atas dapat dilihat bahwa massa satu atom sangat kecil. Para ahli sepakat menggunakan besaran Satuan Massa Atom (sma) atau Atomic Massa Unit (amu) atau biasa disebut juga satuan Dalton. Pada materi struktur atom,
Anda telah mempelajari juga bahwa atom sangatlah kecil, oleh karena itu tidak mungkin menimbang atom dengan menggunakan neraca.

1. Massa Atom Relatif (Ar)

Para ahli menggunakan isotop karbon C–12 sebagai standar dengan massa atom relatif sebesar 12. Massa atom relatif menyatakan perbandingan massa rata-rata satu atom suatu unsur terhadap 1/12 massa atom C–12. Atau dapat dituliskan:
1 satuan massa atom (amu) = 1/12 massa 1 atom C–12

Contoh:
Massa atom rata-rata oksigen 1,33 kali lebih besar dari pada massa atom karbon –12.
Maka: Ar O = 1,33 –> Ar C–12
= 1,33  –> 12
= 15,96
Para ahli membandingkan massa atom yang berbeda-beda, menggunakan skala massa atom relatif dengan lambang ”Ar”.

Para ahli memutuskan untuk menggunakan C–12 atau isotop 12C karena mempunyai kestabilan inti yang inert dibanding atom lainnya. Isotop atom C–12 mempunyai massa atom 12 sma. Satu sma sama dengan 1,6605655 x
10–24 g. Dengan digunakannya isotop 12C sebagai standar maka dapat ditentukan massa atom unsur yang lain.
Massa atom relatif suatu unsur (Ar) adalah bilangan yang menyatakan

perbandingan massa satu atom unsur tersebut dengan 1/12 massa satu atom C–12.

ArX = ( massa atom rata – rata X ) / ( 1/2 massa atom karbon – 12 )

Tabel  Massa Beberapa Isotop

Contoh Soal

Jika diketahui massa 1 atom oksigen 2,70 x 10–23 g, berapakah Ar atom O jika
massa atom C 1,99 x 10–23 g?
Jawab:

Besarnya harga Ar juga ditentukan oleh harga rata-rata isotop tersebut. Sebagai contoh, di alam terdapat 35Cl dan 37Cl dengan perbandingan 75% dan 25% maka Ar Cl dapat dihitung dengan cara:
Ar Cl = (75% x 35) + (25% x 37) = 35,5
Ar merupakan angka perbandingan sehingga tidak memiliki satuan. Ar dapat dilihat pada Tabel Periodik Unsur (TPU) dan selalu dicantumkan dalam satuan soal apabila diperlukan

2. Massa Molekul Relatif (Mr)

Molekul merupakan gabungan dari beberapa unsur dengan perbandingan tertentu. Unsur-unsur yang sama bergabung membentuk molekul unsur, sedangkan unsur-unsur yang berbeda membentuk molekul senyawa. Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau
senyawa terhadap 1/12 x massa atom C–12. Secara matematis dapat dinyatakan:

Contoh Soal :

C. Konsep Mol dan Tetapan Avogadro

Apabila Anda mereaksikan satu atom karbon (C) dengan satu molekul oksigen (O2) maka akan terbentuk satu molekul CO2. Tetapi sebenarnya yang Anda reaksikan bukan satu atom karbon dengan satu molekul oksigen, melainkan sejumlah besar atom karbon dan sejumlah besar molekul oksigen. Oleh karena jumlah atom atau jumlah molekul yang bereaksi begitu besarnya maka untuk menyatakannya, para ahli kimia menggunakan ”mol” sebagai satuan jumlah partikel (molekul, atom, atau ion).

Satu mol didefinisikan sebagai jumlah zat yang mengandung partikel zat itu sebanyak atom yang terdapat dalam 12,000 g atom karbon –12.

Jadi, dalam satu mol suatu zat terdapat 6,022 x 1023 partikel. Nilai 6,022 x 1023 partikel per mol disebut sebagai tetapan Avogadro, dengan lambang L atau N. Dalam kehidupan sehari-hari, mol dapat dianalogikan sebagai ”lusin”. Jika lusin
menyatakan jumlah 12 buah, mol menyatakan jumlah 6,022 x 10 23 partikel zat. Kata partikel pada NaCl, H2O, dan N2 dapat dinyatakan dengan ion dan molekul, sedangkan pada unsur seperti Zn, C, dan Al dapat dinyatakan dengan atom.

Perhatikan tabel berikut!
Tabel  Jumlah Partikel dalam Beberapa Zat

Rumus kimia suatu senyawa menunjukkan perbandingan jumlah atom yang ada dalam senyawa tersebut.
Tabel  Perbandingan Atom-Atom dalam H2SO4

Contoh Soal

1. Massa Molar (Mr)

Massa satu mol zat dinamakan massa molar (lambang Mr). Besarnya massa molar zat adalah massa atom relatif atau massa molekul relatif zat yang dinyatakan dalam satuan gram per mol.

Massa molar = Mr atau Ar zat (g/mol)

Perhatikan contoh pada tabel berikut!
Tabel  Massa Molar Beberapa Zat

Massa suatu zat merupakan perkalianmassa molarnya (g/mol) dengan mol zat tersebut (n). Jadi hubungan mol suatu zat dengan massanya dapat dinyatakan sebagai berikut.

Secara matematis, dapat dinyatakan sebagai berikut.
Massa molar = massa : mol
Massa = mol x Mr/Ar (massa molar)

2. Volume Molar (Vm)

Volume satu mol zat dalam wujud gas dinamakan volume molar, yang dilambangkan dengan Vm.
Berapakah volume molar gas? Bagaimana menghitung volume sejumlah tertentu gas pada suhu dan tekanan tertentu?
Avogadro dalam percobaannya mendapat kesimpulan bahwa 1 L gas oksigen pada suhu 0° C dan tekanan 1 atm mempunyai massa 1,4286 g, atau dapat dinyatakan bahwa pada tekanan 1 atm:

Maka, berdasarkan hukum Avogadro dapat disimpulkan:
1 mol gas O2 = 22,4 L

Sesuai dengan hukum Avogadro yang menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas yang sama mengandung jumlah molekul yang sama atau banyaknya mol dari tiap-tiap gas volumenya sama. Berdasarkan hukum tersebut berlaku volume 1 mol setiap gas dalam keadaan standar (suhu 0° C dan tekanan 1 atm) sebagai berikut.
Volome gas dalam keadaan standar = 22,4 L

Contoh soal

Berapa volume gas CO2 yang massanya 22 g (Ar : C = 12, O = 16) jika diukur pada
tekanan 1 atm?
Jawab:
Mr CO2 = 44Berapa volume gas CO2 yang massanya 22 g (Ar : C = 12, O = 16) jika diukur pada
tekanan 1 atm?
Jawab:
Mr CO2 = 44

3. Volume Gas pada Keadaan Tidak Standar
Perhitungan volume gas tidak dalam keadaan standar (non-STP) digunakan dua pendekatan sebagai berikut.
a. Persamaan gas ideal
Dengan mengandaikan gas yang akan diukur bersifat ideal, persamaan yang menghubungkan jumlah mol (n) gas, tekanan, suhu, dan volume
yaitu:
Hukum gas ideal : P . V = n . R . T

Di mana:
P = tekanan (satuan atmosfir, atm)
V = volume (satuan liter, L)
n = jumlah mol gas (satuan mol)
R = tetapan gas (0,08205 L atm/mol K)
T = suhu mutlak (°C + 273,15 K)

b. Dengan konversi gas pada suhu dan tekanan yang sama
Menurut hukum Avogadro, perbandingan gas-gas yang jumlah molnya sama memiliki volume sama. Secara matematis dapat dinyatakan sebagai berikut.

V1/V2 =n1/n2

Di mana:
n1 = mol gas 1 V1 = volume gas 1
n2 = mol gas 2 V2 = volume gas 2

4. Molaritas (M)
Banyaknya zat yang terdapat dalam suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan konsentrasi larutan yang dinyatakan dalam molaritas (M). Molaritas menyatakan banyaknya mol zat dalam 1 L larutan. Secara matematis dinyatakan sebagai berikut.

Di mana:
M            = molaritas (satuan M)
massa = dalam satuan g
Mr          = massa molar (satuan g/mol)
V             = volume (satuan mL)

D. Rumus Molekul dan Kadar Unsur dalam Senyawa
Perbandingan massa dan kadar unsur dalam suatu senyawa dapat ditentukan dari rumus molekulnya.

1. Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul
Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masingmasing unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka indeks.
Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan rumus molekul.
”Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atomatom
dari unsur-unsur yang menyusun senyawa”.
”Rumus molekul, rumus yamg menyatakan jumlah atom-atom dari
unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa”.

Rumus Molekul = ( Rumus Empiris )n
Mr Rumus Molekul = n x (Mr Rumus Empiris
n = bilangan bulat
Penentuan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa dapat ditempuh dengan langkah berikut.
1. Cari massa (persentase) tiap unsur penyusun senyawa,
2. Ubah ke satuan mol,
3. Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris,
4. Cari rumus molekul dengan cara: (Mr rumus empiris)n = Mr rumus molekul, n dapat dihitung,

5. Kalikan n yang diperoleh dari hitungan dengan rumus empiris.

2. Suatu senyawa terdiri dari 60% karbon, 5% hidrogen, dan sisanya nitrogen. Mr senyawa itu = 80 (Ar : C = 12 ; H = 1 ; N = 14). Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa itu!
Jawab:
Persentase nitrogen = 100% – ( 60% + 5% ) = 35%.
Misal massa senyawa = 100 g
Maka massa C : H : N = 60 : 5 : 35
Perbandingan mol C : mol H : mol N = 5 : 5 : 2,5 = 2 : 2 :1
Maka rumus empiris = (C2H2N)n. (Mr rumus empiris)n = Mr rumus molekul
(C2H2N)n        = 80
(24 + 2 + 14)n = 80
40n = 80
n = 2
Jadi, rumus molekul senyawa tersebut = (C2H2N)2 = C4H4N2.

2. Menentukan Rumus Kimia Hidrat (Air Kristal)
Hidrat adalah senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H2O). Rumus kimia senyawa kristal padat sudah diketahui. Jadi pada dasarnya penentuan rumus hidrat merupakan penentuan jumlah molekul air kristal (H2O) atau nilai x. Secara umum, rumus hidrat dapat ditulis sebagai berikut.
Rumus kimia senyawa kristal padat: x . H2O
Sebagai contoh garam kalsium sulfat, memiliki rumus kimia CaSO4 . 2H2O, artinya dalam setiap satu mol CaSO4 terdapat 2 mol H2O.

Contoh Soal

1. Sebanyak 5 g tembaga (II) sulfat hidrat dipanaskan sampai semua air kristalnya menguap. Massa tembaga (II) sulfat padat yang terbentuk 3,20 g. Tentukan rumus hidrat tersebut! (Ar : Cu = 63,5 ; S = 32 ; O = 16 ; H = 1)
Jawab:
Langkah-langkah penentuan rumus hidrat:
a. Misalkan rumus hidrat CuSO4 . x H2O.
b. Tulis persamaan reaksinya.
c. Tentukan mol zat sebelum dan sesudah reaksi.
d. Hitung nilai x, dengan menggunakan perbandingan mol CuSO4 : mol
H2O.
CuSO4 . xH2O(s) –> CuSO4(s) + xH2O
5 g 3,2 g 1,8 g
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = 0.02 : 0,10.
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = 1 : 5.
Jadi, rumus hidrat dari tembaga(II) sulfat yaitu CuSO4 . 5H2O.

3. Hitungan Kimia
Penentuan jumlah pereaksi dan hasil reaksi yang terlibat dalam reaksi harus diperhitungkan dalam satuan mol. Artinya, satuan-satuan yang diketahui harus diubah ke dalam bentuk mol. Metode ini disebut metode pendekatan mol.

4. Pereaksi Pembatas
Di dalam suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat-zat pereaksi yang dicampurkan tidak selalu sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti bahwa ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dahulu.
Pereaksi demikian disebut pereaksi pembatas. Bagaimana hal ini dapat terjadi?
X + 2Y –> XY2

Reaksi di atas memperlihatkan bahwa menurut koefisien reaksi, satu mol zat X membutuhkan dua mol zat Y. Gambar di atas menunjukkan bahwa tiga molekul zat X direaksikan dengan empat molekul zat Y. Setelah reaksi berlangsung, banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya dua molekul dan satu molekul tersisa. Sementara itu, empat molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat Y ini disebut pereaksi pembatas. Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak bersisa di akhir reaksi.

Dalam hitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan dengan cara membagi semua mol reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang mempunyai nilai hasil bagi terkecil merupakan pereaksi pembatas.

contoh soal

Diketahui reaksi sebagai berikut S(s) + 3F2(g) –> SF6(g).
Jika direaksikan 2 mol S dengan 10 mol F2, tentukan:
a. Berapa mol SF6 yang terbentuk?
b. Zat mana dan berapa mol zat yang tersisa?
Jawab:
S + 3F2 –> SF6
Dari koefisien reaksi menunjukkan bahwa 1 mol S membutuhkan 3 mol F2. Kemungkinan yang terjadi sebagai berikut.
a. Jika semua S bereaksi maka F2 yang dibutuhkan:

Hal ini memungkinkan karena F2 tersedia 10 mol.

b. Jika semua F2 habis bereaksi maka S yang dibutuhkan:

Hal ini tidak mungkin terjadi, karena S yang tersedia hanya 2 mol.
Jadi, yang bertindak sebagai pereaksi pembatas adalah S!
Banyaknya mol SF6 yang terbentuk = x mol S.
a. Mol SF6 = 1 x 2 mol = 2 mol
b. Zat yang tersisa F2, sebanyak = 10 mol – 6 mol = 4 mol F2

Video Kimia Dasar

Basic Chemistry
KLIK aja bro !!
Video Basic Chemistry