BAB VIII

KESETIMBANGAN KIMIA

A. Keadaan Kesetimbangan

Fakta menunjukkan bahwa banyak reaksi yang dapat berlangsung

secara reversibel atau bolak balik.

Misalnya campuran antara Nitrogen, N2 dan hidrogen, dengan

perbandingan 1 : 3 pada suhu kamar tidak dapat berlangsung, tetapi bila

campuran tersebut dipanaskan pada 200oC dan tekanan 30,4 kPa serta adanya

katalisator ternyata N2 dan H2 dapat bereaksi dengan cepat membentuk NH3.

N2(g) 3H2(g) + 3NH3(g)

Demikian juga pada suhu kamar NH3 tidak dapat diuraikan N2 dan H2,

tetapi NH3 dipanaskan 200oC dan tekanan 30,4 kPa serta adanya katalisator

akan teruraikan menjadi N2 dan H2.

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)

berdasarkan hasil percobaan baik reaksi antara N2 dan H2 maupun

peruraian NH3 pada kondisi tersebut konsentrasi reaktan dan produk menjadi

konstan setelah campuran mengandung 67,6% NH3 dan 32,4% terdiri dari N2

dan H2. Kemudian timbul pertanyaan apakah kedua reaksi tersebut berhenti

setelah campuran mengandung NH3 sebanyak 67,6%?.

Mengingat bahwa pada suhu dan tekanan tersebut N2 dan H2 dapat

bereaksi menjadi NH3 dan sebaliknya NH3 juga dapat terurai menjadi N2 dan

H2, fakta tersebut menunjukkan bahwa reaksi antara N2 dan H2 pada kondisi

tertentu dapat berlangsung bolak balik. Hal ini dapat diterangkan bahwa pada

reaksi antara N2 dan H2 mula-mula berlangsung cepat dan konsentrasi N2 dan

H2 makin berkurang, sedang konsentrasi NH3 makin bertambah. Oleh karena

itu NH3 yang terbentuk mula-mula akan terurai kembali dengan lambat dan

lama kelamaan menjadi cepat hingga pada suatu saat setelah campuran

mengandung NH3 sebanyak 67,6% kecepatan terbentuknya NH3 sama dengan

kecepatan terbentuknya kembali N2 dan H2 sehingga banyaknya masing-

masing komponen menjadi tetap.

163

Demikian juga pada fakta kedua, kecepatan terurainya NH3 mula-mula

cepat tetapi lama kelamaan makin berkurang karena konsentrasi NH3 makin

berkurang. Sebaliknya N2 dan H2 yang terbentuk makin banyak, maka N2 dan

H2 akan bereaksi kembali membentuk NH3 dengan kecepatan yang makin

bertambah. Pada suatu saat kecepatan terurainya NH3 sama dengan kecepatan

terbentuknya kembali NH3 sehingga banyaknya masing-masing komponen

menjadi tetap.

Jadi reaksi tersebut dapat berlangsung bolak-balik atau reversibel yang

pada suatu ketika kecepatan terbentuknya produk sama dengan kecepatan

terbentuknya kembali reaktan, sehingga konsentrasi produk dan reaktan

kelihatan tetap.

Suatu reaksi kimia dimana kecepatan terbentuknya produk sama

dengan kecepatan terbentuknya kembali reaktan dikatakan reaksi tersebut

dalam keadaan setimbang.

Hubungan antara kecepatan reaksi dan waktu pada sistem

kesetimbangan kimia N2(g) + 3H2(g) 2NH2(g) dapat digambarkan sebagai

berikut:

Gambar .8.1. Hubungan antara kecepatan dan waktu reaksi

3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

B. Hukum Kesetimbangan san Tetapan Kesetimbangan

Harga tetapan kesetimbangan suatu reaksi kimia ditentukan dari hasil

percobaan. Misalnya tetapan kesetimbangan reaksi:

3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

164

Kec

epat

an

3H2 + N2 2NH3

2NH3 3H2 + N2

Waktu

Ditentukan dengan mencapurkan N2 dan H2 dengan berbagai

perbandingan pada suhu 500oC. Dari hasil percobaan diketahui bahwa setelah

reaksi tersebut mencapai kesetimbangan konsentrasi masing-masing gas

seperti tertera pada tabel berikut:

Tabel 1. Hasil reaksi kesetimbangan

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) pada 500oC

PercobaanKonsentrasi (mol dm-3)

(H2) (N2) (NH3)

1

2

3

4

5

1,150

0,500

1,35

2,43

1,47

0,70

1,00

1,15

1,85

0,750

1,23 x 10-2

8,66 x 10-2

4,12 x 10-2

1,27

3,76 x 10-2

5,98 x 10-2

6,00 x 10-2

6,00 x 10-2

6,08 x 10-2

5,93 x 10-2

Rata-rata 66,00 x 10-2

Sumber: Brady J.E dan Humiston, G.R, General Chemistry Principle and

Structure, 1986, hal. 513.

Data tersebut menunjukkan bahwa konsentrasi NH3 pangkat dua

dibagi dengan hasil kali konsentrasi N2 dan konsentrasi H2 pangkat tiga pada

berbagai percobaan pada suhu tetap adalah tetap.

Berdasarkan data tersebut dapat disimpulkan bahwa pada reaksi

kesetimbangan yang berlangsung pada suhu tetap hasil kali konsentrasi

produk pangkat koefisien reaksi dibagi dengan hasil kali reaktan pangkat

koefisien reaksi mempunyai harga yang tetap.

Untuk reaksi secara umum:

aA + bB cC + dD

Pada keadaan setimbangan dapat dinyatakan:

Persamaan tersebut disebut hukum kesetimbangan dan karena KC pada

suhu yang tetap harganya tetap maka disebut ketetapan kesetimbangan.

165

Untuk reaksi pada fase gas banyaknya reaktan dan produk dapat

dinyatakan dengan tekanan parsial, karena tekanan parsial sebanding dengan

konsentrasi molar maka untuk reaksi tersebut dinyatakan:

PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)

1. Hubungan KC dan KP

Untuk gas ideal berlaku PV = nRT.

Karena = kosentrasi, maka jika

Konsentrasi = = C, sehingga

P = CRT

Untuk reaksi:

aA + bB cC + dD

Apabila A, B, C dan D dianggap gas ideal, maka:

KP = KC x (RT)(c+d) – (a-b)

atau

KP = KC x (RT) ng

dimana:

ng = jumlah koefisien produk-jumlah koefisien reaktan pada fase

gas

Misalnya untuk reaksi:

166

H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)

KP = KC

2. Makna tetapan kesetimbangan

Secara kuatitatif tetap kesetimbangan dapat ditentukan dengan

percobaan. Salah satu cara yaitu dengan mengukur konsentrasi reaktan

dan produk pada suhu tertentu.

Sebaliknya tanpa mengukur besarnya konsentrasi reaktan maupun

produk jika harga KC dan KP untuk reaksi kesetimbangan tertentu pada

suhu tertentu diketahui, harga tersebut secara kualitatif dapat memberikan

informasi apakah reaksi tersebut berlangsung secara sempurna. Misalnya

untuk reaksi:

2H2O(g) 2H2(g) + O2(g)

Pada suhu 25oC mempunyai harga KC = 1,1.10-81. Harga KC

tersebut menunjukkan bahwa pada suhu 25oC H2O(g) yang terurai sangat

tak terhingga sedikitnya, sehingga jumlah produk sangat jauh lebih kecil

daripada reaktan atau boleh dikatakan pada suhu 25oC H2O(g) tidak

mengalami peruraian.

Sedangkan untuk reaksi:

2SO2(g) + O2(g) 2SO2(g)

Pada suhu 25oC mempunyai harga KC = 7,0.1023. harga KC tersebut

menunjukkan bahwa pada suhu 25oC SO2 dapat bereaksi sempurna dengan

O2 membentuk SO3.

C. Termodinamika dan kesetimbangan kimia

Secara teoritis reaksi kimia dapat berlangsung ke arah balik, namun

gaya penggerak reaksi dapat cenderung untuk menuju ke suatu arah saja

karena ke arah balik sangat tak terhingga kecilnya sehingga tidak dapat

diukur. Gaya penggerak reaksi kimia disebut perubahan energi bebas yang

menyertai reaksi tersebut. Jadi perubahan energi bebas yang menyertai suatu

167

reaksi kimia merupakan ukuran kecenderungan ke arah mana reaksi tersebut

akan berlangsung.

Menurut hukum Termodinamika suatu proses akan berjalan secara

spontan apabila perubahan energi bebasnya (G) adalah negatif.

Hubungan antara perubahan antara energi bebas (Go) dengan posisi

kesetimbangan kimia dapat digambarkan sebagai berikut:

Gambar tersebut menunjukkan bahwa pada posisi kesetimbangan

energi bebas reaktan sama dengan bebas produk, sehingga perubahan energi

bebas (G) = 0.

Gambar 8.2. Hubungan Go dengan posisi kesetimbangan

Kemudian hubungan antara G dengan kesetimbangan dapat dijabarkan

sebagai berikut:

G = Go + RT ln Q

Dimana Q untuk reaksi fase gas adalah hasil kali tekanan parsial produk

pangkat koefisien reaksi dengan hasil kali parsial reaktan pangkat

koefisien reaksi, sedang untuk reaksi dalam larutan Q adalah hasil kali

konsentrasi produk pangkat koefisien reaksi dengan hasil kali konsentrasi

reaktan pangkat koefisien reaksi.

Untuk reaksi secara umum:

aA + bB cC + dD

168

Go

Berlangsungnya reaksi

Produk Reaktan

Posisi Kesetimbangan

G

T

G =

Pada saat kesetimbangan reaktan dan produk mempunyai energi bebas

sama atau G = 0, sehingga:

0 =

Go =

Karena pada saat kesetimbangan:

= KP

Maka:

Go = RT ln KP

Untuk larutan dalam larutan:

Go = RT ln KC

Harga KP dan KC pada persamaan tersebut disebut tetapan kesetimbangan

termodinamika.

Contoh soal:

a. Tentukan harga tetapan kesetimbangan termodinamika untuk reaksi:

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

Pada suhu 25oC jika diketahui Go NO(g) = 86,8 kJ mol-1 dan Go

f

NO2(g) = 51,9 kJ mol-1

Penyelesaian:

Pada keadaan setimbang

Go = RT ln KP

Go = 2Gof NO2(g) - 2Go

f NO(g) - 2Gof O2(g)

Go = 2 mol x 51,9 kJ mol-1 - 2 mol x 86,8 kJ mol-1

Go = -69,8 kJ

ln KP =

169

ln KP = 28,2

KP = 1,866 x 1012

Harga KP yang jauh lebih besar daripada 0 tersebut juga menunjukkan

bahwa reaksi pada suhu 25oC NO beraksi sempurna dengan O2

membentuk NO2.

b. Apabila pada reaksi kesetimbangan

2NO2(g) N2O4(g)

Ho = -56,9 kJ dan So = -175 JoK-1

Tentukan harga Kp pada suhu 125oC!

Penyelesaian:

Menurut hukum termodinamika pada suhu 25oC

Go = Ho - TSo

pada suhu selain 25oC dinyatakan:

G’ = H’ - TS’

Karena harga H dan S sedikit sekali terpengaruh oleh suhu, maka

dengan asumsi bahwa H dan S tidak tergantung pada suhu H’ =

Ho dan S’ = So sehingga:

Go = Ho - TSo

G’ = -56900 J – (398 oK)(-175 JoK-1)

G’ = 12750 J

ln KP =

ln KP =

KP = 2,12 x 10-1

Harga KP tersebut lebih kecil dari 1 menunjukkan bahwa pada suhu

125oC reaksi tersebut cenderung berlangsung ke arah terbentuknya

NO2.

170

D. Kesetimbangan Heterogen

Reaksi kesetimbangan yang telah dibahas sebelumnya adalah

merupakan kesetimbangan homogen karena zat terselibat dalam reaksi

tersebut mempunyai fase sama. Suatu sistem kesetimbangan kimia di mana

zat-zat yang terlibat dalam reaksi mempunyai fase yang berbeda disebut

sistem kesetimbangan heterogen.

Misalnya reaksi dekomposisi NaHCO3(g) merupakan kesetimbangan

sebagai berikut:

2NaHCO3(g) Na2CO3(s) + CO2(s) + CO2(g) + H2O(g)

Hukum kesetimbangan reaksi tersebut dapat dijabarkan sebagai berikut:

Karena konsentrasi Na2 CO3(s) dan NaHCO3(s) tetap maka:

Atau

(CO2(g))(H2O(g)) x (RT)+2

Jadi pada kesetimbangan heterogen harga tetapan kesetimbangan tidak

mengekspresikan zat dalam fase padat.

Apabila kesetimbangan dinyatakan dengan KP

KP = PCO2(g) x PH2O(g)

Atau

KP = (CO2(g)) (H2O(g)) x (RT)+2

Contoh soal:

Tentukan harga KC dan KP untuk kesetimbangan

H2O(g) H2O(g)

Pada suhu 25oC, jika tekanan uap air di udara pada suhu 25oC = 3,17 kPa.

Penyelesaian:

171

KP = P H2O(g) = 3,17 kPa

KC = KP x (RT)-ng

KC = 3,17 kPa x (8,314 dm3 kPa mol-1 oK-1) (298oK-1)

KC = 1,28 x 10-3 mol dm-3

Contoh kesetimbangan heterogen yang lain:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

C(s) + O2(g) 2CO(g)

CuSO4.5H2O(s) CuSO4.3H2O(s) + 2H2O(g)

Pada suhu 25oC dekomposisi CuSO4.5H2O mengalami kesetimbangan pada

tekanan 7,8 mmHg. Karena tekanan uap air di udara sekitar 8 – 12 mmHg,

maka jika hidrat tersebut dibiarkan di udara tidak akan kehilangan air, tetapi

sebaliknya CuSO4.3H2O dibiarkan di udara akan mengikat uap air di udara

sehingga mencapai kesetimbangan.

E. Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kesetimbangan Kimia

Menurut prinsip Chatelier apabila pada sistem kesetimbangan dinamis

ada daktor yang mempengaruhi maka untuk mengurangi pengaruh tersebut,

sistem kesetimbangan akan berubah hingga mencapai kesetimbangan kembali.

1. Pengaruh perubahan konsentrasi reaktan atau produk

Misalnya pada sistem kesetimbangan:

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

Setiap perubahan konsentrasi reaktan maupun konsentrasi reaktan

terhadap kesetimbangan tersebut akan menyebabkan sistem menjadi tidak

setimbang, sehingga akan terjadi pergeseran kesetimbangan hingga sistem

menjadi setimbang kembali.

Apabila ke dalam sistem kesetimbangan tersebut ditambahkan H2

maka I2 dalam sistem akan bereaksi dengan H2 hingga HI menjadi lebih

banyak. Setelah terjadi kesetimbangan kembali konsentrasi HO menjadi

lebih besar dari semula, oleh karena itu dapat dikatakan bahwa

172

penambahan konsentrasi reaktan pada sistem kesetimbangan tersebut

menyebabkan kesetimbangan bergeser ke arah kanan atau ke arah produk.

Sebaliknya apabila ke dalam sistem tersebut ditambahkan HI maka

kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri atau ke arah reaktan.

Pengaruh perubahan konsentrasi terhadap sistem kesetimbangan

kimia ditinjau dari hukum kesetimbangan dapat diterangkan sebagai

berikut:

Misalnya untuk sistem kesetimbangan:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Apabila ke dalam sistem tersebut ditambah SO2 maka (SO2(g))

menjadi lebih besar, sehingga apabila setelah ditambah SO2:

Maka :

KC’ < KC

Karena pada suhu tetap harga KC juga tetap maka agar KC’ = KC

konsentrasi SO2 harus diperkecil atau kesetimbangan digeser ke arah

pembentukan SO3.

Proses demineralisasi dan remineralisasi Ca5(PO4)3OH(s) yang

terdapat pada email gigi merupakan salah satu contoh penggunaan hukum

de Chatelier.

Pada gigi yang sehar terdapat kesetimbangan zat seperti di atas,

tetapi apabila gigi mengabsorbsi dan gula mengalami fermentasi, maka

kesetimbangan akan terganggu karena H+ akan beraksi dengan OH-

membentuk H2O dan ion PO43- akan menyebabkan HPO4

2. Berkurangnya

173

demineralisasi

remineralisasi

Ca5(PO4)3OH(s) 5Ca2+(aq) + 3PO4

3-(aq) + OH-

(aq)

ion OH- dan ion PO43- akan menyebabkan Ca5(PO4)3OH- yang larut

lebih banyak, sehingga gigi menjadi rusak. Fluorida dapat mencegah

kerusakan gigi karena dapat menggantikan OH- dalam Ca5(PO4)3OH

terbentuknya Ca5(PO4)3F, sangat resisten terhadap asam.

2. Pengaruh perubahan suhu

Telah dijelaskan bahwa harga tetapan kesetimbangan adalah tetap

pada suhu tetap, sehingga perubahan suhu dapat mempengaruhi sistem

kesetimbangan.

Berdasarkan prinsip de Chatelier apabila dalam sistem

kesetimbangan suhu dinaikkan maka kesetimbangan akan bergeser ke arah

bagian yang menyerap panas.

Misalnya apda isstem ksetimbangan:

N2(g) + 2O2(g) 2NO(g) – 10 ,397 kJ

Apabila suhu dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah

pembentukan NO.

Secara umum apabila pada sistem kesetimbangan endoterms suhu

dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah terbentuknya produk,

sebaliknya bila pada kesetimbangan eksoterm suhu dinaikkan

kesetimbangan akan bergeser ke arah reaktan.

Hubungan antara tetapan kesetimbangan dengan suhu dapat

dinyatakan dengan persamaan:

Untuk reaksi yang berlangsung eksoterm misalnya:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Ho = -92 kJ

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Ho = -198 kJ

Kenaikkan suhu akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke

arah kiri. Atau harga K akan turun jika suhu naik sedang untuk reaksi

endotermis harga K akan naik jika suhu dinaikkan.

Contoh soal:

174

Perubahan entalpi standar, Ho pada reaksi berikut:

2NO2(g) + O2(g) 2NO2(g)

Adalah –113 kJmol-1 dan tetapan kesetimbangan pada suhu 25oC =

1,6.1012. tentukan harga KP pada suhu 125oC.

Penyelesaian:

KP = 1,9254 x 10-8

3. Pengaruh perubahan tekanan dan volume

Pada suhu tetap perubahan volume sistem akan menyebabkan

perubahan tekanan. Menurut hukum Boyle kenaikan tekanan eksternal

sistem akan menyebabkan volume sistem berkurang.

Karena tekanan gas disebabkan oleh tumbukan molekul-molekul

gas terhadap dinding vesel, maka bila jumlah molekul lebih banyak

tekanan akan lebih besar.

Sehingga pada kesetimbangan:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Apabila tekanan gas diperbesar kesetimbangan akan bergeser ke

arah kanan (ke arah yang jumlah molekulnya leih kecil). Atau bila para

kesetimbangan kimia volume dikecilkan kesetimbangan akan bergeser ke

arah yang jumlah molekulnya lebih kecil. Secara matematika dapat

dibuktikan akan sistem kesetimbangan seperti berikuti:

N2(g) + I2(g) 2HI(g)

175

Baik perubahan tekanan maupun perubahan volume tidak akan

merubah letak kesetimbangan.

4. Pengaruh penambahan katalisator

Pada bab sebelumnya dijelaskan bahwa pengaruh katalisator pada

reaksi kimia adalah menurunkan energi pengaktivan atau mengurangi

rintangan energi yang harus dilampaui agar reaksi berlangsung lebih cepat.

Pada sistem kesetimbangan adanya penambahan katalisator tidak

mempengaruhi posisi kesetimbangan, melainkan hanya mempercepat

tercapainya kesetimbangan.

F. Beberapa Contoh Perhitungan

1. Pada suhu 25oC suatu campuran kesetimbangan:

N2(g) O4 2NO2(g)

Tentukan harga: KP, KC dan Go 298.

Bila pada saat kesetimbangan tekanan total = 85,5 kPa dan tekanan parsial

N2O4 = 57,0 kPa.

Penyelesaian:

a. Tekanan parsial NO2 = PNO2 = Ptotal - PN2O4

= 14,25 kPa

b. KC = KP x (RT)-ng = KP x (RT)-1

KC = 5,75 x 10-3 mol dm-3

c. Pada saat kesetimbangan G = 0, sehingga:

Go = -RT ln KP

Go = -8,314 k Pa dm3 mol-1K-1 x (298oK) ln 14,25

176

Go = -8,314 k Pa dm3 mol-1 x 298 ln 14,25

Go = -2477,572 k Pa dm3 mol-1 x ln 14,25

Go = -6582,306 k Pa dm3 mol-1

Go = -6,582 kJ

2. Suatu sistem kesetimbangan kimia

H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g)

Pada suhu 750oC mempunyai harga KC = 0,771. Bila 1 mol H2 dan

1 mol CO2 dimasukkan dalam vesel yang volumenya 5,0 dm3 kemudian

dibiarkan beraksi, tentukan konsentrasi masing-masing komponen pada

keadaan setimbang.

Penyelesaian:

Misalnya perubahan konsentrasi H2 = x M

Konsentrasi

Mula-mula

Perubahan

Konsentrasi

Konsentrasi

Kesetimbangan

(H2(g)) 0,2 M x M (0,2 – x) M

(CO2(g)) 0,2 M x M (0,2 – x) M

(CO(g)) 0 x M x M

(H2O(g)) 0 x M x M

=

KC = 0,771

x -0,87807 x + 0,175614

x = 0,0935

Jadi pada saat kesetimbangan

(CO(g)) = 9,35.10-2 M

177

(H2O(g)) = 9,35.10-2 M

(H2(g)) = 1,065.10-1 M

(CO2(g)) = 1,065.10-1 M

3. Dalam ruang yang volumenya 1 dm3 pada suhu 25oC terdapat

kesetimbangan:

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

Dengan konsentrasi pada kesetimbanga:

(H2) = 0,001 M

(I2) = 0,025 M

(HI) = 0,022 M

Tentukan konsentrasi H2, I2 dan HI yang baru bila ke dalam sistem tersebut

ditambahkan 0,0005 mol I2!

Penyelesaian:

Konsentrasi

Mula-mula

Perubahan

Konsentrasi

Konsentrasi

Kesetimbangan

(H2(g)) 0,001 M x M (0,001 – x) M

(I2(g)) (0,025+0,0065)M x M (0,0255 – x) M

(HI(g)) 0,022 M x M (0,022 + 2 x) M

Setelah kesetimbangan yang baru KC harus = 19,36.

Sehingga:

0,000484 + 0,088 + 4x2 = 19,36 (x2 – 0,0265x + 0,0000255)

0,000484 + 0,088 x + 4x2 = 19,36 x2 – 0,51304 + 0,00049368

15,36 x2 – 0,60104 x + 0,00000968 = 0

x2 – 0,0391 x + 0,00000063 = 0

178

x1 = 0,039085 (tidak mungkin)

x2 = 0,000015

Setelah tercapai kesetimbangan yang baru:

(H2(g)) = (0,001 – 0,000015) = 0,000985 M

(I2(g)) = (0,0255 – 0,000015) = 0,025485 M

(HI(g)) = (0,022 – 0,000030) = 0,02203 M

179

DAFTAR PUSTAKA

Brady, J.E Dan G.E. Humiston, General Chemistry Priciples And Structure. John Wiley & Sons, New York, 1986.

Hiskia Achmad. Wujud Zat Cair dan Kesetimbangan. ITB, Bandung. 1983.

____________, Stokiometri Energitika Kimia. ITB, Bandung. 1983.

Keenan, Kleinfelter. University Chemistry. Addison Wesley Publishing, Inc, Amsterdam.

Mahan, B.H. University Chemistry. Addison Wesley Publishing. Company, Amsterdam, 1976.

Narsito, dkk. Kimia Dasar. FPMIPA-UGM, Yogyakarta. 1986.

Partington. J.J, MBE Dsc Em Prof. A Text Book Of In Organic Chemistry. Mac Millan And Co, Limt, London, 1953.

Pudjaatmaka. A.H. Kimia Untuk Universitas. Terjemahan, Penerbit Erlangga, Jakarta. 1989.

Sandi Setiawan. Theory Of Everything. Andi Offset, Yogyakarta. 1991.

Satya Prakash Et All. Advanched In Organic Chemistry. S Chand & Company, Ltd, New Delhi, 1980.

180