KD Pembelajaran Kimia Kelas XII
3.4 Menganalisis proses yang terjadi dalam sel Volta dan
menjelaskan kegunaannya
4.4 Merancang sel Volta dengan menggunakan bahan di
sekitar
3.6 Menerapkan stoikiometri reaksi redoks dan hukum
Faraday untuk menghitung besaran-besaran yang terkait sel elektrolisis
4.6 Menyajikan rancangan prosedur penyepuhan benda dari
logam dengan ketebalan lapisan dan luas tertentu
A.
Tujuan Pembelajaran
Setelah kegiatan pembelajaran 1 ini
diharapkan Anda dapat:
1.
Mengidentifikasi susunan sel
Volta dan prinsip kerja sel volta
2.
Menghitung potensial sel
berdasarkan data potensial standar
3.
Mengidentifikasi susunan sel
elektrolisis dan prinsip kerja sel
elektrolisis
4.
Menggunakan prissip
stoikiometri dan hukum Faraday dalam menghitung besaran-besaran terkait sel
elektrolisis
B. Uraian Materi
SEL
VOLTA
Ø Fenomena Sel Volta
Sebelum membahas terkait tentang apa itu sel
volta, pada keseharian kita banyak dijumpai benda yang merupakan pengaplikasian
dari sel volta, diantaranya ialah smartphone, laptop, jam dinding dan
lain-lain. Barang-barang elektronik tersebut memiliki batu baterai yang merupakan salah satu benda bermuatan listrik
yang menggunakan pengaplikasian dari sel volta.
Ø Pengertian Sel Volta
Sel volta adalah salah satu sel elektrokimia
yang yang didalamnya terjadi perubahan dari reaksi kimia menjadi arus listrik.
Ø Rangkaian Sel Volta
Pada rangkaian tersebut, dapat terlihat bagan sel volta
berdasarkan hubungan antara elektrolit A dan elektrolit B yang dihubungkan
dengan jembatan garam. Dua buah elektroda yang terpasang, berfungsi untuk
disambungkan dengan voltmeter, yang fungsinya mengukur beda potensial listrik
yang ada.
Berdasarkan reaksi kimia tersebut, rumus sel volta dapat
ditentukan berdasarkan beda potensial, yaitu perbedaan jumlah elektron pada
suatu arus listrik. Hal ini membuat sel volta memiliki perbedaan pada katoda
dan anodanya, yaitu potensial elektroda reduksinya
Berikut pembahasan terkait
dengan rangkaian dari sel volta :
1.
Voltmeter
Komponen
ini memiliki fungsi untuk menentukan besar dari energi potensial.
2.
Jembatan Garam
Fungsi
jembatan garam dalam sel volta adalah menjaga keseimbangan jumlah kation dan
anion dalam larutan.
3.
Anoda (elektroda negatif)
Komponen
ini adalah elektrode seng (Zn) yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi.
4.
Katoda (elektroda positif)
Komponen
ini adalah elektrode tembaga (Cu) yang bertindak sebagai tempat terjadinya
reaksi reduksi.
Ø Prinsip Kerja Sel Volta
Sel volta adalah sel elektrokimia dimana
energi kimia dari reaksi redoks spontan diubah menjadi energi listrik.
(Gambar 2. Diagram sel Volta dan
bagian-bagiannya)
Sumber : sumberbelajar.belajar.kemdikbud.go.id/
Contoh rangkaian sel volta terdiri dari logam Zn
dicelupkan dalam larutan ion Zn2+ dan logam Cu dicelupkan dalam
larutan ion Cu2+ .
Elektroda di mana reaksi oksidasi terjadi disebut anoda. Adapun elektroda di mana reaksi reduksi terjadi disebut
katoda. Pada sel Volta anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positip.
Elektron mengalir dari anoda menuju katoda. Reaksi yang terjadi:
Anoda Zn(s) → Zn2+(aq) +
2e-
Katoda Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Reaksi sel Zn(s) +
Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) , E0 sel = 1,10 Volt
Jadi prinsip kerja dari sel volta adalah
pemisahan reaksi redoks menjadi 2 bagian, yaitu setengah reaksi oksidasi di
anoda dan setengah reaksi reduksi di katoda. Anoda dan katoda dicelupkan dalam
elektrolit dan dihubungkan dengan jembatan garam dan sirkuit luar.
Susunan sel Volta pada gambar diatas dapat dinyatakan dengan notasi singkat yang disebut notasi sel, yaitu:
Zn(s) /Zn2+(aq)//Cu2+(aq)/Cu(s)
Reaksi di Anoda
// Reaksi di Katoda
Contoh
soal
1.
Jika gas klorin dimasukkan
dalam larutan NaBr, akan terjadi reaksi spontan dan terbentuk ion klorin dan
larutan bromin.
a. Gambarkan diagram sel volta,
dan berilah keterangan anoda, katoda dan aliran elektronnya
b.
Tuliskan setengah reaksi
oksidasi dan reduksi serta reaksi sel
c.
Tuliskan notasi sel
Jawab :
a.
Diagram sel volta dan
keterangan bagian-bagiannya:
b.
Setengah reaksi oksidasi dan reduksi :
Anoda :
2Br-(aq) → Br2(g) +2e- (oksidasi)
Katoda : Cl2(g) +2e- → 2Cl- (reduksi)
Reaksi
sel 2 Br-(saq +
Cl2 (g) → Br2 (g) + 2 Cl-(saq
c.
Lihat gambar, baik dikatoda
ataupun anoda menggunakan elektrode Pt, maka notasi sel dituliskan :
Pt/Br2, Br- // Cl-,Cl2/Pt
Ø Potensial Sel
Potensial elektroda yang dibandingkan dengan elektroda hidrogen yang diukur
pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm disebut potensial elektroda standar
(Eo).
Potensial elektroda tersebut mengacu pada reaksi reduksi elektroda sehingga
disebut potensial reduksi standart (E0 reduksi).
Potensial sel volta dapat ditentukan melalui eksperimen dengan menggunakan
voltmeter atau dihitung berdasarkan data potensial elektroda standar.
- Unsur yang mempunyai Eo reduksi lebih besar mengalami reaksi reduksi
di katoda
- Unsur yang mempunyai Eo reduksi lebih kecil mengalami reaksi
oksidasi di anoda
Menurut
Masterton, Hurley (2011), besarnya Eo sel dirumuskan:
Tabel
1. Potensial Reduksi Standar pada Suhu 25 o;C
(Sumber
: Chemistry_McMurry,2012)
Ø
Deret Volta
Unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan potensial elektroda standar
membentuk deret yang dikenal sebagai deret keaktifan logam atau deret Volta.
Gambar 3. Deret keaktifan logam
(Sumber : Pustekkom, 2015)
Semakin ke kanan sifat
oksidator makin kuat (mudah tereduksi) dan semakin ke kiri sifat reduktor
semakin kuat (mudah teroksidasi).
|
Jadi logam sebelah kiri
dapat mendesak (bereaksi, mereduksi) ion logam sebelah kanan, logam Mg dapat mendesak Zn2+, sehingga Mg dapat bereaksi dengan larutan ZnSO4,
tetapi Mg tidak dapat bereaksi dengan Na+ sebab Mg terletak
disebelah kanan Na.
Ø
Sel Volta Dalam Kehidupan Sehari-hari
a.
Baterai kering (sel Leclanche)
Sel baterai merupakan pengembangan dari sel
Leclanche (1839-1882), dengan desain awal yang tetap dipertahankan, yakni sel
kering mangan. Sel kering mangan terdiri dari 3 komponen utama yaitu bungkus
dalam zink (Zn) sebagai elektroda negatif (anoda), batang karbon (C) sebagai
elektroda positif (katoda) dan pasta MnO2 dan NH4Cl yang berperan
sebagai elektrolit.
Baterai ini banyak digunakan untuk senter,
radio, dan mainan. Potensial sel sebesar 1,5 V dan menurun sejalan dengan lama pemakaian.
Gambar
4. Komponen Sel Kering
(Sumber: Masterton,
Hurley,2011)
Pada sel kering, reaksi oksidasi
terjadi pada logam seng dan reaksi reduksi terjadi pada logam yang inert. Elektrolitnya adalah pasta MnO2, ZnCl2, NHCl dan karbon hitam. Reaksi
:
Anoda : Zn(s)
-> Zn2+(aq) + 2e-
Katoda : 2MnO2(s) +2NH4+(aq) + 2e-
-> Mn2O3(s) +2NH3(aq) + H2O(l)
Sel : Zn(s) + 2MnO2(s) +2NH4+(aq)
-> Zn2+(aq) Mn2O3(s) +2NH3(aq) + H2O(l)
b.
Sel Aki
Aki merupakan sel Volta yang banyak digunakan dalam kendaraan bermotor. Aki disusun dari lempeng timbal (Pb) dan timbal oksida (PbO2) yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (H2SO4). Apabila aki memberikan arus
maka lempeng timbal bertindak sebagai anoda dan lempeng timbal dioksida (PbO2)
sebagai katoda.
SEL ELEKTROLISIS
Ø Pengertian Elektrolisis
Elektrolisis adalah proses kimia yang mengubah energi
listrik menjadi energi kimia, dimana terjadi .penguraian suatu elektrolit oleh
arus listrik. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah
elektrode dan larutan elektrolit. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia akan
terjadi jika arus listrik dialirkan melalui larutan elektrolit,yaitu energi
listrik (arus listrik) diubah menjadi energi kimia (reaksi redoks).
Elektroda
yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:
·
Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan
emas (Au).
·
Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag).
Elektrolitnya
dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam
halida atau leburan oksida. Kombinasi antara larutan elektrolit dan elektrode
menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:
1.
Elektrolisis larutan dengan
elektrode inert
2.
Elektrolisis larutan
dengan elektrode aktif
3.
Elektrolisis leburan
dengan elektrode inert
Ø
Ciri Sel Elektrolisis
Sel
eleltrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu :
·
Ada larutan elektrolit
yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan atau menerima elektron
sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan.
·
Ada 2 elektroda dalam
sel elektrolisis.
·
Ada sumber arus listrik
dari luar, seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah (DC).
Pada
elektrolisis, elektroda yang menerima elektron dari sumber arus listrik luar
disebut Katoda dan bertindak sebagai kutub negatif, sedangkan
elektroda yang mengalirkan elektron kembali ke sumber arus listrik luar
disebut Anoda dan bertindak sebagai kutub positif.
Pada katode akan terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi.
Katoda merupakan elektroda negative karena menangkap elektron sedangakn anoda
merupakan elektroda positif karena melepas elektron.
Dalam
sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang
menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan
pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang
berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi
yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini
disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh
elektrolisis.
Ø
Pengertian Sel Elektrolisis
Sel
Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi
redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita.
Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel
elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali
(recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa
bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan
menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air
menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
2 H2O(l) ——> 2 H2(g) +
O2(g)
Ø
Rangkaian Sel Elektrolisis
Rangkaian sel elektrolisis hampir
menyerupai sel volta. Yang
membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan
atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah.
Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit
yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda
inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan
sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif
sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif
sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan
menarik kation-kation yang
akan tereduksi menjadi
endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan
positif dan menarik anion-anion yang
akan teroksidasi menjadi
gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan
logam di katoda dan gas di anoda.
Ø
Klasifikasi Elektrolisis
Ada
dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis
lelehan (leburan) dan elektrolisis
larutan. Pada proses elektrolisis
lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti
teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi
elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :
Katoda
(-)
: 2 Na+(l) + 2 e- ——>
2 Na(s) ……………….. (1)
Anoda (+)
: 2 Cl-(l) Cl2(g) +
2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) ——>
2 Na(s) + Cl2(g) ……….. [(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).
Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 2 H2O(l) + 2 e- ——>
H2(g) + 2 OH-(aq) ……………….. (1)
Anoda
(+)
: 2 Cl-(aq) ——> Cl2(g) +
2 e- ……………….. (2)
Reaksi sel : 2H2O(l) + 2Cl-(aq) ——> H2(g) + Cl2(g) + 2OH-(aq) ….
[(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis
larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan
ion OH‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di
anoda. Terbentuknya ion OH- pada katoda dapat dibuktikan dengan
perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah
indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk
elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.
Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4.
Pada katoda, terjadi
persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai E°red, maka air yang
akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi
persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan
oksidasi S pada SO4-2 telah
mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- tidak
dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah
sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 4 H2O(l) + 4 e- ——>
2 H2(g) + 4 OH-(aq) ………………..
(1)
Anoda
(+)
: 2 H2O(l) ——> O2(g) +
4 H+(aq) + 4 e- ……………….. (2)
Reaksi sel
: 6 H2O(l) ——> 2 H2(g) +
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq) …
[(1) + (2)]
6 H2O(l) ——> 2 H2(g) +
O2(g) + 4 H2O(l) ……. [(1) +
(2)]
2 H2O(l) ——> 2 H2(g) +
O2(g) …………………….. [(1) + (2)]
Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-,
tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi
unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses
elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan
menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata,
elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang
larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis
elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah
proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu:
Katoda
(-)
: 2 H2O(l) + 2 e- ——>
H2(g) + 2 OH-(aq) ……
(1)
Anoda
(+)
: Cu(s) ——> Cu2+(aq) +
2 e- …………………….. (2)
Reaksi
sel
: Cu(s) + 2H2O(l) ——> Cu2+(aq) +
H2(g) + 2 OH-(aq) .. [(1) + (2)]
Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan
yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :
1.
Baik elektrolisis
lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak
inert hanya dapat bereaksi di anoda
2.
Pada elektrolisis
lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
3.
Pada elektrolisis
larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium,
maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4.
Pada elektrolisis
larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi,
maka air yang mengalami oksidasi di anoda
Ø
Pengaplikasian Sel
Elektrolisis
Salah
satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal
dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih
murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber
listrik selama proses penyepuhan berlangsung.
Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam
penyepuh berfungsi sebagai anoda.
Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama
dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis,
lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak
tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda.
Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan
pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.
Ø
Perhitungan Stoikiometri dan
Hukum Faraday terkait sel Elektrolisis
Setelah
kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan
melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah
disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam
dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan
kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.
Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel
elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam
Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron.
Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron.
Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x
1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan
sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :
1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel
elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1 Faraday
= 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah
perhitungan)
Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam
persamaan berikut :
Faraday = Coulomb / 96500
Coulomb = Faraday x 96500
Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh
melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang
menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Coulomb = Ampere x Detik
Q = I x t
Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) /
96500
Faraday = (I x t) / 96500
Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka
mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan.
Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah
reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat
ditemukan.
Berikut ini adalah contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis
:
1.
Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda
inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik
dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?
Penyelesaian
:
Reaksi
elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah
sebagai berikut :
Katoda
(-) : Ag+ + e- ——>
Ag
Anoda
(+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) +
4 H+(aq) + 4 e-
Gas
O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang
terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2
Berdasarkan
persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2,
maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol
elektron.
1
mol elektron = 1 Faraday = 96500 C
Jadi,
jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C
Tidak ada komentar:
Posting Komentar