Keseimbangan Kimia
1. Tujuan
- Untuk mengetahui bagaimana kesetimangan kimia
- Untuk memenuhi tugas kimia
2. Alat dan Bahan
- Alat :
- Gelas ukur
Gelas ukur adalah peralatan laboratorium umum yang digunakan untuk mengukur volume cairan. Alat ini memiliki bentuk silinder dan setiap garis penanda pada gelas ukur mewakili jumlah cairan yang telah terukur.
- Timbangan
Timbangan analitik atau juga sering disebut neraca analitik adalah salah satu alat laboratorium yang digunakan untuk menimbang massa sejumlah bahan kimia hingga ukuran miligram.
- Cawan
Fungsi dari Cawan Porselin adalah untuk mereaksikan zat dalam suhu tinggi, mengabukan kertas saring, menguraikan endapan dalam gravimetric sehingga menjadi bentuk stabil.
- Bahan :
- Es
fungsi es batu dalam percobaan sublimasi untuk /menyublim/sublimasi. Sublimasi adalah perubahan wujud zat dari padat ke gas atau dari gas ke padat.
- Natrium tiosianat
3. Dasar Teori
Keseimbangan adalah keadaan di mana tidak ada perubahan yang dapat diamati seiring berjalannya waktu. Ketika reaksi kimia telah mencapai keadaan keseimbangan, konsentrasi reaktan dan produk tetap konstan dari waktu ke waktu, dan tidak ada perubahan yang terlihat dalam sistem. Namun, ada banyak aktivitas pada tingkat molekuler karena molekul reaktif terus membentuk molekul produk sementara molekul produk bereaksi untuk menghasilkan molekul reaktif. Situasi keseimbangan dinamis ini adalah subjek dari bab ini. Di sini kita akan membahas berbagai jenis reaksi keseimbangan, arti dari konstanta keseimbangan dan hubungannya dengan tingkat konstanta, dan faktor-faktor yang dapat mengganggu sistem pada keseimbangan.
14.1 Konsep Keseimbangan dan Konstanta Keseimbangan
Beberapa reaksi kimia hanya berlanjut ke satu arah. Sebagian besar dapat dibalik, setidaknya sampai batas tertentu. Pada awal proses yang dapat dibalik, reaksi berlanjut menuju pembentukan produk. Segera setelah beberapa molekul produk terbentuk, proses terbalik mulai berlangsung dan molekul reaktif terbentuk dari molekul produk. Keseimbangan kimia dicapai ketika tingkat reaksi maju dan mundur sama dan konsentrasi reaktan dan produk tetap konstan.
Keseimbangan kimia adalah proses yang dinamis. Dengan demikian, dapat disamakan dengan pergerakan pemain ski di resor ski yang sibuk, di mana jumlah pemain ski yang membawa gunung di lift kursi sama dengan jumlah yang turun ke lereng. Meskipun ada transfer pemain ski yang konstan, jumlah orang di bagian atas dan jumlah di bagian bawah lereng tidak berubah.
Perhatikan bahwa keseimbangan kimia melibatkan zat yang berbeda sebagai reaktan dan produk. Keseimbangan antara dua fase zat yang sama disebut keseimbangan fisik karena perubahan yang terjadi adalah proses fisik. Penguapan air dalam wadah tertutup pada suhu tertentu adalah contoh keseimbangan fisik. Dalam hal ini, jumlah molekul H2O yang pergi dan jumlah yang kembali ke fase cair sama:
(Ingat dari Bab 4 bahwa panah ganda berarti bahwa reaksi dapat dibalik.) Studi keseimbangan fisik menghasilkan informasi yang berguna, seperti tekanan uap keseimbangan (lihat Bagian 11.8). Namun, ahli kimia sangat tertarik pada proses keseimbangan kimia, seperti reaksi reversibel yang melibatkan nitrogen dioksida (NO2) dan dinitrogen tetroxide (N2O4) (Gambar 14.1). Kemajuan reaksi
dapat dipantau dengan mudah karena N2O4 adalah gas yang tidak berwarna, sedangkan NO2 memiliki warna darkbrown yang membuatnya kadang-kadang terlihat di udara yang tercemar. Misalkan N2O4 disuntikkan ke dalam termos yang dievakuasi. Beberapa warna coklat muncul segera, menunjukkan pembentukan molekul NO2. Warna semakin intensif saat disosiasi N2O4 berlanjut sampai akhirnya keseimbangan tercapai. Di luar titik itu, tidak ada perubahan warna lebih lanjut terbukti karena konsentrasi N2O4 dan NO2 tetap konstan. Kita juga dapat membawa keadaan keseimbangan dengan memulai dengan NO2 murni. Karena beberapa molekul NO2 digabungkan untuk membentuk N2O4, warna memudar. Namun cara lain untuk membuat keadaan keseimbangan adalah memulai dengan campuran NO2 dan N2O4 dan memantau sistem sampai warna berhenti berubah. Studi-studi ini menunjukkan bahwa reaksi sebelumnya memang dapat dibalik, karena komponen murni (N2O4 atau NO2) bereaksi untuk memberikan gas lainnya. Hal yang penting untuk diingat adalah bahwa pada keseimbangan, konversi N2O4 ke NO2 dan NO2 ke N2O4 masih berlangsung. Kami tidak melihat perubahan warna karena dua tingkat sama — penghapusan molekul NO2 berlangsung secepat produksi molekul NO2, dan molekul N2O4 terbentuk secepat mereka memisahkan. Gambar 14.2 merangkum tiga situasi ini.
Konstanta Keseimbangan
Tabel 14.1 memperlihatkan beberapa data eksperimental untuk reaksi yang baru saja dijelaskan pada 25 ° C. Konsentrasi gas diekspresikan dalam molaritas, yang dapat dihitung dari jumlah lalat gas yang ada pada awalnya dan pada keseimbangan dan volume termos dalam liter. Perhatikan bahwa konsentrasi keseimbangan NO2 dan N2O4 bervariasi, tergantung pada konsentrasi awal. Kita dapat mencari hubungan antara [NO2] dan [N2O4] hadir pada keseimbangan dengan membandingkan rasio konsentrasi mereka. Rasio paling sederhana, yaitu [NO2]/[N2O4], memberikan nilai yang tersebar. Tetapi jika kita memeriksa kemungkinan hubungan matematika lainnya, kita menemukan bahwa rasio [NO2]2/[N2O4] pada keseimbangan memberikan nilai yang hampir konstan yang rata-rata 4,63 3 1023, terlepas dari konsentrasi awal yang ada:
di mana K adalah konstanta. Perhatikan bahwa eksponen 2 untuk [NO2] dalam ekspresi ini sama dengan koefisien stoichiometric untuk NO2 dalam reaksi reversibel.
Kita dapat menasionalisasi fenomena ini dengan reaksi berikut pada keseimbangan:
di mana a, b, c, dan d adalah koefisien stoichiometric untuk spesies bereaksi A, B, C, dan D. Untuk reaksi pada suhu tertentu
di mana K adalah konstanta keseimbangan. Persamaan (14,2) dirumuskan oleh dua ahli kimia Norwegia, Cato Guldberg† dan Peter Waage,‡ pada tahun 1864. Ini adalah ekspresi matematika dari hukum aksi massa mereka, yang menyatakan bahwa untuk reaksi yang dapat dibalik pada keseimbangan dan suhu konstan, rasio tertentu dari konsentrasi reaktif dan produk memiliki nilai konstan, K (konstanta keseimbangan). Perhatikan bahwa meskipun konsentrasi dapat bervariasi, selama reaksi yang diberikan berada pada keseimbangan dan suhu tidak berubah, menurut hukum aksi massa, nilai K tetap konstan. Validitas Persamaan (14,2) dan hukum aksi massa telah ditetapkan dengan mempelajari banyak reaksi yang dapat dibalik.
Konstanta keseimbangan, kemudian, didefinisikan oleh quotient, pembilang yang diperoleh dengan mengalikan bersama konsentrasi keseimbangan produk, masing-masing dinaikkan ke daya yang sama dengan koefisien stoichiometric dalam persamaan seimbang. Menerapkan prosedur yang sama untuk konsentrasi keseimbangan reaktan memberikan d enominator. Besarnya konstanta keseimbangan memberi tahu kita apakah reaksi selibat mendukung produk atau reaktan. Jika K jauh lebih besar dari 1 (yaitu, K @ 1), keseimbangan akan terletak di sebelah kanan dan mendukung produk. Sebaliknya, jika konstanta keseimbangan jauh lebih kecil dari 1 (yaitu, K! 1), keseimbangan akan terletak di sebelah kiri dan mendukung reaktan (Gambar 14,3). Dalam konteks ini, angka apa pun yang lebih besar dari 10 dianggap jauh lebih besar dari 1, dan angka apa pun kurang dari 0,1 jauh lebih sedikit dari 1.
Meskipun penggunaan kata-kata "reaktan" dan "produk" mungkin tampak membingungkan karena zat apa pun yang berfungsi sebagai reaktif dalam reaksi ke depan juga merupakan produk dari reaksi terbalik, itu sesuai dengan konvensi merujuk pada zat di sebelah kiri panah keseimbangan sebagai "reaktan" dan yang di sebelah kanan sebagai "produk."
14.2 Menulis Ekspresi Konstanta Keseimbangan
Konsep konstanta keseimbangan sangat penting dalam kimia. Seperti yang akan Segera Anda lihat, konstanta keseimbangan adalah kunci untuk memecahkan berbagai masalah stoichiometry yang melibatkan sistem keseimbangan. Misalnya, ahli kimia industri yang ingin memaksimalkan hasil asam sulfat, katakanlah, harus memiliki pemahaman yang jelas tentang konstanta keseimbangan untuk semua langkah dalam proses, mulai dari oksidasi belerang dan diakhiri dengan pembentukan produk akhir. Seorang dokter yang berspesialisasi dalam kasus klinis ketidakseimbangan asam- dasar perlu mengetahui konstanta keseimbangan asam dan pangkalan yang lemah. Dan pengetahuan tentang konstanta keseimbangan reaksi gasphase yang bersangkutan akan membantu ahli kimia atmosfer lebih memahami proses penghancuran ozon di stratosfer.
Untuk menggunakan konstanta keseimbangan, kita harus mengekspresikannya dalam hal konsentrasi reaktif dan produk. Satu-satunya panduan kami adalah hukum aksi massa [Persamaan (14,2)], yang merupakan rumus umum untuk menemukan konsentrasi keseimbangan. Namun, karena konsentrasi reaktan dan produk dapat diekspresikan dalam unit yang berbeda dan karena spesies yang bereaksi tidak selalu dalam fase yang sama, mungkin ada lebih dari satu cara untuk mengekspresikan konstanta keseimbangan untuk reaksi yang sama. Untuk memulainya, kami akan mempertimbangkan reaksi di mana reaktif dan produk berada dalam fase yang sama.
Ekuilibria Homogen
Istilah keseimbangan homogen berlaku untuk reaksi di mana semua spesies yang bereaksi berada dalam fase yang sama. Contoh keseimbangan fase gas homogen adalah disosiasi N2O4. Konstanta keseimbangan, sebagaimana diberikan dalam Persamaan (14.1),
Perhatikan bahwa subskrip di Kc menunjukkan bahwa konsentrasi spesies yang bereaksi diekspresikan dalam molaritas atau lalat per liter. Konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi gas juga dapat diekspresikan dalam hal tekanan parsial mereka. Dari Persamaan (5,8) kita melihat bahwa pada suhu konstan tekanan P gas secara langsung terkait dengan konsentrasi dalam mol / L gas; yaitu, P 5 (n/V)RT. Dengan demikian, untuk proses keseimbangan
kita bisa menulis
di mana PNO2 dan PN2O4 adalah tekanan parsial keseimbangan (di ATM) no2 dan N2O4, masing-masing. Subskrip di KP memberi tahu kita bahwa konsentrasi keseimbangan diekspresikan dalam hal tekanan.
Secara umum, Kc tidak sama dengan KP, karena tekanan sebagian reaktif dan produk tidak sama dengan konsentrasinya yang diekspresikan pada lalat per liter. Hubungan sederhana antara KP dan Kc dapat diturunkan sebagai berikut. Mari kita pertimbangkan keseimbangan berikut dalam fase gas:
di mana a dan b adalah koefisien stoichiometric. Kc konstanta keseimbangan diberikan oleh
dan ekspresi untuk Kp adalah 
di mana PA dan PB adalah tekanan parsial dari A dan B. Dengan asumsi perilaku gas yang ideal,
di mana V adalah volume wadah dalam liter. Juga
Substitusi hubungan ini ke dalam ekspresi untuk KP, kami memperoleh
Sekarang nA/V dan nB/V memiliki unit mol/L dan dapat digantikan oleh [A] dan [B], sehingga
dimana
Karena tekanan biasanya diekspresikan di ATM, konstanta gas R diberikan oleh 0,0821 L ? atm/K ? mol, dan kita dapat menulis hubungan antara KP dan Kc sebagai
Secara umum, KP fi Kc kecuali dalam kasus khusus di mana ≤n 5 0 seperti dalam campuran keseimbangan hidrogen molekuler, bromin molekuler, dan hidrogen bromida:
Dalam hal ini, Persamaan (14,5) dapat ditulis sebagai
Sebagai contoh lain dari keseimbangan homogen, mari kita pertimbangkan ionisasi asam asetat (CH3COOH) dalam air:
Konstanta keseimbangan adalah
(Kami menggunakan yang utama untuk Kc di sini untuk membedakannya dari bentuk akhir konstanta keseimbangan yang akan diturunkan di bawah ini.) Dalam 1 L, atau 1000 g, air, ada 1000 g / (18,02 g / mol), atau 55,5 lalat, air. Oleh karena itu, "konsentrasi" air, atau [H2O], adalah 55,5 mol/L, atau 55,5 M (lihat p. 583). Ini adalah jumlah besar dibandingkan dengan konsentrasi spesies lain dalam larutan (biasanya 1 M atau lebih kecil), dan kita dapat berasumsi bahwa itu tidak berubah dengan baik selama reaksi. Dengan demikian, kita dapat memperlakukan [H2O] sebagai konstanta dan menulis ulang konstanta keseimbangan sebagai
dimana
Konstanta Keseimbangan dan Unit
Perhatikan bahwa itu adalah praktik umum untuk tidak menyertakan unit untuk konstanta keseimbangan. Dalam termodinamika, konstanta keseimbangan didefinisikan dalam hal kegiatan daripada konsentrasi. Untuk sistem yang ideal, aktivitas suatu zat adalah rasio konsentrasinya (atau tekanan parsial) terhadap nilai standar, yaitu 1 M (atau 1 atm). Prosedur ini menghilangkan semua unit tetapi tidak mengubah bagian numerik dari konsentrasi atau tekanan. Akibatnya, K tidak memiliki unit. Kami akan memperluas praktik ini untuk keseimbangan asam-dasar dan keseimbangan kelarutan dalam Bab 15 dan 16.
Ekuiliter Heterogen
seperti yang Anda harapkan, keseimbangan heterogen hasil dari reaksi reversibel yang melibatkan reaktan dan produk yang berada dalam fase yang berbeda. Misalnya, ketika kalsium karbonat dipanaskan dalam pembuluh tertutup, keseimbangan berikut tercapai:
Dua padatan dan satu gas merupakan tiga fase terpisah. Pada keseimbangan, kita mungkin menulis konstanta keseimbangan sebagai
(Sekali lagi, yang utama untuk Kc di sini adalah membedakannya dari bentuk akhir dari konstanta keseimbangan yang akan diturunkan segera.) Namun, "konsentrasi" padat, seperti kepadatannya, adalah properti intensif dan tidak tergantung pada berapa banyak zat yang ada. Misalnya, "konsentrasi molar" tembaga (kepadatan: 8,96 g / cm3) pada 20 ° C adalah sama, apakah kita memiliki 1 gram atau 1 ton logam:
Untuk alasan ini, istilah [CaCO3] dan [CaO] adalah konstanta mereka sendiri dan dapat dikombinasikan dengan konstanta keseimbangan. Kita dapat menyederhanakan Persamaan (14.6) dengan menulis
di mana Kc, konstanta keseimbangan "baru", diekspresikan dengan mudah dalam hal konsentrasi tunggal, yaitu CO2. Perhatikan bahwa nilai Kc tidak tergantung pada berapa banyak CaCO3 dan CaO yang ada, selama beberapa dari masing-masing hadir pada keseimbangan (Gambar 14.4).
Situasi menjadi lebih sederhana jika kita mengganti konsentrasi dengan kegiatan. Dalam termodinamika, aktivitas padat murni adalah 1. Dengan demikian, istilah konsentrasi untuk CaCO3 dan CaO keduanya adalah kesatuan, dan dari persamaan keseimbangan sebelumnya, kita dapat segera menulis Kc 5 [CO2]. Demikian pula aktivitas cairan murni juga 1. Jadi, jika reaktan atau produk adalah cairan, kita dapat menghilangkannya dalam ekspresi konstanta keseimbangan.
Atau, kita dapat mengekspresikan konstanta keseimbangan sebagai
Konstanta keseimbangan dalam hal ini secara numerik sama dengan tekanan gas CO2, jumlah yang mudah terukur.
Perkalian Reaksi Keseimbangan
yang kami anggap sejauh ini relatif sederhana. Situasi yang lebih rumit adalah salah satu di mana molekul produk dalam satu sistem keseimbangan terlibat dalam proses keseimbangan kedua:
Produk yang terbentuk pada reaksi pertama, C dan D, bereaksi lebih lanjut untuk membentuk produk E dan F. Pada keseimbangan kita dapat menulis dua konstanta keseimbangan terpisah:
Reaksi keseluruhan diberikan oleh jumlah dari dua reaksi
dan Kc konstan keseimbangan untuk reaksi keseluruhan adalah
Kami mendapatkan ekspresi yang sama jika kami mengambil produk ekspresi untuk K¿ c dan K– c:
Kita sekarang dapat membuat pernyataan penting tentang beberapa keseimbangan: Jika reaksi dapat diekspresikan sebagai jumlah dua atau lebih reaksi, konstanta keseimbangan untuk reaksi keseluruhan diberikan oleh produk dari konstanta keseimbangan reaksi individu.
Di antara banyak contoh yang diketahui dari beberapa keseimbangan adalah ionisasi asam diprotik dalam larutan berdasi. Konstanta keseimbangan berikut telah ditentukan untuk asam karbonat (H2CO3) pada 25 ° C:
Reaksi keseluruhan adalah jumlah dari dua reaksi ini
dan konstanta keseimbangan yang sesuai diberikan oleh
Menggunakan Persamaan (14.9) kami tiba di
Bentuk Persamaan K dan Keseimbangan Sebelum menyimpulkan bagian ini, mari kita lihat dua aturan penting untuk menulis konstanta keseimbangan:
1. Ketika persamaan untuk reaksi reversibel ditulis ke arah yang berlawanan, konstanta keseimbangan menjadi timbal balik dari konstanta keseimbangan asli. Dengan demikian, jika kita menulis keseimbangan NO2–N2O4 sebagai
kemudian pada 25°C
Namun, kita dapat mewakili keseimbangan secara merata serta
dan konstanta keseimbangan sekarang diberikan oleh
Anda dapat melihat bahwa Kc 5 1/K¿ c atau KcK¿ c 5 1.00. Baik Kc atau K¿ c adalah konstanta keseimbangan yang valid, tetapi tidak ada artinya untuk mengatakan bahwa konstanta keseimbangan untuk sistem NO2-N2O4 adalah 4,63 3 1023, atau 216, kecuali kami juga menentukan bagaimana persamaan keseimbangan ditulis.
2. Nilai K juga tergantung pada bagaimana persamaan keseimbangan seimbang. Pertimbangkan cara-cara berikut untuk menggambarkan keseimbangan yang sama:
Melihat eksponen kita melihat bahwa K¿ c 5 2Kc. Dalam Tabel 14.1 kita menemukan Kc 5 4.63 3 1023; oleh karena itu K9 c 5 0,0680.
Menurut hukum aksi massa, setiap istilah konsentrasi dalam ekspresi konstan keseimbangan dinaikkan ke kekuasaan yang sama dengan koefisien stoichiometric-nya. Jadi, jika Anda menggandakan persamaan kimia di seluruh, konstanta keseimbangan yang sesuai akan menjadi kuadrat dari nilai asli; jika Anda tiga kali lipat persamaan, konstanta keseimbangan akan menjadi kubus dari nilai asli, dan sebagainya. Contoh NO2–N2O4 menggambarkan sekali lagi kebutuhan untuk menulis persamaan kimia ketika mengutip nilai numerik dari konstanta keseimbangan.
Ringkasan Pedoman Penulisan Ekspresi Konstanta Keseimbangan
1. Konsentrasi spesies yang bereaksi dalam fase kental diekspresikan dalam mol / L; pada fase gas, konsentrasi dapat diekspresikan dalam mol/L atau di ATM. Kc terkait dengan KP dengan persamaan sederhana [Persamaan (14,5)].
2. Konsentrasi padatan murni, cairan murni (dalam keseimbangan heterogen), dan pelarut (dalam keseimbangan homogen) tidak muncul dalam ekspresi konstan keseimbangan.
3. Konstanta keseimbangan (Kc atau KP) adalah kuantitas tanpa dimensi.
4. Dalam mengutip nilai untuk konstanta keseimbangan, kita harus menentukan persamaan seimbang dan suhu.
5. Jika reaksi dapat diekspresikan sebagai jumlah dua atau lebih reaksi, konstanta keseimbangan untuk reaksi keseluruhan diberikan oleh produk konstanta keseimbangan dari reaksi individu.
14.3 The Relationship Between Chemical Kinetics and Chemical Equilibrium
Kami telah melihat bahwa K, didefinisikan dalam Persamaan (14,2), konstan pada suhu tertentu terlepas dari variasi dalam konsentrasi keseimbangan individu (tinjau Tabel 14.1). Kita dapat mengetahui mengapa ini begitu dan pada saat yang sama mendapatkan wawasan tentang proses keseimbangan dengan mempertimbangkan kinetik reaksi kimia. Mari kita anggap bahwa reaksi reversibel berikut terjadi melalui mekanisme yang terdiri dari satu langkah dasar baik dalam arah maju maupun terbalik:
Tingkat ke depan diberikan oleh
dan tingkat terbalik diberikan oleh
di mana kf dan kr adalah konstanta laju untuk arah maju dan mundur. Pada keseimbangan, ketika tidak ada perubahan bersih terjadi, kedua tingkat harus sama:
atau
Karena kf dan kr adalah konstanta pada suhu tertentu, rasio mereka juga konstan, yang sama dengan Kc konstanta keseimbangan.
Jadi Kc selalu konstan terlepas dari konsentrasi keseimbangan spesies yang bereaksi karena selalu sama dengan kf / kr, quotient dari dua jumlah yang sendiri konstan pada suhu tertentu. Karena konstanta laju adalah temperaturedependent [lihat Persamaan (13,11)], maka konstanta keseimbangan juga harus berubah dengan suhu.
Sekarang misalkan reaksi yang sama memiliki mekanisme dengan lebih dari satu langkah dasar. Misalkan terjadi melalui mekanisme dua langkah sebagai berikut:
Ini adalah contoh dari beberapa keseimbangan, dibahas dalam Bagian 14.2. Kami menulis ekspresi untuk konstanta keseimbangan:
Mengalikan Persamaan (14.10) menurut Persamaan (14.11), kita dapatkan
Untuk reaksi keseluruhan, kita dapat menulis
Karena baik K¿ dan K– adalah konstanta, Kc juga konstan. Hasil ini memungkinkan kita generalisasi perlakuan kita terhadap reaksi
Terlepas dari apakah reaksi ini terjadi melalui mekanisme satu langkah atau multistep, kita dapat menulis ekspresi konstan keseimbangan sesuai dengan hukum aksi massa yang ditunjukkan dalam Persamaan (14,2):
Singkatnya, kita melihat bahwa dalam hal kinetika kimia, konstanta keseimbangan reaksi dapat diekspresikan sebagai rasio konstanta tingkat reaksi maju dan terbalik. Analisis ini menjelaskan mengapa konstanta keseimbangan adalah konstanta dan mengapa nilainya berubah dengan suhu.
4. Percobaan
- Prosedur percobaan
1. Siapkan semua alat dan bahan yang dibutuhkan dari library
2. Susun pada schematic capture
3. Hubungkan seperti pada gambar
4. Ubah besaran resistor yang dihubungkan ke pin positif op-amp pertama menjadi 10 kohm, resistor kedua menjadi 220 ohm yang dihubungkan ke led.
5. Run pada proteus
- Foto Simulasi Rangkaian
Rangkaian saat logicstate berlogika 0, ditandai led mati
Rangkaian sat logicstate berlogika 1, ditandai led hidup
5. Video
6. Download File
Download file rangkaian disini
Download video disini
Download sensor MQ-2 datasheet disini
Download NPN datasheet disini
Download relay datasheet disini
Download resistor datasheet disini
Download LED datasheet disini
Download library sensor MQ-2 disini
Tidak ada komentar:
Posting Komentar