olah raga.....

Ukuran Lapangan Bulu Tangkis / Badminton - Panjang, Lebar Tinggi Net Tunggal & Ganda

Dalam membuat lapangan bulu tangkis alias badminton yang baik harus sesuai dengan standar internasional yang luasnya berbeda antara pertandingan partai ganda dengan partai tunggal.
A. Partai Tunggal / Satu Pemain / 1 on 1
- Panjang = 11,88 meter
- Lebar = 5,18 meter
- Luas = 61,5384 meter persegi
- Tinggi Tiang Net = 1,55 meter
- Tinggi Atas Net = 1,52 meter
- Jarak Net Ke Garis Service = 1,98 meter
- Jarak Garis Service ke Sisi Lapangan Luar = 3,96 meter
B. Partai Ganda / Dua Pemain / 2 on 2
- Panjang = 13,40 meter
- Lebar = 6,10 meter
- Luas = 81,74 meter persegi
- Tinggi Tiang Net = 1,55 meter
- Tinggi Atas Net = 1,52 meter
- Jarak Net Ke Garis Service = 1,98 meter
- Jarak Garis Service ke Sisi Lapangan Luar = 4,72 meter

Rumus Bangun Ruang - Matematika

Rumus Kubus
- Volume : Sisi pertama dikali sisi kedua dikali sisi ketiga (S pangkat 3)
Rumus Balok
- Volume : Panjang dikali lebar dikali tinggi (p x l x t)
Rumus Bola
- Volume : phi dikali jari-jari dikali tinggi pangkat tiga kali 4/3 (4/3 x phi x r x t x t x t)
- Luas : phi dikali jari-jari kuadrat dikali empat (4 x phi x r x r)
Rumus Limas Segi Empat
- Volume : Panjang dikali lebar dikali tinggi dibagi tiga (p x l x t x 1/3)
- Luas : ((p + l) t) + (p x l)
Rumus Tabung
- Volume : phi dikali jari-jari dikali jari-jari dikali tinggi (phi x r2 x t)
- Luas : (phi x r x 2) x (t x r)
Rumus Kerucut
- Volume : phi dikali jari-jari dikali jari-jari dikali tinggi dibagi tiga (phi x r2 x t x 1/3)
- Luas : (phi x r) x (S x r)
- S : Sisi miring kerucut dari alas ke puncak (bukan tingi)
Rumus Prisma Segitiga Siku-siku
- Volume : alas segitiga kali tinggi segitiga kali tinggi prisma bagi dua (as x ts x tp x

• matematika

fisika.....

Kalor jenis

Rumus:

dengan ketentuan:

• = Kalor yang diterima suatu zat (Joule, Kilojoule, Kalori, Kilokalori)
• = Massa zat (Gram, Kilogram)
• = Kalor jenis (Joule/kilogram°C, Joule/gram°C, Kalori/gram°C)
• = Perubahan suhu (°C) → (t₂ - t₁)

Untuk mencari kalor jenis, rumusnya adalah:

Untuk mencari massa zat, rumusnya adalah:

 Kapasitas kalor

Kapasitas kalor adalah banyaknya kalor yang dibutuhkan oleh benda untuk menaikkan suhunya 1°C.
Rumus kapasitas kalor:





dengan syarat:

• = Kalor yang diterima suatu zat (Joule, Kilojoule, Kalori, Kilokalori)
• = Kapasitas kalor (Joule/°C)
• = Massa zat (Gram, Kilogram)
• = Kalor jenis (Joule/kilogram°C, Joule/gram°C, Kalori/gram°C)
• = Perubahan suhu (°C) → (t₂ - t₁)

 Kalor lebur

Rumus:

dengan ketentuan:

• = Kalor yang diterima suatu zat (Joule, Kilojoule, Kalori, Kilokalori)
• = Massa zat (Gram, Kilogram)
• = Kalor lebur zat (Joule/kilogram, Kilojoule/kilogram, Joule/gram)

 Kalor uap

Rumus:

dengan ketentuan:

• = Kalor yang diterima suatu zat (Joule, Kilojoule, Kalori, Kilokalori)
• = Massa zat (Gram, Kilogram)
• = Kalor uap zat (Joule/kilogram, Kilojoule/kilogram, Joule/gram)

Contoh Soal :
Berapa energi kalor yang diperlukan untuk menguapkan 5 Kg air pada titik didihnya, jika kalor uap 2.260.000 Joule/Kilogram ?

Jawab :
Diketahui  : m = 5 Kg
             U = 2.260.000 J/Kg

Ditanyakan : Q =..... ?

Jawab Q = m x U
        = 5 Kg x 2.260.000 J/Kg
        = 11.300.000 J
        = 11,3 x 10⁶ J

 Gaya Coloumb :
Medan listrik :

Teori Asam

Pengertian

Asam (yang sering diwakili dengan rumus umum HA) secara umum merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H⁺) kepada zat lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Suatu asam bereaksi dengan suatu basa dalam reaksi penetralan untuk membentuk garam. Contoh asam adalah asam asetat (ditemukan dalam cuka) dan asam sulfat (digunakan dalam baterai atau aki mobil). Asam umumnya berasa masam; walaupun demikian, mencicipi rasa asam, terutama asam pekat, dapat berbahaya dan tidak dianjurkan.

Berbagai definisi asam

Istilah "asam" merupakan terjemahan dari istilah yang digunakan untuk hal yang sama dalam bahasa-bahasa Eropa seperti acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa Belanda), atau Säure (bahasa Jerman) yang secara harfiah berhubungan dengan rasa masam. Dalam kimia, istilah asam memiliki arti yang lebih khusus. Terdapat tiga definisi asam yang umum diterima dalam kimia, yaitu definisi Arrhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis.

Arrhenius: Menurut definisi ini, asam adalah suatu zat yang meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H₃O⁺) ketika dilarutkan dalam air. Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Svante Arrhenius ini membatasi asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air. Menurut Svante Arrhenius : asam adalah zat yang dalam air dapat melepaskan ion [H⁺]. Asam merupakan senyawa yang dapat menghasilkan ion Hidrogen [H⁺], larutan asam mempunyai rasa asam dan bersifat korosif.

Teori Dasar

Svante August Arrhenius pada tahun 1887 menyatakan bahwa : “ Molekul-molekul elektrolit selalu menghasilkan ion-ion negatif dan positif jika dilarutkan dalam air “

Selanjutnya pada tahun 1900 Svante Arrhenius mengemukakan teori yang dikenal samapi sekarang yaitu Teori Asam Basa Arrhenius. “ asam merupakan suatu senyawa yagn dapat menghasilkan ion Hidrogen [H⁺] bila dilarutkan dalam air dan Basa merupakan suatu senyawa yang dapat memberikan ion Hidroksida (OH) bila dilarutkan dalam air.

Asam

1. Asam Nitrat dalam air

HNO₃ H⁺ + NO₃

2. Asam Klorida dalam air

HCl H⁺ + Cl^-

Setiap molekul HNO₃ dan HCl hanya dapat menghasilkan 1 ion H⁺ disebut Valensi Asam. Asam semacam ini disebut juga asam monoprotik.

Asam yang setiap molekul cairnya menghasilkan 2 ion H⁺ disebut asam diprotik.

Asam yang setiap molekul cairnya menghasilkan 3 ion H⁺ disebut asam triprotik.

Asam diprotik dan asam triprotik dikelompokkan kedalam asam poliprotik.

Brønsted-Lowry: Menurut definisi ini, asam adalah pemberi proton kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat. Brønsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).

Lewis: Menurut definisi ini, asam adalah penerima pasangan elektron dari basa. Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N. Lewis ini dapat mencakup asam yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul. Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO) dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung membentuk orbital molekul ikatan.

Walaupun bukan merupakan teori yang paling luas cakupannya, definisi Brønsted-Lowry merupakan definisi yang paling umum digunakan. Dalam definisi ini, keasaman suatu senyawa ditentukan oleh kestabilan ion hidronium dan basa konjugat terlarutnya ketika senyawa tersebut telah memberi proton ke dalam larutan tempat asam itu berada. Stabilitas basa konjugat yang lebih tinggi menunjukkan keasaman senyawa bersangkutan yang lebih tinggi.

Sistem asam/basa; tak ada perubahan bilangan oksidasi dalam reaksi asam-basa.

Sifat-sifat

Secara umum, asam memiliki sifat sebagai berikut:

1. Rasa: masam ketika dilarutkan dalam air.

2. Sentuhan: asam terasa menyengat bila disentuh, terutama bila asamnya asam kuat.

3. Kereaktifan: asam bereaksi hebat dengan kebanyakan logam, yaitu korosif terhadap logam.

4. Hantaran listrik: asam, walaupun tidak selalu ionik, merupakan elektrolit.

Sifat kimia

Dalam air, reaksi kesetimbangan berikut terjadi antara suatu asam (HA) dan air, yang berperan sebagai basa,

HA + H₂O ↔ A^- + H₃O⁺

Tetapan asam adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi HA dengan air:

Asam kuat mempunyai nilai K_a yang besar (yaitu, kesetimbangan reaksi berada jauh di kanan, terdapat banyak H₃O⁺; hampir seluruh asam terurai). Misalnya, nilai K_a untuk asam klorida (HCl) adalah 10⁷.

Asam lemah mempunyai nilai K_a yang kecil (yaitu, sejumlah cukup banyak HA dan A^- terdapat bersama-sama dalam larutan; sejumlah kecil H₃O⁺ ada dalam larutan; asam hanya terurai sebagian). Misalnya, nilai K_a untuk asam asetat adalah 1,8 × 10^-5.

Asam kuat mencakup asam halida - HCl, HBr, dan HI. (Tetapi, asam fluorida, HF, relatif lemah.) Asam-asam okso, yang umumnya mengandung atom pusat ber-bilangan oksidasi tinggi yang dikelilingi oksigen, juga cukup kuat; mencakup HNO₃, H₂SO₄, dan HClO₄. Kebanyakan asam organik merupakan asam lemah.

Larutan asam lemah dan garam dari basa konjugatnya membentuk larutan penyangga.

Contoh Asam

RUMUS ASAM	NAMA ASAM	REAKSI IONISASI			Keterangan	Valensi Asam
HF	Asam Flurida	HF		H+ + F-	Monoprotik
HCl	Asam Clorida	HCl		H+ + Cl-	Monoprotik	1
HBr	Asam Bromida	HBr		H+ + Br	Monoprotik	1
HI	Asam Iodida	HI		H+ + I-	Monoprotik	1
HCN	Asam Sianida	HCN		H+ + CN-	Monoprotik	1
H2S	Asam Sulfida	H2S		H+ + S2+	Diprotik	2
HNO3	Asam Nitrat	HNO3		H+ + NO3	Monoprotik	1
H2SO4	Asam Sulfat	H2SO4		H+ + SO42+	Diprotik	2
H3PO3	Asam Pospit	H2PO3		H+ + PO33-	Triprotik	3
H3PO4	Asam Pospat	H2PO4		H+ + PO43-	Triprotik	3
H2CO3	Asam Karbonat	H2CO2		H+ + CO32-	Diprotik	2
H2C2O4	Asam Oksalat	H2C2O4		H+ + C2O4	-	2

Sejarah

Sekitar tahun 1800, banyak kimiawan Prancis, termasuk Antoine Lavoisier, secara keliru berkeyakinan bahwa semua asam mengandung oksigen. Lavoisier mendefinisikan asam sebagai zat mengandung oksigen karena pengetahuannya akan asam kuat hanya terbatas pada asam-asam okso dan karena ia tidak mengetahui komposisi sesungguhnya dari asam-asam halida, HCl, HBr, dan HI. Lavoisier-lah yang memberi nama oksigen dari kata bahasa Yunani yang berarti "pembentuk asam". Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam-asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut harus ditinggalkan.

Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy, berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Kimiawan Swedia Svante Arrhenius lalu menggunakan landasan ini untuk mengembangkan definisinya tentang asam. Ia mengemukakan teorinya pada tahun 1884.

Pada tahun 1923, Johannes Nicolaus Bronsted dari Denmark dan Martin Lowry dari Inggris masing-masing mengemukakan definisi protonik asam-basa yang kemudian dikenal dengan nama kedua ilmuwan ini. Definisi yang lebih umum diajukan oleh Lewis pada tahun yang sama, menjelaskan reaksi asam-basa sebagai proses transfer pasangan elektron.