Alkalimetri

Pengertian Alkalimetri

Alkalimetri merupakan suatu teknik analisis untuk mengetahui kadar keasaman suatu zat dengan menggunakan larutan standar basa. Basa yang digunakan biasanya adalah natrium hidroksida (NaOH). Sebelum digunakan, larutan NaOH harus distandarisasi dahulu dengan asam oksalat (H₂C₂O₄). Hidroksida-hidroksida dari natrium, kalium dan barium umumnya digunakan sebagai larutan standar alkalis (basa). Ketiganya merupakan basa kuat dan sangat mudah larut dalam air. Pembuatan larutan standar alkalis dan amonium hidroksida tidak dibenarkan, kecuali bersifat sebagai basa lemah, pada proses pelarutan dilepaskan gas amonia (beracun).

Natrium hidroksida paling sering digunakan karena murah dan kemurniannya tinggi. Oleh karena sifatnya yang sangat higroskopis, maka diperlukan ketelitian pada proses penimbangan. Pada saat penimbangan gunakan botol timbang bertutup untuk mengurangi kesalahan. Standarisasi larutan NaOH dapat dilakukan dengan larutan asam oksalat sesuai dengan reaksinya sebagai berikut:

NaOH (aq) + H₂C₂O₄ (aq) → Na₂C₂O₄ (aq) + 2 H₂O (l)

Publisher: Unknown - 17.00

Asidimetri

Pengertian Asidimetri

Asidimetri merupakan suatu metode pengukuran kadar kebasaan suatu zat dengan menggunakan larutan asam sebagai standar. Standar asam yang sering digunakan adalah asam klorida (HCl) dan asam sulfat (H₂SO₄). Kedua asam tersebut umumnya ada dalam keadaan pekat. Asam klorida pekat konsentrasinya adalah 10,5 - 12 N, sedangkan asam sulfat pekat mempunyai konsentrasi 36 N. Asam klorida lebih sering digunakan sebagai standar dibandingkan dengan asam sulfat karena mudah larut dalam air. Kelemahan penggunaan asam sulfat adalah asam sulfat dapat membentuk garam sukar larut seperti barium sulfat.

Asam klorida encer dibuat dengan cara mengencerkan asam klorida pekat dengan memperhitungkan berat jenis dan kadarnya. Standarisasi larutan HCl dapat dilakukan dengan natrium boraks (Na₂B₄O₇.10H₂O). Reaksinya adalah sebagai berikut:

Na₂B₄O₇.10H₂O (aq) + HCl (aq) → 2 NaCl (aq) + 4 H₃BO₃ (aq) + 5 H₂O (l)

Berdasarkan reaksi di atas maka berat ekivalen (BE) natrium boraks adalah :

BE = 1/2 [Mr ] = 191

Reaksi dalam Asidimetri

Reaksi yang terjadi dalam titrasi untuk menentukan kadar Na₂CO₃ dan NaOH dalam campuran adalah sebagai berikut :

Reaksi 1:
NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)
Na₂CO₃ (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + NaHCO₃ (aq)

Reaksi 2:
NaHCO₃ (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + CO₂ (g) + H₂O (l)

Publisher: Unknown - 17.00

Titrasi Kompleksometri

Salah satu tipe reaksi kimia sebagai dasar penetapan titrimetri adalah pembentukan kompleks atau ion kompleks yang larut namun sedikit sekali terdisosiasi. Jadi titrasi kompleksometri adalah jenis titrasi dengan titran dan titrat saling mengompleks, membentuk hasil berupa senyawa kompleks. Salah satu contoh adalah reaksi ion perak dengan ion sianida membentuk ion kompleks Ag(CN) yang sangat stabil.

Hanya beberapa ion logam seperti tembaga, kobalt, nikel, seng, kadmium, dan merkurium (II) yang membentuk kompleks stabil dengan ligan nitrogen seperti amonia dan trietilendiamin. Ion logam lain misalnya aluminium, timbal dan bismut, dikomplekskan secara lebih baik oleh ligan yang mengandung atom oksigen sebagai penyumbang pasangan elektron. Zat pengkhelat tertentu yang mengandung baik oksigen maupun nitrogen teristimewa efektif dalam membentuk kompleks yang stabil dengan logam, yang sangat beraneka ragam antara lain etilendiamintetraesetat / ethylendiaminetetraacetic (EDTA). Rumus struktur EDTA seperti ditunjukkan pada gambar di bawah ini:

Kompleksometri dalam perkembangan analisis kimia mengalami kemunduran karena kelemahannya serta adanya cara-cara baru yang lebih baik. Tetapi dengan penelitian-penelitian tentang pengkhelat polidentat, maka terjadi kebangkitan baru dalam analisis unsur logam. Perhatian baru terhadap kompleksometri ini terutama diawali oleh Schwarzenbach di Swiss, yang menyadari potensi pengkhelat dalam analisis volumetrik, dan mulai mengembangkannya pada tahun 1945. Perhatian utama tertuju pada asam-asam aminopolikarboksilat, salah satu diantaranya adalah EDTA. Bahan-bahan pembentuk khelat lain juga dikembangkan.

Publisher: Unknown - 17.00

Destilasi

Pengertian Destilasi

Destilasi adalah suatu metode pemisahan campuran yang didasarkan pada perbedaan tingkat volatilitas (kemudahan suatu zat untuk menguap) pada suhu dan tekanan tertentu. Destilasi merupakan proses fisika dan tidak terjadi adanya reaksi kimia selama proses berlangsung.

Dasar Pemisahan dengan Destilasi

Dasar utama pemisahan dengan cara destilasi adalah perbedaan titik didih cairan pada tekanan tertentu. Proses destilasi biasanya melibatkan suatu penguapan campuran dan diikuti dengan proses pendinginan dan pengembunan. Sebagai contoh ada sebuah campuran yang di dalamnya terdapat dua zat, yaitu zat A  dan zat B. Zat A mempunyai titik didih sekitar 120º C, sedangkan zat B mempunyai titik didih sebesar 80º C. Zat A dapat dipisahkan dengan zat B dengan cara mendestilasi campuran tersebut pada suhu sekitar 80º C. Pada suhu tersebut, zat B akan menguap sedangkan zat A tetap tinggal.

Proses Destilasi

Secara sederhana, proses destilasi dapat dijelaskan melalui gambar berikut:

Rangkaian destilasi sederhana

Suatu campuran yang berupa cairan (15) dimasukkan ke dalam labu (2) yang dipanaskan melalui penangas (14) dengan heater (13). Suhu pemanasan dapat diatur dengan mengamati termometer (4). Pada saat dipanaskan, sedikit demi sedikit campuran akan menguap. Uap kemudian naik melalui pipa (3) den mengalir menuju pendingin / kondenser (5). Pendinginan uap adalah dengan cara mengalirkan air melalui dinding pendingin. Setelah melalui pendingin, uap akan mengembun membentuk cairan kembali dan melaju ke adaptor (10) dan menetes ke labu destilat (8).

Penerapan Destilasi

Aplikasi destilasi dapat dibedakan menjadi dua jenis yaitu skala laboratorium dan skala industri. Perbedaan untama destilasi skala laboratorium dan industri adalah sistem ketersinambungan. Pada skala laboratorium, destilasi dilakukan sekali jalan. Dalam artian pada destilasi skala laboratorium, komposisi campuran dipisahkan menjadi komponen fraksi yang diurutkan berdasarkan volatilitas, dimana zat yang paling volatil akan dipisahkan terlebih dahulu. Dengan demikian, zat yang paling tidak volatil akan tersisa pada bagian bawah. Proses ini dapat diulangi ketika campuran ditambahkan dan memulai proses destilasi dari awal.

Pada destilasi skala industri, senyawa asli (campuran), uap, dan destilat tetap dalam komposisi konstan. Fraksi yang diinginkan akan dipisahkan dari sistem secara hati-hati, dan ketika bahan awal habis maka akan ditambahkan lagi tanpa menghentikan proses destilasi.

Penggunaan Destilasi

Destilasi mempunyai peranan yang sangat banyak dalam kehidupan manusia. Destilasi adalah kunci utama dalam pemisahan fraksi-fraksi minyak bumi. Minyak bumi dipisahkan menjadi fraksi-fraksi tertentu didasarkan pada perbedaan titik didih. Alkohol yang terbentuk dari proses fermentasi juga dimurnikan dengan cara destilasi.

Minyak-minyak atsiri alami yang mudah menguap dapat dipisahkan melalui destilasi. Banyak sekali minyak atsiri alami yang dapat diperoleh dengan cara destilasi, yakni minyak serai, minyak jahe, minyak cengkeh, dsb. Minyak kayu putih juga didapatkan dengan cara destilasi.

Selain itu, destilasi juga dapat memisahkan garam dari air laut.

Publisher: Unknown - 17.00

Data Ksp Senyawa Anorganik

Kelarutan merupakan jumlah maksimum zat terlarut untuk larut pada pelarut membentuk larutan. Data mengenai hasil kali kelarutan (Ksp) sangat penting untuk mengidentifikasi apakah suatu senyawa mudah larut atau tidak. Di bawah ini ada data Ksp senyawa anorganik, mulai dari yang terkecil hingga terbesar. Data Ksp diurutkan sesuai dengan abjad kation penyusunnya.

Nama	Rumus	Ksp
Aluminium hidroksida	Al(OH)3	3×10-34
Aluminium fosfat	AlPO4	9,84×10-21
Barium bromat	Ba(BrO3)2	2,43×10-4
Barium karbonat	BaCO3	2,58×10-9
Barium kromat	BaCrO4	1,17×10-10
Barium fluorida	BaF2	1,84×10-7
Barium hidroksida oktahidrat	Ba(OH)2×8H2O	2,55×10-4
Barium iodat	Ba(IO3)2	4,01×10-9
Barium iodat monohidrat	Ba(IO3)2×H2O	1,67×10-9
Barium molibdat	BaMoO4	3,54×10-8
Barium nitrat	Ba(NO3)2	4,64×10-3
Barium selenat	BaSeO4	3,40×10-8
Barium sulfat	BaSO4	1,08×10-10
Barium sulfit	BaSO3	5,0×10-10
Berilium hidroksida	Be(OH)2	6,92×10-22
Bismut arsenat	BiAsO4	4,43×10-10
Bismut iodida	BiI	7,71×10-19
Kadmium arsenat	Cd3(AsO4)2	2,2×10-33
Kadmium karbonat	CdCO3	1,0×10-12
Kadmium fluorida	CdF2	6,44×10-3
Kadmium hidroksida	Cd(OH)2	7,2×10-15
Kadmium iodat	Cd(IO3)2	2,5×10-8
Kadmium oksalat trihidrat	CdC2O4×3H2O	1,42×10-8
Kadmium fosfat	Cd3(PO4)2	2,53×10-33
Kadmium sulfida	CdS	1×10-27
Caesium perklorat	CsClO4	3,95×10-3
Caesium periodat	CsIO4	5,16×10-6
Kalsium karbonat (kalsit)	CaCO3	3,36×10-9
Kalsium karbonat (aragonit)	CaCO3	6,0×10-9
Kalsium fluorida	CaF2	3,45×10-11
Kalsium hidroksida	Ca(OH)2	5,02×10-6
Kalsium iodat	Ca(IO3)2	6,47×10-6
Kalsium iodat heksahidrat	Ca(IO3)2×6H2O	7,10×10-7
Kalsium molibdat	CaMoO	1,46×10-8
Kalsium oksalat monohidrat	CaC2O4×H2O	2,32×10-9
Kalsium fosfat	Ca3(PO4)2	2,07×10-33
Kalsium sulfat	CaSO4	4,93×10-5
Kalsium sulfat dihidrat	CaSO4×2H2O	3,14×10-5
Kalsium sulfat hemihidrat	CaSO4×0,5H2O	3,1×10-7
Kobalt(II) arsenat	Co3(AsO4)2	6,80×10-29
Kobalt(II) karbonat	CoCO3	1,0×10-10
Kobalt(II) hidroksida (biru)	Co(OH)2	5,92×10-15
Kobalt(II) iodat dihidrat	Co(IO3)2×2H2O	1,21×10-2
Kobalt(II) fosfat	Co3(PO4)2	2,05×10-35
Kobalt(II) sulfida (alfa)	CoS	5×10-22
Kobalt(II) sulfida (beta)	CoS	3×10-26
Tembaga(I) bromida	CuBr	6,27×10-9
Tembaga(I) Klorida	CuCl	1,72×10-7
Tembaga(I) cyanide	CuCN	3,47×10-20
Tembaga(I) hidroksida *	Cu2O	2×10-15
Tembaga(I) iodida	CuI	1,27×10-12
Tembaga(I) tiosianat	CuSCN	1,77×10-13
Tembaga(II) arsenat	Cu3(AsO4)2	7,95×10-36
Tembaga(II) hidroksida	Cu(OH)2	4,8×10-20
Tembaga(II) iodat monohidrat	Cu(IO3)2×H2O	6,94×10-8
Tembaga(II) oksalat	CuC2O4	4,43×10-10
Tembaga(II) fosfat	Cu3(PO4)2	1,40×10-37
Tembaga(II) sulfida	CuS	8×10-37
Europium(III) hidroksida	Eu(OH)3	9,38×10-27
Gallium(III) hidroksida	Ga(OH)3	7,28×10-36
Besi(II) karbonat	FeCO3	3,13×10-11
Besi(II) fluorida	FeF2	2,36×10-6
Besi(II) hidroksida	Fe(OH)2	4,87×10-17
Besi(II) sulfida	FeS	8×10-19
Besi(III) hidroksida	Fe(OH)3	2,79×10-39
Besi(III) fosfat dihidrat	FePO4×2H2O	9,91×10-16
Lanthanum iodat	La(IO3)3	7,50×10-12
Timbal(II) bromida	PbBr2	6,60×10-6
Timbal(II) karbonat	PbCO3	7,40×10-14
Timbal(II) klorida	PbCl2	1,70×10-5
Timbal(II) kromat	PbCrO4	3×10-13
Timbal(II) fluorida	PbF2	3,3×10-8
Timbal(II) hidroksida	Pb(OH)2	1,43×10-20
Timbal(II) iodat	Pb(IO3)2	3,69×10-13
Timbal(II) iodida	PbI2	9,8×10-9
Timbal(II) oksalat	PbC2O4	8,5×10-9
Timbal(II) selenat	PbSeO4	1,37×10-7
Timbal(II) sulfat	PbSO4	2,53×10-8
Timbal(II) sulfida	PbS	3×10-28
Litium karbonat	Li2CO3	8,15×10-4
Litium fluorida	LiF	1,84×10-3
Litium fosfat	Li3PO4	2,37×10-4
Magnesium ammonium fosfat	MgNH4PO4	3×10-13
Magnesium karbonat	MgCO3	6,82×10-6
Magnesium karbonat trihidrat	MgCO3×3H2O	2,38×10-6
Magnesium karbonat pentahidrat	MgCO3×5H2O	3,79×10-6
Magnesium fluorida	MgF2	5,16×10-11
Magnesium hidroksida	Mg(OH)2	5,61×10-12
Magnesium oksalat dihidrat	MgC2O4×2H2O	4,83×10-6
Magnesium fosfat	Mg3(PO4)2	1,04×10-24
Mangan(II) karbonat	MnCO3	2,24×10-11
Mangan(II) iodat	Mn(IO3)2	4,37×10-7
Mangan(II) hidroksida	Mn(OH)2	2×10-13
Mangan(II) oksalat dihidrat	MnC2O4×2H2O	1,70×10-7
Mangan(II) sulfida (pink)	MnS	3×10-11
Mangan(II) sulfida (hijau)	MnS	3×10-14
Merkuri(I) bromida	Hg2Br2	6,40×10-23
Merkuri(I) karbonat	Hg2CO3	3,6×10-17
Merkuri(I) klorida	Hg2Cl2	1,43×10-18
Merkuri(I) fluorida	Hg2F2	3,10×10-6
Merkuri(I) iodida	Hg2I2	5,2×10-29
Merkuri(I) oksalat	Hg2C2O4	1,75×10-13
Merkuri(I) sulfat	Hg2SO4	6,5×10-7
Merkuri(I) tiosianat	Hg2(SCN)2	3,2×10-20
Merkuri(II) bromida	HgBr2	6,2×10-20
Merkuri(II) hidroksida **	HgO	3,6×10-26
Merkuri(II) iodida	HgI2	2,9×10-29
Merkuri(II) sulfida (hitam)	HgS	2×10-53
Merkuri(II) sulfida (merah)	HgS	2×10-54
Neodimium karbonat	Nd2(CO3)3	1,08×10-33
Nikel(II) karbonat	NiCO3	1,42×10-7
Nikel(II) hidroksida	Ni(OH)2	5,48×10-16
Nikel(II) iodat	Ni(IO3)2	4,71×10-5
Nikel(II) fosfat	Ni3(PO4)2	4,74×10-32
Nikel(II) sulfida (alfa)	NiS	4×10-20
Nikel(II) sulfida (beta)	NiS	1,3×10-25
Paladium(II) tiosianat	Pd(SCN)2	4,39×10-23
Kalium heksakloroplatinat	K2PtCl6	7,48×10-6
Kalium perklorat	KClO4	1,05×10-2
Kalium periodat	KIO4	3,71×10-4
Praseodimium hidroksida	Pr(OH)3	3,39×10-24
Radium iodat	Ra(IO3)2	1,16×10-9
Radium sulfat	RaSO4	3,66×10-11
Rubidium perklorat	RuClO4	3,00×10-3
Skandium fluorida	ScF3	5,81×10-24
Skandium hidroksida	Sc(OH)3	2,22×10-31
Perak(I) asetat	AgCH3COO	1,94×10-3
Perak(I) arsenat	Ag3AsO4	1,03×10-22
Perak(I) bromat	AgBrO3	5,38×10-5
Perak(I) bromida	AgBr	5,35×10-13
Perak(I) karbonat	Ag2CO3	8,46×10-12
Perak(I) klorida	AgCl	1,77×10-10
Perak(I) kromat	Ag2CrO4	1,12×10-12
Perak(I) sianida	AgCN	5,97×10-17
Perak(I) iodat	AgIO3	3,17×10-8
Perak(I) iodida	AgI	8,52×10-17
Perak(I) oksalat	Ag2C2O4	5,40×10-12
Perak(I) fosfat	Ag3PO4	8,89×10-17
Perak(I) sulfat	Ag2SO4	1,20×10-5
Perak(I) sulfit	Ag2SO3	1,50×10-14
Perak(I) sulfida	Ag2S	8×10-51
Perak(I) tiosianat	AgSCN	1,03×10-12
Stronsium arsenat	Sr3(AsO4)2	4,29×10-19
Stronsium karbonat	SrCO3	5,60×10-10
Stronsium fluorida	SrF2	4,33×10-9
Stronsium iodat	Sr(IO3)2	1,14×10-7
Stronsium iodat monohidrat	Sr(IO3)2×H2O	3,77×10-7
Stronsium iodat heksahidrat	Sr(IO3)2×6H2O	4,55×10-7
Stronsium oksalat	SrC2O4	5×10-8
Stronsium sulfat	SrSO4	3,44×10-7
Talium(I) bromat	TlBrO3	1,10×10-4
Talium(I) bromida	TlBr	3,71×10-6
Talium(I) klorida	TlCl	1,86×10-4
Talium(I) kromat	Tl2CrO4	8,67×10-13
Talium(I) hidroksida	Tl(OH)3	1,68×10-44
Talium(I) iodat	TlIO3	3,12×10-6
Talium(I) iodida	TlI	5,54×10-8
Talium(I) tiosianat	TlSCN	1,57×10-4
Talium(I) sulfida	Tl2S	6×10-22
Timah(II) hidroksida	Sn(OH)2	5,45×10-27
Itrium karbonat	Y2(CO3)3	1,03×10-31
Itrium fluorida	YF3	8,62×10-21
Itrium hidroksida	Y(OH)3	1,00×10-22
Itrium iodat	Y(IO3)3	1,12×10-10
Zink arsenat	Zn3(AsO4)2	2,8×10-28
Zink karbonat	ZnCO3	1,46×10-10
Zink karbonat monohidrat	ZnCO3×H2O	5,42×10-11
Zink fluorida	ZnF	3,04×10-2
Zink hidroksida	Zn(OH)2	3×10-17
Zink iodat dihidrat	Zn(IO3)2×2H2O	4,1×10-6
Zink oksalat dihidrat	ZnC2O4×2H2O	1,38×10-9
Zink selenida	ZnSe	3,6×10-26
Zink selenit monohidrat	ZnSe×H2O	1,59×10-7
Zink sulfida (alfa)	ZnS	2×10-25
Zink sulfida (beta)	ZnS	3×10-23

Keterangan:
(*) Cu₂O + H₂O → 2 Cu⁺ + 2 OH^-
(**) HgO + H₂O → Hg²⁺ + 2 OH^- Publisher: Unknown - 17.00

Kelarutan

Pengertian Kelarutan

Kelarutan adalah kuantitas maksimal suatu zat kimia terlarut (solut) untuk dapat larut pada pelarut tertentu membentuk larutan homogen. Kelarutan suatu zat dasarnya sangat bergantung pada sifat fisika dan kimia solut dan pelarut pada suhu, tekanan dan pH larutan. Secara luas kelarutan suatu zat pada pelarut tertentu merupakan suatu pengukuran konsentrasi kejenuhan dengan cara menambahkan sedikit demi sedikit solut pada pelarut sampai solut tersebut mengendap (tidak dapat larut lagi).

Rentang kelarutan sangat bervariasi. Ada banyak sekali zat kimia yang mempunyai kelarutan tak terbatas, dan hasilnya bercampur sempurna (miscible), misalnya adalah etanol dalam air. Ada pula zat kimia yang sama sekali tidak larut, sebagai contoh adalah perak klorida dalam air. Namun kebanyakan suatu zat dapat terlarut dalam pelarut sampai tepat jenuh, setelah itu mengendap seperti NaCl dalam air.

Maka dari itu, ilmuwan telah banyak meneliti kelarutan suatu solut pada pelarut, yang dikenal dengan aturan kelarutan. Pada keadaan tertentu, kesetimbangan kelarutan dapat menjadi berlebih sehingga disebut dengan larutan superjenuh atau metastabil.

Pengertian kelarutan sebaiknya tidak dikacaukan dengan kemampuan melarutkan atau mencairkan suatu zat, karena larutan juga dapat dibuat dengan mereaksikan suatu zat. Sebagai contoh adalah zink yang tak dapat larut dalam asam klorida. Tetapi karena adanya reaksi antara gas hidrogen dengan zink klorida menyebabkannya seperti larut. Kelarutan tidak bergantung pada ukuran partikel atau faktor kinetik lainnya, maupun waktu pelarutan.

Faktor-faktor yang Mempengaruhi Kelarutan

Faktor yang paling berpengaruh terhadap kelarutan adalah suhu dan tekanan.

Suhu

Kelarutan suatu solut pada pelarut tertentu sangat bergantung pada suhu. Pada sebagian besar padatan yang dapat larut dalam air, kelarutan akan semakin meningkat jika suhu dinaikkan melebihi 100º C. Solut ionik yang terlarut pada air bersuhu tinggi (mendekati suhu kritis) cenderung berkurang karena perubahan sifat dan struktur molekul air. Selain itu, tetapan dielektrik menyebabkan pelarut kurang polar.

Kelarutan senyawa organik selalu meningkat dengan naiknya suhu. Inilah yang mendasari teknik pemurnian dengan rekristalisasi yang memanfaatkan perbedaan kelarutan solut pada suhu rendah dan tinggi.

Tekanan

Pada fase terembun, tekanan sangat berpengaruh terhadap kelarutan; namun biasanya lemah dan diabaikan pada praktiknya. Diasumsikan sebagai larutan ideal, ketergantungan kelarutan pada tekanan diberikan diungkapkan dengan rumus:

dimana indeks i merupakan komponen, N_i adalah fraksi mol komponen ke i, P adalah tekanan, indeks T menyatakan suhu kosntan, V_i,cr adalah volume molar parsial komponen ke i, dan R merupakan tetapan gas universal.

Publisher: Unknown - 17.00

Penentuan Kadar Klorida Secara Argentometri

Argentometri. Titrasi pengendapan adalah titrasi yang berdasarkan prinsip kelarutan. Cara yang paling sering digunakan adalah titrasi argentometri. Ada tiga macam cara dalam titrasi argentometri, yaitu cara Mohr, Volhard, dan Fajans.

Cara Mohr

Prinsip dasar cara Mohr adalah pembentukan endapan berwarna antara kelebihan ion perak dengan indikator kalium kromat (K₂CrO₄). Timbulnya endapan perak kromat berwarna merah disamping endapan perak klorida menunjukkan titik akhir titrasi. Indikator K₂CrO₄ tidak dapat digunakan dalam suasana asam. Cara ini tidak dapat digunakan untuk menetukan kadar iodida dan harus berlangsung pada pH 7-10.

Cara Volhard

Cara Volhard didasarkan pada pembentukan endapan perak tiosianat setelah ion klorida habis bereaksi dengan ion perak, dalam suasana asam nitrat. Untuk mengetahui adanya ion tiosianat berlebh digunakan indikator besi (III). Cara Volhard dapat digunakan untuk titrasi langsung dan tidak langsung. Penentuan kadar perak dapat menggunakan titrasi langsung. Cara titrasi tidak langsung dapat digunakan untuk menentukan kadar klorida. Pada cara tidak langsung, cuplikan klorida direaksikan dengan perak nitrat berlebih. Kelebihan perak nitrat dititrasi dengan tiosianat standar yang diketahui konsentrasinya. Tiitik akhir titrasi dapat diketahui dengan terbentuknya warna merah dari kompleks besi (III) tiosianat.

Cara Fajans

Prinsip kerja Fajans berdasarkan pada absorbsi indikator pada permukaan endapan AgCl yang menyebabkan perubahan warna endapan. Titik akhir titrasi dapat diamati pada saat terjadi perubahan pada warna permukaan endapan, dari putih menjadi merah muda (pink). Oleh karena indikator absorbsi merupakan asam/basa lemah maka pengaturan pH selama titrasi sangat penting.

Publisher: Unknown - 17.00

Metode Pemisahan dan Analisis Kimia

Pendahuluan tentang metode pemisahan dan analisis kimia. Teknik pemisahan adalah suatu metode yang digunakan untuk memisahkan atau memurnikan senyawa kimia tunggal, kelompok senyawa dengan susunan yang berkaitan, atau suatu zat yang terdapat dalam bahan alam, hasil proses reaksi kimia baik dalam skala laboratorium maupun skala industri. Teknik pemisahan merupakan salah satu bidang kimia analitik yang berkembang dengan cepat, terutama setelah penemuan kromatografi gas.

Pelaksanaan pemisahan kimia terkadang menghadapi banyak kesulitan dan memerlukan biaya yang mahal, yang tingkatannya tergantung pada keadaan bahan, susunan bahan dan tingkat persyaratan yang diinginkan.

Berdasarkan prosesnya, pemisahan dapat dibagi menjadi dua golongan, yaitu :

Pemisahan dengan proses sederhana

Pemisahan dengan proses sederhana hanya menggunakan cara tunggal. Misalnya dua cairan yang tidak bercampur dipisahkan dengan pipet atau corong pisah, dua campuran yang bercampur homogen dipisahkan melalui destilasi, pemisahan dengan cara sentrifugasi, filtrasi dan sebagainya. Proses sederhana biasanya terbatas untuk memisahkan campuran atau larutan yang relatif sederhana. Proses ini pelaksanaannya serta dasar metodenya terkadang tidak bisa disebut sederhana.

Pemisahan dengan proses yang kompleks

Proses yang kompleks ini biasanya memerlukan pembentukan fase kedua, yaitu dengan menambah cairan, padatan atau gas. Proses ini juga memerlukan pengaturan dengan proses mekanis ataupun reaksi kimia untuk menghasilkan pemisahan yang efektif.

Beberapa faktor yang perlu diperhatikan pada proses pemisahan yaitu:

1. Tempat senyawa atau komponen yang akan dipisahkan.
2. Kadar senyawa yang akan dipisahkan.
3. Sifat-sifat fisika dan kimia senyawa yang akan dipisahkan.
4. Standar kemurnian yang dikehendaki.
5. Cemaran atau campuran yang akan menjadi sumber gangguan pada proses pemisahan.
6. Keadaan dan harga senyawa yang akan dipisahkan.

Publisher: Unknown - 17.00

Kimia Analisis

Pengertian Kimia Analis

Kimia analisis adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari pemisahan, identifikasi senyawa kimia baik secara kualitatif maupun kuantitatif menggunakan metode eksperimen. Analisis kualitatif mempunyai pengertian adanya indikasi dari suatu identitas zat kimia pada sampel. Sedangkan analisis kuantitatif mempunyai pengertian jumlah dari senyawa yang diidentifikasi.

Metode analisis dapat dibedakan menjadi klasik dan instrumental. Metode klasik menggunakan cara pemisahan lama, seperti pengendapan, ekstraksi, destilasi, gravimetri, volumetri dan analisis kualitatif berdasarkan warna, bentuk, bau maupun titik leleh. Pada metode klasik, analisis kuantitatif dapat dilakukan dengan  pengukuran massa atau volume. Sedangkan metode instrumental menggunakan seperangkat alat untuk mengetahui kuantitas fisik, seperti serapan cahaya, fluoresensi, atau konduktivitas.

Adanya tembaga dapat diketahui dari warna nyala hijau kebiruan

Kimia analisis juga mempunyai fokus pada pengembangan desain eksperimental, kemometrik, dan pembuatan alat-alat ukur yang berguna untuk mengidentifikasi zat-zat kimia. Kimia analisis mempunyai banyak penerapan, di antaranya pada bidang forensik, bioanalisis, analisis klinis, lingkungan dan material.

Materi Kimia Analisis

Beberapa materi kimia analisis yang berhasil dibahas di situs ini adalah:

Asam Basa

Hidrolisis Garam

Larutan Penyangga

Analisis Kualitatif

Analisis Kuantitatif

Kelarutan

Pemisahan

Publisher: Unknown - 17.00

Aturan Kelarutan

Pengertian Aturan Kelarutan

Aturan kelarutan merupakan kumpulan generalisasi kelarutan yang didasarakan pada eksperimen. Ketika larutan garam dicampurkan satu sama lain, ion-ion kemungkinan dapat larut, yaitu dimana tidak ada reaksi antar ion. Kelarutan adalah hasil dari interaksi antara molekul air yang bersifat polar dengan ion dengan membentuk kristal. Gaya yang mempengaruhi adalah:

1. Gaya tarik menarik antara molekul H₂O dengan ion padatan.
Gaya ini cenderung membawa ion ke dalam larutan. Jika gaya relatif besar, maka senyawa akan lebih larut dalam air.
2. Gaya tarik menarik antara ion yang berlawanan muatan.
Gaya ini menyebabkan ion tetap dalam keadaan padat. Ketika gaya ini besar, maka kelarutan akan sangat kecil.

Aturan Kelarutan Ion

Beberapa kelarutan ion yang berhasil diidentifikasi adalah:

1. Semua nitrat (NO₃^-) larut
2. Semua klorida (Cl^-) larut kecuali AgCl, Hg₂Cl₂, dan PbCl₂.
3. Sebagian besar sulfat  (SO₄^2-) larut kecuali BaSO₄, PbSO₄, dan SrSO₄.
4. Semua karbonat (CO₃^2-) larut kecuali  NH₄⁺ dan karbonat dari golongan alkali.
5. Semua hidroksida (OH^-) larut kecuali hidroksida dari golongan alkali, Ba(OH)₂, and Sr(OH)₂. Ca(OH)₂ hanya larut sebagian.
6. Semua sulfida (S^2-) tidak larut kecuali sulfida alkali dan alkali tanah dan  NH₄⁺.
7. Semua fosfat (PO₄^3-) dan oksida (O₂^-) tidak larut kecuali golongan alkali.

Kelarutan Air

Air adalah pelarut  polar yang dapat melarutkan solut polar dan nonpolar. Kelarutan padatan dalam air biasanya dinyatakan dalam gram atau mol padatan yang dapat larut dalam 100 gram air pada suhu tertentu, contohnya:
NaCl = 0,615 mol/100 g air
NaBr = 0,919 mol/100 g air
NaNO₃ = 1,08 mol/100 g air
MgSO₄ = 1,83 x 10^-1 mol/100 g air
CaSO₄ = 4,66 x 10^-3 mol/100 g air.

Publisher: Unknown - 16.00

Soal dan Jawaban Larutan Penyangga (Buffer)

Soal #1:

Sebuah larutan penyangga dibuat dengan mereaksikan 1 M amonia dan 1 M amonium klorida. Berpakah pH?

Soal #2:

Sebuah larutan penyangga dibuat dengan mereaksikan 0,8 M amonia dan 1 M amonium klorida. Berapakah pH?

Soal #3:

Sebuah larutan penyangga dibuat dengan mereaksikan 1 M amonia dan 0,8 M amonium klorida. Berapakah pH?

Jawaban Soal #1:
Menjawab soal dengan rumus basa akan satu langkah lebih banyak daripada menggunakan asam. Cara ini digunakan ketika diketahui K_b larutan basa.
Dalam hal ini tidak dapat menggunakan K_b untuk basa, melainkan harus menggunakan K_a untuk asam konjugat.
Dalam soal ini, diketahui K_b amonia adalah 1,77 x 10¯⁵
Kita harus tahu bahwa K_a adalah milik ion amonium yang berperan sebagai asam konjugat. Dari sana kita mengetahui pK_a. Dengan rumus ini dapat dicari nilai pK_a:

K_w = K_aK_b 10¯¹⁴ = (K_a) (1,77 x 10¯⁵)
K_a = 5,65 x 10¯¹⁰
pK_a = - log K_a = - log 5,65 x 10¯¹⁰ = 9,248

Sekarang kita masuk ke persamaan larutan penyangga (persamaan Henderson-Hasselbalch):

pH = pK_a +log (asam / basa)
pH = 9,248 + log (1 / 1)
pH = 9,248

Jawaban Soal #2:
Dengan cara yang sama dengan Jawaban Soal #1, maka Soal #2 dan Soal #3 dapat dijawab seperti berikut:

pH = 9,248 + log (0,8 / 1)
pH = 9,248 - 0,097
pH = 9,151

Jawaban Soal #3:

pH = 9,248 + log (1 / 0,8)
pH = 9,248 + 0,097
pH = 9,345

Pembahasan tiga contoh soal larutan penyangga di atas:
1) pH larutan penyangga ini bukan hanya pH larutan amonia. pH amonia 1 M adalah 11,624.
2) Dapat diibaratkan larutan di atas adalah basa and asam konjugatnya.
3) Perhatikan pada Soal #1, pH kurang dari larutan basa murni (9,258 dibanding 11,624). Hal ini dikarenakan asas Le Chatelier. Perhatikan reaksi amonia dengan air:

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH¯

Peningkatan konsentrasi ion amonium (NH₄⁺) akan mendorong kesetimbangan ke kiri, menurunkan konsentrasi ion OH¯. Hal ini membuat larutan bersifat lebih asam, membuat pH larutan penyangga lebih kecil daripada pH larutan amonia murni.
4) Perhatikan bahwa dengan jumlah asam yang lebih banyak (amonium adalah sebagai asam) dibandingkan dengan basa pada Soal #2, pH menjadi lebih asam daripada pH perbandingan 1:1 di Soal #1.
5) Perhatikan bahwa dengan jumlah basa yang lebih banyak (the amonia adalah sebagai basa) dibandingkan dengan asam, pada Soal #3, pH menjadi lebih basa daripada pH perbandingan 1:1 di Soal #1.

Publisher: Unknown - 16.00

Pembahasan Larutan Penyangga

Pengertian Larutan Penyangga

Larutan penyangga (buffer solution) adalah larutan yang mempunyai pH yang sangat stabil. Jika suatu asam atau basa ditambahkan pada larutan penyangga, maka pH tidak berubah secara signifikan. Dengan cara lain, menambahkan air ke dalam atau menguapkan air dari larutan pH juga tidak mengubah pH larutan buffer.

Cara Kerja Larutan Penyangga

Seperti yang telah diketahui dalam menghitung pH larutan, penambahan sedikit asam kuat akan mengubah pH larutan (kecuali larutan penyangga) secara drastis. Tetapi, ada suatu kondisi dimana pH harus dijaga supaya tetap konstan ketika asam atau basa ditambahkan ke dalam larutan. Larutan penyangga menjawab tantangan tersebut. Para ahli kimia sering menggunakan larutan buffer untuk mengatur pH sebuah reaksi.

Secara singkat, cara kerja larutan penyangga adalah ketika ion hidrogen ditambahkan pada larutan penyangga, ion tersebut akan ternetralisasi oleh basa di dalam larutan penyangga. Ion hidroksida juga akan ternetralisasi oleh asam. Reaksi netralisasi tersebut tidak akan memberikan pengaruh yang banyak terhadap pH larutan penyangga.

Ketika menentukan asam untuk larutan penyangga, cobalah untuk memilih asam yang mempunyai nilai tetapan kesetimbangan asam (pK_a) yang dekat dengan pH yang diinginkan. Hal ini akan memberikan larutan penyangga yang ekivalen terhadap asam dan basa konjugat untuk menetralisasi sebanyak mungkin H⁺ dan OH^-.

Cara Membuat Larutan Penyangga

Larutan penyangga secara sederhana dibuat dengan mencampurkan asam lemah dengan basa konjugatnya. Secara sama, larutan penyangga juga dapat dibuat dengan mencampurkan basa lemah dengan asam konjugatnya. Larutan penyangga bekerja secara bereaksi dengan asam atau basa yang ditambahkan untuk mengendalikan pH. Sebagai contoh, bayangkanlah sebuah larutan penyanga yang terbuat dari basa lemah amonia, NH₃ dan asam konjugatnya, ion amonium (NH₄⁺). Ketika asam klorida (HCl) ditambahkan pada larutan tersebut, amonia akan "merendam" proton (H⁺) dari asam menjadi ion NH₄⁺. Karena proton telah terkunci dalam ion amonium, proton tidak dapat menjalankan aksinya untuk menurunkan pH larutan. Ketika NaOH ditambahkan pada larutan penyangga yang sama, ion amonium akan menyumbangkan proton yang tadi terkunci kepada basa menjadi amonia dan air. Dalam hal ini larutan penyangga menetralkan basa.

Seperti pada contoh di atas, larutan penyangga bekerja dengan menggantikan asam atau basa kuat dengan yang lemah. Proton asam kuat digantikan oleh ion amonium (sebuah asam lemah). Basa kuat OH^- digantikan oleh basa lemah amonia. Penggantian ini menyebabkan larutan penyangga mempunyai kekuatan mengendalikan pH.

Fungsi Larutan Penyangga

Larutan penyangga mempunyai kaitan erat dengan kehidupan. Penerapan larutan penyangga mudah sekali ditemukan dalam kegiatan sehari-hari. Beberapa fungsi larutan penyangga adalah:

Pada sistem biologi

Dalam sistem biologi, larutan penyangga ditemukan pada air liur, usus, dan darah untuk menjaga supaya pH tetap konstan dan organ tubuh bekerja dengan semestinya. Sebagian besar enzim juga bekerja pada nilai pH tertentu.

Dalam darah

Darah juga mengandung sistem buffer karena alasan berikut:

• pH darah umumnya sekitar 7,4.
• Jika pH darah selisih 0,5 saja, akan menyebabkan ketidaksadaran atau kondisi koma.
• Karbondioksida dihasilkan lewat pernapasan dapat meningkatkan keasaman darah dengan membentuk ion H⁺.
• Kehadiran ion hidrogen karbonat akan menghilangkan H⁺ yang berlebihan.

Aplikasi larutan penyangga yang lain

Beberapa peralatan rumah tangga menggunakan cara kerja larutan penyangga. Di antaranya adalah:

• Pada sampo, larutan penyangga digunakan untuk menjaga kebasaan supaya tidak mencederai mata.
• Pada lotion bayi, menjaga pH supaya tetap 6 untuk mencegah perkembangbiakan bakteri.
• Selain itu, sistem penyangga juga ditemukan pada tetes mata dan serbuk pencuci.

Publisher: Unknown - 16.00

Soal dan Jawaban Hidrolisis Garam

Inilah beberapa contoh soal menghitung pH hidrolisis garam. Soal mencari pH hidrolisis garam ini mengambil beberapa aspek yang diketahui.

Soal #1: Berapakah pH larutan amonium klorida (NH₄Cl) 0,05 M jika diketahui K_a = 5.65 x 10¯¹⁰.
Penyelesaian:
1) Persamaan reaksi hidrolisis garam NH₄Cl:

NH₄⁺ + H₂O <==> NH₃ + H₃O⁺

2) Persamaan K_a NH₄⁺:

	[NH3] [H3O+]
Ka =	----------------
	[NH4+]

3) Memasukkan nilai K_a dan mengubahnya menjadi persamaan umum. Jumlah NH₃ dan H₃O⁺ adalah sama, sehingga keduanya dapat diganti dengan x :

	(x) (x)
5.65 x 10¯10 =	----------------
	0.0500 - x

4) Karena x sangat kecil, maka dapat diabaikan dalam pengurangan. Sehingga dapat diketahui konsentrasi ion hidronium adalah:

x = akar pangkat [(5,65 x 10¯¹⁰) (0.0500)] x = 5,32 x 10¯⁶ M = [H₃O⁺]

5) Maka pH dapat diketahui dari nilai [H₃O⁺] :

pH = - log 5,32 x 10¯⁶ = 5,274

Soal #2: Berapakah pH larutan 0,100 M metil amonium klorida (CH₃NH₃Cl)? Diketahui K_a ion metil amonium (CH₃NH₃⁺) adalah 2,70 x 10¯¹¹
Penyelesaian:
1) Persamaan reaksi hidrolisis garam CH₃NH₃⁺:

CH₃NH₃⁺ + H₂O <==> CH₃NH₂ + H₃O⁺

2) Persamaan K_a CH₃NH₃⁺:

	[CH3NH2] [H3O+]
Ka =	----------------
	[CH3NH3+]

3) Memasukkan nilai K_a dan mengubahnya menjadi persamaan umum. Jumlah CH₃NH₂ dan H₃O⁺ adalah sama, sehingga keduanya dapat diganti dengan x :

	(x) (x)
2,70 x 10¯11 =	----------------
	0,100 - x

4) Karena x sangat kecil, maka dapat diabaikan dalam pengurangan. Sehingga dapat diketahui konsentrasi ion hidronium adalah:

x = akar pangkat [(2,70 x 10¯¹¹) (0,100)] x = 1,64 x 10¯⁶ M = [H₃O⁺]

5) Maka pH dapat diketahui dari nilai [H₃O⁺]:

pH = - log 1.64 x 10¯⁶ = 5.784

Soal #3:
Diketahui pK_a ion amonium adalah 9,26. Berapakah pH of 1,00 L larutan yang mengandung 5,45 g  NH₄Cl (Mr NH₄Cl = 54,5 g mol¯¹)
Penyelesaian:
1) Menghitung molaritas larutan:

5,45 g / 54,5 g mol¯¹ = 0,100 mol 0,100 mol / 1,00 L = 0,100 M

2) Menghitung K_a larutan NH₄Cl:

K_a = 10¯^pK_a = 10¯^9,26 K_a = 5,4954 x 10¯¹⁰

3) Menulis persaman disosiasi dan rumus K_a :

NH₄⁺ ⇔ H⁺ + NH₃ K_a = ([H⁺] [NH₃]) / [NH₄⁺]

4) Memasukkan nilai K_a :

5,4954 x 10¯¹⁰ = [(x) (x)] / 0,100 x = 7,4131 x 10¯⁶ M

5) Maka pH dapat dicari dengan mudah karena konsentrasi ion hidronium sudah diketahui:

-log 7,4131 x 10¯⁶ = 5,13

Publisher: Unknown - 16.00

Penggolongan Garam

Seperti pada pembahasan tentang teori asam basa dan hidrolisis garam, garam dapat terbentuk oleh adanya reaksi antara asam dengan basa. Garam yang terbentuk tidak semuanya bersifat netral. Jika garam berasal dari asam kuat dan basa lemah, maka akan bersifat asam. Sedangkan garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat akan bersifat basa. Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dan basa lemah, maka sifatnya tergantung dari kekuatan asam atau basa senyawa yang bereaksi, yang sering dinyatakan dengan K_a dan K_b. Yang terakhir jika garam berasal dari asam kuat dan basa kuat, maka akan bersifat netral karena adanya reaksi netralisasi sebagai berikut:

H⁺ + OH^- H₂O

Garam Netral

Ion-ion selain H⁺ dan OH^- akan membentuk senyawa garam. Sebagian besar garam netral mengandung ion-ion yang tertera pada tabel berikut:

Kation
Na+	K+	Rb+	Cs+
Mg2+	Ca2+	Sr2+	Ba2+
Anion
Cl-	Br-	I-
ClO4-	BrO4-	ClO3-	NO3-

Garam Asam

Garam asam adalah garam yang berasal dari asam kuat yang bereaksi dengan basa lemah. Garam asam mengandung ion-ion sebagai berikut:

Ion Asam
NH4+	Al3+	Pb2+	Sn2+
Ion logam transisi
HSO4-	H2PO4-

Garam Basa

Garam basa adalah hasil dari reaksi antara asam lemah dengan basa kuat. Ion-ion berikut sering ditemukan dalam garam basa.

Ion Basa
F-	C2H3O2-	NO2-	HCO3-
CN-	CO32-	S2-	SO42-
HPO42-	PO43-

Garam dari asam lemah dan basa lemah

Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dan basa lemah dapat bersifat netral, asam, maupun basa sesuai dengan kekuatan asam atau basa penyusunnya. Kekuatan asam atau basa dapat diamati dari tetapan kesetimbangan asam basa.

Jika K_a (kation) > K_b (anion) maka larutan bersifat asam.
Jika K_a (kation) = K_b (anion) maka larutan bersifat netral.
Jika K_a (kation) < K_b (anion) maka larutan bersifat basa.

Publisher: Unknown - 16.00

Pembahasan Hidrolisis Garam

Definisi Hidolisis Garam

Peristiwa pelarutan suatu garam tidak selalu menghasilkan larutan yang bersifat netral. Sebagai contoh, larutan tembaga (II) sulfat bersifat asam, sementara natrium asetat bersifat basa. Sedangkan larutan natrium klorida bersifat netral. Hal tersebut dikarenakan reaksi disosiasi garam di dalam air yang membentuk ion. Proses sebuah reaksi dari anion atau kation garam yang membentuk larutan asam atau basa disebut reaksi hidrolisis. Dengan kata lain, reaksi hidrolisis adalah kebalikan dari reaksi netralisasi. Konstanta (tetapan) kesetimbangan pada reaksi disebut dengan tetapan hidrolisis (K_h).

Hidrolisis Garam Asam

Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam. Amonia adalah contoh basa lemah, dan reaksinya dengan asam kuat akan menghasilkan garam dengan pH kurang dari 7. Sebagai contoh, perhatikan reaksi berikut:

HCl + NH₄OH NH₄⁺ + Cl^- + H₂O

Di dalam larutan, ion NH₄⁺ bereaksi lebih lanjut dengan air (melakukan reaksi hidrolisis) menurut reaksi berikut:

NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺

Tetapan keasaman dapat diturunkan dari harga K_w dan K_b.

        [H3O+] [NH3] [OH-]
Ka = ------------------------
           [NH4+][OH-]
   = Kw / Kb 

Hidrolisis Garam Basa

Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat bersifat basa. Kebasaan tersebut dikarenakan reaksi hidrolisis basa konjugat dari asam (lemah) yang digunakan pada reaksi netralisasi. Sebagai contoh, natrium asetat terbentuk pada reaksi antara asam asetat (asam lemah) dan natrium hidroksida (basa kuat). Ketika garam terlarut, ionisasi yang terjad adalah:

NaAc Na⁺ + Ac^-

Dengan adanya air, ion asetat akan mengalami hidrolisis sebagai berikut:

H₂O + Ac^- HAc + OH^-

Dan tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini adalah K_b dari basa konjugat Ac^- dari asam HAc sebagai berikut:

                  [HAc] [OH-]
      Kb  =  -----------
                [Ac-]

             [HAc] [OH-]  [H+]
      Kb  =  -----------  ---
                 [Ac-]    [H+]

               [HAc]    [OH-][H+]
      Kb  =  ---------- ---------
               [Ac-]       [H+]

          =  Kw / Ka

Publisher: Unknown - 16.00

Reaksi Netralisasi

Pengertian Reaksi Netralisasi

Ketika asam dan basa bereaksi satu sama lain, maka akan terbentuk spesies garam yang biasanya diikuti dengan pembentukan molekul air. Reaksi ini disebut sebagai reaksi netralisasi, yang secara umum mengikuti persamaan kimia berikut ini:

HA + BOH → BA + H₂O

Kebalikan dari reaksi netralisasi disebut dengan reaksi hidrolisis garam. Pada reaksi hidrolisis, garam bereaksi dengan air membentuk asam atau basa.

BA + H₂O → HA + BOH

Berikut adalah reaksi netralisasi spesifik dari sifat kekuatan asam atau basa.

Jenis-jenis Reaksi Netralisasi

Netralisasi asam kuat dan basa kuat

Contoh reaksi netralisasi asam kuat dan basa kuat adalah antara asam klorida dengan natrium hidroksida.

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Ketika asam kuat dan basa kuat bereaksi, maka akan terjadi reaksi netralisasi dan larutan yang dihasilkan bersifat netral (pH=7). Ion yang terbentuk tidak dapat bereaksi dengan air.

Netralisasi asam kuat dan basa lemah

Contoh reaksi netralisasi asam kuat dan basa lemah adalah antara asam klorida dengan amonia.

HCl + NH₃ → NH₄Cl

Reaksi antara asam kuat dan basa lemah menghasilkan garam, tetapi biasanya tidak membentuk molekul air karena basa lemah tidak mempunyai ion hidroksida. Pada kasus ini, air hanya bersifat sebagai pelarut dan bereaksi dengan kation dari garam membentuk basa lemah.
Contoh:

HCl (aq) + NH₃ (aq) NH₄⁺ (aq) + Cl^- 

dimana ion amonium yang terbentuk, bereaksi lebih lanjut dengan air menurut persamaan reaksi kimia sebagai berikut:

NH₄^- (aq) + H₂O NH₃ (aq) + H₃O⁺ (aq)

Netralisasi asam lemah dan basa kuat

Contoh reaksi netralisasi asam lemah dan basa kuat adalah antara asam asetat dengan natrium hidroksida

CH₃COOH + NaOH CH₃COONa + H₂O

Ketika asam lemah direaksikan dengan basa kuat maka larutan akan bersifat basa.

Netralisasi asam lemah dan basa lemah

Contoh reaksi netralisasi asam lemah dan basa lemah adalah antara asam asetat dengan amonia membentuk amonium asetat. Reaksinya adalah sebgai berikut:

CH₃COOH + NH₃ CH₃COONH₄

pH larutan yang terbentuk tergantung dari kekuatan asam atau basa. Kekuatan asam atau basa dengan mudah dapat diketahui dari nilai tetapan kesetimbangan asam basa. Semakin besar nilai tetapan keseimbangan, maka semakin tinggi kekuatan asam atau basa.

Publisher: Unknown - 16.00

Soal dan Jawaban Titrasi Asam Basa

Inilah beberapa contoh soal dan jawaban tentang titrasi asam basa. Bacalah benar-benar setiap latihan soal asam basa berikut. Kalau perlu, tulis kembali di atas kertas supaya mengurangi kebingungan.

Contoh #1: Jika 20,60 mL larutan HCl 0,0100 M digunakan untuk mentitrasi 30,00 mL larutan NaOH sampai titik ekivalen, berapakah konsentrasi larutan NaOH?
Penyelesaian:
1) Tulis persamaan reaksi setara:

HCl + NaOH ---> NaCl + H₂O

2) Mencari mol HCl:

mol = M x V = (0,0100 mol/L) (0,02060 L) = 0,000206 mol

4) Mencari mol NaOH:

Karena perbandingan ekivalen HCl dan NaOH adalah 1:1, maka mol NaOH sama dengan mol HCl, yaitu 0,000206 mol.

5) Mencari konsentrasi NaOH:

0,000206 mol / 0,03000 L = 0,00687 M

---

Contoh #2: Berapakah volume 0,105 M HCl untuk mentitrasi larutan berikut sampai titik ekivalen?

a) 22,5 mL NH₃ 0,118 M
b) 125,0 mL larutan yang mengandung 1,35 gram NaOH per liter

Kita mengabaikan bahwa HCl-NH₃ titrasi kuat-lemah. Kita hanya fokus ke titik ekivalen, bukan pH yang dihasilkan.
Penyelesaian a:
1) Persamaan reaksi

HCl + NH₃ ---> NH₄Cl

2) Perbandingan molar HCl dan NH₃:

1 : 1

3) Mol NH₃:

mol = M x V = (0,118 mol/L) (0,0225 L) = 0,002655 mol

4) Mencari mol HCl yang digunakan:

1 banding 1, maka mol HCl = mol  NH₃ = 0,002655 mol

5) Menentukan volume HCl:

0,105 mol/L = 0,002655 mol / x x = 0,0253 L = 25,3 mL

Penyelesaian b:
1) Menentukan konsentrasi larutan NaOH:

MV = massa / massa molar (x) (1,00 L) = 1,35 g / 40,00 g/mol
x = 0,03375 M

2) Persamaan reaksi setara:

HCl + NaOH ---> NaCl + H₂O

3) Menentukan volume HCl yang dibutuhkan:

M₁V₁ = M₂V₂ (0,03375 mol/L) (125,0 mL) = (0,105 mol/L) (x)
x = 40,18 mL

---

Contoh #3: Berapa volume 0,116 M H₂SO₄ yang dibutuhkan untuk mentitrasi 25,0 mL Ba(OH)₂   0,00840 sampai titik ekivalen?:
Penyelesaian:
1) Persamaan reaksi:

H₂SO₄ + Ba(OH)₂ ---> BaSO₄ + 2H₂O

2) Perbandngan molar:

1 : 1

3) Gunakan cara ini untuk perbandingan molar 1:1:

M₁V₁ = M₂V₂ (0,116 mol/L) (x) = (0,00840 mol/L) (25,0 mL)
x = 1,81 mL

---

Contoh #4: 27,0 mL NaOH  0,310 M dititrasi dengan H₂SO₄ 0,740 M .  Berapa volume H₂SO₄ yang digunakan untuk mencapai titik akhir titrasi?
Penyelesaian:
1) Mol NaOH:

(0,310 mol/L) (0,027 L) = 0,00837 mol

2) Perbandingan molar NaOH dan H₂SO₄ adalah 2:1:

 Hal ini dapat dilihat dari persamaan reaksi setara:
2NaOH + H₂SO₄ ---> Na₂SO₄ + 2H₂O

3) Jadi:

2 banding 1 maka 0,00837 mol setara dengan 0,00837 mol dibagi 2 = 0,004185 mol H₂SO₄

4) MEnghitung volume  H₂SO₄ yang dibutuhkan:

0,004185 mol dibagi 0,740 mol/L = 0,0056554 L =  5,66 mL

---

Contoh #5: A 21,62 mL  Ca(OH)₂ dititrasi dengan HCl 0,2545 M sebanyak 45,87 mL sampai titik akhir titrasi.

(a) Bagaimana persamaan reaksinya?
(b) Berapakah konsentrasi kalsium hidroksida?

Penyelesaian:
1) Persamaan reaksi setara:

2HCl + Ca(OH)₂ ---> CaCl₂ + 2H₂O

2) Mencari konsentrasi kalsium hidroksida:

mol HCl ---> (0,2545 mol/L) (0,04587 L) = 0,011674 mol . Perbandingan molar HCl to Ca(OH)₂ adalah 2 : 1, maka:

mol of Ca(OH)₂  = 0,005837 mol

Konsentrasi Ca(OH)₂ ---> 0,005837 mol / 0,02162 L = 0,2700 M

---

Contoh #6: Hitunglah volume NaOH yang dibutuhkan untuk menetralisasi 50,0 mL asam sulfat 16,0 M. Konsentrasi NaOH adalah 2,50 M,

Penyelesaian:

2 NaOH + H₂SO₄ ---> Na₂SO₄ + 2H₂O Hitung mol H₂SO₄ dengan menggunakan n = C x V:

n = 16,0 mol/L x 50 mL = 800 mmol

Sekarang lihat persamaannya. Setiap mol H₂SO₄ membutuhkan dua kali mol NaOH untuk menetralisasi H₂SO₄.
Jadi, mol NaOH = 800 x 2 = 1600 mmol NaOH yang dibutuhkan.
Jika sudah mempunyai mol dan konsentrasi, sekarang tinggal menghitung volume.:

V = mol / konsentrasi V = 1600 mmol / 2,50 mol/L = 640 mL

---

Contoh soal #7: Jika 0,2501 gram natrium karbonat kering membutuhkan 27,00 mL HCl untuk melengkapi reaksi, berapa konsentrasi HCl?
Penyelesaian:

Na₂CO₃ + 2HCl ---> 2NaCl + CO₂ + H₂O

mol Na₂CO₃ ---> 0,2501 g / 105,988 g/mol = 0,0023597 mol

2 mol of HCl dibutuhkan untuk setiap satu mol Na₂CO₃
0,0023597 mol x 2 = 0,0047194 mol HCl
0,0047194 mol / 0,02700 L = 0,1748 M

---

Contoh soal #8: Berapakah konsentrasi asam sitrat dalam soda jika membutuhkan 32,27 mL NaOH 0,0148 M untuk mentitrasi 25,00 mL soda?
Solution:

Asam sitrat mempunyai tiga hidrogen asam, jadi kita menggunakan rumus H₃Cit

H₃Cit + 3NaOH ---> Na₃Cit + 3H₂O
Kuncinya adalah perbandingan molar 1 : 3 antara H₃Cit dan NaOH
mol NaOH ---> (0,0148 mol/L) (0,03227 L) = 0,000477596 mol
1 mol untuk 3 mol seperti x untuk 0,000477596 mol
Jadi x = 0,0001592 mol (of H₃Cit)
0,0001592 mol / 0,0250 L = 0,00637 

---

Contoh soal #9: 20,00 mL Al(OH)₃ 0,250 M menetralisasi 75,00 mL larutanH₂SO₄. Berapakah konsentrasi H₂SO₄?
Penyelesaian:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ ---> Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O Al(OH)₃

Perbandingan molarnya adalah 2:3,
mol Al(OH)₃ ---> (0,250 mol/L) (20,00 mL) = 5,00 mmol
2 mol untuk 3 mol seperti 5,00 mol untuk x

x = 7,50 mmol
Molaritas H₂SO₄ ---> 7,50 mmol / 75,00 mL = 0,100 M

---

Contoh soal #10: 51,00 ml asam fosfat (H₃PO₄) bereaksi dengan 13,90 gram barium hidroksida, Ba(OH)₂ sesuai dengan persamaan reaksi berikut. Berapakan molaritas asam fosfat?
Peneyelesaian:

2 H₃PO₄ + 3Ba(OH)₂ ---> Ba₃(PO₄)₂ + 6H₂O

mol Ba(OH)₂: 13,90 g / 171,344 g/mol = 0,08112335 mol
3 mol Ba(OH)₂ bereksi dengan 2 mol H₃PO₄
0,08112335 mol Ba(OH)₂ bereaksi dengan x mol H₃PO₄
x = 0,0540822 mol
Molaritas asam fosfat: 0,0540822 mol/0,05100 L = 1,06 M

---

Contoh soal #11: Berapakah konsentrasi larutan Ca(OH)₂ jika 10,0 mL larutan H₃PO₄ 0,600 M digunakan untuk menetralisasi  12,5 mL larutan Ca(OH)₂ ?
Penyelesaian:

3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ ---> Ca₃(PO₄)₂ + 6H₂O

Rasion molar antara  Ca(OH)₂ and H₃PO₄ adalah 3 : 2
mol H₃PO₄ ---> (0,600 mol/L) (0,0100 L) = 0,00600 mol
3 mol untuk 2 mol seperti x untuk 0,00600 mol
Jadi, x = 0,00900 mol

0,00900 mol / 0,0125 L = 0,720 M

---

Contoh soal#12: 4,65 g Co(OH)₂ dilarutkan dalam 500,0 mL. Sebanyak 3,64 g suatu asam dilarutkan dalam 250,0 mL. 18,115 mL basa digunakan untuk mentitrasi 25,0 mL asam sampai titik akhir titrasi.

a) Hitunglah konsentrasi larutan basa.
b)Hitunglah massa molar larutan asam.

Penyelesaian:
1) Molaritas basa:

MV = gram / massa molar  (x) (0,5 L) = 4,65 g / 92,9468 g/mol
x = 0,100 mol/L

2) Mol basa yang digunakan:

(0,100 mol/L) (0,018115 L) = 0,0018115 mol

3) Kita harus mengasumsikan bahwa asam adalah monoprotik, karena langkah selanjutnya adalah menentukan mol asam yang bereaksi.

2HX + Co(OH)₂ ---> CoX₂ + 2H₂O

Dua HX digunakan setiap Co(OH)₂ yang bereaksi

4) Mol asam:

0,0018115 mol x 2 = 0,003623 mol

5) Gram asam dalam 0,025 L:

4,65 g untuk 0,5000 L seperti x untuk 0,0250 L

Jadi x = 0,2325 g

6) Massa molar asam:

0,2325 g / 0,003623 mol = 64,2 g/mol

---

Contoh soal #13: 11,96 mL larutan NaOH 0,102 M digunakan untuk mentitrasi 0,0927 g suatu asam sampai titik akhir titrasi menggunakan indikator asam basa bernama fenolftalein (pp). Berapakah massa molekul asam jika asam tersebut adalah monoprotik? Jika diprotik?
Penyelesaian:
1) mol NaOH:

(0,102 mol/L) (0,01196 L) = 0,00121992 mol

2) Jika asam monoprotik:

HA + NaOH ---> NaA + H₂O

Perbandingan molar = 1:1 
0,0927g / 0,00121992 mol = 76 g/mol

3) Jika asam diprotik:

H₂A + 2 NaOH ---> Na₂A + 2 H₂O

Perbandingan molar = 1 : 2
= 0,00121992 mol asam / 2 = 0,00060996 mol asam
0,0927 g / 0,00060996 mol = 152 g/mol

---

Contoh soal #14: A 0,3017 g sampel asam diprotik (dengan massa molar 126,07 g/mol) dilarutkan ke dalam air dan dititrasi dengan 37,26 mL NaOH. Sebanyak 24,05 mL larutan NaOH digunakan untuk mentitrasi 0,2506 g asam yang belum diketahui, namun sifatnya monoprotik. Berapakah massa molar asam tersebut?
Penyelesaian:
1) mol asam diprotik:

0,3017 g / 126,07 g/mol = 0,002393115 mol

2) mol NaOH yang dibutuhkan:

H₂A + 2NaOH ---> Na₂A + 2H₂O

Perbandingan molar =1 : 2 
0,002393115 mol asam x 2 = 0,004786230 mol basa

3) molaritas larutan NaOH:

0,004786230 mol / 0,03726 L = 0,128455 M

4) Massa molar asam monoprotik:

(0,128455 mol/L) (0,02405 L) = 0,00308934275 mol NaOH

HA + NaOH ---> NaA + H₂O
HA dan NaOH bereaksi dengan perbandingan molar 1:1
0,00308934275 mol HA yang bereaksi
0,2506 g / 0,00308934275 mol = 81,1 g/mol

---

Contoh soal #15: Berapa gram aspirin (C₉H₈O₄), sebuah asam monoprotik yang dibutuhkan untuk tepat bereaksi dengan 29,4 mL larutan NaOH 0,2400% b/b (berat per berat)?
Penyelesaian:
1) Anggap bahwa massa jenis NaOH adalah 1,00 g/mL

0,2400% b/b berarti 0,2400 g NaOH per 100,0 g larutan. Dengan massa jenis, kita mengetahui bahwa 100,0 g larutan menempati volume 100,0 mL

2) Berapa banyak NaOH dalam 29,4 mL larutan?

0,2400 g dalam 100 mL sama dengan x dalam 29,4 mL

Jadi, x = 0,07056 g of NaOH

3) Berapa jumlah molnya?

0,07056 g / 40,0 g/mol = 0,001764 mol

4) Berapa mol aspirin yang bereaksi?

Karena perbandingan molar =  1:1, kita tahu bahwa 0,001764 mol aspirin bereaksi. 0,001764 mol x 180,1582 g/mol = 0,318 

Publisher: Unknown - 16.00

Dasar Titrasi Asam Basa

Pengertian Titrasi Asam Basa

Titrasi merupakan salah satu prosedur dalam ilmu kimia yang digunakan untuk menentukan molaritas dari suatu asam dan basa. Reaksi kimia pada titrasi dikenakan pada "larutan yang sudah diketahui volumenya, namun tidak diketahui konsentrasinya" dan "larutan yang sudah diketahui volume dan konsentrasinya". Tingkat keasaman atau kebasaan dapat ditentukan dengan menggunakan asam atau basa yang ekivalen. Ekivalen asam setara dengan satu mol ion hidronium (H⁺ atau H₃O⁺). Sedangkan ekivalen basa setara dengan satu mol ion hidroksida (OH^-). Jika yang direaksikan adalah asam atau basa poliprotik (banyak ekivalen), maka setiap mol zat tersebut akan melepaskan lebih dari satu H⁺ atau OH^-.

Titik Ekivalen

Ketika larutan yang sudah diketahui konsentrasinya direaksikan dengan larutan yang tidak diketahui konsentrasinya, maka akan dicapai titik dimana jumlah asam sama dengan jumlah basa, yang disebut dengan titik ekivalen. Titik ekivalen dari asam kuat dan basa kuat mempunyai pH 7. Untuk asam lemah dan basa lemah, titik ekivalen tidak terjadi pada pH 7. Dan untuk larutan asam basa poliprotik, akan ada beberapa titik ekivalen.

Cara Memprediksi Titik Ekivalen

Ada dua cara yang biasa digunakan untuk memprediksi dan menentukan titik ekivalen, yaitu menggunakan pH meter dan indikator asam-basa.

Menggunakan pH meter

Metode ini melibatkan grafik sebagai fungsi pH dan volume titran yang dipakai yang disebut dengan kurva titrasi. Contoh kurva titrasi adalah:

Menggunakan indikator

Metode ini mengandalkan timbulnya perubahan warna larutan. Indikator asam basa merupakan suatu asam atau basa organik lemah yang mempunyai warna yang berbeda pada keadaan terdisosiasi maupun tidak. Karena digunakan dalam konsentrasi yang rendah, indikator tidak menunjukkan perubahan yang besar pada titik ekivalen. Titik dimana indikator berubah warna merupakan titik akhir titrasi. Untuk titrasi, perbedaan volume antara titik akhir dengan titik ekivalen relatif kecil. Seringkali kesalahan (error) pada perbedaan volume diabaikan. Seharusnya dalam kasus tersebut diberlakukan faktor koreksi. Volume yang ditambahkan untuk mencapai titik akhir dapat dihitung dengan menggunakan rumus sederhana berikut:

V_AN_A = V_BN_B

dimana V adalah volume, N adalah normalitas, A adalah asam, dan B adalah basa.

Publisher: Unknown - 16.00

Indikator Asam Basa

Pengertian Indikator Asam Basa

Indikator asam basa adalah senyawa khusus yang ditambahkan pada larutan, dengan tujuan mengetahui kisaran pH dalam larutan tersebut. Indikator asam basa biasanya adalah asam atau basa organik lemah. Senyawa indikator yang tak terdisosiasi akan mempunyai warna berbeda dibanding dengan indikator yang terionisasi. Sebuah indikator asam basa tidak mengubah warna dari larutan murni asam ke murni basa pada konsentrasi ion hidrogen yang spesifik, melainkan hanya pada kisaran konsentrasi ion hidrogen. Kisaran ini merupakan suatu interval perubahan warna, yang menandakan kisaran pH.

Penggunaan Indikator Asam Basa

Larutan yang akan dicari tingkat keasamannya diberi suatu asam basa yang sesuai, kemudian dilakukan suatu titrasi. Perubahan pH dapat diketahui dari perubahan warna larutan yang berisi indikator. Perubahan warna ini sesuai dengan kisaran pH yang sesuai dengan jenis indikator.

Indikator yang Biasa Digunakan

Di bawah ini ada beberapa indikator asam basa yang sering digunakan. Indikator dapat bekerja pada larutan, maupun alkohol sesuai dengan sifatnya. Inilah contoh indikator yang digunakan untuk mengetahui pH.

Indikator pp berwarna pink saat basa dan tak berwarna saat asam

Daftar indikator asam basa lengkap

Indikator	Rentang pH	Kuantitas penggunaan per 10 ml	Asam	Basa
Timol biru	1,2-2,8	1-2 tetes 0,1% larutan	merah	kuning
Pentametoksi merah	1,2-2,3	1 tetes 0,1% dlm larutan 0% alkohol	merah-ungu	tak berwarna
Tropeolin OO	1,3-3,2	1 tetes 1% larutan	merah	kuning
2,4-Dinitrofenol	2,4-4,0	1-2 tetes 0,1% larutan dlm 50% alkohol	tak berwarna	kuning
Metil kuning	2,9-4,0	1 tetes 0,1% larutan dlm 90% alkohol	merah	kuning
Metil oranye	3,1-4,4	1 tetes 0,1% larutan	merah	oranye
Bromfenol biru	3,0-4,6	1 tetes 0,1% larutan	kuning	biru-ungu
Tetrabromfenol biru	3,0-4,6	1 tetes 0,1% larutan	kuning	biru
Alizarin natrium sulfonat	3,7-5,2	1 tetes 0,1% larutan	kuning	ungu
α-Naftil merah	3,7-5,0	1 tetes 0,1% larutan dlm 70% alkohol	merah	kuning
p-Etoksikrisoidin	3,5-5,5	1 tetes 0,1% larutan	merah	kuning
Bromkresol hijau	4,0-5,6	1 tetes 0,1% larutan	kuning	biru
Metil merah	4,4-6,2	1 tetes 0,1% larutan	merah	kuning
Bromkresol ungu	5,2-6,8	1 tetes 0,1% larutan	kuning	ungu
Klorfenol merah	5,4-6,8	1 tetes 0,1% larutan	kuning	merah
Bromfenol biru	6,2-7,6	1 tetes 0,1% larutan	kuning	biru
p-Nitrofenol	5,0-7,0	1-5 tetes 0,1% larutan	tak berwarna	kuning
Azolitmin	5,0-8,0	5 tetes 0,5% larutan	merah	biru
Fenol merah	6,4-8,0	1 tetes 0,1% larutan	kuning	merah
Neutral merah	6,8-8,0	1 tetes 0,1% larutan dlm 70% alkohol	merah	kuning
Rosolik acid	6,8-8,0	1 tetes 0,1% larutan dlm 90% alkohol	kuning	merah
Kresol merah	7,2-8,8	1 tetes 0,1% larutan	kuning	merah
α-Naftolftalein	7,3-8,7	1-5 tetes 0,1% larutan dlm 70% alkohol	merah mawar	hijau
Tropeolin OOO	7,6-8,9	1 tetes 0,1% larutan	kuning	merah mawar
Timol biru	8,0-9,6	1-5 tetes 0,1% larutan	kuning	biru
Fenolftalein (pp)	8,0-10,0	1-5 tetes 0,1% larutan dlm 70% alkohol	tak berwarna	merah
α-Naftolbenzein	9,0-11,0	1-5 tetes 0,1% larutan dlm 90% alkohol	kuning	biru
Timolftalein	9,4-10,6	1 tetes 0,1% larutan dlm 90% alkohol	tak berwarna	biru
Nile biru	10,1-11,1	1 tetes 0,1% larutan	biru	merah
Alizarin kuning	10,0-12,0	1 tetes 0,1% larutan	kuning	lilac
Salisil kuning	10,0-12,0	1-5 tetes 0,1% larutan dlm 90% alkohol	kuning	oranye-coklat
Diazo ungu	10,1-12,0	1 tetes 0,1% larutan	kuning	ungu
Tropeolin O	11,0-13,0	1 tetes 0,1% larutan	kuning	oranye-coklat
Nitramin	11,0-13,0	1-2 tetes 0,1% larutan dlm 70% alkohol	tak berwarna	oranye-coklat
Poirrier's biru	11,0-13,0	1 tetes 0,1% larutan	biru	ungu-pink
Asam trinitrobenzoat	12,0-13,4	1 tetes 0,1% larutan	tak berwarna	oranye-merah

Indikator Asam Basa Alami

Senyawa alam banyak yang digunakan sebagai indikator asam basa alami. Beberapa tumbuhan yang bisa dijadikan sebagai bahan pembuatan indikator asam basa alami antara lain adalah kubis ungu, sirih, kunyit, dan bunga yang mempunyai warna (anggrek, kamboja jepang, bunga sepatu, asoka, bunga kertas). Cara membuat indikator asam basa alami adalah:

1. Menumbuk bagian bunga yang berwarna pada mortar.
2. Menambahkan sedikit akuades pada hasil tumbukan sehingga didapatkan ekstrak cair.
3. Ekstrak diambil dengan pipet tetes dan dan diteteskan dalam keramik.
4. Menguji dengan meneteskan larutan asam  dan basa pada ekstrak, sehingga ekstrak dapat berubah warna.

Inilah hasil pengamatan beberapa indikator asam basa alami.

Warna Bunga	Nama Bunga	Warna Air Bunga	Warna Air Bunga Keadaan Asam	Warna Air Bunga Keadaan Basa
Merah	Kembang sepatu	Ungu muda	Merah	Hijau tua
Kuning	Terompet	Kuning keemasan	Emas muda	Emas tua
Ungu	Anggrek	Ungu tua	Pink tua	Hijau kemerahan
Merah	Asoka	Coklat muda	Oranye muda	Coklat
Kuning	Kunyit	Oranye	Oranye cerah	Coklat kehitaman
Ungu	Bougenville	Pink tua	Pink muda	Coklat teh
Pink	Euphorbia	Pink keputih-putihan	Pink muda	Hijau lumut
Merah	Kamboja	Coklat tua	Coklat oranye	Coklat kehitaman

Publisher: Unknown - 16.00