Faktor yang Mempengaruhi Kekuatan Asam dan Basa : Ukuran Senyawa

 Faktor yang Mempengaruhi

 Kekuatan Asam dan Basa : Ukuran Senyawa

Abstrak

Kekuatan Asam dan Basa

    Kekuatan asam dan basa ditentukan oleh derajat ionisasi (α)-nya, banyak sedikitnya ion H+ dan OH− yang dilepaskan. Asam dan basa dalam air akan mengalami reaksi peruraian menjadi ion yang merupakan reaksi kesetimbangan. Oleh karena itu, kekuatan asam dan basa dapat dinyatakan oleh tetapan kesetimbangannya yaitu, tetapan ionisasi asam (Ka) dan tetapan ionisasi basa (Kb).

Sebagai contoh, dalam air HCl hampir terurai sempurna menjadi ion H+ dan ion Cl−, sedangkan HF hanya terurai sebagian menjadi ion H+ dan ion F−. Oleh karenanya, HCl disebut sebagai asam kuat dan HF disebut sebagai asam lemah. Demikian juga, dalam air NaOH hampir terurai sempurna menjadi ion Na+ dan ion OH−, sedangkan NH3 hanya terurai sebagian menjadi ion NH4+ dan ion OH−. NaOH disebut sebagai basa kuat dan NH3 disebut sebagai basa lemah.

kata kunci : asam, basa, senyawa.

Pendahuluan

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion - ion H yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H+ yang dihasilkan, larutan asam dibedakan menjadi dua macam yaitu asam kuat dan asam lemah.

Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion-ion OH– yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH- yang dihasilkan, larutan basa juga dibedakan menjadi dua macam, yaitu basa kuat dan basa lemah.

Rumusan masalah

1. Apa yang dimaksud dengan asam basa?

2. Jelaskan detail mengenai asam dan basa berdasarkan ukuran senyawa?

Pembahasan

Asam dan Basa Kimia: Sifat, Reaksi, dan Peran Penting

Dalam dunia kimia, konsep asam dan basa merupakan dua pilar penting yang membantu kita memahami sifat dan interaksi zat-zat kimia dalam berbagai situasi. Dalam artikel ini, kita akan menjelajahi arti penting asam dan basa, serta bagaimana konsep ini mempengaruhi dunia kimia dan bidang lainnya.

Definisi Asam dan Basa:

    Asam adalah zat kimia yang cenderung melepaskan ion hidrogen (H+) saat dilarutkan dalam air. Sifat khas asam termasuk rasa asam, kemampuan untuk merusak logam, dan memisahkan warna biru dari kertas lakmus menjadi merah. Beberapa contoh asam meliputi asam klorida (HCl) dalam lambung kita, serta asam sitrat dalam berbagai buah.

    Basa, di sisi lain, adalah zat yang cenderung menghasilkan ion hidroksida (OH-) dalam larutan air. Basa sering kali memiliki rasa pahit, merasa licin saat disentuh, dan dapat mengubah warna kertas lakmus dari merah menjadi biru. Contoh basa termasuk natrium hidroksida (NaOH) dan amonia (NH3).

Skala pH: Mengukur Keasaman dan Kebasaan:

    Untuk mengukur seberapa asam atau basa suatu larutan, kita menggunakan skala pH. Skala ini berkisar dari 0 hingga 14, di mana 7 adalah titik netral. Angka pH kurang dari 7 menunjukkan sifat asam, semakin rendah angka pH, semakin kuat sifat asamnya. Sebaliknya, angka pH lebih dari 7 menunjukkan sifat basa, semakin tinggi angka pH, semakin kuat sifat basanya. Nilai pH di 7 menunjukkan netral.

Reaksi Asam-Basa:

    Reaksi antara asam dan basa dikenal sebagai reaksi asam-basa. Salah satu jenis reaksi asam-basa adalah reaksi netralisasi, di mana asam dan basa bereaksi membentuk air dan garam. Reaksi ini sangat penting dalam berbagai konteks, mulai dari industri makanan (misalnya dalam pembuatan berbagai produk) hingga dalam sistem tubuh manusia yang melibatkan regulasi pH darah.

Peran Penting dalam Berbagai Bidang:

    Konsep asam dan basa memiliki dampak yang signifikan dalam berbagai bidang:

Industri Kimia: Dalam pembuatan produk kimia, reaksi asam-basa sering digunakan untuk menghasilkan bahan-bahan yang diperlukan.

Industri Makanan: Pengaturan keasaman dalam makanan dapat memengaruhi rasa, tekstur, dan daya simpan produk makanan.

Kesehatan: Sistem keasaman dan kebasaan (pH) dalam tubuh sangat penting untuk menjaga fungsi normal organ dan enzim.

Lingkungan: Pencemaran lingkungan dan perubahan pH dalam ekosistem air dapat mengganggu keseimbangan ekosistem perairan.

Asam dan basa bukan hanya konsep dasar dalam kimia, tetapi juga memengaruhi berbagai aspek kehidupan kita. Pemahaman tentang sifat-sifat, reaksi, dan pengaruhnya membantu kita mengelola industri, makanan, kesehatan, dan lingkungan dengan lebih baik. Seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan, pemahaman tentang asam dan basa terus berkembang dan memberi sumbangan penting bagi kemajuan manusia.

PRINSIP ASAM BASA

1.       ASAM BASA ARRHENIUS

Kata asam yang berasal dari bahasa latin accidus berarti asam yang asal mulanya digunakan untuk cuka, dan selanjutnya digunakan untuk zat-zat lain yang mempunyai rasa asam. Istilah alkali digunakan untuk zat yang dalam air bersifat seperti sabun dan rasanya pahit, selanjutnya istilah ini digunakan lebih umum untuk zat-zat yang mempunyai sifat seperti itu. Alkali/basa digunakan untuk zat yang memberikan larutan seperti sabun, membirukan lakmus kertas merah, dan dapat bereaksi dengan asam memberikan garam. Asam dikarakterisasi oleh rasa asam, bersifat korosi, dan memerahkan kertas lakmus biru. Sifat-sifat ini hilang bila direaksikan dengan alkali.

Karena pentingnya asam-asam dan basa-basa ini, dilakukan cara-cara pengelompokan yang lebih umum. Salah satu konsep yang masih digunakan adalah yang diusulkan oleh svante Arrhenius yang mendefinisikan: “suatu asam adalah suatu zat yang mengandung hidrogen dan bila dilarutkan dalam air terdissosiasi melepaskan ion hidrogen (H+ )“. Basa menurut Arrhenius adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air menghasilkan ion hidroksida OH- . Sifat-sifat larutan asam dalam air disebabkan oleh ion H+ dan sifat larutan basa oleh ion OH- . Natrium hidroksida jelas suatu basa. Ammonia (NH3) walaupun tidak 47 mengandung hidroksida dalam rumusnya, namun bila dilarutkan dalam air menghasilkan hidroksida. Kelarutan HCl (gas) dalam air tinggi, karena dalam air menghasilkan ion-ion H+ terhidrat dan ion Cl- .

 HCl(g) + H2O Æ H+ (aq) + Cl- (aq)

NaOH merupakan suatu senyawa ionik yang bila dilarutkan dalam air terdisosiasi menjadi Na+ dan OH- . H2O NaOH(s) Æ Na+ (aq) + OH- (aq)

 Bila asam dan basa Arrhenius bereaksi dalam reaksi netralisasi menghasilkan garam dan air. Beberapa asam Arrhenius adalah HCl, HNO3, dan HCN, sedangkan basanya adalah NaOH, KOH, dan Ba(OH)2.

 HCl (aq) + NaOH (aq) Æ NaCl (aq) + H2O (ℓ)

 2 HNO3 (aq) + Fe(OH)2 (s) Æ Fe(NO3)2 (aq) + 2 H2O (ℓ)

Konsep Arrhenius terbatas pada larutan air karena didasarkan pada ion-ion H+ dan OH- yang berasal dari air. Konsep asam basa yang lebih umum perlu dikembangkan untuk dapat digunakan dengan pelarut lain.

AUTOIONISASI AIR DAN pH

 Autoionisasi Air Air merupakan suatu pelarut yang unik. Salah satu sifatnya yang spesial adalah kemampuannya berperan baik sebagai suatu asam atau basa. Air berfungsi sebagai suatu basa dalam reaksinya dengan asam seperti HCl dan CH3COOH, dan berfungsi sebagai asam dalam reaksinya dengan basa, seperti NH3. Air merupakan elektrolit yang sangat lemah dan karena itu merupakan penghantar listrik yang buruk serta mengalami ionisasi sedikit.

 Ion-ion terhidrasi dalam air akibat atraksi antara ion dan molekul air yang polar. Karena itu ion-ion dalam larutan air dituliskan sebagai Na+ (aq) dan Cl- (aq) kecuali ion hidrogen, H+ , yang sering dituliskan sebagai H3O+ (aq) yang menggambarkan ion hidrogen terhidrat dalam larutan air dan disebut ion hidronium.

 Pada kenyataannya dua molekul air dapat berinteraksi satu sama lain untuk menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida melalui transfer proton dari satu molekul air 48 ke molekul air lainnya. Reaksi autoionisasi air menghasilkan konsentrasi ion-ion H3O+ dan OH- yang sangat rendah walaupun dalam air murni. Autoionisasi air ini menjadi landasan konsep sifat asam basa dalam air.

 2 H2O (aq) + H2O (aq) ' H3O+ (aq) + OH- (aq) 

2. KONSEP ASAM BASA BRONSTED – LOWRY

 Konsep baru tentang sifat asam dan basa disarankan oleh J.N Bronsted dan T. Lowry pada 1923. Asam Bronsted – Lowry didefinisikan sebagai suatu zat yang dapat memberikan/donor proton dan basa Bronsted - Lowry adalah suatu zat yang dapat menerima/aseptor proton. Basa konjugasi dari suatu asam adalah spesi yang ada bila satu proton diambil dari suatu asam. Asam dapat berupa molekul-molekul netral, seperti asam nitrat, maupun sebagai kation atau anion :

 HNO3 (aq) + H2O (ℓ) Æ NO3 - (aq) + H3O+ (aq)

Asam                   basa konjugasi

 NH4 + (aq) + H2O (l) Æ NH3 (aq) + H3O+ (aq)

Asam                   basa konjugasi

H2PO4 - (aq) + H2O (l) Æ HPO4 2- (aq) + H3O+ (aq)

 Asam                  basa konjugasi

Sebaliknya, asam konjugasi dihasilkan dari penambahan proton pada suatu basa Bronsted - Lowry. Basa dapat berupa molekul-molekul netral, seperti amonia, maupun sebagai kation atau anion :

NH3 (aq) + H2O (ℓ) Æ NH4 + (aq) + OH- (aq)

Basa                     asam konjugasi

51 CO3 2- (aq) + H2O (ℓ) Æ HCO3 - (aq) + OH- (aq)

Basa                     asam konjugasi

PO4 3- (aq) + H2O (ℓ) Æ HPO4 2- (aq) + OH- (aq)

Basa                    asam konjugasi

 Asam dan basa Bronsted - Lowry merupakan konsep pasangan asam-basa, yang didefinisikan sebagai suatu asam dengan basa konjugasinya atau suatu basa dengan asam konjugasinya. Setiap asam Bronsted - Lowry mempunyai basa konjugasi dan setiap basa Bronsted - Lowry mempunyai asam konjugasi. Misalnya ion klorida (Cl- ) adalah basa konjugasi yang dibentuk dari asam HCl, dan H2O adalah basa konjugasi dari asam H3O+ . Reaksi asam – basa Bronsted – Lowry berlangsung melalui pembentukan basa dan asam konjugasinya.

asam1 + basa2 ' basa1 + asam2

Asam-asam seperti HF, HCl, dan CH3COOH (asam asetat) semua dapat memberikan satu proton dan disebut asam monoprotik. Asam-asam lain yang dapat memberikan dua atau lebih proton disebut asam-asam poliprotik, misalnya H2SO4 dan H3PO4. Seperti halnya asam-asam yang dapat memberikan lebih dari satu proton, basa-basa poliprotik dapat menerima lebih dari satu proton. Anion dari asam-asam poliprotik adalah basa-basa poliprotik misalnya SO4 2- , PO4 3- , CO3 2- , dan C2O4 2-. Contoh sifat ini digambarkan oleh ion karbonat :

 CO3 2- (aq) + H2O >> HCO3 - (aq) + OH- (aq)

HCO3 - (aq) + H2O >> H2CO3 (aq) + OH- (aq)

Kekuatan Relatif Asam dan Basa

 Kekuatan asam ditentukan oleh sejauh mana molekul-molekulnya mengalami ionisasi. Misalnya kita mempunyai 2 larutan air yang mengandung asam Bronsted – Lowry HA dan HB dengan konsentrasi dan temperatur yang sama:

HA (aq) + H2O(ℓ) ' H3O+ (aq) + A- (aq)

 HB (aq) + H2O(ℓ) ' H3O+ (aq) + B- (aq)

  Misalkan HA lebih mudah mentransfer proton ke air (yang berperan sebagai basa Bronsted – Lowry) dari pada HB, jadi ionisasi HA lebih besar dari HB. Pada kesetimbangan, larutan yang mengandung HA mempunyai konsentrasi ion H3O+ yang lebih tinggi dan pH yang lebih rendah daripada larutan yang mengandung HB. Jadi HA asam yang lebih kuat daripada HB. Dalam air beberapa asam merupakan donor proton yang lebih baik daripada yang lainnya, dan beberapa basa merupakan aseptor proton yang lebih baik dari yang lainnya. Sebagai contoh, larutan HCl encer terdiri dari sejumlah besar ion-ion H3O+ (aq) dan Cl- (aq) ; asam ini hampir 100% mengion, sehingga dikelompokkan sebagai asam Bronsted – Lowry kuat. :

HCl (aq) + H2O(ℓ) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)

 Ini berarti 0,1 M larutan HCl sebenarnya terdiri dari 0,1 M H3O+ dan 0,1 M Cl- . Sebaliknya, hanya sejumlah kecil asam asetat mengion, karena itu dikelompokkan sebagai asam Bronsted – Lowry lemah.

 CH3COOH (aq) + H2O(ℓ) ' H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

 Larutan 0,1 M CH3COOH dalam air hanya menghasilkan 0,001 M H3O+ (aq) dan 0,001 M CH3COO- . Sekitar 99% asam asetat tidak mengion.

Sebagian besar asam mengion dalam jumlah yang sangat terbatas. Asam-asam ini dikelompokkan sebagai asam lemah. Pada kesetimbangan, larutan asam-asam lemah dalam air mengandung campuran dari molekul-molekul yang tidak mengion, ion H3O+ , dan basa konjugasi. Contoh asam lemah adalah HF, CH3COOH dan ion ammonium (NH4 + ). Dalam kelompok ini, kekuatan asam bervariasi bergantung pada perbedaan ionisasinya. Terbatasnya ionisasi asam lemah, berhubungan dengan nilai tetapan kesetimbangan ionisasinya.

 Hal-hal yang berlaku untuk asam, berlaku pula untuk basa. Hidroksida dari logamlogam alkali dan alkali tanah seperti NaOH, KOH dan Ba(OH)2 merupakan basa kuat. Zat-zat tersebut merupakan elektrolit kuat yang terionisasi sempurna dalam air:

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)

 KOH (aq) → K+ (aq) + OH- (aq)

 Ba (OH)2 → Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)

 Sebaliknya, amonia adalah basa lemah, ionisasinya dalam air hanya sedikit, sehingga pada kesetimbangan terdapat campuran NH3 yang tidak mengion, ion-ion NH4 + , dan OH- . Hal yang sama juga ditunjukkan oleh ion karbonat.

 NH3 (aq) + H2O (ℓ) ' NH4 + (aq) + OH- (aq)

 CO3 2- (aq) + H2O (ℓ) ' HCO3 - (aq) + OH- (aq)

 Dalam model Bronsted – Lowry, suatu asam mendonorkan proton dan menghasilkan basa konjugasi. Model ini menunjukkan bahwa makin kuat suatu asam, basa konjugasinya makin lemah.

 Asam HCl, misalnya, suatu asam kuat karena mempunyai kecenderungan kuat untuk mendonasikan satu proton ke air menghasilkan basa konjugasi Cl- . Dalam reaksi ini air berperan sebagai basa dan menerima proton dari HCl untuk menghasilkan H3O+ , asam konjugasi dari air. Reaksi hampir seluruhnya berlangsung ke kanan dan dalam larutan pada kesetimbangan tidak terdapat molekul-molekul HCl.

Pasangan konjugasi

HCl (aq)   +   H2O (ℓ)   =   H3O+ (aq)   +   Cl- (aq)

Asam yang lebih kuat dari H3O+   Basa yang lebih kuat daripada Cl   Asam yang lebih lemah daripada HCl Basa yang lebih lemah dari H2O

Pasangan konjugasi

Dari kedua asam, HCl dan H3O+ , HCl mempunyai kemampuan yang lebih baik untuk mendonasikan proton. Dari kedua basa, H2O dan Cl- , air merupakan basa yang lebih kuat untuk menerima proton dan karena itu kesetimbangan berada jauh ke kanan.

 Asam asetat, asam lemah yang terionisasi sangat sedikit di dalam air. Jadi larutan asam asetat dalam air mempunyai 2 asam (CH3COOH dan H3O+ ) dan ion hidronium merupakan asam yang lebih kuat. Dari kedua basa (H2O dan ion asetat, CH3COO- ), ion asetat yang lebih kuat. Dalam kesetimbangan, larutan mengandung sebagian besar asam asetat dengan hanya sedikit konsentrasi ion asetat dan ion hidronium. Hal ini menggambarkan bahwa kesetimbangan lebih mengarah kepada pembentukan asam dan basa lemah.

Pasangan konjugasi

CH3COOH (aq)   +   H2O (ℓ) ' H3O+ (aq)   +   CH3COO- (aq)

Asam yang lebih Basa yang lebih Asam yang lebih Basa yang lebih lemah dari H3O+   lemah dari CH3COO-    kuat dari CH3COOH kuat dari H2O

Pasangan konjugasi

 Kedua contoh tersebut menggambarkan tingkatan relatif dari reaksi asam-basa, suatu prinsip yang penting dalam teori asam-basa. Semua reaksi transfer proton berlangsung dari pasangan asam-basa yang lebih kuat ke pasangan asam-basa yang lebih lemah.

Penekanan konsep Bronsted – Lowry pada perpindahan proton, dengan demikian konsep ini juga dapat digunakan untuk reaksi yang tidak berlangsung dalam larutan air. Pada reaksi antara HCl dan NH3 dalam fase gas misalnya, terjadi transfer proton dari asam HCl ke basa NH3.

HCl (g) + NH3 (g) >> NH4 + Cl-

Untuk membandingkan hubungan antara definisi asam – basa menurut Arrhenius dan Bronsted – Lowry, dapat digunakan kesetimbangan larutan ammonia dalam air :

NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4 + (aq) + OH- (aq)

Amonia selain merupakan basa Arrhenius karena menghasilkan ion OH- dalam air, juga merupakan basa Bronsted – Lowry karena menerima proton dari air (H2O). Molekul H2O berperan sebagai asam Bronsted – Lowry karena memberikan proton ke molekul NH3. Asam dan basa selalu bekerjasama untuk perpindahan proton, dengan kata lain suatu zat berfungsi sebagai asam jika ada zat lain yang berperan sebagai basa. Untuk menjadi asam Bronsted – Lowry, suatu molekul atau ion harus mempunyai ion hidrogen yang dapat dileaskan sebagai ion H+ . Untuk menjadi basa Bronsted – Lowry, suatu molekul atau ion harus mempunyai pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk mengikat ion NH4 +

Alat Pengajaran :

Asam Kuat

Asam kuat yaitu senyawa asam yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut: HA(aq) → H+ (aq) + A-(aq)

[H+] = a.[HA] atau [H+] = a.M

Dimana: a = valensi asam; M = konsentrasi asam.

Asam Lemah

Asam lemah yaitu senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

HA(aq)  ⇔ H+(aq) + A-(aq)

Makin kuat asam maka reaksi kesetimbangan asam makin condong ke kanan, akibatnya Ka bertambah besar. Oleh karena itu, harga Ka merupakan ukuran kekuatan asam, makin besar Ka makin kuat asam. Berdasarkan persamaan di atas, karena pada asam lemah [H+] = [A-], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:

Dimana:  Ka = tetapan ionisasi asam.

Konsentrasi ion H asam lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui: 

[H+] = [HA] × α

Basa Kuat

Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut:

B(OH) (aq) → B+ (aq) + OH–(aq)

[OH–] = a.[B(OH)] atau [OH-] = a.M

Dimana: a = valensi basa; M = konsentrasi basa.

Basa Lemah

Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

B(OH) (aq) → B+ (aq) + OH–(aq)

Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya Kb bertambah besar. Oleh karena itu, harga Kb merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar Kb makin kuat basa.

Berdasarkan persamaan di atas, karena pada basa lemah [B+] = [OH–], maka persamaan di atas dapat diubah menjadi:

Dimana:  Kb = tetapan ionisasi basa.

Konsentrasi ion H asam lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui:

[OH-] = [B(OH)] × α

Contoh Soal

Tentukan konsentrasi ion H+ dalam masing-masing larutan berikut:

H2SO4 0,02 M

CH3COOH 0,05 M jika derajat ionisasinya (α) = 1%

H2SO3 0,001 M jika Ka = 1 x 10-5

Penyelesaian:

H2SO4 adalah asam kuat. Reaksinya: H2SO4 (aq) ⇔ 2H+(aq) + SO4-(aq), dengan jumlah valensi H+ = 2, konsentrasi = 0,02 M, maka:

[H+] = a.M

[H+] = 2 × 0,02

[H+] = 0,04 M

Jadi konsentrasi ion H+ dalam larutan H2SO4 adalah 0,04 M

CH3COOH adalah asam lemah dengan derajat ionisasinya (α) = 1%, dengan konsentrasi 0,05 M. Reaksinya: CH3COOH (aq) ⇔ H+(aq) + CH3COO-(aq), maka:

[H+] = [HA] × α

[H+] = 0,05 × 1%

[H+] = 0,05 × 0,01

[H+] = 0,0005 M atau 5 × 10-4 M

Jadi konsentrasi H+ dalam larutan CH3COOH = 0,005 M atau 5x10-4 M

H2SO3 adalah asam lemah dengan Ka = 1 x 10-5  dan konsentrasi = 0,001 M. Reaksinya: H2SO3 (aq) ⇔ 2H+(aq) + SO32- (aq), maka:

[H+] = √(Ka × [HA])

[H+] = √(1 ×10-5 × 0,001)

[H+] = √(10-5 × 10-3)

[H+] = 10-4 M

Jadi konsentrasi H+ dalam larutan H2SO3 adalah 10-4 M atau 0,0001 M

DAFTAR PUSTAKA

Harjadi. 1999. Ilmu Kimia Analitik Dasar. Jakarta: PT.Gramedia.

Hervey, David. 1956. Modern Analytical Chemistry. United State Of Amerika: Internasional Edution.

Ibnu, Trianto Badar Al- Tabany. 2014. Mendesain Model Pembelajaran Inovatif, Progresif, dan Kontektual. Jakarta: Prenamedia Group.

Ibrahim, Sanusi, Marham Sitorus. 2013. Teknik Laboratorium Kimia Orgnik. Yogyakarta: Graha Ilmu.