MAKALAH KIMIA FARMASI DASAR LARUTAN

MAKALAH KIMIA FARMASI DASAR LARUTAN

DISUSUN OLEH: KELOMPOK 4

SITI DEWI NURYEMI (O1A114046) SUCI RAHMAWATI PUTRI (O1A114055)

WA ODE ISTIQAMAH (O1A114062) MUHAMMAD ULIL AMRI (O1A114076)

SUCI RIZKI DUMIARSIH (O1A114082)

JURUSAN FARMASI FAKULTAS FARMASI UNIVERSITAS HALU OLEO

Kata Pengantar

Puji syukur kita panjatkan kehadirat Allah SWT, karena dengan rahmat dan karunianya sehingga makalah Kimia Farmasi Dasar mengenai larutan ini dapat diselesaikan. Makalah ini disusun dalam rangka memenuhi nilai tugas mata kuliah Kimia Farmasi Dasar.

Pada kesempatan kali ini kami tidak lupa menyampaikan rasa syukur dan terima kasih kepada pihak-pihak yang telah membantu selama penyusunan makalah ini terutama untuk dosen Mata Kuliah Kimia Farmasi Dasar Ibu Wa Ode Sitti Zubayydah dan orang-orang yang telah banyak membantu dan memberikan dukungan kepada kami.

Kami menyadari bahwa makalah ini masih memiliki kekurangan. Oleh karena itu kritik dan saran dari pembaca yang bersifat memperbaiki, membangun, dan mengembangkan makalah ini sangat kami harapkan.

Kami berharap makalah ini dapat berguna untuk para pembaca. Amin.

Kendari, September 2014

Daftar Isi

Kata Pengantar Daftar Isi

BAB I PENDAHULUAN 1. Latar Belakang

2. Rumusan Masalah 3. Tujuan

BAB II ISI

1. Sifat Dasar Larutan 2. Komposisi Larutan 3. Jenis-jenis Larutan 4. Macam-macam Larutan 5. Konsentrasi Larutan 6. Sifat Koligatif Larutan

BAB III PENUTUP 1. Kesimpulan

BAB I PENDAHULUAN

1. Latar Belakang

Dalam kehidupan sehari-hari baik disadari maupun tidak, kita sangat berkaitan dengan zat kimia yang memiliki berbagai macam bentuk. Salah satunya yaitu dalam bentuk larutan yang akan dibahas lebih jauh dalam makalah ini. Misalnya larutan asam sulfat encer (H2SO4) yang digunakan pada accumulator timbal yang biasa digunakan sebagai aki pada mobil sehingga dapat menghantarkan listrik dan menggerakkan mobil.

Demikian juga halnya dengan larutan-larutan lainnya, misalnya air suling, larutan gula, asam asetat, amonia, asam sulfat, asam klorida, natrium klorida, natrium hidroksida, dan masih banyak lagi. Secara garis besar larutan dibagi menjadi dua yaitu larutan elektrolit dan larutan non-elektrolit. Larutan elektrolit dibagi lagi menjadi dua yaitu elektrolit kuat dan elektroit lemah. Dan untuk selengkapnya akan dibahas pada bab selanjutnya.

2. Rumusan Masalah

a) Apa yang dimaksud larutan?

b) Apa saja sifat-sifat dasar dari suatu larutan?

d) Bagaimana sifat koligatif dari larutan? 3. Tujuan

BAB II ISI

1. Sifat Dasar Larutan

Larutan didefinisikan sebagai campuran dua atau lebih zat yang membentuk satu macam fasa (homogen) dan sifat kimia setiap zat yang membentuk larutan tidak berubah. Disebut campuran karena susunannya atau komposisinya dapat berubah. Disebut homogen karena susunanya begitu seragam sehingga tidak dapat diamati adanya bagian-bagian yang berlainan, bahkan dengan mikroskop optis sekalipun. Homogen juga dapat diartikan suatu kondisi dimana tidak ada kecenderungan zat-zat dalam larutan terkonsentrasi pada bagian-bagian tertentu, melainkan menyebar secara merata di seluruh campuran. Sifat-sifat fisika zat yang dicampurkan dapat berubah atau tidak, tetapi sifat-sifat kimianya tidak berubah.

Fase larutan dapat berwujud gas, padat ataupun cair. Larutan gas misalnya udara. Larutan padat misalnya perunggu, amalgam dan paduan logam yang lain. Larutan cair misalnya air laut, larutan gula dalam air, dan lain-lain

2. Komposisi Larutan

Sebelumnya telah disebutkan bahwa komposisi larutan mempengaruhi pengendapan dan penguapan suatu zat terlarut. Komposisi larutan adalah perbandingan zat-zat di dalam campuran. Untuk menentukan komposisi larutan digunakan istilah kadar dan konsentrasi. Kedua istilah ini menyatakan kuantitas zat terlarut dengan satuan tertentu. Satuan yang digunakan untuk menyatakan kadar larutan adalah persen berat (%b/b), persen volume (%V/V), dan bagian per sejuta (bpj) atau ppm (part per million). Sedangkan satuan yang digunakan untuk konsentrasi adalah molaritas, molalitas, dan fraksi mol yang akan dibahas pada poin konsentrasi larutan.

2.1. Kadar Larutan 2.1.1. Persen Berat

Persen berat menyatakan fraksi berat zat terlarut terhadap berat larutan dalam satuan persen. Persen berat biasa diterapkan dalam campuran padat-cair atau padat-padat. Secara matematika, persen berat suatu zat dirumuskan sebagai berikut.

2.1.2. Persen Volume

campuran cair-cair atau gas-cair. Secara matematik, persen volume suatu zat dirumuskan sebagai berikut.

2.1.3. Bagian Per Sejuta (Bpj)

3. Jenis-jenis Larutan

4.1. Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi dua, yaitu:

4.1.1. Larutan Pekat

Larutan pekat yaitu larutan yang relatif mengandung lebih banyak solute (zat telarut) dibanding solvent (zat pelarut) atau memiliki konsentrasi yang lebih tinggi.

4.1.2. Larutan Encer

Larutan encer yaitu larutan yang relatif mengandung lebih sedikit solute (zat telarut) dibanding solvent (zat pelarut) atau memiliki konsentrasi yang lebih rendah.

4.2. Berdasarkan daya hantarnya, larutan dapat dibedakan menjadi dua, yaitu:

4.2.1. Larutan Elektrolit

Larutan elektrolit yaitu larutan yang dapat menghantarkan arus listrik

jika larutan tersebut mengandung partikel-partikel yang bermuatan listrik (ion-ion) dan bergerak bebas di dalam larutannya.

zat elektrolit yang tidak terurai atau terionisasi secara sempurna (elektrolit lemah).

4.2.1.1. Elektrolit kuat

Elektrolit kuat memiliki ciri-ciri antara lain; dapat terionisasi sempurna, dapat menghantarkan arus listrik, lampu menyala terang, serta memiliki gelembung gas.

Pada asam-asam kuat seperti HCl, HNO3, dan H2SO4, gugus sisa asamnya memiliki daya tarik relatif kuat terhadap pasangan elektron ikatan sehingga hampir semua molekul asam dalam air terionisasi. Dapat dikatakan bahwa asam-asam tersebut terionisasi sempurna.

HCl(aq) → H+_{(aq) + Cl}–(_aq)

Larutan elektrolit kuat tidak hanya berupa asam-asam kuat (H2SO4, HCl). Namun dapat juga berupa basa-basa kuat (NaOH, Ba(OH)2), serta garam (NaCl, KCl).

4.2.1.2. Elektrolit Lemah

Pada asam-asam lemah seperti CH3COOH, H2S, HCN, dan H2SO3, gugus sisa asamnya memiliki daya tarik kurang kuat sehingga tidak semua molekul-molekul asam ini dalam air terionisasi, tetapi hanya sebagian kecil. Sisanya tetap dalam bentuk molekulnya.

Tanda panah dua arah menunjukkan hanya sebagian kecil dari asam asetat terurai menjadi ion-ionnya. Umumnya tetap sebagai molekul.

Larutan elektrolit lemah biasanya berupa senyawa-senyawa dari asam lemah (HCN, CH3COOH) serta basa lemah (NH4OH, Al(OH)3 ).

4.2.2. Larutan Non Eletrolit

Larutan non elektrolit yaitu larutan yang

molekul-molekulnya tidak terionisasi sehingga tidak ada ion-ion yang dapat menghantarkan arus listrik.

Berikut tabel penjelasan mengenai larutan elektrolit dan larutan non elektrolit:

Jenis Larutan Sifat dan Pengamatan Lain Contoh Senyawa Reaksi Ionisasi Elektrolit

Kuat

terionisasi sempurna NaCl, HCl, NaCl Na+ + Cl-menghantarkan arus listrik NaOH, NaOH Na+ + OH-lampu menyala terang H2SO4,KCl H2SO4 2 H+ +

SO42-terdapat gelembung gas KCl K+ +

Cl-Elektrolit Lemah

terionisasi sebagian NH4OH, NH4OH NH4+ +

OH-menghantarkan arus listrik HCN, Al(OH)3 HCN H+ +

lampu menyala redup Al(OH)3 Al3+ +

3OH-terdapat gelembung gas

tidak menghantarkan listrik CO(NH2)2 C2H5OH CO(NH2)2 lampu tidak menyala

tidak terdapat gelembung gas

C2H5OH

4.3. Berdasarkan kejenuhannya, larutan dapat dibedakan menjadi: 4.3.1. Larutan Sangat Jenuh

Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp sehingga menyebabkan pengendapan (kelewat jenuh).

4.3.2. Larutan Jenuh

Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila hasil konsentrasi ion = Ksp maka larutan tersebut tepat jenuh.

4.3.3. Larutan Tak Jenuh

Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Larutan ini partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp ( masih dapat larut).

4.4. Larutan Asam-Basa

4.4.1. Asam Basa Menurut Arhenius

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air meningkatkan konsentrasi ion H+_{(aq). Asam Arrhenius dirumuskan sebagai} HxZ, yang dalam air mengalami ionisasi sebagai berikut:

-Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam.

Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas:

 Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO3, CH3COOH, dan lain-lain.

 Asam bervalensi dua, misalnya: H2SO4, H2CrO4, H2CO3, dan lain-lain.  Asam bervalensi tiga, misalnya: H3PO4, H3AsO4, dan lain-lain.

Sifat-sifat asam diantaranya, yaitu di dalam air menghasilkan ion H+ _, dapat mengubah warna kertas lakmus biru menjadi merah, larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik (larutan elektrolit), dan dapat menyebabkan perkaratan pada logam (korosif).

Basa adalah zat yang bila dilarutkan di dalam air dapat meningkatkan konsentrasi ion OH-_{(aq). Jadi, pembawa sifat basa adalah ion OH}-_.

Jumlah ion OH- _{yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut} valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas:  Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH4OH, dan

lain-lain.

 Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)2, Mg(OH)2,Fe(OH)2, dan lain-lain.

Sifat yang dimiliki oleh basa, yaitu jika di dalam air dapat menghasilkan ion OH-_{, dapat mengubah warna kertas lakmus merah menjadi} biru, larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik (larutan elektrolit), dan jika mengenai kulit, maka dapat menyebabkan kulit melepuh (kaustik).

Walaupun teori Arrhenius berhasil mengungkapkan beberapa kasus, tetapi memiliki keterbatasan. Selain hanya memandang aspek reaksi asam-basa di dalam pelarut air, juga pembentukan ion H+ atau ion OH- merupakan kekhasan teori asam-basa Arrhenius. Artinya jika suatu reaksi tidak membentuk ion H+ atau ion OH- tidak dapat dikatakan sebagai asam atau basa.

4.4.2 Teori Asam Basa Brønsted–Lowry

Menurut Brønsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton, asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor proton. Contoh pada reaksi asam ini dapat dilihat sebagai berikut:

HCl + H2O --> H3O+ _{+ Cl}

-Sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor proton. Contoh dari reaksi basa ini dapat dilihat pada:

-Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H3O+_{. Persamaan reaksinya:}

H2O(l) + H+_{(aq) → H3O}+_(aq)

Dalam larutan, asam atau basa lemah akan membentuk kesetimbangan dengan pelarutnya. Misalnya HF dalam pelarut air dan NH3 dalam air.

Pasangan a1 – b2 dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa konjugasi. Asam konjugasi yaitu asam yang terbentuk dari basa yang menerima proton. Basa konjugasi yaitu basa yang terbentuk dari asam yang melepas proton

ion positif (H3O+). Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan mengeluarkan ion negatif (OH-).

4.4.3. Asam-Basa Lewis

Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru. Asam Lewis

didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan electron dan merupakan senyawa dengan elektron valensi < 8. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan electron dan mempunyai pasangan elektron bebas.

Reaksi antara boron trifluorida dengan amonia menurut teori ini merupakan reaksi asam-basa; dalam hal ini boron trifluorida berindak sebagai asam dan amonia sebagai basa. Dengan menggunakan diagram dot-elektron, persamaan reaksi kedua spesies ini dapat dituliskan sebagai berikut:

elektron ikatan (B-F). Sepasang elektron menyendiri atom elektron non bonding ini dapat disumbangkan kepada atom pusat B untuk kemudian dimiliki bersama-sama, Dengan demikian terjadi ikatan kovalen koordinat B-N dan struktur yang terjadi berupa dua bangun tetrahedron bersekutu pada salah satu sudutnya.

4.4.3.1. Kekuatan Asam- Basa

Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah, begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat ditulis

 Asam kuat

Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1 Untuk menyatakan derajat keasamannya, dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asamnya dengan melihat valensinya.

 Asam lemah

Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya derajat keasaman tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat).

Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Pada penentuan derajat keasaman dari larutan basa terlebih dulu dihitung nilai pOH dari konsentrasi basanya.

 Basa lemah

Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH- _{tidak dapat ditentukan langsung dari} konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat).

4.4.4. Larutan Penyangga (Buffer)

Larutan penyangga atau larutan buffer adalah larutan yang dapat mempertahankan pH tertentu terhadap usaha mengubah pH, seperti penambahan asam, basa, ataupun Pengenceran. Dengan kata lain pH larutan penyangga tidak akan berubah walaupun pada larutan tersebut ditambahkan sedikit asam kuat, basa kuat atau larutan tersebut diencerkan.

Jadi, ada 2 jenis larutan penyangga yaitu:

Larutan penyangga asam yang terdiri dari campuran asam lemah dan basa konjugasinya.

Larutan penyangga dapat dibuat secara langsung dan secara tidak langsung. Hal ini tergantung dari sumber asam konjugasi/basa konjugasi dari asam lemah/ basa lemahnya.

Perhatikan peta konsep berikut!

Sistem penyangga asam dan basa konjugasinya

Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran asam lemah dengan garamnya.

Contoh : Mereaksikan :

CH3COOH : asam lemah CH3COONa : basa konjugasi H3PO4 dan NaH2PO4 : H3PO4 : asam lemah

NaH2PO4 : basa konjugasi

Selain dibuat secara langsung, juga dapat dibuat secara tidak langsung, yakni dengan mereaksikan asam lemah berlebihan dengan basa kuat.

Contoh :

Mereaksikan 100 mL larutan CH3COOH 0,1M dengan 50 mL NaOH 0,1M sehingga secara stokiometri dalam 150 mL campuran yang dihasilkan terdapat 0,005 mol CH3COOH (sisa reaksi) dan CH3COO- _{(hasil reaksi)}

Sistem penyangga basa dan asam konjugasinya

Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran basa lemah dengan asam konjugasinya atau campuran basa lemah dengan garamnya.

Mereaksikan larutan NH3 atau NH4OH dengan larutan NH4Cl sehingga terdapat NH4OHdan NH4+ _{yang berasal dari ionisasi NH4Cl.}

Selain dibuat secara langsung juga dapat dibuat secara tidak langsung, yakni dengan mereaksikan basa lemah berlebihan dengan asam kuat.

Contoh :

5. Konsentrasi Larutan

Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.

Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:

5.1. Fraksi Mol (X)

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen

dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.

Fraksi mol dilambangkan dengan X. Contoh:

Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka:

XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3

XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7

* XA + XB = 1

5.2. Molalitas (m)

m =

dengan :

g = massa zat terlarut (gram)

p = massa zat pelarut (gram)

Mr = massa rumus zat terlarut

Contoh:

Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !

- m NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m

5.3. Molaritas

Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

Rumus:

M = g x 1.000 Mr mL

dengan:

M = molaritas (mol/liter) n = mol zat terlarut (mol) V = volume larutan (liter) g = massa zat terlarut (gram)

Mr = massa molekul relatif zat terlarut

Contoh:

Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?

- M H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M

5.4. Normalitas

Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter

larutan.

Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+_{. Untuk} basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-_.

Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :

6. Sifat Koligatif Larutan

6.1.Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit

Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa :

Adanya zat terlarut pada suatu larutan menyebabkan penurunan tekanan uap yang mengakibatkan terjadinya penurunan garis kesetimbangan antarfase sehingga terjadi kenaikan titik didih dan penurunan titik beku.

6.1.1.1. Kenaikan Titik Didih (∆Tb)

Titik didih suatu larutan lebih tinggi atau rendah daripada titik didih pelarut, bergantung pada kemudahan zat terlarut itu menguap dibandingkan dengan pelarutnya. Jika zat terlarut tersebut tidak mudah menguap, misalnya larutan gula, larutan tersebut mendidih pada suhu yang lebih tinggi daripada titik didih pelarut air. Sebaliknya, jika zat terlarut itu mudah menguap misalnya etanol, larutan akan mendidih pada suhu di bawah titik didih air.

Hukum sifat koligatif dapt diterapkan dalam meramalkan titik didih larutan yang zat terlarutnya bukan elektrolit dan tidak mudah menguap.

Dengan :

Kb : tetapan kenaikan titik molal dari pelarut (o_C/m)

∆Tb : kenaikan titik didih

Tb : titik didih larutan

: titik didih pelarut murni

Contoh :

1. Hitunglah titik didih larutan yang mengandung 18 gr glukosa C6H12O6. (Ar C = 12 gr/mol; H = 1 gr/mol; O = 16 gr/mol) dalam 250 gr air. (Kb air adalah 0,52 o_C/m)

2. Titik didih larutan yang mengandung 1,5 gr gliserin dalam 30 gr air adalah 100,28 o_{C. Tentukan massa molekul relatif gliserin.} (Kb air = 0,52 o_C/m)

Jawab :

6.1.1.2.Penurunan Titik Beku (∆Tf)

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Penurunan titik beku, ∆Tf (f berasal dari kata freeze) yang berbanding lurus dengan molaritas.

∆Tf = Penurunan titik beku

Kf = tetapan penuruan titik beku molal pelarut (o_C/m)

Tf = titik beku larutan

Tetapan Penurunan Titik Beku (Kf) Beberapa Pelarut

Contoh :

1. Berapakan titik beku larutan yang terbuat dari 10 gr urea CO(NH2) dalam 100 gr air? ( Mr urea = 60 gr/mol; Kf air = 1,86 o_C/m)

BAB III

PENUTUP

DAFTAR PUSTAKA

http://denipermanadenchoen.blogspot.com/2013/04/larutan-elektrolit-dan-non-elektrolit_16.html

http://setiyanisetiyani.blogspot.com/2013/10/makalah-kimia-dasar-larutan_27.html

http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/pengertian-larutan.html

http://kimiafarmasi.wordpress.com/2010/09/04/larutan/

http://ngeblogbarengjae.blogspot.com/2011/03/sifat-dasar-larutan.html

http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/komposisi-larutan.html

http://www.academia.edu/4901511/MAKALAH_KIMIA_FISIKA

http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/03/elektrolit-kuat-dan-lemah.html

http://lischer.wordpress.com/2009/08/29/larutan-non-elektrolit/

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2007/Abdullah%20Fauzi

%20Gofur/arrhenius.html

http://aditmandela.blogspot.com/2012/10/kimia-larutan.html

http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/11/asam-basa-brownsted-lowry.html

http://noivafelizal.blogspot.com/2013/07/kimia-asam-basa-teori-bronsted-lowry.html

http://fauzanagazali.wordpress.com/kelas-xi/semester-ii/5-larutan-asam-dan-basa/teori-asam-basa-lewis/

http://www.ilmukimia.org/2013/01/asam-basa-lewis.html

http://noivafelizal.blogspot.com/2013/07/kimia-teori-lewis-asam-basa_16.html

http://tisna-dj.blogspot.com/2012/01/larutan-penyangga.html

http://eldesfiari.wordpress.com/kimia-kelas-xi/semester-ii-2/2-larutan-penyangga/

http://pelajaran-myb.blogspot.com/2011/11/molaritas-pengertian-molaritas.html

http://bebas.vlsm.org/v12/sponsor/Sponsor-Pendamping/Praweda/Kimia/

0184%20Kim%202-1b.htm