Resonansi

Resonansi

Kebanyakan struktur kimia dapat digambarkan dengan mudah menggunakan struktur Lewis maupun Kekule, akan tetapi masalah menarik akan muncul berhubungan dengan penggambaran struktur resonansi. Mari kita lihat struktur nitrometana. Dengan menggambarkan struktur Lewis dari nitrometana, kita membutuhkan ikatan rangkap pada satu oksigen dan ikatan tunggal pada oksigen yang lainnya. Tetapi pada atom oksigen yang manakah akan kita tempatkan ikatan rangkap atau tunggal tersebut? Oksigen yang bawahkah, atau yang atas? 

Gambar Resonansi dalam nitrometana

Nitrometana memiliki dua atom oksigen yang berbeda apabila kita menggambarkannya dengan struktur Lewis, padahal hasil eksperimen membuktikan bahwa kedua oksigen tersebut adalah ekuivalen. Kedua ikatan nitrogen-oksigen memiliki panjang ikatan yang sama, yaitu 122 pm, padahal panjang ikatan tunggal antara nitrogen-oksigen adalah 130 pm dan nitrogen-oksigen rangkap dua adalah 116 pm. Dengan kata lain, kedua struktur Lewis di atas adalah benar secara individual, tetapi struktur yang lebih tepat adalah intermediet dari keduanya. Bentuk intermediet tersebut dinamakan hibrida resonan. Masalah yang kemudian muncul adalah bahwa struktur Lewis dan struktur garis-ikatan tidak dapat menggambarkan dengan tepat bentuk dari hibrida resonan.

Kedua bentuk struktur Lewis secara individual disebut bentuk resonan, dan lambang dari resonansi adalah tanda panah dengan mata panah di kedua ujungnya ( ). Perbedaan bentuk resonan haya terdapat pada letak ikatan π dan pasangan elektron bebasnya. Atomatom itu sendiri tidak mengalami perubahan posisi.

Contoh lain yang menggambarkan dengan jelas mengenai resonansi adalah struktur benzen. Benzen memiliki enam atom karbon ekovalen dan membentuk sutau cincin aromatis.

Gambar Bentuk resonansi dari benzena

Masing-masing struktur benzen di atas adalah benar, tetapi akan lebih tepat digambarkan bentuk hibridanya, yaitu:

Gambar Bentuk hibrida dari benzena

Aturan penggambaran bentuk resonansi

Untuk menggambarkan bentuk resonansi dengan benar, kita harus mematuhi beberapa aturan berikut ini:

a. Masing-masing bentuk resonan adalah imajiner, tidak nyata. Bentuk yang nyata adalah bentuk hibrid.

b. Bentuk resonan hanya berbeda pada posisi ikatan π dan pasangan elektron bebas.

Dalam struktur resonansi tidak terjadi perubahan posisi atom. Lihat resonansi nitrometana, hanya posisi ikatan π dalam ikatan N=O dan pasangan elektron bebas dari O - saja yang berbeda satu sama lain.

Gambar Perpindahan ikatan π dan pasangan elelktron bebas dalam

 nitrometana

Hal yang sama juga terjadi dengan benzena. Elektron π dalam ikatan rangkap berpindah sebagaimana yang diperlihatkan dengan anak panah. Akan tetapi, atom karbon dan hydrogen tetap pada posisimasing-masing.

Gambar  Perpindahan elektron π dalam benzena

c. Bentuk resonan yang berbeda dari satu senyawa tidak memiliki ekivalensi

Contohnya adalah aseton yang direaksikan dengan suatu basa kuat. Hasilnya adalah anion aseton dan memiliki dua bentuk resonan. Yang satu memiliki ikatan rangkap C=O dengan muatan negatif pada salah satu karbon, sedangkan bentuk keduanya memiliki ikatan rangkap C=C dan muatan negatif pada atom oksigen. Kedua bentuk resonan tersebut tidak ekivalen, karenanya tidak memiliki bentuk hibrid dari

kedua resonsn tersebut.

Gambar  Struktur resonansi dari aseton

d. Bentuk resonansi harus valid berdasarkan struktur Lewis, dan mematuhi aturan valensi normal

Struktur resonansi seperti halnya struktur senyawa lain, harus memenuhi aturan oktet. Salah satu contohnya adalah satu dari resonan ion asetat tidak valid karena atom karbonnya memiliki lima ikatan dan sepuluh elektron ikatan 

Gambar Struktur resonansi dari anion asetat

e. Bentuk hibrida resonan lebih stabil dibandingkan bentuk resonan secara individual.

Dengan kata lain, resonansi akan mengarahkan pada stabilitas. Semakin banyak bentuk resonannya maka senyawa tersebut semakin stabil.

sumber : KIMIA ORGANIK 1 JILID 1 penulis: Stefanus Layli Prasojo, S.Farm., Apt.

More about → Resonansi

Asam dan Basa Organik

Asam dan Basa Organik

a. Asam Organik

Asam organik dicirikan oleh adanya atom hidrogen yang terpolarisasi positif. Terdapat dua macam asam organik, yang pertama adanya atom hidrogen yang terikat dengan atom oksigen, seperti pada metil alkohol dan asam asetat. Kedua, adanya atom hidrogen yang terikat pada atom karbon di mana atom karbon tersebut berikatan langsung dengan gugus karbonil (C=O), seperti pada aseton.

Metil alkohol mengandung ikatan O-H dan karenanya bersifat asam lemah, asam asetat juga memiliki ikatan O-H yang bersifat asam lebih kuat. Asam asetat bersifat asam yang lebih kuat dari metil alkohol karena basa konjugat yang terbentuk dapat distabilkan melalui resonansi, sedangkan basa konjugat dari metil alkohol hanya distabilkan oleh keelektronegativitasan dari atom oksigen.

Perbandingan keasaman metil alkohol dengan asam asetat

Keasaman aseton diperlihatkan dengan basa konjugat yang terbentuk distabilkan dengan resonansi. Dan lagi, datu dari bentuk resonannya menyetabilkan muatan negatif dengan memindahkan muatan tersebut pada atom oksigen.

Keasaman aseton

Senyawa yang disebut dengan asam karboksilat, memiliki gugus –COOH, terdapat sangat banyak di dalam organisme hidup dan terlibat dalam jalur-jalur reaksi metabolik. Asam asetat, asam piruvat, dan asam sitrat adalah contohnya. Perlu dicatat bahwa pH fisiologis adalah sekitar 7.3, sehingga asam karboksilat sebagian besar terdapat sebagai anionnya, yaitu anion karboksilat, -COO-.

beberapa contoh senyawa asam karboksilat

b. Basa Organik

Basa organik dicirikan dengan adanya atom dengan pasangan elektron bebas yang dapat mengikat proton. Senyawa-senyawa yang mengandung atom nitrogen adalah salah satu contoh basa organik, tetapi senyawa yang mengandung oksigen dapat pula bertindak sebagai basa ketika direaksikan dengan asam yang cukup kuat. Perlu dicatat bahwa senyawa yang mengandung atom oksigen dapat bertindak sebagai asam maupun basa, tergantung lingkungannya.

Misalnya aseton dan metil alkohol dapat bertindak sebagai asam ketika menyumbangkan proton, tetapi sebagai basa ketika atom oksigennya menerima proton.

contoh basa organik

Sumber: sumber : KIMIA ORGANIK 1 JILID 1 penulis: Stefanus Layli Prasojo, S.Farm., Apt.

More about → Asam dan Basa Organik

Asam Basa Lewis

Asam dan Basa: Lewis

Asam Lewis adalah senyawa yang dapat bertindak sebagai akseptor/ penerima pasangan elektron, sedangkan basa Lewis berarti senyawa yang dapat bertindak sebagai donor/ pemberi pasangan elektron. Konsep asam-basa Lewis sangat luas digunakan bukan hanya senyawa pemberi atau penerima proton saja tapi juga dapat diterapkan pada senyawa lain. Proton (ion hidrogen) merupakan asam Lewis karena dapat menerima sepasang elektron supaya dapat stabil.

Demikian pula senyawa BF3 dan AlCl 3 juga merupakan asam Lewis, karena memiliki orbital-orbital kosong yang dapat menerima sepasang elektron dari basa Lewis. Boron tetravalen seperti BF3 memiliki enam elektron pada kulit terluarnya, sehingga masih ada satu orbital kosong yang dapat menerima pasangan elektron dari senyawa donor elektron. Hal yang sama juga terjadi untuk AlCl3, di mana Al juga hanya  memiliki enam elektron pada kulit terluarnya, sehingga dapat betindak sebagai asam Lewis yang kuat.

Contoh asam-basa Lewis

Asam-Basa Lewis

Asam: Spesies yang memiliki kecenderungan menerima elektron

Basa: Spesies yang memiliki kecenderungan memberikan elektron

More about → Asam Basa Lewis

Asam Basa Bronsted-Lowry

Asam dan Basa Bronsted-Lowry

Konsep penting yang berhubungan dengan elektronegativitas dan polaritas adalah konsep asam dan basa. Sifat-sifat kimia dari suatu senyawa dapat dijelaskan oleh sifat asam basa dari senyawa yang bersangkutan.

Menurut definisi Bronsted-Lowry, suatu senyawa bersifat asam jika dapat menyumbangkan proton (H+), sedangkan basa berarti senyawa yang dapat menerima proton (H+). Contohnya, asam klorida (HCl) dilarutkan dalam air maka akan terjadi reaksi asam-basa. Asam klorida akan memberikan proton kepada molekul air. Hasilnya adalah H3O+ dan Cl- yang disebut asam konjugat dan basa konjugat. Asamasam mineral lain seperti asam sulfat, asam nitrat, dan hidrogen bromida dapat bertindak sebagai donor proton, oleh karenanya bersifat asam. Demikian juga dengan asam-asam karboksilat.

Contoh reaksi asam-basa Bronsted-Lowry

Asam-Basa Bronsted Lowry

Asam : Spesies dengan kecenderungan menyumbangkan proton

Basa :  Spesies dengan kecenderungan menerima proton

Asam klorida merupakan asam kuat, sehingga reaksi cenderung ke arah kanan (terion) atau bisa dikatakan reaksinya irreversibel. Untuk asam-asam lemah, misalnya asam asetat bereaksi reversibel dengan air. Proses kesetimbangan reaksi dapat dijelaskan menggunakan konstanta kesetimbangan (Keq; equilibrium constants).

CATATAN: Di dalam larutan air, asam klorida (dan asam kuat lainnya) memiliki pH lebih rendah dibandingkan asam asetat (dan asam lemah lainnya) karena asam klorida terdisosiasi lebih besar sehingga menghasilkan ion hidronium (H3O+) lebih banyak. 

Dalam larutan air, konsentrasi air cenderung tidak berubah, yaitu sekitar 55.5 M. Dengan demikian kita memperoleh persamaan baru yang disebut konstanta keasaman (Ka; acidity constants).

Konstanta keasaman diperoleh dengan mengalikan konstanta kesetimbangan dengan konsentrasi air.

Asam-asam kuat memiliki konstanta keasaman besar karena kesetimbangan bergeser ke arah kanan, sedangakan asam-asam lemah memiliki konstanta keasaman kecil. Umumnya keasaman dilambangkan dengan pKa yang merupakan nilai negatif logaritma dari konstanta keasaman.

pKa = - log Ka

Dengan demikian, asam-asam kuat memiliki nilai pKa rendah, sedangkan asam-asam lemah memiliki pKa tinggi. Sejauh ini yang dibicarakan adalah tentang keasaman, tetapi konsep yang sama dapat digunakan untuk menentukan kebasaan relatif suatu senyawa. Basa konjugat dari asam kuat adalah basa lemah, karena memiliki afinitas yang kecil terhadap proton.

Sebalikanya, basa konjugat dari asam lemah adalah basa kuat, karena memiliki afinitas yang besar terhadap proton. Contohnya, ion klorida (Cl-) adalah basa lemah, karena merupakan basa konjugat dari asam kuat (HCl). Ion asetat adalah basa lebih kuat karena merupakan basa konjugat dari asam lemah (asam asetat).

Contoh asam-basa dan konjugatnya

More about → Asam Basa Bronsted-Lowry

Muatan Formal

Muatan Formal

Dalam beberapa molekul, beberapa unsur memperlihatkan ikatan kovalen dengan jumlah yang tidak lazim. Dan menggambarkan struktur Lewis dengan benar dari senyawa-senyawa ini ternyata tidak dimungkinkan, kecuali bila kita memberikan muatan elektrostatik yang disebut muatan formal kepada beberapa unsur dalam molekul tersebut. Perhatikan struktur Lewis dari asam nitrat:

Gambar Asam Nitrat

Terdapat tiga oksigen yang terikat pada atom nitrogen. Atom nitrogen bb ketiga atom oksigen telah memiliki oktet lengkap, namun salah satu atom oksigen hanya diikat oleh satu ikatan kovalen bukannya dua ikatan seperti biasanya. Di dalam ikatan kovalen, masing-masing atom menyumbang satu elektron. Apabila semua elektron dalam ikatan kovalen dibagi untuk tiap atom, maka oksigen yang memiliki satu ikatan kovalen akan memiliki elektron valensi 7.

Padahal elektron valensi oksigen netral adalah 6, sehingga oksigen tersebut diberi muatan elektrostatik, atau muatan formal sebesar -1. Demikian juga dengan nitrogen yang hanya akan memiliki 4 elektron valensi, kurang 1 elektron dari elektron valensi nitrogen netral. Oleh karena itu, nitrogen diberi muatan formal = +1.

Gambar  Struktur Lewis asam nitrat

Muatan formal dapat dihitung menggunakan rumus:

Muatan formal = jumlah e- valensi atom netral – ½ (jumlah e- ikatan) – (jumlah e- bebas)

Contoh:

1. Muatan formal atom karbon dalam metana

Elektron valensi C = 4

Elektron ikatan C = 8

Elektron bebas C = 0

Jadi muatan formal atom C dalam metana = 4 – ½ (8) – 0 = 0

2. Asetonitriloksida

Berapa muatan formal dari atom N dan O pada molekul di atas?

Jawab:
a. Atom N 

Elektron valensi N = 5 

Elektron ikatan N = 8

Elektron bebas N = 0 

b. Atom O
Elektron valensi O = 6
Elektron ikatan O = 2
Elektron bebas O = 6

Jadi muatan formal atom N = 5 – 8/2 – 0 = +1

Jadi muatan formal atom O = 6 – 2/2 – 6 = -1

Jadi, dalam molekul asetonitriloksida terdapat muatan positif pada atom nitrogen dan muatan negatif pada atom oksigen. Meskipun asetonitriloksida merupakan molekul netral, tetapi terdapat muatan yang spesifik pada atom-atomnya. Kita dapat menyebut molekul tersebut sebagai molekul dipolar.

More about → Muatan Formal

Momen Dipol

Momen Dipol

Ketika terjadi ikatan polar maka molekul yang terbentuk juga bersifat polar. Nila. Polaritas secara keseluruhan dihasilkan dari polaritas ikatan dan pengaruh elektron bebas dalam molekul. Ukuran kuantitas dari polaritas suatu molekul disebut momen dipol. Momen dipol (μ), didefinisikan sebagai besarnya muatan (e) dikali jarak antar pusat (d), dan diberi satuan debye (D).

Sebagi contoh, jika satu proton dan satu elektron (muatan e = 4.8x 10-10 esu) sedangkan jarak keduanya adalah 1 A, sehingga momen dipolnya sebesar:

Natrium klorida memiliki momen dipol sangat besar karena terikat secara ionik. Nitrometana (CH3NO2) juga memiliki momen dipol yang besar karena memiliki dua muatan formal (dipolar). Air dan amonia juga memiliki momen dipol yang cukup besar. Pada tabel 2.1 terlihat bahwa oksigen dan nitrogen memiliki kecenderungan menarik elektron lebih besar dibandingkan hidrogen. Lagi pula pada oksigen dan nitrogen terdapat pasangan elektron bebas yang dapat memperbesar momen dipol.

Momen dipol air dan amonia

Besarnya momen dipol dari beberapa senyawa disajikan dalam tabel 2.2. Metana dan etana memiliki momen dipol sama dengan 0 (nol) atau tidak memiliki momen dipol. Hal ini dikarenakan strukturnya simetris, dan elektronegativitasan C dan H mirip. 

Tetraklorometana juga memiliki momen dipol 0, selain dikarenakan strukturnya yang simetris juga karena gaya tarik di dalam ikatannyasaling meniadakan, sehingga resultan gaya yang ditimbulkan sama dengan 0 (nol).

More about → Momen Dipol

Polarisasi dan Elektronegativitas

Polarisasi dan Elektronegativitas

Pada bab ini, kita akan mempelajari lebih lanjut tentang ikatan ionic dan ikatan kovalen. Ikatan dalam natrium klorida adalah ikatan ionic. Natrium menransfer elektron ke klorin menghasilkan Na+ dan Cl-, yang akan terikat satu sama lain karena adanya gaya tarik elektrostatik yang kuat. Ikatan C-C dalam etana merupakan contoh ikatan kovalen. Elektron dalam ikatan tersebut dimiliki bersama oleh kedua atom C. Akibatnya terjadi distribusi elektron yang simetris di dalam ikatan. Ikatan kovalen polar artinya elektron ikatan dipegang

lebih kuat oleh salah satu atom, mengakibatkan distribusi elektron di antara kedua atom tidak simetris.

Beberapa macam bentuk ikatan

Polaritas ikatan ditentukan oleh elektronegativitas atom-atom yang terlibat. Seperti yang terlihat pada tabel dibawah, karbon dan hidrogen memiliki elektronegativitas yang mirip, sehingga ikatan C-H relatif nonpolar. Unsur-unsur yang berada pada bagian kanan dalam tabel periodik, seperti oksigen, fluorin, dan klorin memiliki kemampuan menarik elektron (elektronegativitas) lebih besar dibandingkan dengan karbon. Dengan demikian, ketika atom karbon berikatan dengan salah satu dari atom tersebut maka terbentuk ikatan yang terpolarisasi.

Elektron akan cenderung tertarik ke atom yang lebih elektronegatif. Dalam molekul tersebut, atom karbon bermuatan parsial positif (+)dan atom yang lebih elektronegatif bermuatan parsial negatif(-).

Contohnya, ikatan C-Cl adalah ikatan polar.

Gambar Klorometana

Tanda panah digunakan untuk menunjukan arah polaritas. Berdasarkan kesepakatan, arah pergerakan elektron searah dengan arah panah.

Unsur-unsur yang berada pada bagian kiri dalam tabel periodik bersifat kurang elektronegatif dibandingkan karbon. Dengan demikian, ketika karbon berikatan dengan mereka, elektron akan cenderung tertarik ke karbon dan mengakibatkan atom karbon bermuatan parsial negatif.

Elektronegativitas beberapa unsur

Ketika kita membicarakan tentang kemampuan atom menyebabkan polarisasi ikatan, kita gunakan istilah efek induksi. Unsur-unsur elektropositif seperti litium dan magnesium menginduksi pemberian elektron, sedangkan unsur-unsur elektronegatif seperti oksigen dan klorin menginduksi penarikan elektron. Efek induksi sangat penting untuk memahami reaktivitas suatu senyawa.

More about → Polarisasi dan Elektronegativitas

Hibridisasi sp2 Orbital dan Struktur Etilen Serta Hibridisasi sp

Hibridisasi sp2, Orbital dan Struktur Etilen

Ketika kita membentuk orbital hibridisasi sp3 untuk menjelaskan ikatan dalam metana, pertama kali yang dilakukan adalah mempromosikan satu elektron dari orbital 2s ke excited state menghasilkan empat elektron tak berpasangan. Hibridisasi sp2 terjadi jika satu elektron tereksitasi ke orbital p. Akibatnya, atom karbon yang terhibridisasi sp2 hanya dapat membentuk tiga ikatan sigma dan satu ikatan pi. Ikatan pi terjadi sebagai akibat dari tumpang tindih elektron pada orbital 2p-2p.

Konfigurasi elektron atom karbon yang terhibridisasi sp2

Dua atom karbon sp2 dapat saling membentuk ikatan yang kuat, mereka membentuk ikatan sigma melalui overlap orbital sp2-sp2. Kombinasi ikatan sigma sp2-sp2 dan ikatan pi 2p-2p menghasilkan bentuk ikatan rangkap karbon-karbon. Bentuk bangun ruang dari ikatan atom karbon yang terhibridisasi sp2 adalah trigonal planar.

Karakteristik ikatan dalam etena

orbital etena

Hibridisasi sp

Atom karbon memiliki kemampuan membentuk tiga macam ikatan, yaitu ikatan tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga. Asetilena, C2H2, contoh paling sederhana dari ikatan karbon-karbon rangkap tiga. Di samping dapat berkombinasi dengan dua atau tiga orbital p, hibrida orbital 2s juga dapat berkombinasi dengan satu orbital p.

Konfigurasi elektron atom karbon yang terhibridisasi sp

Orbital sp memiliki bangun ruang linear dengan sudut ikatan HC-C sebesar 1800 yang telah terverifikasi dari hasil eksperimental. Panjang ikatan hidrogen-karbon sebesar 1.06A dan panjang ikatan karbon-karbon adalah 1.20 A.

(a) Ikatan σ C-C terbentuk karena overlap orbital sp-sp dan ikatan C-H dibentuk karena overlap orbital sp-s. (b) dua ikatan π karbon-karbon terbentuk melalui overlap orbital p yang berhadap-hadapan antara atom karbon yang satu dengan atom karbon lainnya.

Karakteristik ikatan beberapa senyawa organik

More about → Hibridisasi sp2 Orbital dan Struktur Etilen Serta Hibridisasi sp

Teori Orbital Molekul (Atom Karbon : Hibridisasi sp3)

Teori Orbital Molekul

Bagaimana atom-atom membentuk ikatan kovalen untuk menghasilkan suatu molekul? Model molekul Lewis, yang menjelaskan bagaimana atom-atom berusaha melengkapi keadaan oktet melalui pemakaian bersama elektron hanya menceritakan sebagian dari sejarah.

Teori orbital molekul mengkombinasikan kecenderungan atom untuk mencapai keadaan oktet dengan sifat-sifat geombangnya, menempatkan elektron-elektron pada suatu tempat yang disebut orbital. Menurut teori orbital molekul, ikatan kovalen dibentuk dari kombinasi orbital-orbital atom membentuk orbital molekuler; yaitu orbital yang dimiliki oleh molekul secara keseluruhan. Seperti orbital atom, yang menjelaskan volume ruang di sekeliling inti atom di mana elektron mungkin ditemukan, orbital molekuler menjelaskan volume ruang di sekeliling molekul di mana elektron mungkin ditemukan.

Orbital molekuler juga memiliki bentuk ukuran dan energi yang spesifik. Mari kita lihat pada contoh pertama kita dalam molekul hidrogen (H2). Orbital 1s dari satu atom hidrogen mendekati orbital 1s dari atom hidrogen kedua, kemudian keduanya melakukan overlap orbital. Ikatan kovalen terbentuk ketika dua orbital s mengalami overlap, disebut dengan ikatan sigma (σ). Ikatan sigma berbentuk silindris simetris , elektron dalam ikatan ini terdistribusi secara simetris/ berada di tengah antara dua atom yang berikatan.

orbital molekul

1. Atom Karbon

a. Hibridisasi sp3

Atom karbon memiliki dua orbital (2s dan 2p) untuk membentuk ikatan, artinya jika bereaksi dengan hidrogen maka akan terbentuk dua ikatan C-H. Faktanya, atom karbon membentuk empat ikatan C-H dan menghasilkan molekul metana dengan bentuk bangun ruang tetrahedron. Linus Pauling (1931) menjelaskan secara matematis bagaimana orbital s dan tiga orbital p berkombinasi atau terhibridisasi membentuk empat orbital atom yang ekuivalen dengan bentuk tetrahedral. Orbital yang berbentuk tetrahedral disebut dengan hibridisasi sp3. Angka tiga menyatakan berapa banyak tipe orbital atom yang berkombinasi, bukan menyatakan jumlah elektron yang mengisi orbital.

Atom karbon memiliki konfigurasi ground-state 1s2 2s2 2px1 2py1. pada kulit terluar terdapat dua elektron dalam orbital 2s, dan dua elektron tak perpasangan dalam orbital 2p:

Konfigurasi elektronik ground-state atom karbon

Dari konfigurasi di atas, maka atom karbon hanya dapat membentuk dua ikatan, contohnya CH2. Pada kenyataannya, molekul CH2 sangat jarang ditemukan dan lebih banyak terbentuk molekul CH4. Dari hasil eksperimen, diperoleh data bahwa kekuatan ikatan CH sebesar 100 kkal/mol. Dengan demikian, energi untuk membentuk ikatan C-H dalam CH2 sebesar 200 kkal/mol.

Alternatifnya adalah, satu elektron pada orbital 2s dipromosikan ke orbital 2pz. Konfigurasi baru ini memiliki satu elektron yang berada pada tingkat energi yang lebih tinggi dari ground-state. Energi yang dibutuhkan untuk mempromosikan elektron tersebut sebesar 96 kkal/mol.

Konfigurasi elektron atom karbon yang mengalami eksitasi

Pada posisi tereksitasi, karbon memiliki empat elektron tak berpasangan dan dapat membentuk empat ikatan dengan hidrogen. Meskipun membutuhkan energi sebesar 96 kkal/mol untuk mengeksitasi satu elektronnya terlebih dahulu, ikatan yang terbentuk dengan H (pada CH4) jauh lebih stabil dibandingkan ikatan C-H pada

molekul CH2. Ikatan C-H pada metana memiliki kekuatan ikatan 104 kkal/mol

dengan panjang ikatan 1.10 A. sudut ikatan H-C-H sebesar 109.50.

Struktur etana

Etana, C2H6, merupakan contoh paling sederhana dari molekul yang mengandung ikatan karbon-karbon.

Struktur Lewis dan Kekule dari etana

Ikatan karbon-karbon dalam etana memiliki panjang ikatan 1.54 A dan kekuatan ikatn 88 kkal/mol. Untuk ikatan C-H memiliki karakteristik yang sama dengan metana.

Struktur Etana

lanjut penjelasan : b. Hibridisasi sp2; Orbital dan Struktur Etilen pada post berikutnya

sumber : KIMIA ORGANIK 1 JILID 1 penulis: Stefanus Layli Prasojo, S.Farm., Apt.

More about → Teori Orbital Molekul (Atom Karbon : Hibridisasi sp3)

Ikatan Kovalen

Ikatan Kovalen

Unsur-unsur yang dapat dengan mudah membentuk konfigurasi gas mulia melalui penangkapan atau penarikan elektron dapat membentuk ikatan ionik. Akan tetapi bagaimana dengan ikatan unsur-unsur yang berada di bagian tengah dalam tabel periodik? Mari kita lihat ikatan dalam metana (CH4), ikatan antara C dengan H bukan ikatan ionik karena atom C sangat sulit melepas atau menerima empat elektron untuk membentuk konfigurasi gas mulia. Faktanya, atom karbon berikatan bukan melalui pemberian atau pelapasan elektron, tetapi dengan sharing elektron satu sama lain yang disebut dengan ikatan kovalen. Ikatan kovalen terbentuk dari overlap dua buah orbital yang masing-masing berisi satu elektron (setengah penuh). Ikatan

kovalen diusulkan pertama kali oleh G. N. Lewis pada tahun 1916. 

Gabungan atom-atom netral yang berikatan kovalen disebut dengan molekul. Cara sederhana menggambarkan ikatan kovalen dapat dilakukan dengan menggambar struktur Lewis, di mana elektronelektron pada orbital terluar digambarkan sebagai titik. Dengan demikian, atom hidrogen memiliki 1 titik, karbon memiliki 4 titik, oksigen 6 titik, dan sebagainya. Molekul stabil menghasilkan konfigurasi gas mulia pada masing-masing atomnya. Contohnya adalah sebagai berikut:

contoh pembentukan ikatan Kovalen

Model penggambaran lain adalah menggunakan struktur Kekule, di mana ikatan digambarkan sebagai sebuah garis. Dengan demikian dalam sebuah ikatan (garis) terdapat sepasang elektron. Pada struktur Kekule, pasangan elektron bebas pada kulit terluar dapat diabaikan.

Struktur Lewis dan Kekule beberapa molekul sederhana

Dari pembahasan di atas, dabat ditarik kesimpulan sebagai berkut:

1. Ikatan ion dihasilkan dari perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain.

2. Ikatan kovalen dihasilkan dari pemakaian bersama-sama sepasang eletron oleh dua atom.

3. Atom memindahkan atau membuat pasangan elektron untuk mencapai konfigurasi gas mulia. Konfigurasi ini biasanya adalah delapan elekron dalam kulit terluar, sesuai dengan konfigurasi dari neon dan argon. Teri ini disebut aturan oktet.

sumber : KIMIA ORGANIK 1 JILID 1 penulis: Stefanus Layli Prasojo, S.Farm., Apt.

More about → Ikatan Kovalen

IKATAN KIMIA ORGANIK

Pada pertengahan abad 18, ilmu kimia berkembang dengan pesat. Para ahli kimia mulai menyelidiki tentang kekuatan dalam molekul. Pada tahun 1858, August Kekule dan Archibald Couper secara terpisah mengusulkan bahwa di dalam senyawa organik, atom karbon selalu memiliki empat unit afinitas. Dengan demikian, atom karbon adalah tetravalen; selalu membentuk empat ikatan ketika berinteraksi dengan unsur lain membentuk senyawa. Lebih dari itu, Kekule menyatakan bahwa atom karbon dapat berikatan satu dengan lainnya membentuk rantai panjang. Teori Kekule-Couper kemudian diperluas karena adamya kemungkinan suatu atom membentuk ikatan rangkap. Emil Erlenmeyer mengusulkan ikatan rangkap tiga pada ikatan karbon-karbon pada senyawa asetilen, dan Alexander Crum Brown mengusulkan ikatan karbon-karbon rangkap dua pada senyawa etilen. Pada tahun 1865, Kekule menjelaskan bahwa rantai karbon dapat membentuk double back membentuk cincin.

Meskipun Kekule dan Couper telah benar dalam menjelaskan bahwa karbon berbentuk tetravalen, kebanyakan kimiawan masih menggambarkannya dalam struktur dua dimensi hingga tahun 1874. Pada tahun tersebut, Jacobus van’t Hoff dan Joseph Le Bel menambahkan usulan mengenai penggambaran molekul tiga dimensi. Mereka mengusulkan bahwa empat ikatan pada karbon tidak terletak secara acak tetapi menduduki posisi ruang yang spesifik. Van’t Hoff kemudian menjelaskan bahwa empat atom yang berikatan dengan karbon menempati sudut-sudut bangun ruang tetrahedron, dengan atom karbon berada di pusat.

Ikatan Kimia Organik

Perlu dicatat bahwa struktur di atas merupakan struktur tiga dimensi. Garis tebal artinya menuju ke arah pengamat atau keluar dari bidang gambar. Garis putus-putus menggambarkan arah menjauhi pengamat atau masuk bidang gambar.

Ikatan kimia

Mengapa atom-atom berikatan satu sama lain, dan bagaimana mekanika kuantum atom menjelaskan ikatan? Atom membentuk ikatan karena senyawa yang dihasilkan lebih stabil dibandingkan atom tunggal. Energi selalu dilepaskan ketika dibentuk suatu ikatan kimia. Jawaban pertanyaan “bagaimana” lebih sulit. Oleh karenanya, kita membutuhkan pengetahuan lebih mengenai sifat-sifat atom

Kita telah mengetahui bahwa delapan elektron di dalam sel terluar atau elektron valensi, memiliki stabilitas seperti gas mulia; golongan 8 A dalam tabel periodik unsur, yaitu Ne (2 + 8), Ar (2 + 8 + 8), Kr (2 + 8 + 18 + 8). Oleh karena konfigurasi gas mulia paling stabil maka semua unsur memiliki tendensi untuk membentuk konfigurasi gas mulia. Sebagai contoh, logam-logam alkali pada golongan I, memiliki elektron tunggal di orbital terluarnya. Oleh karena itu, dengan melepaskan satu elektron tersebut mereka dapat membentuk konfigurasi gas mulia. Ukuran kecencerungan melepaskan elektron disebut dengan Energi Ionisasi dengan satuan kilokalori per mol (kcal/mol). Logam alkali memiliki energi ionisasi rendah, sehingga dapat dikatakan bersifat elektropositif. Atom-atom pada bagian tengah dan kanan dalam tabel periodik memiliki kecenderungan yang lemah untuk melepaskan elektron, artinya memiliki energi ionisasi yang tinggi.

Energi ionisasi beberapa unsur

Unsur-unsur halogen memiliki tendensi membentuk ion negatif dengan menarik eleltron. Ukuran kecenderungan menarik elektron disebut Afinitas Elektron (satuannya juga kilokalori/mol). Unsur-unsur pada sisi kanan dalam tabel periodik memiliki afinitas elelktron yang tinggi dan disebut unsur-unsur elektronegatif.

Ikatan yang dapat dibentuk oleh unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dengan unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi disebut ikatan ionik. Contohnya adalah natrium klorida (NaCl). Di dalam molekul NaCl, ion Na+ dan Cl- berikatan melalui gaya elektrostatik. Contoh lainnya yang mirip dapat dilihat pada ikatan potassium fluorida (K F ) dan litium bromida (Li Br).

Sumber : KIMIA ORGANIK 1 JILID 1 penulis: Stefanus Layli Prasojo, S.Farm., Apt.

More about → IKATAN KIMIA ORGANIK

Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron menggambarkan penataan energi terendah dari suatu atom. Dengan kata lain, konfigurasi elektron memperlihatkan bagaimana pengisian elektron dalam orbital. Elektron yang tersedia diisikan ke dalam orbital dengan mengikuti tiga aturan:

1. Orbital dengan energi paling rendah diisi pertama kali (prinsip Aufbau)

2. Hanya ada dua elektron yang dapat mengisi orbital yang sama, dan keduanya harus memiliki spin yang berlawanan (larangan Pauli)

3. Jika ada dua atau lebih orbital pada tingkat energi yang sama, satu elektron mengisi masing masing orbital secara paralel hingga semua orbital setengah penuh (aturan Hund)

Beberapa contoh penerapan ketiga aturan tersebut dapat dilihat pada tabel sebagai berikut :

Sumber : KIMIA ORGANIK 1 JILID 1 penulis: Stefanus Layli Prasojo, S.Farm., Apt.

More about → Konfigurasi elektron

Struktur Atom Dan Orbital Atom

Struktur Atom

Sebelum mulai mempelajari kimia organik, mari kita mengulas kembali beberapa pengertian umum tentang atom dan ikatan. Atom terdiri dari nukleus dengan muatan positif yang dikelilingi muatan negtif dari elektron pada jarak yang relatif jauh. Nukleus terdiri atas partikel subatomik yang disebut neutron, bermuatan netral, dan proton, bermuatan positif. Meskipun memiliki diameter yang sangat kecil – sekitar 10-14 hingga 10-15 meter (m) – nukleus berperan penting terhadap semua massa dari atom. Elektron memiliki massa yang dapat

diabaikan dan mengelilingi nukleus pada jarak sekitar 10-10 m. Dengan demikian, diameter dari suatu atom kira-kira 2 x 10-10 m atau 200 picometers (pm).

Suatu atom dapat dijelaskan dengan nomor atom (Z) yang menggambarkan jumlah proton dalam inti atom, dan nomor massa (A) yang menggambarkan jumlah total proton dan neutron. Setiap atom dalam senyawa apapun memiliki nomor atom tetap, misalnya 1 untuk hidrogen, 6 untuk karbon, 17 untuk klorida, dan sebagainya, tetapi mereka dapat memiliki nomor massa berbeda tergantung berapa banyak neutron yang dimilikinya. Atom-atom yang memiliki nomor atom sama tetapi nomor massa berbeda disebut isotop.

Orbital Atom

Berdasarkan model mekanika kuantum atom, perilaku spesifik dari suatu atom dapat dijelaskan menggunakan persamaan gelombang. Persamaan tersebut pada awalnya digunkan untuk menjelaskan pergerakan gelombang pada benda cair. Penyelesaian persamaan gelombang disebut fungsi gelombang atau orbital, dilambangkan dengan huruf Yunanai psi (ψ).

Ketika fungsi gelombang dikuadratkan (ψ2), orbital menjelaskan volume ruang di sekeliling inti di mana elektron paling mungkin ditemukan. Awan elektron tidak dapat dipastikan dengan jelas, tetapi kita dapat membuat batasan dengan mengatakan bahwa orbital menggambarkan tempat di mana elektron dapat ditemukan dengan probabilitas 90-95%.

Terdapat empat macam orbital yang berbeda, dilambangkan dengan orbital s, p, d, dan f. Dari keempat orbital tersebut, kita hanya akan mempelajari secara mendalam orbital s dan p, karena kedua orbital tersebut paling penting dalam kimia organik. Orbital s berbentuk sferis (bola), dengan inti berada di pusat. Orbital p berbentuk halter. Empat dari lima orbital d berbentuk daun semanggi, seperti yang tampak pada gambar 1. orbital d kelima berbentuk halter yang diperpanjang dengan bentuk donat mengelilingi pada bagian tengahnya.

Orbital elektron diatur dalam sel-sel yang berbeda, didasarkan pada peningkatan ukuran dan energi. Sel yang berbeda mengandung jumlah dan macam orbital yang berbeda pula. Masing-masing orbital berisi sepasang elektron. Sel pertama hanya mengandung orbital s saja, diberi lambang 1s, artinya pada sel ini hanya terdapat 2 elektron. Sel kedua terdapat satu orbital s (2s) dan tiga orbital p (2p), sehingga ada delapan elektron yang dapat mengisi sel ini. Sel ketiga berisi satu orbital s (3s), tiga orbital p (3p), dan lima orbital d (3d), jadi total elektron ada delapan belas.

Sumber: KIMIA ORGANIK 1 JILID 1 penulis: Stefanus Layli Prasojo, S.Farm., Apt.

More about → Struktur Atom Dan Orbital Atom

Instrument Atomic Absorption Spectrophotometer atau AAS

AAS ( Atomic Absorption Spectrophotometer) disebut juga Spektrofotometer Serapan Atom (SSA), Absorbsi atom adalah spektroskopi atom yang pertama kali dapat diandalkan untuk menganalisa adanya logam dalam sampel yang berasal dari lingkungan.

AAS atau SSA adalah sebuah instrumen yang menggunakan spektrum cahaya sebagai kompenen utama pengukuran. Prinsipnya dari AAS adalah serapan spektra cahaya yang dilakukan oleh Atom – atom.Atau bisa dikatakan prinsip AAS adalah serapan cahaya oleh atom-atom

Sampel AAS adalah berupa larutan (harus larutan) dan instrumen ini sangat spesial untuk pengukuran Logam. jadi menguji kandungan sampel logam yang terlarut dalam air.

Yang akan menyerap cahaya adalah Logam dalam bentuk Atom. Cara menangkap atom dalam sampelpun jadi gampang karena air sebagai pelarut sangat mudah diuapkan, komponen lain kalau ada biasanya senyawa organik itupun mudah dihilangkan yaitu dengan cara dibakar bila kita membakar suatu campuran larutan pada suhu diatas 500 drjt C , maka senyawa non logam akan hancur, dan senyawa logam akan berubah menjadi atom-atomnya.

Kalau dalam Instrument spektrofotometer UV-Vis sumber lampu cukup satu untuk semua sampel, yaitu lampu wolfram untuk wilayah Visible dan Deuterium untuk wilayah UV, sementara dalam Instrument AAS lampu yang dipakai namanya Lampu katoda Berongga dimana untuk setiap senyawa Logam punya lampu sendiri jadi kalau mau mengukur Hg (mercuri) maka harus digunakan lampu katoda berongga Hg. Dilakukan seperti ini supaya spektrum yang terpancar memiliki panjang gelombang yang tepat untuk tiap atom yang diukur, jadi hasil yang didapat bisa sesuai dan akurat.

Keajaiban yang lain dari Instrument AAS adalah penempatan monokromator setelah sampel, padahal fungsi monokromator adalah untuk meimilih panjang gelombang kan? beda lagi dengan UV-Vis

Penjelasannya adalah, karena seperti penjelasan tadi kalau lampu yang dipakai Khas atau spesifik artinya lampu hanya memancarkan satu panjang gelombang, tidak perlu lagi dipilih pilih, justru setelah melewati sampel yang berada di ruang bakar panjang gelombang jadi tidak pasti karena namanya ruang bakar pakai api, pasti ada sinar dari api, sinar inilah yang ditangkap dan disaring, sehingga yang sampai di detektor tetap panjang gelombang sesuai yang diinginkan. dalam penentuan kadar sama seperti pada instrumen lain dengan menggunakan kurva standar.

Diagram AAS

Prinsip dasar AAS

Instrument Spektrofotometer serapan atom (AAS) merupakan teknik analisis kuantitafif dari unsur-unsur yang pemakainnya sangat luas di berbagai bidang karena prosedurnya spesifik, selektif, sensitivitasnya tinggi (ppm-ppb), biaya analisisnya relatif murah, instrument AAS mudah membuat matriks yang sesuai dengan standar, waktu analisis sangat cepat dan mudah dilakukan. AAS pada umumnya digunakan untuk analisa unsur logam, spektrofotometer absorpsi atom (AAS) juga dikenal sistem single beam dan double beam layaknya Spektrofotometer UV-VIS. AAS sebelumnya dikenal dengan fotometer nyala yang hanya dapat menganalisis unsur yang dapat memancarkan sinar terutama unsur golongan IA dan IIA. Lampu yang digunakan pada AAS adalah lampu katoda cekung yang mana penggunaanya lampu ini hanya untuk menganalisis satu unsur saja.
Dalam Instrument AAS kita mengukur serapan (absorbsi) yang dialami oleh seberkas sinar yang melalui kumpulan atom-atom logam. Serapan akan bertambah dengan bertambahnya jumlah atom logam yang menyerap sinar tersebut.

Sifat sinar tersebut bersifat monokromatis dan mempunyai panjang gelombang (λ) tertentu, suatu atom unsur X hanya bisa menyerap sinar yang panjang gelombangnya sesuai dengan unsur X tersebut. Ini berarti, sifat menyerap sinar merupakan sifat yang khas (spesifik) bagi unsur X tersebut. Misal : atom Cr menyerap sinar dengan λ = 589,0 nm sedangkan atom Cd menyerap sinar dengan λ = 217,0 nm. Dengan menyerap sinar yang khas dari unsur atom, atom tersebut tereksitasi (elektron terluar dari atomnya tereksitasi ke tingkat energi yang lebih tinggi).

Hubungan antara serapan yang dialami oleh sinar dengan konsentrasi analit dalam larutan standar bisa dipergunakan untuk menganalisa larutan pada sampel yang tidak diketahui konsentrasinya, yaitu dengan mengukur serapan yang diakibatkan oleh larutan sampel tersebut terhadap sinar yang sama. Akan mendapatkan hubungan yang linier antara serapan (A) dengan konsentrasi (c) dalam larutan yang diukur dan koefisien absorbansi (a).

A = a . b . c

Dari hukum Lambert-Beer / Bouguer-Beer
”Bila sumber cahaya monokromatis dilewatkan pada media yang  transparan maka berkurangnya intensitas cahaya yang ditransmisikan sebanding dengan ketebalan (b) dan konsentrasi larutan.”

Cara sederhana untuk menemukan konsentrasi unsur logam dalam cuplikan sampel adalah dengan membandingkan nilai absorbans (Ax) dari cuplikan dengan absorbansi zat standar yang diketahui konsentrasinya.

Ax = Cx

As = Cs

Dimana

Ax = absorban sampel

As = absorban standar

Cx = konsentrasi sampel

Cs = konsentrasi standar

Komponen – komponen Instrument Atomic Absorption Spectrophotometer (AAS)

1.      Lampu katoda berongga (Hollow Cathode Lamp)

Lampu katoda berongga terdiri atas tabung gelas yang  diisi dengan gas argon (Ar) atau neon (Ne) bertekanan rendah antra (4 sampai 10 torr) dan di dalamnya dipasang sebuah katoda berongga dan anoda. Rongga katoda berlapis unsur logam murni dari unsur obyek analisis. Misalnya : untuk pengukuran Cu diperlukan lapisan logam Cu. Batang anoda terbuat dari bahan logam wolfram / tungsten (W)

2.      Ruang pengkabutan (Spray Chamber)

Merupakan bagian di bawah burner dimana larutan sampel/ contoh diubah menjadi aerosol (embun). Dinding dalam dari spray chamber ini dibuat dari plastik atau teflon. Dalam ruangan ini dipasang peralatan yang terdiri:

Nebulizer glass bead atau impact bead (untuk memecahkan larutan menjadi aerosol / partikel butir yang halus)
Flow spoiler berupa baling-baling berputar, untuk menghembuskan butir / partikel larutan yang kasar
Inlet dari fuel gas dan drain port (lubang pembuangan exhaust)

3     Pembakar (Burner)

Burner merupakan dbagian dari alat AAS dimana campuran gas bahan bakar dan oksida dibakar  dan dinyalakan. Dalam nyala yang bersuhu tinggi inilah terjadi pembentukan atom-atom analit (atom yang tereksitasi) yang akan diukur. Alat ini terbuat dari unsur logam yang tahan panas dan tahan korosi. Burner didesign supaya mencegah masuknya nyala ke dalam spray chamber, hal ini disebut ”blow back” dan amat berbahaya. Burner untuk nyala nitrous oksida-asetilen (suhu 2900 – 30000 C) berbeda dengan nyala asetilen (suhu 2000 – 22000 C) . Burner harus selalu bersih untuk menjamin kepekaan yang tinggi, hasil terhindar dari kontaminasi dan kedapatulangan (repeatability) yang baik.

4.      Monokromator & Slit (Peralatan optik)

Fungsi : untuk mengisolir sebuah resonansi yang ditimbulkan oleh atom-atom unsur lain dari sekian banyak spektrum yang dihasilkan oleh lampu katoda berongga.

5.      Detektor

Detektor yang biasa digunakan dalam Instrument AAS ialah jenis photomultiplier tube, yang jauh lebih peka daripada phototube biasa dan responnya juga sangat cepat (10-9 det). Fungsi detektor photomultiplier tube untuk mengubah energi radiasi yang jatuh pada detektor menjadi sinyal elektrik / perubahan panas

6.      Lain-lain

Alat yang tak kalah penting juga harus menyediakan pembuangan gas dan udara kotor (exhaust dust) dan pipa (tube kabel) untuk saluran gas, main unit instrument AAS, kemudian kompresor, setelah itu ducting dan terakhir gas. Jangan lupa, seperangkat komputer yang tentu sudah ada aplikasinya.

More about → Instrument Atomic Absorption Spectrophotometer atau AAS

Alat Titrasi Dari Manual Menjadi Otomatis Menggunakan Mesin dan Komputasi

Dengan semakin majunya teknologi sekarang ini, tak hanya teknologi di bidang otomotif ataupun gadget yang maju mengikuti perkembangan zaman, akan tetapi, alat pengujian Kimia pun sekarang tambah maju. Dari yang dulu menggunakan methode manual, sekarang menggunakan alat modern yang canggih.

Berikut akan kami bahas satu persatu alat- alat instrument untuk pengujian di bidang kimia, pada artikel kali ini kita bahas terlebh dahulu alat titrasi.

Titasi, pasti sahabat sudah tahu metode pengujian kimia satu ini, Titrasi adalah metode pengujian kimia secara kuantitatif, untuk mengetahui kadar konsentrasi suatu senyawa pada suatu zat. Pada pengujian tirasi, kita menghitung volume titran yang digunakan untuk meraksikan dengan senyawa pada sampel sampai ketitik Ekuivalen. Untuk lebih jelasnya, besok saya akan membuat artikel tentang titrasi tersendi, atau sobat mencari literatur di buku-buku pengujian kimia.

1. Titrasi Manual

Alat titrasi manual yang digunakan sangat banyak, mulai dari Buret dan Sattif, labu ukur, erlenmeyer, pipet ukur, pipiet tetes, karet penghisap, gelas arloji. Untuk titrasi manual, masih dibutuhkan indikator, supaya bisa diketahui titik ekuivalen dengan melihat perubahan warna.
Fungsi dari alat-alat tersebut berbeda-beda, mari kita bahas:

• Buret dan Statif

Buret berfungsi untuk tempat titran, buret ini mempunyai skala. Buret yang banyak digunakan mempunyai volume 50 mL sehingga skalanya antara 0-50 mL. Statif digunakan untuk menahan buret atau tempat buret agar bisa berdiri. Berikut gambar buret dan statif.

Buret dan Statif

• Erlenmeyer digunakan untuk tempat analit atau sampel yang akan di cari kadarnya. 
• Pipet Volume dan karet penghisap berfungsi untuk mengambil sampel / analit dengan volume tertentu. Ini dikarenakan titrasi merupakan pengujian volumetrik, jadi volume di sini sangat berperan penting.
• Labu Takar berfungsi untuk membuat larutan standar atau titran, misalnya titran dengan konsentrasi 0.1 M, 0.5 M dan sebagainya
• Pipet Tetes digunakan untuk mengambil larutan indikator dan ditambahkan ke analit/sampel yang akan di titrasi

2. Titrasi Modern/ Dengan menggunakan Mesin

Titrasi dengan menggunakan mesin sangatlah membantu pengujian di bidang kimia. Nilai ketelusuran/ hasil yang didapat lebih akurat. Perbedaan dengan titrasi manual, adalah titik equivalen di peroleh dengan nilai Energi potensial (Ep), tidak menggunakan warna. Ini di karenakan, alat ini menggunakan elektroda. Ada beberapa jenis elektoda yang digunakan mesin titrasi tergantung jenis titrasinya.

Titrasi Modern (gambar Dari web MetrOhm)

• Elektoda Pt
• Solvotrode
• Elektroda asam basa Unitrode

Demikian sedikit penjelasan tentang kemajuan teknologi dibidang titrasi, mari kita diskusikan bila ada yang kurang jelas..

More about → Alat Titrasi Dari Manual Menjadi Otomatis Menggunakan Mesin dan Komputasi