PTK 1 – III

PERMANGANOMETRI

I. JUDUL

Titrasi Permanganometri

II. PRINSIP PERCOBAAAN

Reaksi Oksidasi dan Reduksi

III. MAKSUD DAN TUJUAN

a. Praktikan memahami konsep dasar reaksi oksidasi dan reduksi (redoks)

b. Untuk mengetahui konsentrasi larutan sampel secara oksidimetri\

IV. REAKSI PERCOBAAN

2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 (COOH)2 → 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O + 10 CO2

V. TEORI

Dari sejarahnya istilah oksidasi diterapkan untuk proses – proses dimana oksigen diambil oleh

suatu zat. Maka reduksi dianggap sebagai proses dimana oksigen diambil dari dalam suatu zat.

Kemudian penangkapan hydrogen disebut juga reduksi, sehingga kehilangan hydrogen harus

disebut oksidasi. Sekali lagi reaksi – reaksi lain dimana baik oksigen maupun hydrogen tidak

ambil bagian belum dapat dikelompokkan sebagai oksidasi atau reduksi sebelum definisi

oksidasi dan reduksi yang paling umum, yang didasarkan pada pelepasan dan pengambilan

electron, disusun orang. Sebelum mencobamendefinisikan lebih cermat apa arti istilah – istilah

itu, baiklah diperiksa beberapa reaksi ini

a. Reaksi antara ion besi(III) dan timah(II) menuju terbentuknya besi(II) dan Timah(IV):

2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn2+

Jika reaksi ini dijalankan dengan hadirnya asam klorida, hilangnya warna kuning ( ciri khas

Fe3+) dapat diamati dengan mudah. Dalam reaksi ini Fe3+ dan direduksi menjadi Fe2+ dan

Sn2+ dioksidasi menjadi Sn4+. Sebenarnya apa yang telah terjadi adalah warna Sn2+

memberikan electron – electron pada Fe3+, maka terjadilah serah terima (transfer electron)

b. Jika sepotong besi (misalkan Paku) dibenamkan dalam larutan tembaga sulfat, paku itu

akan tersalut logam tembaga yang merah, sementara itu dapatlah dibuktikan adanya besi(II)

dalam larutan. Reaksi yang berlangsung adalah :

Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu

Dalam hal ini logam besi menyumbangkan electron – electron kepada ion tembaga(II). Fe

teroksidasi menjadi Fe2+ dan Cu2+ tereduksi menjadi Cu.

c. Pelarutan zink dalam asam klorida juga merupakan reaksi oksidasi – reduksi

Zn + 2H+ Zn 2+ + H2

Elektron diambil oleh H+ dari dalam Zn2+; atom hydrogen tanpa muatan bergabung menjadi

molekul H2.

d. Dalam suasana asam, ion bromat mampu mengoksidasi iodide menjadi iod, sementara

dirinya direduksikan menjadi bromida :

BrO3- + 6H+ + 6I- Br- + 3I2 + 3H2O

Tidak mudah untuk mengikuti serah terima electron dalam hal ini, karena suatu reaksi asam

basa (penetralan H+ menjadi H2O) berimpit dengan tahap redoksnya. Namun Nampak

bahwa ion iodida kehilangan 6 elektron, yang pada gilirannya diambil oleh sebuah ion

bromat tunggal.

e. Lebih ruwet lagi adalah oksidasi hydrogen peroksida menjadi oksigen dan air oleh

permanganat, yang ia sendiri tereduksi menjadi mangan(II):

2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O

Sepuluh electron disumbangkan oleh lima molekul hydrogen peroksida kepada dua

electron ion permanganat dalam proses ini.

Melihat contoh – contoh ini dapat ditarik kesimpulan umum dan dapatlah didefinisikan oksidasi

dan reduksi sebagai berikut :

Oksidasi adalah suatu proses yang mengakibatkan hilangnya satu electron atau lebih dari dalam

zat (atom, ion atau molekul). Bila suatu unsur dioksidasi,

Zat pengoksidasi dan zat pereduksi

Oksidator atau zat pengoksidasi adalah zat yang mengoksidasi zat lain. Pada contoh reaksi

diatas, besi(III)oksida merupakan oksidator.

Reduktor atau zat pereduksi adalah zat yang mereduksi zat lain. Dari reaksi di atas, yang

merupakan reduktor adalah karbon monooksida.

Jadi dapat disimpulkan:

oksidator adalah yang memberi oksigen kepada zat lain,

reduktor adalah yang mengambil oksigen dari zat lain

Permanganometri adalah titrasi yang didasarkan pada reaksi redoks. Dalam reaksi ini, ion

MnO4- bertindak sebagai oksidator. Ion MnO4

- akan berubah menjadi ion Mn2+ dalam suasana

asam. Teknik titrasi ini biasa digunakan untuk menentukan kadar oksalat atau besi dalam suatu

sample.

Larutan KMnO4

Pada permanganometri, titran yang digunakan adalah kalium permanganat. Kalium permanganat

mudah diperoleh dan tidak memerlukan indikator kecuali digunakan larutan yang sangat encer

serta telah digunakan secara luas sebagai pereaksi oksidasi selama seratus tahun lebih. Setetes

permanganat memberikan suatu warna merah muda yang jelas kepada volume larutan dalam

suatu titrasi. Warna ini digunakan untuk menunjukkan kelebihan pereaksi.

Kalium Permanganat distandarisasikan dengan menggunakan natrium oksalat atau sebagai arsen

(III) oksida standar-standar primer. Reaksi yang terjadi pada proses pembakuan kalium

permanganat menggunakan natrium oksalat adalah:

5C2O4- + 2MnO4

- + 16H+ →  10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O

Akhir titrasi ditandai dengan timbulnya warna merah muda yang disebabkan kelebihan

permanganat.

Oksidasi dan Reduksi

a.  Bilangan oksidasi

Bilangan oksidasi adalah muatan formal atom dalam  suatu molekul atau dalam ion yang

dialokasikan sedemikian sehingga atom yang ke-elektronegativannya lebih rendah mempunyai

muatan positif.  Karena muatan listrik tidak berbeda dalam hal molekul yang terdiri atas atom

yang sama, bilangan oksidasi atom adalah kuosien muatan listrik netto dibagi jumlah atom. 

Dalam kasus ion atau molekul mengandung atom yang berbeda, atom dengan ke-

elektronegativan lebih besar dapat dianggap anion dan yang lebih kecil dianggap kation.

Misalnya, nitrogen berbilangan oksidasi 0 dalam N2; oksigen berbilangan oksidasi -1 dalam O22-;

dalam NO2nitrogen +4 dan oxygen -2; tetapi dalam NH3 nitrogen -3 danhidrogen +1.  Jadi,

bilangan oksidasi dapat berbeda untuk atom yang sama yang digabungkan dengan pasangan yang

berbeda dan atom dikatakan memiliki muatan formal yang sama nilainya dengan bilangan

oksidasinya.  Walaupun harga nilai muatan formal ini tidak mengungkapkan muatan sebenarnya,

namun nilai ini sangat memudahkan untuk untuk menghitung elektron valensi dan dalam

menangani reaksi redoks.

b.  Reaksi redoks

Awalnya, oksidasi berarti pembentukan oksida dari unsurnya atau pembentukan senyawa dengan

mereaksikannya dengan oksigen, dan reduksi adalah kebalikan oksidasi.  Definisi reduksi saat ini

adalah reaksi yang menangkap elektron, dan oksidasi adalah reaksi yang membebaskan elektron.

Oleh karena itu, suatu pereaksi yang memberikan elektron disebut reduktor dan yang menangkap

elektron oksidator. Akibat reaksi redoks, reduktor mengalami oksidasi dan oksidator mengalami

reduksi. Contohnya, dalam reaksi antara logam molibdenum dan gas khlor membentuk

molibdenum pentakhlorida,

2 Mo + 5 Cl2 → Mo2Cl10

molibdenum adalah reduktor dan berubah bilangan oksidasinya dari 0 menjadi +5 dan khlor

adalah oksidator dan berubah bilangan oksidasinya dari 0 ke -1.

Bilangan oksidasi logam dalam senyawa logam transisi dapat bervariasi dari rendah ke tinggi.

Bilangan oksidasi ini dapat berubah dengan reaksi redoks. Akibat hal ini, jarak ikatan dan sudut

ikatan antara logam dan unsur yang terkoordinasi, atau antar logam, berubah dan pada saat

tertentu keseluruhan struktur kompleks dapat terdistorsi secara dramatik atau bahkan

senyawanya dapat terdekomposisi.

Reaksi senyawa logam transisi dengan berbagai bahan oksidator atau reduktor juga sangat

penting dari sudut pandang sintesis. Khususnya, reaksi reduksi digunakan dalam preparasi

senyawa organologam, misalnya senyawa kluster atau karbonil logam.

Sementara itu, studi transfer elektron antar kompleks, khususnya reaksi redoks senyawa

kompleks logam transisi telah berkembang. Taube mendapat hadiah Nobel (1983) untuk studi

reaksi transfer elektron dalam kompleks logam transisi dan mengklasifikasikan reaksi ini dalam

dua mekanisme. Mekanisme transfer elektron dengan ligan jembatan digunakan bersama antara

dua logam disebut dengan mekanisme koordinasi dalam, dan mekanisme reaksi yang

melibatkan transfer langsung antar logam tanpa ligan jembatan disebut mekanisme koordinasi

luar.

Mekanisme koordinasi dalam bila [CoCl(NH3)5]2+ direduksi dengan [Cr(OH2)6]2+, suatu

kompleks senyawa antara, [(NH3)5Co-Cl-Cr(OH2)5]4+, terbentuk dengan atom khlor membentuk

jembatan antara kobal dan khromium. Sebagai akibat transfer elektron antara khromium ke

kobalmelalui khlor, terbentuk [Co(NH3)5Cl]+, dengan kobal direduksi dari trivalen menjadi

divalen, dan [Cr(OH2)6]3+, dengan khromium dioksidasi dari divalen menjadi trivalen. Reaksi

seperti ini adalah jenis reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi dalam. Anion selain halogen

yang cocok untuk pembentukan jembatan semacam ini adalah SCN-, N3-, CN-,dsb.

Mekanisme koordinasi luar. Bila [Fe(phen)3]3+ (phen adalah ortofenantrolin) direduksi dengan

[Fe(CN)6]4- , tidak ada jembatan ligan antar logam dan elektron berpindah dari HOMO Fe(II) ke

LUMO Fe(III) dalam waktu yang sangat singkat dan kontak langsung antar dua kompleks.

Akibat transfer elektron ini, terbentuk [Fe(phen)3]2+ dan [Fe(CN)6]3-. Reaksi seperti ini adalah

reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi luar, dan karakteristik sistem kompleks yang

memiliki laju substitusi ligan yang sangat lambat dibandingkan dengan laju transfer elektron,

khususnya dalam sistem yang memiliki ligan yang sama tetapi bilangan oksidasi yang berbeda,

[Fe(CN)6]3- dan [Fe(CN)6]4- yang memiliki laju transfer elektron yang besar.

Reaksi ion mangan(II) dalam larutan

Ion yang paling sederhana dalam bentuk mangan dalam larutan adalah ion heksaaquomangan(II)

– [Mn(H2O)6]2+.

Reaksi ion heksaaquomangan(II) dengan ion hidroksida

Ion hidroksida (seperti dari larutan natrium hidroksida) dapat menghilangkan ion hidrogen dari

ligan air dan kemudian melekat pada ion mangan. Setelah ion hidrogen dihilangkan dari dua

molekul air, kamu akan memperoleh kompleks tidak bermuatan – kompleks netral. Kompleks

netral ini tidak larut dalam air dan terbentuk endapan.

Dalam tabung reaksi, perubahan warna yang terjadi adalah:

Larutan [Mn(H2O)6]2+ sebenarnya tidak berwarna. Endapan coklat pucat di oksidasi menjadi

mangan(II) oksida yang berwarna coklat lebih gelap pada saat bersentuhan dengan oksigen dari

udara.

Reaksi ion heksaaquomangan(II) dengan larutan ammonia.

Amonia dapat berperan sebagai basa maupun sebagai ligan. Pada kasus ini, pada konsentrasi

laboratorium yang biasa, amonia berperan sebagai basa – dapat menghilangkan ion hidrogen dari

kompleks aquo.

Endapan coklat pucat di oksidasi menjadi mangan(II) oksida yang berwarna coklat lebih gelap

ketika bersentuhan dengan oksigen dari udara. Tidak terlihat perbedaan bentuk reaksi antara

reaksi tersebut dengan reaksi yang terakhir.

Beberapa sifat kimia kalium manganat(VII)

Kalium manganat(VII) (kalium permanganat) merupakan agen pengoksidasi yang kuat.

Penggunaan kalium manganat(VII) sebagai agen pengoksidasi dalam kimia organik

Kalium manganat(VII) biasa digunakan dalam larutan netral atau larutan yang bersifat basa

dalam kimia organik. Pengasaman kalium manganat(VII) cenderung untuk lebih meningkatkan

kekuatan destruktif agen pengoksidasi, memecah ikatan-ikatan karbon-karbon.

Larutan kalium manganat(VII) biasa dibuat sedikit basa dengan larutan natrium karbonat, dan

perubahan warna yang khas adalah sebagai berikut:

Pengertian oksidasi dan reduksi disini lebih melihat dari segi transfer oksigen, hidrogen dan

elektron.

 Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer oksigen

Dalam hal transfer oksigen, Oksidasi berarti mendapat oksigen, sedang Reduksi adalah

kehilangan oksigen.

Sebagai contoh, reaksi dalam ekstraksi besi dari biji besi:

Karena reduksi dan oksidasi terjadi pada saat yang bersamaan, reaksi diatas disebut

reaksi REDOKS.

 Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen

Definisi oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen ini sudah lama dan kini tidak banyak

digunakan.

Oksidasi berarti kehilangan hidrogen, reduksi berarti mendapat hidrogen.

Perhatikan bahwa yang terjadi adalah kebalikan dari definisi pada transfer oksigen.

Sebagai contoh, etanol dapat dioksidasi menjadi etanal:

Untuk memindahkan atau mengeluarkan hidrogen dari etanol diperlukan zat pengoksidasi

(oksidator). Oksidator yang umum digunakan adalah larutan kalium dikromat (IV) yang

diasamkan dengan asam sulfat encer.

Etanal juga dapat direduksi menjadi etanol kembali dengan menambahkan hidrogen. Reduktor

yang bisa digunakan untuk reaksi reduksi ini adalah natrium tetrahidroborat, NaBH4. Secara

sederhana, reaksi tersebut dapat digambarkan sebagai berikut:

Zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor)

Zat pengoksidasi (oksidator) memberi oksigen kepada zat lain, atau memindahkan hidrogen

dari zat lain.

Zat pereduksi (reduktor) memindahkan oksigen dari zat lain, atau memberi hidrogen kepada

zat lain.

 Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron

Oksidasi berarti kehilangan elektron, dan reduksi berarti mendapat elektron.

Definisi ini sangat penting untuk diingat. Ada cara yang mudah untuk membantu anda mengingat

definisi ini. Dalam hal transfer elektron:

Contoh sederhana

Reaksi redoks dalam hal transfer elektron:

Tembaga(II)oksida dan magnesium oksida keduanya bersifat ion. Sedang dalam bentuk

logamnya tidak bersifat ion. Jika reaksi ini ditulis ulang sebagai persamaan reaksi ion, ternyata

ion oksida merupakan ion spektator (ion penonton).

Jika diperhatikan persamaan reaksi di atas, magnesium mereduksi iom tembaga(II) dengan

memberi elektron untuk menetralkan muatan tembaga(II).

Dapat dikatakan: magnesium adalah zat pereduksi (reduktor).

Sebaliknya, ion tembaga(II) memindahkan elektron dari magnesium untuk menghasilkan ion

magnesium. Jadi, ion tembaga(II) beraksi sebagai zat pengoksidasi (oksidator).

Dapat disimpulkan sebagai berikut, peran pengoksidasi dalam transfer elektron:

Zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.

Oksidasi berarti kehilangan elektron (OIL RIG).

Itu berarti zat pengoksidasi mengambil elektron dari zat lain.

Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron

Atau dapat disimpulkan sebagai berikut:

Suatu zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.

Itu berarti zat pengoksidasi harus direduksi.

Reduksi berarti mendapat elektron (OIL RIG).

Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron.

Harga bilangan oksidasi

1. Unsur bebas bilangan Oksidasi = 0

2. Oksigen

Dalam Senyawa Bilangan Oksidasi = -2

Kecuali :

a. Dalam peroksida, Bilangan Oksidasi = -1

b. Dalam superoksida, Bilangan Oksida = -1/2

c. Dalam OF2, Bilangan  Oksidasi = +2

3. Hidrogen  dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1, kecuali dalam hibrida = -1

4. Unsur-unsur Golongan IA dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1

5. Unsur-unsur Golongan IIA dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +2

6. Bilangan Oksidasi molekul = 0

7. Bilangan Oksidasi ion = muatan ion

8. Unsur halogen

F   : 0, -1

Cl : 0, -1, +1, +3, +5, +7

Br : 0, -1, +1, +5, +7

I   : 0, -1, +1, +5, +7

VI. ALAT DAN BAHAN

A. Alat :

1. Neraca / Timbangan 6. Erlenmeyer

2. Buret 7. Labu semprot

3. Labu ukur 8. Statif dan klaim buret

4. Bulp 9. Corong

5. Pipet Ukur 10. Termometer

B. Bahan

1. Serbuk Asam oksalat ((COOH)2.2H2O)

2. Larutan KMnO4 0,1 N (kode Q)

3. Larutan H2SO4 4 N

4. Kertas karbon

VII. PROSEDUR

Penetapan konsentrasi KMnO4 0,1 N dengan Bahan Baku Primer Asam Oksalat

1. Dibuat 100 mL larutanbaku primer asam oksalat ((COOH)2). 2H2O)

2. Dipipet 10 mL larutan tersebut dan dimasukkan ke dalam Erlenmeyer

3. Ditambahkan 10 mL larutan H2SO4 4 N kemudian diencerkan dengan air suling hingga

volume mencapai 50 mL

4. Kemudian larutan tersebut dipanaskan hingga suhu ± 750C

5. Dititrasi dengan KMnO4 0,1 N hingga mencapai Titik Akhir larutan Merah muda seulas

6. Dicatat volume KMnO4

7. Dilakukan sebanyak 3 kali

VIII. DATA PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN

Sampel Kode Q

Bobot Asam Oksalat = 0.6258 gram

Normalitas KMnO4 =625.8

10x 63 x11.5 = 0.0864 N

IX. PEMBAHASAN

Sebagai oksidator yang banyak digunakan adalah KMnO4 dalam lingkungan asam sulfat. Kalium

permanganate adalah larutan baku sekunder, dimana larutan yang tidak dapat ditentukan

langsung konsentrasinya dari penimbangan kalium permanganate. Dalam lingkungan asam oleh

suatu reduktor akan mereduksikan ion permanganate menjadi ion mangan (II) seperti reaksi

redoks di bawah ini :

MnO4- + 8 H+ + 5e Mn2+ + 4H2O E0 = 1,51 Volt

Asam yang digunakan adalah asam sulfat jangan sekali-kali menggunakan asam HCl, HBr, HI

dan HNO3, karena asam tersebut dapat teroksidasi oleh KMnO4, reaksinya sebagai berikut:

2KMnO4 + 16 HCl 2MnCl2 + 2 KCl + 8H2O + 5 Cl2

Percobaan Volume (ml)

I 11.52

II 11.50

III 11.48

Volume rata-rata 11.50

Dan HNO3 adalah asam yang bersifat oksidator yang dapat mengoksidasikan zat reduktor seperti

reaksi KMnO4 dalam lingkungan H2SO4 , reaksinya sebagai berikut :

2KMnO4 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2MnSO4 + 3 H2O + 5 On

Reduktor + On hasil oksidasi

Dari reaksi diatas Bobot Ekuivalen dari KMnO4 adalah 1/5 Bobot molekulnya.

Dalam lingkungan netral atau sedikit basa pH 4-10

2KMnO4 + H2O 2MnO2 + 2KOH + 3On Eo=1,70 Volt

Maka Bobot ekuivalennya sama dengan Bobot Molekulnya.

Dalam lingkungan alkali sering terjadi reaksi sebagai berikut:

MnO4- + e MnO2- E0=0,54 volt

Barium klorida ditambahkan untuk mengendapkan BaMnO4 maka dengan demikian warna hijau

akan hilang dan dapat juga untuk mencegah terjadinya reduksi lebih lanjut. Yang paling sering

digunakan adalah reaksi dalam lingkungan yang sangat asam dan permanganate bereaksi dengan

cepat seperti reaksi sebagai berikut:

MnO4- + 8H2O + 5 e Mn2+ + 4H2O

Tetapi ada juga beberapa zat memerlukan pemanasan atau penggunaan katalis untuk

mempercepat reaksi. Kenyataan bahwa banyak reaksi permanganate berjalan lambat. Kelebihan

sedikit saja permanganate pada titik akhir titrasi cukup menyebabkan pengendapan MnO2.

Dimana reaksi berjalan lambat maka MnO2 biasanya tidak mengendap pada akhir titrasi.

Permanganate merupakan pereaksi oksidator yang cukup kuat untuk mengoksidasi Mn (II)

menjadi MnO2, reaksi yang terjadi:

3Mn2+ + 2MnO4- + 2H2O 5MnO2 + 8H+

Untuk pencegahan terendapnya MnO2 maka dalam pembuatan laruta permanganate diharuskan

melarutkan Kristal, pemanasan untuk merusak zat-zat pereduksi dan penyaringan dengan asbes

atau kaca masir untuk menghilangkan MnO2. Larutannya kembali distandarisasikan, dan

disimpan ditempat gelap atau botol yang berwarna gelap dan jangan diasamkan, maka

konsentrasinya tidak akan berubah dalam waktu yang cukup lama.

Natrium oksalat baik juga untuk bahan baku primer karena sangat murni, stabil selama

pengeringan dan tidak higroskopis.

2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 (COOH)2 → 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O + 10 CO2

Cara yang digunakan untuk menentukan konsentrasi permanganate dengan menggunakan asam

oksalat menggunakan cara Mc. Bride.

X. KESIMPULAN

Permanganatometri adalah cara penitaran dengan menggunakan bahan kalium permanganate

sebagai larutan baku sekunder. Kalium permanganat mudah diperoleh dan tidak memerlukan

indicator. Penentuan konsentrasi permanganate dengan menggunakan asam oksalat sebagai

bahan baku primernya harus berlangsung dalam kondisi asam, dengan pemberian pemanasan dan

harus berlangsung cepat. Pada saat penitaran larutan Kalium permanganate harus ditutupi oleh

kertas karbon agar larutan permanganate tidak mudah terurai.

XI. TUGAS

Sebutkan indikator redoks 3 macam!

IndicatorPerubahan Warna Formal Potensial pada

Bentuk oksidasi Bentuk reduksi pH 0 (volts)5-Nitro-1,10-phenantheoline iron (II) sulphate (nitroferroin)

Biru pucat merah 1,25

1,10-Phenanthroline iron (II) sulphate (ferroin)

Biru pucat Merah 1,06

2,2;-bipyridil iron (II) Sulphate Biru muda Merah 1,025,6-dimethylferroin Biru pucat Merah 0,97N-Phenylanthranilic acid Pucatungu kemerahan Tak berwarna 0,894,7-Dimethyl-1,10-phenanthroline Iron(II) sulphate (4,7-dimethylferroin)

Biru pucat Merah 0,88

Diphenylaminesulphonic acid Merah-violet Tek berwarna 0,85Diphenylbenzidine Violet Tak berwarna 0,76Diphenylamine Violet Tak berwarna 0,763,3’-dimetylnaphthidine Ungu kemerahan Tak berwarna 0,71Starch-I3i, KI Biru Tak berwarna 0,53

Methylene blue Biru Tak berwarna 0,52

XII. DAFTAR PUSTAKA

1. Vogel “Analisis Anorganik kualitatif” edisi kelima hal 107-108

2. Drs. Ardi Sumarna “Pengantar kimia Analisis II” Sekolah Menengah Analis

Kimia Bogor, 2000