KIMIA LARUTAN

KIMIA DASAR 2

KIMIA LARUTAN

1. LARUTAN NONELEKTROLIT DAN ELEKTROLIT

Zat cair yang bisa menghantarkan listrik di sebut elektrolit, sedangkan zat cair yang tidak dapat menghantarkan listrik di sebut Nonelektrolit Suatu zat dapat menjadi elektrolit bila di dalam larutannya xat tersebutterurai menjadi ion-ion yang bebas bergerak.

• Senyawa Ion

Dalam keadaan padatan (Kristal) senyawa ion tidak menghantarkan listrik. Sebaliknya, bila senyawa ion tersebut dalam bentuk leburan atau larutan, maka ion-ionnya bebas bergerak sehingga dapat menghantarkan listrik.

• Senyawa Kovalen

Beberapa senyawa kovalen dalam air dapat terurai menjadi ion-ion positif dan ion negatif. HCL merupakan senyawa kovalen, tetapi karena pengaruh molekul-molekul air, HCL dapat terurai menjadi ion H + dan ion cL– HCL _(aq) → H^f _(aq) + cL^– _(aq).

Peristiwa terurainya molekul menjadi ion-ion ini di sebut Ionisasi

• Larutan elektrolit yang berdaya hantar listrik kuat di sebut elektrolit kuat.
• Larutan elektrolit yang berdaya hantar listrik lemah di sebut elektrolit lemah.

2. PH LARUTAN

1. Asam dan Basa
   a. Asam
   Menurut Arrhenius (1887) Asam adalah suatu zat yang bila di larutkan ke dalam air akan ion hidronium (H+). Beberapa Asam,

Nama asam dan Reaksi Ionisasi

RUMUS ASAM	NAMA ASAM	REAKSI IONISASINYA
HF HBr H2S CH3CooH HNO3 H2SO4 H3PO4 H2C2O4	As. Flurida As. Bromida As. Sulfida As. Asetat (Cuka) As. Nitrat As. Sulfat As. Fosfat As. Oksolat	HF (aq) → H +(aq) + F– (aq) HBR (aq) → H +(aq) + Br–(aq) H2s (aq) → 2H +(aq) + S2–(aq) CH3 CooH (aq) → H +(aq) + CH3Coo–(aq) HNO3(aq) → H +(aq) + NO3– (aq) H2SO4(aq) → 2H +(aq) + SO4– (aq) H3PO4(aq) → 3H +(aq) + PO4–(aq) H2C2O4(aq) → 2H + + C2O4-(aq)

• Asam yang menghasilkan sebuah H+ di sebut Monoprotik
• Asam yang menghasilkan dua ion H+ di sebut asam Diprotik

Dipandang dari jumlah ion yang di hasilkan, Asam di bedakan menjadi :

• Asam kuat, yaitu asam yang mudah terionisasi dan banyak menghasilkan H+ dalam larutannya
• Asam lemah, yaitu asam yang sedikit terionisasi dan sedikit menghasilkan H+ dalam larutannya

b. Basa

Menurut Arrhenius, basa adalah suatu senyawa yang di dalam air (larutan) dapat menghasilkan ion CH-

Beberapa basa,

Nama basa, dan Ionisasinya dalam air

RUMUSS BASA	NAMA BASA	IONISASI BASA
NaOH KOH Ca (oH)2 Ba (oH)2 NH3	Natrium Hidroksida Kalium Hidroksida Kalsium Hidroksida Barium Hidroksida Amona	NaOH (aq) —Na+ (aq) + OH–(aq) KOH (aq) —K+ (aq) + OH–– (aq) Ca (OH)2 (aq)­­­ — Ca2+ (aq) + 2OH– (aq) Ba (OH)2 (aq) — Ba 2+ (aq) + 2OH– NH3 (aq) + H2O(l)—NH4+ (aq) + OH– (aq)

Berdasarkan daya hantar listriknya, Basa di bedakan menjadi :

• Basa kuat, adalah basa yang terionisasi sempurna, misalnya : KOH, NaOH, Ba (OH)2
• Basa lemah, adalah basa yang hanya sedikit terionisasi, misalnya : NH3 dan AL (OH)3

2. Titrasi Asam Basa

1. Titrasi melibatkan reaksi antara asam dengan basa, yang di kenal dengan istilah titrasi asam basa atau asidi alkalimeri
2. Titrasi yang menyandarkan pada jumlah volume larutan disebut titrasi volumetri.
3. Volume titik akhir titrasi adalah dimana tepat pada saat warna indikator berubah penambahan ( titrasi ) di hentikan dan volumenya di catat
4. Volume larutan penitrasi yang di peroleh melalui perhitungan secara teoritis di sebut titik ekivalen.
5. Perbedaan volume titik akhir titrsi dengan titik ekivalen di sebut kesalahan titrasi

Contoh soal :

Sebanyak 20 ml larutan H2So4 yang belum di ketahui konsentrasiny dititrasi dengan mulai berubah pada saat volun NaOH 0,1 dengan menggunakan indikator fenolftalein (pp). Warna pp mulai berubah pp H2 SO4 tersebut ?
Jawab :

Reaksi yang terjadi pada reaksi tersebut adalah :
H₂ SO_{4 (aq)}+ 2Na OH _(aq) → Na2 SO_4 (aq)+ 2 H₂O_{(L)_}
NaOH yang terpakai pada saat titrasi = 0,1 mol L^–1 

x 0,032 L
= 0,032 mol

Dari persamaan reaksi 1 mol H₂SO₄ = 2 mol NaOh

Jadi, H₂SO4 yang di titrasi = x 0,032 mol

= 0,0016 mol
Konsentrasi H₂SO4 = 0,0016 mol / 0,02 ml
= 0,08 mol L – 1
= 0,08 M.

3. Larutan Penyangga

1. Komposisi Larutan Penyangga.

Larutan pentannga atau buffer adalah larutan yang PH nya relatif tetap (tidak berubah) pada penambahan sedikit asam atau sedikit basa. Di tinjau dari komposisi zat penyusunnya terdapat dua sistem larutan penyangga yaitu sistem penyangga Asam lemah dengan basa konjugasinya dan sistem penyangga basa lemah dengan asam konjugasinya.

a. Sistem penyangga asam dan basa konjugasi

CH₃ CooH _(aq) → CH₃ Coo^–_(aq) + H⁺_(aq)

CH₃ CooNa _(aq) → CH₃ Coo^–_(aq) + Na⁺_(aq)
Di dalam larutan penyangga tersebut terdapat campuran asam lemah ( CH3 CooH ) dengan basa konjugasinya ( CH3 Coo–)

Contoh soal :

1. Mereaksikan 100 ml larutan CH3 CooH 0,1 M dengan 50 ml larutan NaOh 0,1 M sehinnga stoikiometri dalam 150 ml campuran yang di hasilkan terdapat 0,005 mol CH3 CooH ( Sisa Reaksi ) dan CH3 Coo– (Hasil reaksi)

Jawab :
CH₃ CooH (_aq) + NaOH _(aq) → CH₃ CooNa _(aq) + H₂O_(L)–
Di reaksikan : 0,01 0,005
Bereaksi : 0,005 0,005
Akhir : 0,005 0 0,005 mol
CH3 Coo– _(aq) + Na⁺_(aq)
0,005 mol
Jadi, setelah semua NaOH habis bereaksi didalam larutan terdapat CH3CooH yang tidak bereaksi (0,005 mol) dan CH3 Coo– yang berasal dari ionisasi CH3 Coo Na hasil reaksi (0,005)

b.Sistem penyangga Basa dan asam konjugasi

campuran NH3 atau NH4 OH dan NH4 CL terdapat ion OH– yang berasal dari ionisasi sebagian NH4OH, ion NH4+ yang berasal dari ionisasi NH4 OH dan Ionisasi NH4 CL. Dalam sistem penyangga tersebut terdapat basa lemah dan asam konjugasi

Contoh soal :
1. Mereaksikan 100 ml larutan NH4Oh 0,1 M dengan 50 ml larutan HCL 0,1 M, maka secara stoikiometri di dalam 150 ml campuran yang di hasilkan terdapat 0,005 mol NH4OH (sisa reaksi ) + NH4+ (Hasil Reaksi ).

Jawab :

NH₄OH _(aq) + HCL _(aq) NH CL _(aq) + H₂O (L).

Direaksikan : 0,01 0,005

Bereaksi : 0,005 0,005

Akhir : 0,00% 0 0,005 mol
NH4 _(aq) + CL– _(aq)

0,005 mol

2. PH Larutan Penyangga

a. Sistem penyangga Asam lemah dan Basa konjugasi

Yang berperan penting dalam larutan penyangga adalah sistem reaksi kesetimbangan yang terjadi pada asam lemah atau basa lemah.

Rumus :
[ H⁺] = Ka x Mol As
Mol Basa konjugasi

b. Sistem penyangga basa lemah dan asam konjugasinya

di dalam sistem ini yang paling berperan adalah reaksi kesetimbangan pada basa lemah

Rumus :
[OH–] = kb x mol Basa
Mol Asam konjugasi

3. Prinsip kerja larutan penyangga
   Pada dasarnya suatu larutan penyangga yang tersusun dari asam lemah dan basa konjugasi merupakan sistem kesetimbangan ion dalam air, yang melibatkan adanya kesetimbangan air dan kesetimbangan asam lemah.
   Contoh soal :
   1 liter air larutan penyangga yang mengandung 0,1 M CH₃ CooH dan 0,1 M CH₃ Coo- Di tambahkan 10 ml larutan HCL 0,1 M. jika Ka CH₃ CooH = 10^–5, hitunglah pH larutan penyangga tersebut sebelum dan sesudah di tambahkan HCL.
   Jawab :
   a. sebelum di tambahkan HCL.
   [H+] = Ka x [ CH3 CooH ]
   [CH3 CooH–]
   = 10–5 x 0,1
   0,1
   = 10–5
   pH = 5

b. sesudah di tambah HCL
Jumlah mol sebelum ditambah HCL
CH3 CooH = 0,1 mol L–1 x 1 L CH3 Coo– = 0,1 mol L–1 x 1L
= 0,1 mol = 0,1 mol
HCL yang di tambahkan = 0,1 mol L–1 x 0,01 L
= 0,001

Pada penambahan HCL, maka ion H+ dari HCL akan bereaksi dengan ion CH3 Coo–

CH3 Coo– + H+ → CH3 CooH.
Jadi, setelah penambahan HCL jumlah mol
CH3 CooH = (0,1 + 0,001) mol = 0,1001 mol
CH3 Coo– = (0,1 – 0,001) mol = 0,o99 mol
Sehingga [H+] = 10– 5 x 0,1001 = 1,011 – 10-5
0,099
pH = 5- log 1,o11 = 4,995

4. Larutan penyangga dalam kehidupan sehari-hari
   
   a. Sistem penyangga karbonat dalam darah.
   pH darah relatif tetap di sekitar 7,4. hal ini di karenakan adanya sistem penyangga H2 CO3 / HCO–3.
   Sehinnga meskipun setiap saat darah kemasukan berbagai zat yang bersifat asam maupun basa akan selalu dapat di netralisir penagruhnya terhadap perubahan pH. Bila darah kemasukan zat yang bersifat asam maka reaksinya :
   H+ (aq) + hCO–3(aq) → H2CO3 (aq)
   Sebaliknya apabila kemasukan zat yang bersifat basa maka reaksinya :
   OH–(aq) + H2CO3 (aq) → HCO–3(aq) + H2O(L)

b. Sistem penyangga fosfat dalam cairan sel.

Cairan intrasel merupakan media penting untuk berlangsungnya rekasi metabolisme tubuh yang dapat menghasilkan zat-zat yang bersifat asam atau basa. Adanya zat hasil metabolisme yang berupa asam akan dapat menurunkan harga pH cairan intrasel dan sebaliknya, bila dari proses metabolisme di hasilkan banyak zat bersifat asam, maka reksinya :
HPO^2–_4(aq) + H⁺_(aq) → H₂PO^–4 _(aq)

Dan bila dari proses metabolisme di hasilkan banyak zat bersifat basa, maka reaksinya :
H₂PO^–_{4 (aq)} + OH^– _(aq) → HPO^–4_(aq) + H₂O_(L)
c. sistem asam amino / protein
Asam amino mengandung gugus yang bersifat asam dan gugus yang bersifat basa. Asam amino berfungsi sebagai sistem penyangga di dalam tubuh. Ion H+ akan di ikat oleh gugus yang bersifat basa dan ion OH– akan di ikat oleh gugus yang bersifat asam. Dengan demikian larutan yang mengandung asam amino akan mempunyai pH relatif tetap.

4. Hidrolisis

1. jenis garam dan reaKsi Hidrolisis

Reaksi penguraian garam oleh air atau reaksi ion-ion garam dengan air di sebut hidrolisis. Pada penguraian garam tersebut dapat terjadi beberapa kemungkinan.

1. Ion garam bereaksi dengan air menghasilkan ion H+ sehingga menyebabkan [H+]. Dalam air bertambah dan akibatnya [H+] > [OH–] dan larutan bersifat asam. 
2. Ion garam bereaksi dengan air dan menghasilkan ion OH sehingga didalam sistem [H+] < [OH], akibatnya larutan bersifat basa.
3. Ion garam tersebut tidak bereaksi dengan air, sehingga [H+] dalam air akan tetap sama dengan[OH–] dan air akan tetap netral (pH =7) 

Garam yang terbentuk dari asam lemah dan dasa kuat. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat bila di larutkan dalam air akan menghasilkan anion dari asam lemah. Ion tersebut bila bereaksi dengan air menghasilkan ion OH– yang menyebabkan larutan bersifat basa. Jadi, garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat akan terhidrolisis sebagian (parsial) dan bersifat basa

Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah. Garam berasal dari asam kuat dan basa lemah bila di larutkandalam air akan menghasilkan kation yang berasal dari basa lemah. Ion tersebut bila bereaksi dengan air akan menghasilkan ion H+ yang menyebabkan larutan bersifat asam. Jadi, garam berasal dari asam kuat dan basa lemah akan terhidrolisis sebagian (parsial) dan bersifat asam

Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah. Garam berasal dari asam lemah dan basa lemah di dalam air terionisasi dan kedua ion garam tersenut bereaksi dengan air. Oleh karena itu reaksi kedua garam tersebut masing-masing menghasilkan ion H+ dan ion OH–, maka sifat larutan garam ini di tentukan oleh harga tetapan kesetimbangan dari asam lemah dan basa yang terbentuk.

Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat. Ion yang di hasilkan dari ionisasi garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak ada yang bereaksi dengan air, sebab ion-ion yang bereaksi akan segera terionisasi. Kesimpulannya, garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis. Oleh karena itu, konsentrasi ion H+ dan OH– dalam air tidak terganggu, sehingga larutan bersifat netral.

2. Harga pH larutan Garam

1. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat
   
   Rumus :
   Kh = 1 x Kw [ OH^– ] = √ Kw x [ A^–]
   Ka Ka
   Keterangan : Kw = Tetapan ionisasi air ( 10^–14 )
   Ka = Tetapan ionisasi asam
   [ A– ] = Konsentrasi ion garam yang terhidrolisis
   Contoh soal :
   
   Hitunglah pH larutan NaCN 0,01 M. Di ketahui Ka HCN = 10–10

Jawab :
NaCN → Na+ + CN–
0,1 M 0,1 M
[OH–] = √ Kw x [ CN– ]

Ka
[OH–] = √ 10–14
[ 0,01 ]
10^–10
[OH^–] = 10^–3
poH = 3
pH = 11

2. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah
   Rumus :
   Kh = =

Keterangan :
Kw = Tetapan ionisasi air
Kb = Tetapan ionisasi basa

[ B⁺ ] = Konsentrasi ion garam yang terhidrolisis

Contoh soal :
Hitunglah pH larutan ( NH₄ )₂ SO₄ 0,1 M, Jika Kb NH₃ = 2 x 10^–5
Jawab :
( NH₄ )₂ SO_4 (aq) → 2NH⁺ + SO^2–₄

Garam berasal dari asam kuat dan basa lemah, maka larutannya bersifat asam.
[H⁺] = √ Kw _X [ NH⁺₄ ]
Kb
[H⁺] = √ 10^–14 _X
0,2
2 x 10^–5
[H⁺] = 10^–5

pH = 5

3. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah
   Rumus :
   [ H⁺] =

Dari rumus harga pH larutan garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah tidak tergantung pada konsentrasi ion-ion garam dalam larutan namun tergantung pada harga ka dan kb dari asam basa pembentuknya

• Jika Ka = kb, maka larutan akan bersifat netral ( pH = 7 )
• Jika Ka > kb, maka larutan akan bersifat asam ( pH <>
• Jika Ka < style=""> ( pH > 7 )

Contoh soal :
Hitunglah pH larutan CH 3CooNH4 0,1 M, Jika diketahui. Ka = 10^–10 dan kb NH₃ = 10^–5

Jawab :
[ H⁺] =

[ H⁺ ] =

[ H+ ] = √ 10^–19
pH = – Log ( 10^–19 ) ½

= ½ ( – Log 10^–19)

pH = 8,5
Hasil kali kelarutan (Ksp)

Rumus :
Ksp Am Bn = [ Aⁿ⁺ ] ^m [ B^m– ] ⁿ

Contoh :
Untuk senyawa ion sukar larut Ag₂ CrO₄ 
dengan kesetimbangan

Ag₂ CrO₄ → 2Ag⁺ + CrO^2–4Jawab:
Ksp Am Bn = [ Aⁿ⁺ ] m [ B^m– ]n

Ksp Ag₂CrO₄ = [ Ag⁺ ] ² [ CrO^2–4 ]

5. Sifat Kolegatif Larutan

Sifat kolegatif larutan adalah unsur-unsur larutan yang tidak tergantung kepada jenis zat terlarut tetapi hanya tergantung pada konsentrasi partikelnya meliputi :

• Penurunan tekanan uap jenuh
• Kenaikan titik didih
• Kenaikan titik beku
• Tekanan osmotik

1. Konsentrasi Larutan
   a. Molaritas
   Adalah satuan konsentrasi yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut di dalam setiap 1 Liter larutan.
   
   M = n ---- mol atau M = m . 1000
   V ---- V mr V → Volume (ml)
   
   Contoh soal : Hitung konsentrasi larutan yan gdi buat dari 2gr NaOH yang dilarutkan dalam air hingga volume 500 ml ( Mr. NaOH = 40 )
   
   Jawab :
   Diketahui m = 2gr
   V = 500 ml
   Ditanyakan M…?
   Jawab M = m X 1000
   Mr V
   = 2 X 1000
   40 500
   = 2000
   20.000
   = 0,1 m
   b. Molalitas (m)
   Adalah satuan konsentrasi yang manyatakan banyaknya mol zat pelarut tiap 1 Kg pelarut
   ( 1000 gr pelarut )
   M = n → Keterangan :
   P m = molalitas
   n = mol zat pelarut
   p = massa pelarut (Kg)
   w = massa zat (gn)
   Contoh soal :

1. Berapakah kemolalan larutan yang d buat dengan mencampurkan 3 gr urea dengan 200 gr air?
2. berapakah kemolalan larutan glukosa yang mempunyai 12 % massa glukosa (mr. 180) ?

Jawab :
1) Diketahui w = 3gr
mr = 60 → (mr. Co (NH2)2) Urea C = 12, N=14, 0 = 16, H = 1
p = 200 gr

Ditanyakan m…?
Jawab :

m = w X 1000
m Mr p= 3 X 1000
m 60 200=3 X 1000

m= 0,25

2). Diketahui mr = 180,
dalam 12 % massa glukosa terdapat 12 gr dan massa air ( 100 – 12 ) = 88 gr
Ditanyakan m…?
Jawab:
m = w X 1000
mr p = 12 X 1000
180 88
= 0,76

c. Fraksi Mol
Adalah satuan konsentrasi yang menyatakan perbandingan jumlah mol zat terlarut atai pelarut terhadap jumlah mol larutan. Jadi kalai na = adalah zat pelarut, nb = adalah mol terlarut, maka fraksi mol pelarut (XA) adalah :

XA = na → X pelarut = Mol pelarut
nA + nb mol pelarut + mol zat pelarut
Dan Fraksi mol zat terlarut (XB) adalah :
XB = nB → X terlarut = Mol terlarut
nA + nB mol pelarut + mol terlarut
XA + XB = 1
Contoh Soal :
Tentukan kadar glukosa jika di ketahui fraksi mol glukosa sebesar 0,2
Jawab :
Xglukosa = 0,2
Xair = 1 – 0,2
= 0,8
Perbandingan glukosa : air = 0,2 : 0,8 = 2:8
Massa air = n . Mr
= 8 . 18
= 144gr
Massa glukosa = n . Mr
= 2 . 180 144gr + 360gr = 504gr
= 360gr
glukosa = 360 X 100% = 71,43%
504

1). Penurunan tekanan uap ( Δp )

• Uap jenuh adalah uap yang berada dalam kesetimbangan
• Tekanan uap jenuh adalah tekanan yang di sebabkan oleh uap jenuh
• Uap raouh hubungan antara tekanan uap jenuh larutan dengan tekanan uap jenuh pelarut adalah :

p = Xpelarut . Po

Keterangan :

p = tekanan uap jenuh larutang
po = tekanan uap jenuh pelarut
Xpelarut = fraksi mol pelarut
Selisih antara tekanan uap jenuh pelarut dengan tekanan uap jenuh larutan di sebut “Δp”

Δp = po - p
Δp = Xterlarut . po

Keterangan : Δp = Penurunan tekanan uap jenuh

2). Kenaikan titik jenuh (ΔB)

• Titik didih adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap atmosfer di sekitarnya. Example : Di permukaan laut ( p = 760 mmHG) air mendidih pada suhu 100ºC karena pada suhu 100ºC tekanan uap air 760 mmHG.
• Dengan adanya zat – terlarut dalam suatu zat cair maka titik didih zat cair itu akan naik sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.
• Selisih antara larutan dengan titik pelarutnya di sebut kenaikan titik didih (ΔTb = Tb Larutan Elevation).
• Δb = Larutan – Tb Pelarut.
• ΔTb tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi partikel dalam larutan.

Δb = kb . m

Keterangan

ΔTb = Kenaikan titik didih
Kb = Tetapan kenaikan titik didih molal
m = Molalitas.

3). Penurunan titik beku (ΔTf)

• Titik beku adalah siatu suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatan. Example, Pada tekanan 1 atm, air membeku pada 0ºC karena pada suhu itu tekanan uap air = tekanan uap es.
• Adanya zat-zat terlarut dalam suatu zat cair mengakibatkan titik beku zat cair itu akan turun → sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.
• Selisih antara titik beku larutan dengan titik beku pelarutnya di sebut penurunan titik beku ( ΔTf = freezing point defression) ΔTf = Tf pelarut – Tf larutan.
• ΔTf tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi konsentrasi partikel dalam larutan

ΔTf = kf . m

Keterangan

ΔTf = penurunan titik beku
kf = tetapan penurunan titik beku molal
M = Molalitas

DAFTAR PUSTAKA

Anshory Irfan. 1994. SMU Kelas 1. Bandung: Erlangga.
Sudarmo Unggul. 2004. Kimia untuk kelas II. Surabaya: Erlangga.
Kitti Surah. 2000. SMU kelas II. Jakarta: intan Pariwara.
Santoso, Juari, Dkk. 2004. Kimia untuk kelas X. Yogyakarta: Intan Pariwara.

Redaksi chem-is-try.org pada 01-05-2009

Posted by Emel Seran pada 18 Juni 2011

Utiya Azizah pada 24-02-2010

Budi Utami pada 30-06-2011reaksi larutan elektrolit dannonelektrolit

02/17/2009 by Kiddings in Chemistry. 26 Comments larutan elektrolit dan nonelektrolit

Zulfikar pada 05-06-2010

Ratna dkk pada 11-12-2009

Utiya Azizah pada 21-02-2010

Sumber gambar: kimia.upi.edukasi

Yoshito Takeuchi pada 11-08-2008