LARUTAN ASAM - BASA
A. Teori / Konsep Asam-Basa
1). Menurut Svante Arrhenius
a).Asam
Menurut Svante Arrhenius, asam adalah suatu senyawa yang jika
dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidrogen ( H+ ).
Merupakan senyawa kovalen dan akan bersifat asam jika sudah
larut dalam air.
Contoh :
Berdasarkan jumlah ion H+ yang dapat dilepaskan, maka senyawa
asam dapat dikelompokkan menjadi :
a) Asam monoprotik ( asam berbasa 1 ) = senyawa asam yang
melepaskan ( 1 ) satu ion H+.
Contoh : HCl; HBr; HNO3
b) Asam diprotik ( asam berbasa 2 ) = senyawa asam yang
melepaskan ( 2 ) dua ion H+.
Contoh : H2SO4; H2C2O4; H2CO3.
c) Asam triprotik ( asam berbasa 3 ) = senyawa asam yang
melepaskan ( 3 ) tiga ion H+.
Contoh : H3PO4.
Asam diprotik dan triprotik disebut juga asam poliprotik (
memiliki lebih dari 1 atom H ).
Catatan :
Ion H+ bersifat tidak stabil, ion ini akan bereaksi dengan H2O
membentuk ion hidronium ( H3O+ ).
Reaksinya :
Berdasarkan jumlah ion yang dihasilkan, asam dibedakan menjadi
:
Asam kuat = asam yang mudah terionisasi dan banyak menghasilkan
ion H+ dalam larutannya.
Contoh : HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 dan HClO4 Asam lemah = asam
yang sedikit terionisasi dan menghasilkan sedikit ion H+ dalam
larutannya.
Contoh : CH3COOH, HCOOH ( asam format ), HCN
b).BasaMenurut Svante Arrhenius, basa adalah suatu senyawa yang
jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidroksida ( OH-
).
Pada umumnya merupakan senyawa ion, kecuali NH3 ( amonia )
merupakan senyawa kovalen.
Contoh :
Catatan :
Tidak semua senyawa yang mempunyai gugus OH- merupakan suatu
basa. Contoh : CH3OH ( tidak menunjukkan sifat asam atau basa dalam
air ); C6H5OH ( asam ).
Berdasarkan jumlah gugus OH- yang diikat, senyawa basa
dikelompokkan menjadi :
Basa monohidroksi = senyawa basa yang memiliki satu ( 1 ) gugus
OH-.
Contoh : NaOH; KOH; NH4OH
Basa dihidroksi = senyawa basa yang memiliki dua ( 2 ) gugus
OH-.
Contoh : Mg(OH)2; Ca(OH)2 Basa trihidroksi = senyawa basa yang
memiliki tiga ( 3 ) gugus OH-.
Contoh : Al(OH)3; Fe(OH)3Basa dihidroksi dan trihidroksi disebut
juga basa polihidroksi ( memiliki lebih dari 1 gugus OH- ).
Berdasarkan derajat ionisasinya, basa dikelompokkan menjadi
:
a) Basa kuat = basa yang terionisasi sempurna dalam air ( ( = 1
).
Contoh : NaOH; KOH; Ba(OH)2.
b) Basa lemah = basa yang hanya sedikit terionisasi dalam air (
0 < ( < 1 ).
Contoh : NH3; Al(OH)3.
2). Menurut Bronsted Lowry Teori asam basa menurut Arrhenius
hanya terbatas untuk senyawa asam basa dalam pelarut air.
Menurut Arrhenius, air bertindak sebagai pelarut yang bersifat
netral.
Asam asetat akan bersifat asam jika dilarutkan ke dalam air,
tetapi sifat asamnya tidak akan tampak jika dilarutkan dalam
benzena.
Larutan amonia ( NH3 ) dalam natrium amida ( NaNH2 ) menunjukkan
sifat basa meskipun tidak mengandung ion OH-.
Muncullah teori asam-basa yang lebih luas dan tidak terbatas
hanya pada pelarut air, yaitu teori asam-basa BronstedLowry (
dikemukakan oleh Johannes Bronsted dan Thomas Lowry ).
Menurut Bronsted-Lowry, yang berperan dalam memberikan sifat
asam dan basa suatu larutan adalah ion H+ atau proton ( ingat =
bahwa dalam ion H+ yang tertinggal hanyalah 1 proton ).
a). Asam
Adalah suatu ion atau molekul yang berperan sebagai pemberi (
donor ) proton atau ion H+ kepada ion atau molekul lain.
Contoh :
Untuk reaksi ke kanan :
HCl merupakan asam karena memberikan ion H+ ( donor proton )
kepada molekul H2O, sehingga H2O berubah menjadi ion H3O+.
Untuk reaksi ke kiri :
Ion H3O+ merupakan asam karena memberikan ion H+ ( donor proton
) kepada ion Cl-, sehingga ion Cl- berubah menjadi molekul HCl.
b). Basa
Adalah suatu ion atau molekul yang menerima ( akseptor ) ion H+
atau proton.
Contoh :
Untuk reaksi ke kanan :
H2O merupakan basa karena menerima ion H+ ( akseptor proton )
dari molekul HCl, sehingga HCl berubah menjadi ion Cl-.
Untuk reaksi ke kiri :
Ion Cl- merupakan basa karena menerima ion H+ ( akseptor proton
) dari ion H3O+, sehingga ion H3O+ berubah menjadi molekul H2O.
Catatan :
HCl ( asam 1 ) dan ion Cl- ( basa 1 ) merupakan pasangan
asam-basa konjugasi, demikian juga dengan ion H3O+ ( asam 2 ) dan
H2O ( basa 2 ).
Pasangan asam-basa konjugasi mempunyai ciri khas yaitu : hanya
berbeda 1 atom H.
Suatu asam setelah melepas proton akan membentuk basa konjugasi
dari asam tersebut.
Suatu basa setelah menerima proton akan membentuk asam konjugasi
dari basa tersebut.
Senyawa amfoter / amfiprotik adalah suatu senyawa yang dapat
berperan sebagai asam maupun basa.
Contoh :
Senyawa HF
Keunggulan teori asam-basa Bronsted-Lowry :
Setiap zat tidak ada yang bersifat netral, tetapi akan bersifat
asam atau pun basa bergantung pada apakah zat tersebut menerima
atau melepaskan proton ( tergantung pada pasangan reaksinya ).
Bersifat luas, tidak hanya bergantung pada pelepasan ion H+ atau
ion OH-.
Kelemahan teori ini :
Tidak berlaku untuk pelarut yang tidak mengandung proton ( ion
H+ ) atau zat aprotik.
Sifat suatu zat tidak pasti ( bisa asam atau pun basa ),
tergantung pada pasangan reaksinya.
Contoh : air bisa bersifat asam, jika bereaksi dengan NH3 dan
akan bersifat basa, jika bereaksi dengan CH3COOH.
3). Menurut Lewisa).Asam
Menurut G.N Lewis, asam adalah suatu ion atau molekul yang dapat
menerima pasangan elektron ( akseptor pasangan elektron ).
b).Basa
Adalah suatu ion atau molekul yang dapat memberikan pasangan
elektron kepada zat lain ( donor pasangan elektron ).
Konsep asam-basa yang dikembangkan oleh Lewis didasarkan pada
ikatan kovalen koordinasi ( pelajari kembali materi kelas X tentang
Ikatan Kimia !)
Contoh :
Spesi yang memberikan pasangan elektron dalam membentuk ikatan
kovalen koordinasi akan bertindak sebagai basa; sedangkan spesi
yang menerima pasangan elektron bertindak sebagai asam.
Dalam dunia kedokteran dan farmasi, dikenal adanya senyawa basa
Lewis yang digunakan untuk obat keracunan logam berat, misalnya :
merkuri, timbel, kadmium.
Obat tersebut dikelompokkan sebagai British Anti Lewis Acid (
BAL ), yang berperan untuk mengikat logam berat sehingga tidak
mengganggu kerja enzim.
Reaksinya :
1. Konsep pH, pOH dan pKw
Derajat atau tingkat keasaman ( pH ) suatu larutan bergantung
pada konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut. Tingkat keasaman
berbanding terbalik dengan nilai pH, artinya : semakin asam
larutan, maka semakin kecil nilai pH-nya dan sebaliknya.
Dirumuskan :
pH = - log [ H+ ]
[ H+ ] = 10- pHAnalogi dengan pH ( sebagai cara untuk menyatakan
konsentrasi ion H+ ), maka konsentrasi ion OH- juga dapat
dinyatakan dengan cara yang sama, yaitu dengan pOH.
pOH = - log [OH- ]
[OH- ] = 10- pOHTetapan Kesetimbangan Air ( Kw )
Air merupakan elektrolit sangat lemah, karena sebagian molekul
air akan terionisasi sebagai berikut :
Besarnya tetapan kesetimbangannya ( Kc ) :
Oleh karena jumlah molekul air yang terionisasi sangat sedikit,
maka dapat dianggap bahwa [H2O] tetap; sehingga :
Harga Kw akan berubah jika suhunya berubah. Reaksi ionisasi air
merupakan reaksi endoterm, sehingga jika suhunya dinaikkan; maka
harga Kw akan semakin besar.
Pada suhu kamar ( 25 oC ), harga Kw = 10-14Dalam air murni :
[ H+ ] = [OH- ]
Sehingga :
Catatan :
Dalam larutan berair :
Dalam air murni ( netral ): [ H+ ] = [OH- ] ; pH = pOH = 7
Dalam larutan asam : [ H+ ] > [OH- ] ; pH < 7
Dalam larutan basa : [ H+ ] < [OH- ] ; pH > 7
Hubungan pH dengan pOH
Pengukuran pH
a. Menggunakan beberapa indikator
Indikator asam-basa memiliki daerah pH yang berbeda-beda.
NoIndikatorTrayek pHPerubahan Warna
1Metil jingga / oranye ( MO )3,1 4,4Merah ke kuning
2Metil merah ( MR )4,2 6,2Merah ke kuning
3Kertas lakmus4,5 8,3Merah ke biru
4Bromtimol biru ( BTB )6,0 7,6Kuning ke biru
5Fenolftalein ( PP )8,0 9,6Tak berwarna ke merah ungu
b. Menggunakan indikator universalAdalah gabungan dari beberapa
indikator tunggal, yaitu : metil jingga, metil merah, bromtimol
biru dan fenolftalein.
Salah 1 indikator jenis ini adalah kertas pH.
Caranya : kertas pH dicelupkan ke dalam larutan yang akan
ditentukan pH-nya, kemudian kertas pH akan mengalami perubahan
warna sesuai dengan pH larutan. Kemudian warna dicocokkan dengan
warna yang tertera pada kemasan indikator universal ( tabel panduan
warna ).
c. Menggunakan pHmeter
Adalah alat untuk mengukur pH larutan dengan cara mencelupkan
elektrodenya ke dalam larutan yang akan ditentukan pH-nya. Besarnya
pH larutan dapat dibaca pada layar pHmeter.
2. Kekuatan Asam
Dipengaruhi oleh 2 hal yaitu :
a) Derajat Ionisasi
Banyak sedikitnya zat yang terion dinyatakan dengan derajat
ionisasi ( ( ), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion
dengan jumlah zat mula-mula.
Dengan : 0 ( 1
b) Tetapan Ionisasi Asam ( Ka )
Hubungan antara derajat ionisasi ( ( ) dengan tetapan ionisasi
asam ( Ka ) :
Awal :
Reaksi :- M. (
+ M. (+ M. (Setimbang :M( 1-( )
M. (M. (
Karena HA merupakan asam lemah, maka ( mendekati nol sehingga
nilai ( 1 - ( ) 1 :
Catatan :
Semakin encer larutan, maka semakin besar nilai (.
Semakin besar harga (, maka kekuatan asam akan relatif lebih
kuat.
Semakin besar harga Ka, maka kekuatan asam akan relatif lebih
kuat.
1). Asam Kuat
Contoh :
2). Asam Lemah
3). Asam Polivalen ( Poliprotik )Asam jenis ini akan mengion
secara bertahap.
Asam bervalensi 2, akan mengion dalam 2 tahap sedangkan asam
bervalensi 3, akan mengion dalam 3 tahap.
Contoh :
H2SO4
Untuk asam lemah polivalen :
Keterangan :
Ma = konsentrasi asam
3. Kekuatan Basa
Dipengaruhi oleh 2 hal yaitu :
a) Derajat Ionisasi
b) Tetapan Ionisasi Basa ( Kb )
Dengan cara yang sama dengan perhitungan di asam lemah, maka
untuk basa lemah :
1). Basa Kuat
Contoh :
2). Basa Lemah
Keterangan :
Mb = konsentrasi basa
4. Reaksi antara Asam dengan Basa ( Reaksi Penetralan )
Ion L+ dengan ion A- akan bereaksi membentuk garam, sedangkan
antara ion H+ dengan OH- akan bereaksi membentuk molekul air.
Reaksi antara asam dengan basa disebut juga reaksi
penggaraman.Secara umum :
Beberapa reaksi yang lain :
Campuran Asam dengan BasaCampuran ekivalen antara asam dengan
basa belum tentu bersifat netral, kecuali campuran antara asam kuat
dengan basa kuat.
Reaksi antara asam kuat dengan basa kuat dapat dituliskan
sebagai reaksi antara ion H+ dengan OH-.
Dalam hal ini; ion H+ mewakili asam sedangkan OH- mewakili
basa.
Keterangan :
d. Jika mol H+ = mol OH- maka campuran bersifat netral.
e. Jika mol H+ > mol OH- maka campuran bersifat asam dan
konsentrasi ion H+ dalam campuran hanya ditentukan oleh jumlah mol
ion H+ yang tersisa.
f. Jika mol H+ < mol OH- maka campuran bersifat basa dan
konsentrasi ion OH- dalam campuran hanya ditentukan oleh jumlah mol
ion OH- yang tersisa.
5. Titrasi Asam Basa
A. Pengertian Titrasi
Titrasi merupakan suatu metoda untuk menentukan kadar suatu zat
dengan menggunakan zat lain yang sudah diketahui konsentrasinya.
Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat
di dalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatkan reaksi asam
basa maka disebut sebagai titrasi asam basa.
Zat yang akan ditentukan kadarnya disebut sebagai titrant dan
biasanya diletakan di dalam Erlenmeyer, sedangkan zat yang telah
diketahui konsentrasinya disebut sebagai titer dan biasanya
diletakkan di dalam buret. Baik titer maupun titrant biasanya
berupa larutan.
B. Prinsip Titrasi Asam basa
Titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer
ataupun titrant. Titrasi asam basa berdasarkan reaksi penetralan.
Kadar larutan asam ditentukan dengan menggunakan larutan basa dan
sebaliknya.
Titrant ditambahkan titer sedikit demi sedikit sampai mencapai
keadaan ekuivalen ( artinya secara stoikiometri titrant dan titer
tepat habis bereaksi). Keadaan ini disebut sebagai titik ekuivalen.
Pada saat titik ekuivalent ini maka proses titrasi dihentikan,
kemudian kita mencatat volume titer yang diperlukan untuk mencapai
keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titrant, volume
dan konsentrasi titer maka kita bisa menghitung kadar titrant.
C. Cara Menentukan Titik EkuivalenAda dua cara umum untuk
menentukan titik ekuivalen pada titrasi asam basa.
1. Memakai pH meter untuk memonitor perubahan pH selama titrasi
dilakukan, kemudian membuat plot antara pH dengan volume titrant
untuk memperoleh kurva titrasi. Titik tengah dari kurva titrasi
tersebut adalah titik ekuivalent.
2. Memakai indicator asam basa. Indikator ditambahkan pada
titrant sebelum proses titrasi dilakukan. Indikator ini akan
berubah warna ketika titik ekuivalen terjadi, pada saat inilah
titrasi kita hentikan.
Pada umumnya cara kedua dipilih disebabkan kemudahan pengamatan,
tidak diperlukan alat tambahan, dan sangat praktis.
Indikator yang digunakan dalam titrasi asam basa adalah
indicator yang perubahan warnanya dipengaruhi oleh pH. Penambahan
indicator diusahakan sesedikit mungkin dan umumnya adalah dua
hingga tiga tetes.
Untuk memperoleh ketepatan hasil titrasi maka titik akhir
titrasi dipilih sedekat mungkin dengan titik equivalent, hal ini
dapat dilakukan dengan memilih indicator yang tepat dan sesuai
dengan titrasi yang akan dilakukan.
Keadaan dimana titrasi dihentikan dengan cara melihat perubahan
warna indicator disebut sebagai titik akhir titrasi.
D. Cara Menentukan Kurva Titrasi Asam-Basa
1. Titrasi Asam Kuat - Basa KuatContoh : - Asam kuat : HCl
- Basa kuat : NaOH
Persamaan Reaksi :HCl + NaOH NaCl + H2OReaksi ionnya :H+ + OH-
H2O
Kurva Titrasi Asam Kuat Basa Kuat
2. Titrasi Asam Kuat - Basa Lemahcontoh : - Asam kuat : HCl
- Basa lemah : NH4OH
Persamaan Reaksi :HCl + NH4OH NH4Cl + H2OReaksi ionnya :H+ +
NH4OH H2O + NH4+Kurva Titrasi Asam kuat Basa Lemah
3. Titrasi Asam Lemah - Basa Kuatcontoh : - Asam lemah :
CH3COOH
- Basa kuat : NaOH
Persamaan Reaksi :CH3COOH + NaOH NaCH3COO + H2OReaksi ionnya :H+
+ OH- H2O
Kurva Titrasi Asam Lemah Basa Kuat
Beberapa indikator asam basa
IndikatorPerubahan warnaPelarut
AsamBasa
Thimol biruMerahKuningAir
Metil kuningMerahKuningEtanol 90%
Metil jinggaMerahKuning-jinggaAir
Metil merahMerahKuningAir
Bromtimol biruKuningBiruAir
FenolftaleinTak berwarnaMerah-unguEtanol 70%
thimolftaleinTak berwarnabiruEtanol 90%
E. Jenis - Jenis Titrasi Asam Basa Titrasi Asam Basa terbagi
menjadi 3 jenis yaitu :1. Asam kuat - Basa kuat
2. Asam kuat - Basa lemah
3. Asam lemah - Basa kuat
1. Titrasi Asam kuat Basa kuat
Titrasi asam basa melibatkan reaksi neutralisasi dimana asam
akan bereaksi dengan basa dalam jumlah yang ekuivalen. Titran yang
dipakai dalam titrasi asam basa selalu asam kuat atau basa kuat.
Titik akhir titrasi mudah diketahui dengan membuat kurva titrasi
yaitu plot antara pH larutan sebagai fungsi dari volume titran yang
ditambahkan.
Sebagai contoh titrasi asam kuat dan basa kuat adalah titrasi
HCl dengan NaOH. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:
HCl + NaOH ( NaCl + H2OH+ + OH- ( H2O
Reaksi umum yang terjadi pada titrasi asam basa dapat ditulis
sesuai dengan reaksi kedua diatas. Ion H+ bereaksi dengan OH-
membentuk H2O sehingga hasil akhir titrasi pada titik ekuivalen pH
larutan adalah netral. Kurva titrasi antara 50 mL HCl 0,1 M dengan
50 mL NaOH 0,1 M dapat ditunjukkan dengan gambar berikut ini:
Kurva Titrasi 0,1 M HCl dengan 0,1 M NaOH
Pada awal sebelum titrasi berlangsung maka dalam Erlenmeyer
hanya terdapat 0,1 M HCl shingga pH larutan adalah 1. Selanjutnya
setelah proses titrasi berlangsung maka pH meningkat sedikit demi
sedikit dikarenakan jumlah H+ yang semakin berkurang. Sebagai
perbandingan saja jika 90% HCl telah bereaksi dengan NaOH maka
konsentrasi H+ dalam larutan berkisar 5,3.10-3 M dan pHnya adalah
2,3, dan secara gradual pHnya akan meningkat sampai pada saat titik
ekuivalen diperoleh. Pada titik ekuivalen maka pH larutan adalah
sama dengan 7, dalam larutan hanya terdapat NaCl dan H2O.
Penambahan NaOH selanjutnya akan membuat pH semakin meningkat
dari konsentrasi 10-7 M untuk OH- hingga bisa mencapai 10-3M hanya
dengan penambahan 5 mL NaOH saja.
Pada kurva titrasi diatas ditunjukkan 2 penggunaan indicator
yaitu metil orange (MO) dan fenolthalein (PP). Untuk titrasi HCl
dan NaOH diatas maka digunakan indicator pp disebabkan trayek pH
indicator pp adalah 8,3 10 dimana trayek pH ini adalah dekat dengan
pH titik ekuivalen titrasi HCl-NaOH yaitu pada pH 7. Pemilihan
indicator yang baik adalah setidak-tidaknya antara -1 pH titik
ekuivalen sampai dengan +1 pH titik ekuivalen. Indikator lain yang
bisa dipakai adalah Bromothymol blue.
Jika kita pergunakan indicator MO maka titik akhir titrasi akan
terjadi terlebih dahulu sebelum titik ekuivalen tercapai. Hal ini
tentu saja akan membuat perhitungan analisa kita jauh dari
akurat.
Bila yang dipergunakan sebagai titer adalah HCl maka kurva
titrasinya adalah kebalikan dari kurva titrasi HCl-NaOH diatas.
2. Titrasi Asam Lemah Basa Kuat
Asam lemah yang dicontohkan disini adalah asam asetat CH3COOH
(biasanya kita singkat menjadi HOAc) dan dititrasi dengan basa kuat
NaOH. Reaksi yang terjadi dapat ditulis sebagai berikut:
HOAc + NaOH ( NaOAc + H2ODan kurva titrasi antara 0,1 M HOAc 50
mL dengan 0,1 M NaOH 50 mL dapat digambarkan sebagai berikut:
Kurva titrasi 0,1 M CH3COOH dengan 0,1 M NaOH
Pada saat sebelum titrasi dalam Erlenmeyer hanya terdapat asam
asetat. HOAc adalah asam lemah sehingga dalam laruta tidak
terdisosiasi sempurna, dan untuk mencari konsentrasi H+ nya kita
menggunaka rumus pH asam lemah. 0,1 M HOAc dengan volume 50 mL
memiliki pH sekitar 3.
pH dihitung dengan rumus:
Setelah titrasi dijalankan dengan penambahan sedikit demi
sedikit NaOH maa dalam larutan akan terbentuk NaOAc sebagai hasil
reaksi antara NaOH dan HOAc. Dalam larutan sekarang terdapat HOAc
yang belum bereaksi serta NaOAc sehingga terbentuk sistem buffer.
pH larutan pun sedikit demi sedikit beranjak naik sebagai fungsi
perubahan perbandingan [OAc-]/[HOAc].
Penambahan 10 mL NaOH 0,1 M pada analit HOAc akan merubah pH
larutan menjadi 4,3 (hitung pH dengan persamaan
Henderson-Hasselbalch).
pH = 5 + log 0,0167/0,067
pH = 4,3
Pada titik tengah titrasi dimana setengah dari jumlah total mol
baik NaOH dan HOAc telah bereaksi maka konsentrasi OAc- akan sama
dengan konsentrasi HOAc ( [OAC-] = [HOAc] ) sehingga pH nya akan
sama dengan pKa yaitu 5.
pH = 5 + log 0,033/0,33
pH = 5
Pada titik ekuivalen, HOAc habis bereaksi dan sekarang kita
mempunyai larutan NaOAc. NaOAc adalah garam yang dibangun dari basa
kuat dan asam lemah, sehingga dalam air akan terhidrolisis sebagian
dengan reaksi sebagai berikut:
NaOAc ( Na+ + OAc-OAc- + H2O ( HOAc + OH-Adanya OH- sebagai
akibat hidrolisis parsial NaOAc akan menyebabkan pH larutan menjadi
bersifat basa, sehingga pH pada titik ekuivalen titrasi asam lemah
dan basa kuat adalah basa, dan pHnya ditentukan oleh konsentrasi
NaOAc.
[OH-] = { (10exp-14/10exp-50 }exp1/2 . 0,05
[OH-] = 7.07.10-6 M
pOH = -log 7.07.10-6 M = 5,15
pH = 14 5,15 = 8,85
Jadi pH larutan pada saat titik ekuivalen adalah 8,85. pH ini
adalah berada pada trayek pH indicator pp oleh sebab itu titrasi
asam asetat dengan NaOH dipakai indicator pp. Jika indicator MO
dipakai maka warnanya akan berubah begitu titrasi dimulai dan
secara gradual berubah menjadi warna pada kondisi basa pada sekitar
pH diatas 6 sebelum titik akhir titrasi di capai. Oleh sebab itulah
maka indicator titrasi asam lemah yang diapaki adalah indicator
yang memiliki transisi perubahan warna pada kisaran pH 7 sampai 10
dan indicator pp memenuhi kriteria ini.
Dengan penambahan NaOH maka OH- dari hasil hidrolisis NaOAc
dapat diabaikan sebab OH- dari NaOH yang akan mendominasi. Oleh
sebab itu adanya penambahan NaOH maka pHnya ditentukan oleh
konsentrasi OH- dari NaOH dengan demikian pHnya semakin naik ke pH
basa.
3. Titrasi Basa lemah asam kuat
Titrasi basa lemah dan asam kuat adalah analog dengan titrasi
asam lemah dengan basa kuat, akan tetapi kurva yang terbentuk
adalah cerminan dari kurva titrasi asam lemah vs basa kuat. Sebagai
contoh disini adalah titrasi 0,1 M NH4OH 25 mL dengan 0,1 HCl 25 mL
dimana reaksinya dapat ditulis sebagai:
NH4OH + HCl ( NH4Cl + H2OKurva titrasinya dapat ditulis sebagai
berikut:
Kurva titrasi 0,1 M NH4OH dengan 0,1 M HCl
Pada awal titrasi dalam Erlenmeyer hanya terdapat NH4OH, karena
NH4OH adalah basa lemah maka tidak semua akan terionisasi untuk
mencari pH nya maka kita gunakan rumus:
[OH-] = (10exp-5 x 0,1 )exp1/2
[OH-] = 10-3 M
pH = 11
Setelah titrasi berlangsung maka akan terbentuk sistem buffer
disebabkan dalam larutan sekarang terdapat NH4OH dan NH4Cl. Pada
saat ini kurva titrasi berada pada daerah yang landai dan pH
larutan ditentukan oleh pebandingan [NH4Cl]/[NH4OH].
Pada titik tengah titrasi yaitu setengah jumlah mol baik HCl dan
NH4OH bereaksi maka [NH4Cl] akan sama dengan [NH4OH] akibatnya pH
akan sama dengan pKb (ingat persamaan Henderson-Hasselbalch. Kb
NH4OH adalah 10-5.
pH = pKb = 5
Pada saat titik ekuivalen dicapai maka dalam larutan sekarang
hanya terdapat NH4Cl adalah garam dari asam kuat dan basa lemah
sehingga dalam larutan akan terhidrolisis parsial dengan reaksi
sebagai berikut:
NH4Cl ( NH4+ + Cl-NH4+ + H2O ( NH4OH + H+Dalam larutan sekarang
akan bersifat asam disebabkan terdapat H+ dari hidrolisis parsial
NH4Cl. pH larutan dapat dihitung dengan persamaan:
[H+] = { (10exp-14/10exp-5) }exp1/2 . 0,05
[H+] = 7.07.10-6 M
pH = 5,15
karena pH pada titik ekuivalen titrasi NH4OH dengan HCl jatuh
pada kisaran pH 5,15 maka indicator yang memenuhi trayek pH ini
adalah metil merah yang memiliki trayek pH 4,4 sampai dengan 6,2
atau juga bisa digunakan metil orange (MO) yang trayek pHnya 3,1
4,4F. Rumus Umum TitrasiPada saat titik ekuivalen maka
mol-ekuivalent asam akan sama dengan mol-ekuivalent basa, maka hal
ini dapat kita tulis sebagai berikut:
mol-ekuivalen asam = mol-ekuivalen basaMol-ekuivalen diperoleh
dari hasil perkalian antara Normalitas dengan volume maka rumus
diatas dapat kita tulis sebagai:
NxV asam = NxV basaNormalitas diperoleh dari hasil perkalian
antara molaritas (M) dengan jumlah ion H+ pada asam atau jumlah ion
OH pada basa, sehingga rumus diatas menjadi:
nxMxV asam = nxVxM basaketerangan :N = NormalitasV = VolumeM =
Molaritasn = jumlah ion H+ (pada asam) atau OH (pada basa)F. Cara
Melakukan Titrasi Asam Basa1. Zat penitrasi (titran) yang merupakan
larutan baku dimasukkan ke dalam buret yang telah ditera
2. Zat yang dititrasi (titrat) ditempatkan pada wadah (gelas
kimia atau erlenmeyer).Ditempatkan tepat dibawah buret berisi
titran
3. Tambahkan indikator yang sesuai pada titrat, misalnya,
indikator fenoftalien
4. Rangkai alat titrasi dengan baik. Buret harus berdiri tegak,
wadah titrat tepat dibawah ujung buret, dan tempatkan sehelai
kertas putih atau tissu putih di bawah wadah titrat
5. Atur titran yang keluar dari buret (titran dikeluarkan
sedikit demi sedikit) sampai larutan di dalam gelas kimia
menunjukkan perubahan warna dan diperoleh titik akhir titrasi.
Hentikan titrasi !
6. MATERI LARUTAN PENYANGGA
A. Pengertian
Banyak sistem kimia dan biologi sangat sensitif terhadap pH.
Sebagai contoh, pH darah dalam tubuh berada dalam kisaran
7,35-7,42, jika suatu saat berubah menjadi 7,00 atau 8,00, maka
tubuh akan mati. Danau dan sungai dengan pH kurang dari 5 sering
tidak bisa mendukung kehidupan ikan. Dengan demikian, perubahan pH
dapat menghasilkan efek yang tidak diinginkan, dan sistem yang
sensitif terhadap pH harus dilindungi dari asam atau basa yang
mungkin dibentuk atau dikonsumsi oleh beberapa reaksi. Larutan
penyangga adalah campuran dari zat terlarut yang dapat melindungi
suatu sistem dari asam atau basa. Larutan tersebut dikatakan buffer
atau digambarkan sebagai larutan buffer (Brady, 2012).
Larutan penyangga atau buffer atau larutan dapar adalah larutan
yang dapat menyangga (mempertahankan) pH pada kisarannya apabila
ada upaya untuk menaikkan atau menurunkan pH akibat penambahkan
sedikit asam atau sedikit basa. Larutan buffer memiliki pH yang
konstan, terhadap pengaruh pengenceran atau ditambah sedikit asam
atau basa. Secara teoritis berapa pun diencerkannya pH tidak akan
berubah, tetapi dalam praktiknya jika pengenceran besar sekali,
jelas pH-nya akan berubah. Larutan penyangga adalah larutan yang
mengandung asam lemah dan basa konjugasinya atau basa lemah dan
asam konjugasinya (Utami, 2007).
B. Komposisi dari suatu larutan penyangga
Larutan penyangga dibedakan atas larutan penyangga asam dan
larutan penyangga basa:
a. Larutan penyangga asam mengandung suatu asam lemah (HA)
dengan basa konjugasinya (A).
Contoh:
CH3COOH + CH3COONa (komponen buffer : CH3COOH dan CH3COO-b.
Larutan penyangga basa mengandung basa lemah (B) dengan asam
konjugasinya (BH+).
Contoh:
NH3 + NH4Cl (komponen buffer: NH3 dan NH4+)
Suatu larutan penyangga dapat mempertahankan pHnya apabila
dicampurkan asam maupun basa dengan perbandingan 1 : 10 dengan
larutan penyangga (volume asam/ basa 1 : 10 larutan penyangga).
Sebagai contoh umum, sistem penyangga terdiri dari asam asetat
(CH3COOH) ditambah natrium asetat (CH3COONa), dengan ion asetat
garam yang melayani sebagai dasar Brnsted. Dalam darah, asam
karbonat (H2CO3, asam diprotik lemah) dan ion bikarbonat (HCO3,
basa konjugasinya) berfungsi sebagai salah satu sistem penyangga
yang digunakan untuk mempertahankan pH sangat konstan dalam
menghadapi produksi tubuh dari asam organik oleh metabolisme.
Penyangga lain yang umum terdiri dari kation asam lemah, NH4+
disediakan oleh garam seperti NH4Cl, dan basa konjugasinya, NH3.
Satu hal penting tentang buffer adalah perbedaan antara menjaga
solusi pada pH tertentu dan menjaganya agar tetap netral pada pH 7.
Meskipun tentu mungkin untuk penyangga solusi pada pH 7, buffer
dapat dibuat bekerja pada setiap nilai pH di seluruh skala pH.
C. Cara kerja dari suatu larutan penyangga
Untuk bekerja, larutan penyangga harus mampu menetralkan baik
asam kuat atau basa kuat yang ditambahkan. Misalnya, buffer terdiri
dari asam asetat (CH3COOH), dan ion asetat (CH3COO-) yang berasal
dari garam seperti CH3COONa. Jika kita menambahkan ekstra H+ ke
buffer (dari asam kuat) ion asetat (basa konjugat lemah) dapat
bereaksi sebagai berikut.
H+ (aq) + CH3COO- (aq) ( CH3COOH (aq)Reaksi ini mencegah
penumpukan besar H+ dan penurunan nilai pH yang disebabkan oleh
penambahan asam kuat. Sebuah respon yang sama terjadi ketika basa
yang kuat ditambahkan ke buffer. OH- dari basa kuat akan bereaksi
dengan beberapa CH3COOH.
CH3COOH(aq) + OH- (aq) ( CH3COO- (aq) + H2O
Di sini penambahan OH- menyebabkan perubahan beberapa buffer
asam Brnsted yaitu CH3COOH menjadi basa konjugatnya yaitu CH3COO-.
Hal ini untuk mencegah penumpukan OH-, yang dapat menyebabkan
peningkatan nilai pH. Dengan demikian, salah satu bagian dalam
larutan penyangga menetralkan kekuatan H+ yang masuk ke dalam
larutan, dan bagian lainnya menetralkan OH-.
D. Macam-macam larutan penyangga
1. Larutan penyangga asam
Misalkan (HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)
Keterangan:
Ka = tetapan ionisasi asam
[asam] = konsentrasi asam
[basa konjugasi] = konsentrasi basa konjugasi
Contoh: CH3COOH
Ke dalam 100 mL CH3COOH 0,2 M dicampurkan 100 mL larutan NaOH
0,1 M. Jika Ka CH3COOH = 1,8 x 10-5, maka tentukan pH campuran
tersebut!
Jawab:
mol CH3COOH= 100 mL x 0,2 M= 20 mmol
mol NaOH= 100 mL x 0,1 M = 10 mmol
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) ( CH3COONa (aq) + H2O (aq)Awal: 20 mmol
10 mmol
-
-
Reaksi: 10 mmol 10 mmol 10 mmol 10 mmol
Akhir: 10 mmol
- 10 mmol 10 mmol
= 1,8 x 10-5pH = - log [H+]
= - log [1,8 x 10-5]
= 5 log 1,8
= 5 0,25
= 4,75
2. Larutan penyangga basa
Misalkan (XOH (aq) X+ (aq) + OH- (aq)
log pOH
Keterangan:
Kb = tetapan ionisasi basa
[basa] = konsentrasi basa
[asam konjugasi] = konsentrasi asam konjugasi
Contoh: NH4Cl
Sebanyak 50 mL larutan NH3 0,1 M dicampur dengan 50 mL larutan
NH4Cl 0,1 M. Berapakah pH campuran larutan tersebut? (Kb =
10-5)
Jawab:
Campuran larutan NH3 dengan larutan NH4Cl bersifat penyangga,
karena mengandung basa lemah (NH3) dan asam konjugasinya
(NH4+).
mol NH3= 50 mL x 0,1 M = 5 mmol
mol NH4Cl = 50 mL x 0,1 M = 5 mmol (jumlah ion NH4+ = 1)
pOH = - log 10-5
= 5
pH = 14 pOH
= 14 5
= 9
E. Sifat Larutan Penyangga
1. pH larutan penyangga praktis tidak berubah pada penambahan
sedikit asam kuat atau sedikit basa kuat atau pengenceran.
2. pH larutan penyangga berubah pada penambahan asam kuat atau
basa kuat yang realitif banyak, yaitu apabila asam kuat atau basa
kuat yang ditambahkan menghabiskan komponen larutan penyangga itu,
maka pH larutan akan berubah drastis.
3. Daya penyangga suatu larutan penyangga bergantung pada jumlah
mol komponennya, yaitu jumlah mol asam lemah dan basa konjugasinya
atau jumlah mol basa lemah dan asam konjugasinya.
F. Kegunaan larutan penyangga
1. Dalam tubuh makhluk hidup terdapat sistem penyangga yang
berfungsi untuk mempertahankan pH, seperti:
a. Buffer darah
pH darah berkisar 7,35 7,45. Ketika pH darah lebih kecil dari
7,35 disebut keadaan asidosis. Jika pH darah lebih kecil dari 7,0
atau lebih besar dari 7,8 maka akan menyebabkan kematian. Untuk
menjaga agar pH darah tidak berubah, maka dalam darah terdapat
sistem penyangga H2Co3 dan HCO3.
b. Buffer cairan tubuh
Dalam cairan sel tubuh terdapat sistm penyangga H2PO4- dan
HPO42-. Campuran penyangga tersebut berperan juga dalam ekskresi
ion H+ pada ginjal.
2. Dalam industri farmasi, larutan penyangga berperan dalam
pembuatan obat-obatan, agar zat aktif obat tersebut mempunyai pH
tertentu. Larutan penyangga yang umum digunakan dalam industri
farmasi adalah larutan penyangga asam basa konjugasi senyawa
fosfat.
DAFTAR PUSTAKAAnonim.2010.Larutan. diakses dari
http://id.wikipedia.org/wiki/Larutan pada tanggal : 10 Mei 2011
Haryanto, Untung Tri. 2005. KREATIF, Kimia untuk Kelas X
Semester Genap. Klaten:Viva
Parning dan Horale. 2005. KIMIA 2B Kelas 2 SMA Semester Kedua.
Jakarta: Yudhistira.Simamora, Maruli, dkk. 2004. Buku Ajar Kimia
Dasar II. Singaraja: Jurusan Pendidikan Kimia, Fakultas Pendidikan
MIPA, IKIP Negeri Singaraja.
Sutresna, Nana. 2007. Cerdas Belajar Kimia untuk Kelas XII.
Bandung : Grafindo Media Pratama Pakarindo.Chang, Raymond. 2003.
Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti. Terjemahan Suminar Setiati. General
Chemistry: The Essential Concepts. Ediasi Ke-3. Jakarta:
Erlangga_1457170102.unknown
_1457170110.unknown
_1457170114.unknown
_1457170118.unknown
_1457170383.unknown
_1457170948.cdx
_1457170694.unknown
_1457170120.cdx
_1457170121.unknown
_1457170119.unknown
_1457170116.unknown
_1457170117.unknown
_1457170115.unknown
_1457170112.unknown
_1457170113.unknown
_1457170111.unknown
_1457170106.unknown
_1457170108.unknown
_1457170109.unknown
_1457170107.unknown
_1457170104.unknown
_1457170105.unknown
_1457170103.unknown
_1457170090.unknown
_1457170094.unknown
_1457170100.unknown
_1457170101.unknown
_1457170096.unknown
_1457170092.unknown
_1457170093.unknown
_1457170091.unknown
_1457170086.unknown
_1457170088.unknown
_1457170089.unknown
_1457170087.unknown
_1325145034.unknown
_1325246028.unknown
_1325144899.unknown