MAPEL KIMIA Titrasi Asam Basa

 

Titrasi Asam Basa

Pengertian Titrasi Asam Basa

Titrasi adalah prosedur menetapkan kadar suatu larutan dengan mereaksikan sejumlah larutan tersebut yang volumenya terukur dengan suatu larutan lain yang telah diketahui kadarnya (larutan standar) secara bertahap. Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, titrasi dibedakan menjadi titrasi asam basa, titrasi pengendapan, dan titrasi redoks. Dalam artikel ini, yang akan dibahas lebih lanjut hanya titrasi asam basa saja.

Pada label yang tertera pada botol cuka makan umumnya terdapat informasi kadar cuka tersebut. Misalkan, pada suatu botol cuka tertulis 25% asam cuka, bagaimana cara memastikan kebenaran dari kadar tersebut? Penentuan kadar asam cuka dapat dilakukan dengan prosedur eksperimen menggunakan metode titrasi.

Dalam menentukan kadar asam cuka, metode titrasi yang digunakan adalah titrasi asam basa. Titrasi asam basa adalah penentuan kadar suatu larutan basa dengan larutan asam yang diketahui kadarnya atau sebaliknya, kadar suatu larutan asam dengan larutan basa yang diketahui, dengan didasarkan pada reaksi netralisasi. Titrasi harus dilakukan hingga mencapai titik ekivalen, yaitu keadaan di mana asam dan basa tepat habis bereaksi secara stoikiometri. Titik ekivalen umumnya dapat ditandai dengan perubahan warna dari indikator. Keadaan di mana titrasi harus dihentikan tepat pada saat indikator menunjukkan perubahan warna disebut titik akhir titrasi. Jadi, untuk memperoleh hasil titrasi yang tepat, maka selisih antara titik akhir titrasi dengan titik ekivalen harus diusahakan seminimal mungkin. Hal ini dapat diupayakan dengan memilih indikator yang tepat pada saat titrasi, yakni indikator yang mengalami perubahan warna di sekitar titik ekivalen.

Perubahan pH pada Titrasi Asam Basa

Pada saat larutan basa ditetesi dengan larutan asam, pH larutan akan turun. Sebaliknya, jika larutan asam ditetesi dengan larutan basa, maka pH larutan akan naik. Jika pH larutan asam atau basa diplotkan sebagai fungsi dari volum larutan basa atau asam yang diteteskan, maka akan diperoleh suatu grafik yang disebut kurva titrasi. Kurva titrasi menunjukkan perubahan pH larutan selama proses titrasi asam dengan basa atau sebaliknya. Bentuk kurva titrasi memiliki karakteristik tertentu yang bergantung pada kekuatan dan konsentrasi asam dan basa yang bereaksi.

Titrasi asam kuat dengan basa kuat

Sebagai contoh, 40 mL larutan HCl 0,1 M ditetesi dengan larutan NaOH 0,1 M sedikit demi sedikit. Berikut kurva titrasi yang menggambarkan perubahan pH selama titrasi tersebut.

Kurva titrasi asam basa: HCl dengan NaOH. Sumber: Silberberg, Martin S. & Amateis, Patricia. 2015. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (7th edition). New York: McGraw-Hill Education

Dari kurva tersebut dapat disimpulkan:

• Mula-mula pH larutan naik sedikit demi sedikit
• Perubahan pH drastis terjadi sekitar titik ekivalen
• pH titik ekivalen = 7 (netral)
• Indikator yang dapat digunakan: metil merah, bromtimol biru, atau fenolftalein. Namun, yang lebih sering digunakan adalah fenolftalein karena perubahan warna fenolftalein yang lebih mudah diamati.

Titrasi asam lemah dengan basa kuat

Sebagai contoh, 40 mL larutan CH3COOH 0,1 M ditetesi dengan larutan NaOH 0,1 M sedikit demi sedikit. Berikut kurva titrasi berwarna biru yang menggambarkan perubahan pH selama titrasi tersebut dibandingkan dengan kurva titrasi HCl dengan NaOH yang berwarna merah.

Kurva titrasi CH3COOH dengan NaOH dan titrasi HCl dengan NaOH
(Sumber: McMurry, John E., Fay, Robert C., & Robinson, Jill K. 2016. Chemistry (7th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.)

Dari kurva tersebut dapat disimpulkan:

• Titik ekivalen berada di atas pH 7, yaitu antara 8 – 9
• Lonjakan perubahan pH pada sekitar titik ekivalen lebih kecil, hanya sekitar 3 satuan, yaitu dari pH ±7 hingga pH ±10
• Indikator yang digunakan: fenolftalein. Metil merah tidak dapat digunakan karena perubahan warnanya terjadi jauh sebelum tercapai titik ekivalen.

Titrasi basa lemah dengan asam kuat

Sebagai contoh, 40 mL larutan NH3 0,1 M ditetesi dengan larutan HCl 0,1 M sedikit demi sedikit. Berikut ditampilkan kurva titrasi yang menggambarkan perubahan pH selama titrasi tersebut

Kurva titrasi NH3 dengan HCl
(Sumber: McMurry, John E., Fay, Robert C., & Robinson, Jill K. 2016. Chemistry (7th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.)

Dari kurva tersebut dapat disimpulkan:

• Titik ekivalen berada di bawah pH 7, yaitu antara 5 – 6
• Lonjakan perubahan pH pada sekitar titik ekivalen hanya sedikit, sekitar 3 satuan, yaitu dari pH ±7 hingga pH ±4
• Indikator yang digunakan: metil merah. Fenolftalein tidak dapat digunakan karena perubahan warnanya terjadi jauh sebelum tercapai titik ekivalen.

Perhitungan Konsentrasi Larutan Asam/Basa pada Titrasi Asam Basa

Langkah-langkah menghitung konsentrasi larutan asam/basa pada titrasi asam basa:

1. Menuliskan persamaan reaksi netralisasi yang terjadi, misal antara larutan asam A dengan larutan basa B

2. Menyatakan perbandingan jumlah mol asam A dan basa B yang bereaksi agar tepat habis bereaksi

3. Menghitung konsentrasi larutan asam/basa dari persamaan perbandingan tersebut

   

dengan,  = jumlah mol asam A dan basa B

a, b = koefisien reaksi asam A dan basa B

MA, MB = molaritas asam A dan basa B

VA, VB = volum larutan asam A dan basa B

Jika valensi dari asam A dan basa B yang bereaksi diketahui, konsentrasi larutan asam/basa juga dapat dicari dengan rumus:

Contoh Soal Titrasi Asam Basa

Contoh Soal 1

Berapa konsentrasi dari larutan asam asetat CH3COOH jika diketahui untuk titrasi 25 mL larutan CH3COOH tersebut diperlukan 15 mL larutan NaOH 0,05 M agar mencapai titik ekivalen?

Jawab:

Persamaan reaksi netralisasi CH3COOH dengan NaOH:

CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l)

Dari persamaan reaksi, diperoleh: 1 mol CH3COOH  1 mol NaOH

Contoh Soal 2

Sebanyak 40 mL larutan asam sulfat 0,25 M dititrasi dengan suatu basa bervalensi satu, dan ternyata dibutuhkan 57 mL basa tersebut. Berapakah kemolaran basa yang digunakan tersebut?

Jawab:

Reaksi netralisasi terjadi antara asam sulfat H2SO4 (asam kuat bervalensi dua) dengan suatu basa bervalensi satu.

Referensi

Brown, Theodore L. et al. 2015. Chemistry: The Central Science (13th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.

Johari, J.M.C. & Rachmawati, M. 2009. Kimia SMA dan MA untuk Kelas XI Jilid 2. Jakarta: Esis.

McMurry, John E., Fay, Robert C., & Robinson, Jill K. 2016. Chemistry (7th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.

Petrucci, Ralph H. et al. 2017. General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th edition). Toronto: Pearson Canada Inc.

Purba, Michael. 2006. Kimia 2B untuk SMA Kelas XI. Jakarta: Erlangga.

Retnowati, Priscilla. 2005. SeribuPena Kimia SMA Kelas XI Jilid 2. Jakarta: Erlangga.

Silberberg, Martin S. & Amateis, Patricia. 2015. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (7th edition). New York: McGraw-Hill Education.

MAPEL KIMIA Larutan Buffer

 

Pengertian Larutan Buffer

Larutan penyangga (buffer) adalah larutan yang dapat menjaga (mempertahankan) pH-nya dari penambahan asam, basa, maupun pengenceran oleh air . pH larutan buffer  tidak berubah (konstan) setelah penambahan sejumlah asam, basa, maupun air. Larutan buffer mampu menetralkan penambahan asam maupun basa dari luar.

Larutan penyangga atau yang disebut juga larutan buffer atau larutan dapar merupakan larutan yang bisa mempertahankan nilai pH meskipun ditambah sedikit asam, sedikit basa, atau sedikit air (pengenceran). Hal ini dikarenakan karena larutan penyangga mengandung zat terlarut bersifat “penyangga“ yang terdiri atas komponen asam dan basa. Komponen asam berfungsi menahan kenaikan pH, sedangkan komponen basa berfungsi menahan penurunan pH.

---

Laruat buffer atau larutan penyangga adalah suatu larutan yang terdiri dari:

• Campuran asam lemah dengan garamnya.

Contoh: Campuran dari larutan CH3COOH (asam lemah) dan larutan CH3COONa (basa konjugasi) membentuk larutan buffer asam, dengan reaksi:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O .

• Campuran basa lemah dengan garamnya.
• Contoh: Campuran dari larutan NH4OH (basa lemah) dan larutan NH4CL (asam konjugasi) membentuk  larutan buffer basa, dengan reaksi:

NH4OH + HCl → NH4CL + H2O .

---

Macam Larutan Buffer

Komponen Larutan Buffer / Penyangga Terbagi Menjadi:

1. Larutan buffer / penyangga Bersifat Asam

2. Larutan ini mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari asam lemah dan garamnya yang merupakan basa konjugasi dari asamnya. Adapun cara lainnya yaitu mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana asam lemahnya dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan. Pada umumnya basa kuat yang digunakan seperti natriumNa), kalium, barium, kalsium, dan lain-lain.

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan CH3COO– yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

---

• Pada Penambahan Asam

• Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO– membentuk molekul CH3COOH.

CH3COO–(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq)

---

• Pada Penambahan Basa

Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH– dari basa itu akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi, penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (CH3COOH), bukan ion H+. Basa yang ditambahkan tersebut bereaksi dengan asam CH3COOH membentuk ion CH3COO– dan air.

CH3COOH(aq) + OH–(aq) → CH3COO–(aq) + H2O(l)

---

1. Larutan buffer / penyangga Bersifat Basa

Larutan ini mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.

Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:

---

• Pada Penambahan Asam

Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H+ dari asam akan mengikat ion OH–. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH– dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH3), bukannya ion OH–. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH3 membentuk ion NH4+.

NH3 (aq) + H+(aq) → NH4+ (aq)

---

• Pada Penambahan Basa

Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka kesetimbangan bergeser ke kiri, sehingga konsentrasi ion OH– dapat dipertahankan. Basa yang ditambahkan itu bereaksi dengan komponen asam (NH4+), membentuk komponen basa (NH3) dan air.

NH4+ (aq) + OH–(aq) → NH3 (aq) + H2O(l)

Cara Kerja Larutan Penyangga

Larutan penyangga mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikatbaik ion H+ maupun ion OH–. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan.

---

Sifat Larutan Buffer

Sifat – Sifat dari Larutan Buffer Adalah:

1. pH tidak berubah bila larutan diencerkan.
2. pH larutan tidak berubah bila larutan ditambah ditambahnkan asam atau basa.

---

Hubungan antara pH dengan larutan buffer adalah sebagai berikut:

1. Larutan buffer dari campuran asam lemah dengan garamnya.

[H+] = Ka                    atau        [H+] = Ka

pH  = – log H+

Dimana:

Ka   = Ketetapan kesetimbangan

= Jumlah mol asam lemah

= Jumlah mol basa konjugasinya

2. Larutan buffer dari campuran basa lemah dengan garamnya.

[OH–]          = Kb         atau        [H+] = Kb

pH              = 14 – POH

POH           = – log OH–

Dimana:

Kb   = Ketetapan kesetimbangan

= Jumlah mol basa lemah

= Jumlah mol asam konjugasinya

---

Fungsi Larutan Buffer

• Adanya larutan buffer ini dapat kita lihat dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat-obatan, fotografi, industri kulit dan zat warna. Selain aplikasi tersebut, terdapat Fungsi penerapan konsep larutan penyangga ini dalam tubuh manusia seperti pada cairan tubuh.
  

  ---

• Cairan tubuh ini bisa dalam cairan intrasel maupun cairan ekstrasel. Dimana sistem penyangga utama dalam cairan intraselnya seperti H2PO4–dan HPO42- yang dapat bereaksi dengan suatu asam dan basa. Adapun sistem penyangga tersebut, dapat menjaga pH darah yang hampir konstan yaitu sekitar 7,4.
  

  ---

• Menjaga pH pada plasma darah agar berada pada pH berkisar 7,35 – 7,45, yaitu dari ion HCO3–denganion Na+. Apabila pH darah lebih dari 7,45 akan mengalami alkalosis, akibatnya terjadi hiperventilasi / bernapas berlebihan, mutah hebat. Apabila pH darah kurang dari 7,35 akan mengalami acidosis akibatnya jantung, ginjal ,hati dan pencernaan akan terganggu.
  

  ---

• Menjaga pH makanan olahan dalam kaleng agar tidak mudah rusak/teroksidasi (asambenzoat dengan natrium benzoat).
• Selain itu penerapan larutan buffer ini dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat tetes mata.
  

  ---

• Adanya larutan penyangga ini bisa kita lihat dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat-obatan, fotografi, industri kulit dan zat warna. Selain aplikasi tersebut, terdapat fungsi penerapan konsep larutan penyangga ini dalam tubuh manusia seperti pada cairan tubuh.
  

  ---

• Cairan tubuh ini bisa dalam cairan intrasel maupun cairan ekstrasel. Dimana sistem penyangga utama dalam cairan intraselnya seperti H2PO4- dan HPO42- yang bisa bereaksi dengan suatu asam dan basa. Adapun sistem penyangga tersebut, mampu menjaga pH darah yang hampir konstan yaitu sekitar 7,4.
  

  ---

• Menjaga pH pada plasma darah supaya berada pada pH berkisar 7,35 – 7,45 ,yaitu dari ion HCO3- denganion Na+ . Jika pH darah lebih dari 7,45 akan mengalami alkalosis, akibatnya terjdi hiperventilasi/ bernapas berlebihan, mutah hebat.Jika pH darah kurang dari 7,35 akan mengalami acidosis akibatnya jantung ,ginjal ,hati dan pencernaan akan terganggu.
  

  ---

• Menjaga pH cairan tubuh supaya ekskresi ion H+ pada ginjal tidak terganggu, yakni asam dihidrogen posphat (H2PO4-) dengan basa monohidrogen posphat (HPO42-)
  

  ---

• Menjaga pH makanan olahan dalam kaleng supaya tidak mudah rusak /teroksidasi (asam benzoat dengan natrium benzoat).

• Selain itu penerapan larutan penyangga ini dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat tetes mata.

---

Jenis-Jenis Larutan Buffer

Larutan buffer dapat terbentuk dari campuran asam lemah dan basa konjugasinya atau basa lemah dan asam konjugasinya. Berdasarkan asam basa penyusunnya, larutan buffer dibedakan menjadi 2, yakni sebagai berikut :

1. Larutan buffer asam

Larutan buffer asam yaitu larutan penyangga yang terbentuk dari asam lemah dan basa konjugasinya. Larutan penyangga asam mempunyai pH kurang dari 7.

Contoh: CH₃COOH (asam lemah) dan CH₃COO– (basa konjugasinya).

2. Larutan penyangga basa

Larutan buffer basa merupakan larutan penyangga yang terbentuk dari basa lemah dan asam konjugasinya. Larutan penyangga basa mempauanyai pH lebih besar dari 7.

Contoh: NH₃ (basa lemah) dan NH₄+ (asam konjugasinya).

---

Contoh Larutan/Penyangga Buffer

Contoh Soal Larutan Buffer Penyangga

1. Tentukan pH larutan jika 800 ml larutan CH3COOH 0,1M dicampur dengan 400ml larutan CH3COONa 0,1M (Ka CH3COOH = 1,8×10-5) !
2. Tentukan pH larutan apabila 400 ml larutan NH4OH 0,5M dicampur dengan 100 ml larutan NH4Cl 0,5M ( Kb NH4OH = 1,8×10-5)
3. Sebanyak 50 ml larutan yang terdiri dari CH3COOH 1M dan CH3COONa 1M ditambahkan larutan HCl 1M sebanyak iml. Tentukan pH larutan setelah penambahan HCl 1M ! ( Ka = 1,8 x 10-5)
4. Sebanyak 50 ml larutan yang terdiri dari CH3COOH 1M dan CH3COONa 1M ditambah 50 ml air. Tentukan pH larutan setelah pengenceran !

---

Jawaban Larutan Buffer Penyangga

Jawaban No. 1

mol CH3COOH = 800 x 0,1 = 80 mmol

mol CH3COONa = 400 x 0,1 = 40 mmol

[ H+ ] = Ka .na/nbk

= 1,8 x 10-5 x( 80/40)

= 3,6 x 10 -5

pH = -log 3,6 x 10 -5

= 5 – log 3,6

---

Jawaban No. 2

mol NH3= 400 x 0,5 = 200 mmol

mol NH4Cl = 100 x 0,5 = 50 mmol

[OH–] = 1,8 x10 -5 x(200/50)

= 7,2 x 10 -5

pOH = – log 7,2 x 10 -5

= 5 – log 7,2

pH = 14 – (5-log 7,2)

= 9 + log 7,2

---

Jawaban No. 3

mol CH3COOH = 50 x 1 = 50 mmol

mol CH3COONa = 50 x 1 = 50 mmol

mol HCl = 1 x 1 = 1 mmol

CH3COONa + HCl —-> CH3COOH + NaCl

Mula-mula :……………… 50 mmol………..1 mmol…….50 mmol –

Bereaksi : …………………. 1 mmol………..1 mmol……1 mmol……..1 mmol

____________________________________________________________ –

Sisa………:……………… 49 mmol …………. -…………..51 mmol…….1 mmol

Jadi pH = -log (1,8 x 10-5 x 51/49)

= -log 1,87 x 10-5 = 5 – log 1,87

---

Jawaban No. 4

Pengenceran CH3COOH : V1.M1 = V2.M

50×1 = 100xM2

M2 = 0,5

Pengenceran CH3COONa : V1.M1 = V2.M2

50×1 = 100xM2

M2 = 0,5