Titrasi Asam Basa (Penambahan Asam dan Basa)- Ada beberapa macam titrasi bergantung pada jenis reaksinya, seperti titrasi asam basa, titrasi permanganometri, titrasi argentometri, dan titrasi iodometri.
Pada topik berikut akan diuraikan mengenai titrasi asam basa. Titrasi
adalah suatu metode untuk menentukan konsentrasi zat di dalam larutan.
Titrasi dilakukan dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan
larutan yang sudah diketahui konsentrasinya. Reaksi dilakukan secara
bertahap (tetes demi tetes) hingga tepat mencapai titik stoikiometri
atau titik setara.
1. Indikator Asam Basa
Dalam
titrasi asam basa, zat-zat yang bereaksi umumnya tidak berwarna
sehingga Anda tidak tahu kapan titik stoikiometri tercapai. Misalnya,
larutan HCl dan larutan NaOH, keduanya tidak berwarna dan setelah
bereaksi, larutan NaCl yang terbentuk juga tidak berwarna. Untuk
menandai bahwa titik setara pada titrasi telah dicapai digunakan
indikator atau penunjuk. Indikator ini harus berubah warna pada saat
titik setara tercapai. Apakah indikator asam basa itu? Indikator asam
basa adalah petunjuk tentang perubahan pH dari suatu larutan asam atau basa.
Indikator bekerja berdasarkan perubahan warna indikator pada rentang pH
tertentu. Anda tentu mengenal kertas lakmus, yaitu salah satu indikator
asam basa. Lakmus merah berubah warna menjadi biru jika dicelupkan ke
dalam larutan basa. Lakmus biru berubah menjadi merah jika dicelupkan ke
dalam larutan asam. Terdapat beberapa indikator yang memiliki trayek
perubahan warna cukup akurat akibat pH larutan berubah, seperti indikator metil jingga, metil merah, fenolftalein, alizarin kuning, dan brom timol biru. Untuk mengetahui pada pH berapa suatu indikator berubah warna (trayek pH indikator).
Indikator asam basa umumnya berupa molekul organik yang bersifat asam
lemah dengan rumus HIn. Indikator memberikan warna tertentu ketika ion
H+ dari larutan asam terikat pada molekul HIn dan berbeda warna ketika
ion H+ dilepaskan dari molekul HIn menjadi In–. Salah satu indikator
asam basa adalah fenolftalein (PP), indikator ini banyak digunakan
karena harganya murah. Indikator PP tidak berwarna dalam bentuk HIn
(asam) dan berwarna merah jambu dalam bentuk In– (basa). Perhatikan
struktur fenolftalein berikut.
Untuk
mengetahui bagaimana indikator bekerja, perhatikan reaksi kesetimbangan
berikut yang menyatakan indikator HIn sebagai asam lemah dengan Ka = 1,0 × 10–8.
HIn(aq) ⇄ H+(aq) + In–(aq)
Tiadak berwarna Merah jambu
Jika ke dalam larutan ditetesi indikator pada pH = 3 atau [H+]= 1,0 × 10–3 M, dihasilkan perbandingan:
Perbandingan tersebut menunjukkan bahwa struktur yang lebih dominan adalah bentuk HIn (tidak berwarna). Jika ion OH– (basa) ditambahkan ke dalam larutan, [H+] berkurang dan posisi kesetimbangan bergeser ke arah pembentukan In–. Ini berarti mengubah HIn menjadi In–. Jika ion OH– ditambahkan terus, bentuk In– dominan dan larutan berwarna merah jambu.
2. Titrasi Asam Basa
Dalam melakukan titrasi, larutan yang dititrasi, disebut titrat dimasukkan ke dalam labu erlenmeyer (biasanya larutan asam), sedangkan larutan pentitrasi, disebut titran (biasanya
larutan basa) dimasukkan ke dalam buret. Titran dituangkan dari buret
tetes demi tetes ke dalam larutan titrat sampai titik stoikiometri
tercapai (lihat Gambar 7.6).
Gambar 7.6 Set alat untuk titrasi asam basa
Oleh
karena kemampuan mata kita terbatas dalam mengamati warna larutan maka
penggunaan indikator dalam titrasi asam basa selalu mengandung risiko
kesalahan. Jika indikator PP digunakan pada titrasi HCl–NaOH
maka pada saat titik setara tercapai (pH = 7) indikator PP belum berubah
warna dan akan berubah warna ketika pH 8. Jadi, ada kesalahan titrasi
yang tidak dapat dihindari sehingga pada waktu Anda menghentikan
titrasi (titik akhir titrasi) ditandai dengan warna larutan agak merah
jambu, adapun titik setara sudah dilampaui. Dengan kata lain, titik akhir titrasi tidak sama dengan titik stoikiometri.
Jika dalam titrasi HCl–NaOH menggunakan indikator brom timol biru
(BTB), dimana trayek pH indikator ini adalah 6 (kuning) dan 8 (biru)
maka pada saat titik setara tercapai (pH =7) warna larutan campuran
menjadi hijau. Kekurangan yang utama dari indikator BTB adalah mengamati
warna hijau tepat pada pH = 7 sangat sukar, mungkin lebih atau kurang
dari 7. Titrasi asam basa pada dasarnya adalah reaksi penetralan asam
oleh basa atau sebaliknya. Persamaan ion bersihnya:
H+(aq) + OH–(aq) → H2O(l)
Ketika
campuran berubah warna, itu menunjukkan ion H+ dalam larutan HCl telah
dinetralkan seluruhnya oleh ion OH– dari NaOH. Jika larutan NaOH
ditambahkan terus, dalam campuran akan kelebihan ion OH– (ditunjukkan
oleh warna larutan merah jambu). Berikut akan dibahas cara perhitungan
titrasi asam kuat
oleh basa kuat, misalnya 50 mL larutan HCl 0,1 M oleh NaOH 0,1 M.
Kemudian, menghitung pH larutan pada titik-titik tertentu selama
titrasi.
a. Sebelum NaOH Ditambahkan
HCl adalah asam kuat dan di dalam air terionisasi sempurna sehingga larutan mengandung spesi utama: H+, Cl–, dan H2O.
Nilai pH ditentukan oleh jumlah H+ dari HCl. Karena konsentrasi awal
HCl 0,1 M, larutan HCl tersebut mengandung 0,1 M H+ dengan nilai pH = 1.
b. Penambahan 10 mL NaOH 0,1 M
Dengan penambahan NaOH, berarti menetralkan ion H+ oleh ion OH– sehingga konsentrasi ion H+ berkurang. Dalam campuran reaksi, sebanyak (10 mL × 0,1 M = 1 mmol) OH–yang ditambahkan bereaksi dengan 1 mmol H+ membentuk H2O.
Tabel 7.3 Pengaruh Penambahan OH– terhadap Konsentrasi H+
Tabel 7.3 Pengaruh Penambahan OH– terhadap Konsentrasi H+
Konsentrasi (M) | H (aq) | Penambahan OH–(aq) |
Sebelum reaksi | 50 mL ×0,1 M = 5 mmol | 10 mL × 0,1 M = 1 mmol |
Setelah reaksi | (5 – 1) mmol = 4 mmol | (1 – 1) mmol = 0 |
Setelah terjadi reaksi, larutan mengandung: H+, Cl–, Na+, dan H2O. Nilai pH ditentukan oleh [H+] sisa:
pH = –log (0,07) = 1,18.
c. Penambahan 10 mL NaOH 0,1 M Berikutnya
Pada penambahan 10 mL NaOH 0,1 M berikutnya akan terjadi perubahan konsentrasi pada H+. Perhatikan tabel berikut.
Tabel 7.4 Pengaruh Penambahan OH– Berikutnya terhadap Konsentrasi H+
Tabel 7.4 Pengaruh Penambahan OH– Berikutnya terhadap Konsentrasi H+
Konsentrasi (M) | H (aq) | Penambahan OH–(aq) |
Sebelum reaksi | 4 mmol (sisa sebelumnya) | 10 mL × 0,1 M = 1 mmol |
Setelah reaksi | (4 – 1) mmol = 3 mmol | (1 – 1) mmol = 0 |
Setelah terjadi reaksi, nilai pH ditentukan oleh [H+] sisa:
pH = –log (0,04) = 1,37.
d. Penambahan NaOH 0,1 M Sampai 50 mL
Pada
titik ini, jumlah NaOH yang ditambahkan adalah 50 mL × 0,1 M = 5 mmol
dan jumlah HCl total adalah 50 mL × 0,1 M = 5 mmol. Jadi, pada titik ini
ion H+ tepat dinetralkan oleh ion OH–. Titik dimana terjadi netralisasi secara tepat dinamakan titik stoikiometri atau titik ekui alen. Pada titik ini, spesi utama yang terdapat dalam larutan adalah Na+, Cl–, dan H2O. Karena Na+ dan Cl– tidak memiliki sifat asam atau basa, larutan bersifat netral atau memiliki nilai pH = 7.
e. Penambahan NaOH 0,1 M Berlebih (sampai 75 mL)
Penambahan NaOH 0,1 M berlebih menyebabkan pH pada larutan menjadi basa karena lebih banyak konsentrasi OH– dibandingkan H+. Perhatikan tabel berikut.
Tabel 7.5 Pengaruh Penambahan OH– Berlebih terhadap Konsentrasi Larutan
Tabel 7.5 Pengaruh Penambahan OH– Berlebih terhadap Konsentrasi Larutan
Konsentrasi (M) | H (aq) | Penambahan OH–(aq) |
Sebelum reaksi | 5 mmol (jumlah awal) | 75 mL × 0,1 M = 7,5 mmol |
Setelah reaksi | 0 | (7,5 – 5) mmol = 2,5 mmol |
Setelah bereaksi, ion OH– yang ditambahkan berlebih sehingga dapat menentukan pH larutan.
pOH = –log (0,02) = 1,7
pH larutan = 14 – pOH = 12,3
pH larutan = 14 – pOH = 12,3
Gambar 7.12 Tabel dan kurva penambahan konsentrasi NaOH terhadap pH larutan.
Hasil
perhitungan selanjutnya disusun ke dalam bentuk kurva yang menyatakan
penambahan konsentrasi NaOH terhadap pH larutan seperti ditunjukkan pada
Gambar 7.12. Pada mulanya perubahan
pH sangat lamban, tetapi ketika mendekati titik ekuivalen perubahannya
drastis. Gejala ini dapat dijelaskan sebagai berikut. Pada awal titrasi,
terdapat sejumlah besar H+ dalam larutan. Pada penambahan sedikit ion
OH–, pH berubah sedikit, tetapi mendekati titik ekuivalen, konsentrasi H+relatif sedikit sehingga penambahan sejumlah kecil OH– dapat mengubah pH yang sangat besar. Kurva pH titrasi asam-basa memiliki ciri:
(1) Bentuk kurva selalu berupa sigmoid
(2) Pada titik setara, pH sama dengan 7.
(3) Ketika mendekati titik ekuivalen, bentuk kurva tajam.
Titik
akhir titrasi dapat sama atau berbeda dengan titik ekuivalen bergantung
pada indikator yang digunakan. Jika indikator yang dipakai memiliki
trayek pH 6–8 (indikator BTB), mungkin titik akhir titrasi sama dengan
titik ekuivalen. Titik akhir titrasi adalah saat titrasi dihentikan ketika campuran tepat berubah warna.
Pada umumnya, pH pada titik akhir titrasi lebih besar dari pH titik
ekuivalen sebab pada saat titik ekuivalen tercapai, larutan belum
berubah warna apabila indikator yang digunakan adalah fenolftalein.
Contoh Menghitung pH Titrasi Asam Basa
Sebanyak 25 mL larutan HCl 0,1 M dititrasi dengan NaOH 0,1 M. Hitung pH larutan:
a. sebelum penambahan NaOH
b. setelah penambahan NaOH 25 mL
Jawab:
a. Nilai pH ditentukan oleh jumlah H+ dari HCl. Konsentrasi awal HCl= 0,1 M maka larutan akan mengandung 0,1 M H+.
a. Nilai pH ditentukan oleh jumlah H+ dari HCl. Konsentrasi awal HCl= 0,1 M maka larutan akan mengandung 0,1 M H+.
[H+] = 0,1 M dan pH = 1.
b. Jumlah NaOH yang ditambahkan adalah
25 mL × 0,1 M = 2,5 mmol.
Jumlah asam klorida mula-mula adalah
25 mL × 0,1 M = 2,5 mmol.
Ion OH– yang ditambahkan bereaksi tepat dengan H+, saat [H+] = [OH–].
Pada titik ini dinamakan titik ekuivalen titrasi. Pada titik ekuivalen,
konsentrasi H+ yang terdapat dalam larutan hanya berasal dari ionisasi
air. Jadi, pH = 7.
Ulasan1. Stoikiometri larutan melibatkan konsep mol dalam menentukan konsentrasi zat-zat di dalam larutan.
2. Reaksi asam dan basa merupakan reaksi penetralan ion H+ oleh OH–. Reaksi asam basa juga dinamakan reaksi penggaraman.
3. Indikator asam basa adalah asam-asam lemah organik yang dapat berubah warna pada rentang pH tertentu.
4. Rentang pH pada saat indikator berubah warna dinamakan trayek pH indikator.
5. Titrasi asam basa adalah suatu teknik untuk menentukan konsentrasi asam atau basa dengan cara titrasi.
6. Titik setara atau titik stoikiometri adalah titik pada saat titrasi, asam dan basa tepat ternetralkan. Titik akhir titrasi dapat sama atau berbeda dengan titik setara.
Vidio untuk titrasi asam basa --> http://adf.ly/Khihy
Adhzy
0 Response to "Titrasi Asam Basa"
Post a Comment