DR. ATIKAH, MSi,AptLABORATORIUM KIMIA ANALITIK JURUSAN KIMIA FMIPA-UB2010

TITRASI NETRALISASI[TITRASI ASAM – BASA]

Titrasi netralisasi asam basa

melibatkan reaksi neutralisasi dimana asam akan bereaksi dengan basa dalam jumlah yang ekuivalen.

Proses Netralisasi melibatkan:– Titrasi asidimetri, titrasi terhadap larutan basa– Titrasi alkalimetri, titrasi terhadap larutan asam

Macam titrasi Netralisasi

Asam kuat dengan basa kuat Basa lemah dengan asam kuat Asam lemah dengan basa kuat

Pereaksi Titrasi Netralisasi

Larutan Baku Asam distandarkan dg

Baku Primer Basa : Na-karbonat, TRIS

atau THAM (tris hidroksimetil

aminometan), Na-tetraborat, Merkuri oksida Larutan Baku Basa (perhatikan efekCO2 dalam

air) distandarkan dg

Baku Primer Asam : KH-Ftalat, Asam benzoat, Asam sulfamat, KH-iodat,Asam sulfosalisilat, Na2B4O7

Indikator Titrasi Asam-Basa

Indikator titrasi asam-basa

Senyawa yang digunakan sebagai indikator titrasi asam basa adalah:– Asam organik sangan lemah atau– Basa organik sangat lemah

Pasangan konjugatnya menunjukkan warna yang berbeda

Asam : HIn + H2O H3O+ + In-

Basa : In- + H2O HIn + OH-

[H3O+][In-] [HIn]Ka = ---------------- pH = pKa - log ---- [HIn] [In-]

Warna tergantung konsentrasi yang dominan :Misal. jika HIn merah dan In- kuning, makapada pH rendah [HIn] dominan, ratio 10/1 (merah)pada pH tinggi [In-] dominan, ratio 1/10 (kuning)pada pH sedang [HIn] = [In-], ratio 1 (jingga)

Contoh:

HIn + H2O In- + H3O+ pKHIn

Warna warna

asam basa

In + H2O InH+ + HO-

Warna warna

Basa asam

Mata akan melihat perubahan warna jika:

[HIn][In ] minimal 100x

[H+] harus berubah minimal 100 x. pH= (-log[conc]) harus berubah oleh faktor 2 Jika HIn dalam larutan asam berada sebagai Hin,

maka warna yang terlihat = warna asam, (ratio =10) Jika HIn dalam larutan basa berada sebagai In; warna

yang terlihat =warna basa, (ratio = 0.1)

Mencari Trayek pH Indikator untuk Titrasi Asam Basa

Untuk memilih indicator yang akan dipakai pada titrasi asam basa maka harus memperhatikan trayek pH indicator tersebut.

Misalkan kita memiliki indicator asam lemah HIn

HIn H+ + In-

Merah kuning

Perubahan warna HIn terjadi pada kisaran pH tertentu Perubahan ini tampak bergantung pada kejelihan

penglihatan orang yang melakukan titrasi. warna indikator yang teramati akibat terbentuknya

transisi kedua warna (misal HIn berubah dari warna merah ke kuning maka kemungkinan warna transisinya adalah oranye),

maka umumnya hanya satu warna yang akan teramati jika perbandingan kedua konsentrasi adalah 10:1 jadi hanya warna dengan konsentrasi yang paling tinggi yang akan terlihat.

Sebagai contoh jika hanya warna kuning yang terlihat maka

konsentrasi [In-]/[HIn] = 10/1 – pH = pKa + log 10/1 = pKa + 1

dan jika hanya warna merah yang terlihat maka konsentrasi [In]/HIn] = 1/10 sehingga:– pH = pKa + log 1/10 = pKa – 1

Jadi pH indicator akan berubah dari kisaran warna yang satu dengan yang lain adalah berkisar antara– pKa-1 - pKa + 1,

pada titik tengah daerah transisi perubahan warna indicator terjadi pada :– konsentrasi [In-] = [HIn] karena– pH = pKa.

1. Titrasi Asam Kuat VS Basa Kuat

Titran yang dipakai dalam titrasi asam basa selalu asam kuat atau basa kuat.

Titik akhir titrasi mudah diketahui dengan membuat kurva titrasi plot antara pH larutan sebagai fungsi dari volume titran yang ditambahkan.

Trayek pH Indikator Asam Basa dan Transisi Perubahan Warnanya

1. Titrasi asam kuat dengan basa kuat

contoh titrasi asam kuat dan basa kuat adalah titrasi HCl dengan NaOH.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:– HCl   +  NaOH   →   NaCl  + H2O

– H+     +   OH-   →  H2O

hasil akhir titrasi pada titik ekuivalen pH larutan adalah netral (pH = 7).

Kurva titrasi antara 50 mL HCl 0,1 M dengan 50 mL NaOH 0,1 M dapat ditunjukkan dengan gambar berikut ini:

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 10-3 M  hanya dengan penambahan 5 mL NaOH saja.

Indikator yang digunakan

Ada 2 yakni: – metil orange (MO) dan – fenolthalein (PP).

Untuk titrasi HCl dan NaOH diatas maka digunakan indikator pp

karena trayek pH indicator pp adalah 8,3 – 10

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.

Pemilihan indikator titrasi

Untuk pH indicator dari asam lemah dipilih yang nilai pKa-nya mendekati nilai pH pada titik ekuivalen atau

untuk pH indicator dari basa lemah nilai pKb-nya yang mendekati nilai pH ekuivalen.

Contoh :– indicator pp yang dipakai untuk titrasi asam kuat dan basa

kuat atau asam lemah dan basa kuat, – indikato metil merah yang dipakai untuk titrasi basa lemah

dan asam kuat.

Contoh indikator Phenolphthalein

Reaksi:

P2- + 2H+ H2P pKa ≈ 8

pink tidak berwarna Kesalahan titrasi terjadi karena titik akhir

titrasi terjadi pada ≈pH8 Sedangkan pH titik ekivalen adalah pH 7.

2. Titrasi Basa Lemah Vs Asam Kuat

Titrasi Basa Lemah Vs 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:

2.Titrasi Basa Lemah Vs AsamBasa Kuat

NH4OH  +  HCl  →  NH4Cl  + H2O Kurva 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

akan terbentuk sistem buffer karena 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] = [NH4OH] akibatnya pH akan sama dengan pKb (ingat

persamaan Henderson-Hasselbalch) Kb NH4OH adalah 10-5.

pH = pKb = 5

Pada saat titik ekuivalen dicapai

dalam larutan sekarang hanya terdapat NH4Cl

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

Indikator yang digunakan

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 - 6,2

atau – metil orange (MO) yang trayek pHnya 3,1 – 4,4.

3.Titrasi Asam Lemah VS Basa Kuat

3.Titrasi Asam Lemah VS Basa Kuat

Asam lemah yang dicontohkan disini adalah asam asetat CH3COOH (biasanya kita singkat menjadi HOAc) dititrasi dengan basa kuat NaOH.

Reaksi yang terjadi dapat ditulis sebagai berikut:

HOAc  + NaOH   →  NaOAC   + H2O

kurva titrasi antara 0,1 M HOAc 50 mL dengan 0,1 M NaOH 50 mL dapat digambarkan sebagai berikut:

Pada saat sebelum titrasi

dalam Erlenmeyer hanya terdapat asam asetat.

HOAc adalah asam lemah sehingga dalam laruta tidak terdisosiasi sempurna,

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 0,0167/0,067pH = 4,3

Pada titik tengah titrasi

dimana setengah dari jumlah total mol baik NaOH dan HOAc telah bereaksi

maka konsentrasi OAc- = konsentrasi HOAc ( [OAC-] = [HOAc] )

sehingga pH nya akan sama dengan pKa yaitu 5.

pH = 5 + log 0,033/0,33pH = 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:

Reaksi

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.

Perhitungan pH

[OH-] = { (10exp-14/10exp-50 }exp1/2 . 0,05[OH-] = 7.07.10-6 M

pOH = -log 7.07.10-6 M = 5,15pH = 14 – 5,15 = 8,85

Jadi pH larutan pada saat titik ekuivalen adalah 8,85.

pH ini adalah berada pada trayek pH indicator pp o

leh 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 indikator 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.

4. Titrasi Asam Poliprotik