PERCOBAAN POTENSIOMETRI (PENGUKURAN pH)

I. Tujuan

1. Membuat kurva hubungan pH - volume pentiter

2. Menentukan titik akhir titrasi

3. Menghitung kadar zat

II. Prinsip

Prinsip potensiometri didasarkan pada pengukuran potensial listrik antara

elektroda indikator dan elektroda yang dicelupkan pada larutan. Untuk mengukur

potensial pada elektroda indikator harus digunakan elektroda standar yaitu berfungsi

sebagai pembanding yang mempunyai harga potensial tetap selama pengukuran

(Gandjar, 2007). Elektroda indikator ini sebagai elektroda pengukur dan elektroda

yang dicelupkan merupakan elektroda pembanding. Elektroda indikator merupakan

elektroda yang potensialnya bergantung pada konsentrasi ion yang akan ditetapkan

dan proses pemilihannya berdasarkan jenis senyawa yang hendak ditentukan.

Sedangkan elektroda pembanding adalah elektroda yang potensialnya diketahui dan

selama pengukuran energi potensialnya tetap konstan. Elektroda pembanding yang

banyak digunakan adalah elektroda kalomel karena potensial yang dihasilkan tetap

konstan. Antara elektroda pengukur atau elektroda indikator dengan elektroda

pembanding terdapat jembatan arus atau garam dengan larutan elektrolit yang di

dalamnya terdapat transport ion arus. Elektroda membran gelas, sensitif terhadap

perubahan jumlah ion hidrogen (H+). Untuk titrasi asam basa, setiap perubahan ion

tersebut diamati. Melalui kurva hubungan antara volume pentiter dan pH dapat

ditentukan titik akhir titrasinya. Pada titik akhir titrasi terjadi lonjakan perubahan pH

secara drastis dengan perubahan volume yang kecil (Roth dan Blaschke, 1994).

Skema susunan pengukuran untuk titrasi potensiometri ditunjukkan oleh gambar

berikut (Roth dan Blaschke, 1994) :

Gambar 1. Alat Pengukur pH dalam Potensiometri

Potensiometri merupakan aplikasi langsung dari persamaan Nernst yang

dilakukan dengan cara pengukuran dua elektroda tidak terpolarisasi pada kondisi arus

nol, yang mana persamaan ini menyatakan adanya hubungan antara potensial relatif

suatu elektroda dengan konsentrasi spesies ioniknya yang sesuai dalam larutan

(Khopkar, 2003). Apabila E=E0 maka dinamakan potensial standar suatu logam.

Biasanya yang digunakan sebagai potensial elektroda standar adalah elektroda

hidrogen baku atau elektroda kalomel baku. Potensial elektroda standar merupakan

ukuran kuantitatif dari kemudahan unsur untuk melepas elektron, jadi merupakan

ukuran kekuatan unsur itu sebagai reduktor. Makin negatif potensialnya, maka makin

kuat sebagai reduktor (Gandjar, 2007). Adapun persamaan Nernst dibuat dalam

persamaan sebagai berikut :

Keterangan :

E = potensial (V), diperoleh dari elektroda hidrogen normal

E0 = potensial normal

Z = jumlah elektron yang terlibat dalam proses redoks

aOx = aktivita bentuk teroksidasi

aRed = aktivita bentuk tereduksi

(Roth dan Blaschke, 1994)

Selain itu, potensiometri merupakan suatu metode elektroanalitik yang

menggunakan peralatan listrik untuk mengukur potensial elektroda indikator.

Besarnya potensial elektroda indikator ini tergantung pada konsentrasi ion-ion

tertentu dalam larutan. Harga potensial yang diperoleh dapat diubah sedemikian rupa

sehingga dapat disajikan dalam nilai pH, pM atau pE. Kurva titrasi yang diperoleh

dalam percobaan seringkali serupa dengan kurva teoritis. Pengukuran pH secara

elektrik mungkin merupakan pengukuran fisika yang paling sering digunakan di

laboratorium kimia. Pengukuran ini mungkin disebabkan oleh nilai-nilai emf tertentu

berbagai macam sel kimia yang menggunakan konsentrasi larutan ion hidrogen dalam

sel. Hal ini berarti bahwa jika variabel-variabel lain dalam sel dikendalikan, maka

nilai emf sel dapat dihubungkan dengan pengukuran pH secara potensiometri

(Gandjar, 2007). Data percobaan titrasi potensiometri yang disajikan dalam bentuk

grafik dapat menunjukkan titik ekivalen titrasi. Penyajian langsung data percobaan

sebagai grafik pH melawan ml titran yang ditambahkan dapat dipakai untuk

penentuan titik akhir titrasi secara teliti, sehingga tidak perlu menggunakan indikator.

Sementara itu, umumnya kurva titrasi tidak mempunyai daerah ekivalen yang

terpisah dengan tajam. Sehingga, timbul kesulitan dalam penentuan titik akhir titrasi

dengan tepat. Titrasi asam basa atau titrasi netralisasi diikuti dengan elektroda

indikator yaitu elektroda gelas, tetapan ionisasi harus kurang dari 10 -8 (Khopkar,

2003). Titik ekivalen dari titrasi asam basa dapat ditentukan dari reaksi yang terjadi

dari jumlah asam atau basa penitrasi sehingga dapat dihitung jumlah asam atau basa

yang dititrasi. Pada titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer atau

titran. Titran dimasukkan ke dalam buret dan selama titrasi berlangsung, titran

ditambahkan sedikit demi sedikit melalui kran ke dalam erlenmeyer yang telah

mengandung larutan pereaksi lain atau sampel sampai seluruh reaksi selesai yang

ditandai dengan perubahan warna indikator. Perubahan warna ini menandai telah

tercapainya titik akhir titrasi (Brady, 1999).

Pada tahun 1909, sebelum konsep aktivitas dikembangkan, seorang ahli biokimia

pH dalam pengertian konsentrasi molar H+ (Gandjar, 2007):

pH = - log [ H+]

Ini memberikan cara yang tepat untuk mengungkapkan nilai [ H+] untuk

berbagai orde besarnya dan dari persamaan Nerst, secara eksplisit linear dalam

tegangan dari sel yang digunakan untuk mengukur H+. Di tahun 1924, menyadari

bahwa potensial elektroda mencerminkan aktivitas selain konsentrasi (Gandjar,

2007).

pH = - loga a H+ = - log [H+]fH+

Dimana fH+ adalah koefisien aktivitas. Definisi ini mewakili sudut pandang

larutan elektrolit yang lebih canggih, tetapi pada waktu yang sama menarik perhatian

ke masalah pokok yang secara prinsip tidak dapat dipecahkan: dalam istilah

termodinamika aktivitas spesies ion tunggal tidak penting secara operasional dalam

hal percobaan-percobaan yang dapat dilakukan. pH suatu larutan yang berdasarkan

pada definisi kedua Sorensen adalah sebanding dengan kerja yang diperlukan untuk

memindahkan H+ sebaliknya dari larutan tersebut ke larutan dimana a H+ adalah satu.

Sebenarnya tak ada cara lain untuk memindahkan kation tanpa memindahkan anion,

dan akan ada cara termodinamika yang berlaku untuk memecahkan seluruh kerja

yang diukur menjadi kontribusi ion secara individu (Gandjar, 2007).

Potensiometri memiliki beberapa keuntungan yaitu cara potensiometri ini

sangat berguna ketika tidak ada indikator yang sesuai untuk menentukan titik akhir

titrasi, misalkan ketika sampel yang akan dititrasi keruh atau berwarna dan ketika

daerah titik ekivalen sangat pendek sehingga tidak ada indikator yang cocok.

Biayanya yang relatif murah dan sederhana. Voltmeter dan elektroda jauh lebih

murah daripada instrumen saintifik yang paling modern. Selain itu, pada saat

potensial sel dibaca pada metode potensiometri, tidak terdapat arus yang mengalir

dalam larutan dimana arus residual tatanan sel dan efek polarisasi dapat diabaikan.

Manfaat potensiometri secara umum yaitu untuk menetapkan tetapan kesetimbangan.

Potensial-potensial yang stabil sering diperoleh dengan cukup cepat dan tegangan

yang mudah dicatat sebagai fungsi waktu, sehingga potensiometri kadang juga

bermanfaat untuk pemantauan yang kontinyu dan tidak diawasi. Sedangkan manfaat

metode potensiometri ini dalam analisis di bidang farmasi yaitu potensiometri

digunakan untuk penentuan titik akhir titrasi pada titrasi asam basa, titrasi redoks,

titrasi pengendapan dan titrasi pembentukan kompleks (Khopkar, 2003).

III. Pelaksanaan Percobaan

3.1 Alat dan Bahan

Alat

Labu takar 25 ml, 50 ml, 100 ml, 500 ml.

Pipet volume 1 ml, 5 ml dan 10 ml

Pipet ukur 1 ml, 5 ml dan 10 ml

Pipet tetes

Labu erlenmeyer 100 ml

pH meter

Buret 10 ml dan 25 ml

Statif

Ball filler

Tissue

Lap

Bahan

Larutan NaOH 0,1 N

Larutan HCl 0,1 N

Aquades

3.2 Pengukuran

Titrasi Asam Basa (Widjaja dkk., 2009)

Sebanyak 10 ml larutan asam diambil dengan pipet volume 10 ml.

Kemudian larutan asam yang telah dipipet dimasukkan ke dalam labu

erlenmeyer 25 ml. Pelaksanaan titrasi dimulai dengan jumlah pentiter

yang ditambahkan sesuai dengan yang ada pada tabel. Lalu, pH meter

dicelupkan pada larutan setiap kali penambahan larutan pentiter dan

dibaca angka yang ditampilkan.

V. Data Pengamatan

Volume Pentiter

(ml)

pH Volume Pentiter

(ml)

pH

2,0 1,6 0,1 2,9

2,0 1,6 0,1 3,3

1,0 1,8 0,1 3,7

1,0 1,8 0,1 4,0

1,0 2,0 0,1 4,5

1,0 2,1 0,1 5,0

0,5 2,2 0,1 7,0

0,2 2,3 0,2 7,1

0,2 2,4 0,2 7,1

0,1 2,4 0,5 7,2

0,1 2,4 1,0 7,3

0,1 2,4 1,0 7,3

0,1 2,4 1,0 7,5

VI. Perhitungan

Menghitung Turunan pH

Diketahui : N NaOH : 0,1 N

Menentukan turunan kedua dari pH :

- turunan pertama:

- turunan kedua :

Dengan cara yang sama diperoleh data sebagai berikut:

Volume titran (ml) pH ∆pH / ∆V∆2pH / ∆ V2

2 1,60

4 1,6 0,10,2

5 1,8 -0,20

6 1,8 0,20,2

7 2,0 0,10,1

8 2,1 0,10,2

8,5 2,2 0,60,5

8,7 2,3 00,5

8,9 2,4 00

9 2,4 00

9,1 2,4 00

9,2 2,4 00

9,3 2,4 50

59,4 2,9 -10

49,5 3,3 0

49,6 3,7 -10

39,7 4,0 20

59,8 4,5 0

59,9 5,0 150

2010 7,0 -195

0,510,2 7,1 0

010,4 7,1 1

0,210,9 7,2 1,6

111,9 7,3 0

012,9 7,3 0,2

0,213,9 7,5

Menghitung Kadar Sampel HCl

Diketahui: Volume NaOH = 13,9 ml

Molaritas NaOH = 0,1 M

Volume HCl = 10 ml

Ditanya : Volume ekivalen = ............?

Jawab :

Volume ekivalen =

=

= 9,9 + 0,043

= 9,943 ml

Hal ini berarti bahwa volume NaOH yang diperlukan untuk menetralkan larutan

sampel (HCl) tersebut adalah 9,943 ml.

Reaksi yang terjadi :

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Diketahui : Volume NaOH = 9,943 ml

Molaritas NaOH = 0,1 M

Volume HCl = 10 ml

BM HCl = 36,5 mg/mmol

Ditanya :

a. mmol NaOH =......?

b. Mol HCl = .….?

c. Kadar HCl atau sampel =…..?

Jawab :

a. mmol NaOH = Molaritas NaOH x volume NaOH

= 0,1 M × 9,943 ml

=0,994 mmol

mmol HCl =

=

b. Molaritas HCl =

= M

Diketahui bahwa : 1 ekivalen HCl =1 mol

Normalitas HCl = Molaritas HCl x ekivalen HCl

= 0,099 × 1

= 0,099 N

Massa HCl (mg) = mol HCl x BM HCl

= 0,099 mmol × 36,5 mg/mmol

= 3,614 mg

c. Kadar HCl (mg/ml) =

=

= 0,3614

Jadi kadar HCl (sampel) adalah sebesar 0,099 N atau 0,3614

VII. Pembahasan

Pada praktikum potensiometri (pengukuran pH) kali ini bertujuan untuk

menetapkan titik akhir titrasi dan menentukan kadar sampel yang digunakan. Dimana

sampel yang digunakan adalah larutan HCl 0,1 N. Alat yang digunakan dalam

mengukur pH pada percobaan ini adalah pH meter biasa yang dalam proses

pengukurannya tidak menggunakan elektroda indikator dan elektroda pembanding

serta tidak terdapat jembatan antara kedua elktroda tersebut yanbg berupa larutan

elektolit tempat terjadinya transport arus. Prinsip yang digunakan yaitu titrasi

potensiometri secara asam basa yaitu larutan NaOH 0,1 N berfungsi sebagai titran

yang dimasukkan ke dalam buret dengan volume keseluruhan adalah 25 ml dan

larutan HCl dengan konsentrasi kurang lebih 0,1 N sebagai larutan sampel yang

nantinya akan ditentukan kadarnya. Volume larutan HCl yang dimasukkan adalah 10

ml dan kemudian ditambahkan aquades sebanyak 40 ml. Tujuan penambahan

aquades ini adalah agar pH meter yang digunakan dapat tercelup ke dalam larutan

sehingga memaksimalkan kerja dari pH meter tersebut. Kemudian, larutan pentiter

yaitu NaOH 0,1 N ditambahkan sedikit demi sedikit melalui kran ke dalam

erlenmeyer yang telah mengandung larutan sampel yaitu HCl sampai titik akhir

titrasi. Adapun reaksi yang terjadi :

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Dalam prinsip titrasi potensiometri secara asam basa penentuan titik akhir

titrasi dilakukan dengan cara melihat lonjakan perubahan pH yang terjadi secara

drastis dengan perubahan volume pentiter yang kecil. Apabila terjadi lonjakan

perubahan pH yang drastis namun perubahan volume pentiternya juga besar, maka

tidak dapat dikatakan sebagai titik akhir titrasi. Potensiometri dengan titrasi asam

basa digunakan agar titik ekivalen dan titik akhir titrasi dapat ditentukan dengan

tepat.Sedangkan, titrasi asam basa pada umumnya menggunakan suatu indikator

dimana titik akhir titrasinya ditandai dengan perubahan warna dari indikator yang

digunakan sehingga titik akhir titrasi yang diperoleh dapat bervariasi. Penyajian

langsung data percobaan sebagai grafik pH melawan ml titran yang ditambahkan

dapat juga digunakan untuk penentuan titik akhir titrasi secara teliti. Adapun grafik

pH melawan ml titran yang ditambahkan sebagai berikut :

Kurva 1. Hubungan antara volume pentiter dengan pH

Dari kurva di atas, dapat diketahui bahwa lonjakan pH terjadi pada saat

penambahan 0,1 ml larutan pentiter NaOH dari volume 9,9 ml menjadi 10 ml.

Dimana pH berubah dari 5 (pH asam) menjadi 7 (pH netral). Dan berdasarkan hasil

perhitungan yang diperoleh titik ekivalen tercapai pada larutan pentiter NaOH yaitu

pada volume 9,943 ml, dimana dalam hal ini 1 mol NaOH akan tepat bereaksi dengan

1 mol HCl. Dari hasil pengamatan, terdapat beberapa seri volume NaOH dimana nilai

pHnya tidak berubah, hal ini mungkin karena penambahan volume pentiter yang kecil

tidak mempengaruhi kenaikan dari pH larutan dan alat yang digunakan pun bukan

rangkaian alat pH meter yang terdapat 2 elektroda yaitu elektroda indikator dan

elektroda pembanding dimana antara elektroda pengukur atau elektroda indikator

dengan elektroda pembanding terdapat jembatan arus atau garam dengan larutan

elektrolit yang di dalamnya terdapat transport ion arus. Namun, alat yang digunakan

itu pH meter yang biasa tanpa 2 elektroda tersebut. Sebelum menggunakan pH meter,

alat harus dikalibrasi dahulu yaitu pada alat harus menunjukkan pH 7 atau netral baru

dicelupkan pada larutan sampel. Lalu dari hasil perhitungan diperoleh kadar HCl

sampel sebesar 0,3614 mg/ml dimana kadar HCl ini diperoleh dengan cara

mengalikan antara mol dari HCl dengan berat molekul dari HCl.

VIII. Kesimpulan

Dari praktikum potensiometri (pengukuran pH) kali ini diperoleh beberapa

kesimpulan sebagai berikut :

1. Melalui kurva hubungan antara volume pentiter vs pH dapat ditentukan

titik akhir titrasi yang ditandai dengan lonjakan pH yang drastis dengan

penambahan volume pentiter yang kecil.

2. Titik akhir titrasi larutan sampel asam klorida yaitu antara volume 9,9 ml

sampai 10 ml dan perubahan pH yang terjadi yaitu pH 5 menjadi pH 7 dan

titik ekivalen tercapai pada larutan pentiter NaOH yaitu pada volume

9,943 ml.

3. Kadar sampel HCl yang digunakan dalam percobaan sebesar 0,099 N atau

0,3614 mg/ml

DAFTAR PUSTAKA

Brady, J. G., 2002. Kimia Universitas, Asas dan Struktur. Jakarta : Bina Rupa Aksara.

Gandjar, I.G., dan A. Rohman. 2007. Kimia Farmasi Analisis. Yogyakarta: Pustaka Pelajar.

Khopkar, S. M. 2003. Konsep Dasar Kimia Analitik. Jakarta: Universitas Indonesia Press.

Roth, H. J. Dan G. Blaschke. 1994. Analisis Farmasi. Yogyakarta: Universitas Gajah