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