TITRASI ASIDIMETRI-ALKALIMETRI (TITRASI ASAM-BASA)

Sabtu, Juni 02, 2012 | Label: analisa kualitatif dan kuantitatif

BAB 4

TITRASI ASIDIMETRI-ALKALIMETRI

(TITRASI ASAM-BASA)

Pengertian

Titrasi asam-basa sering disebut asidimetri-alkalimetri, yaitu titrasi yang menyangkut asam dan basa. Reaksi yang dibahas mengenai reaksi dengan asam dan/atau basa, diantaranya:

1. Asam kuat-basa kuat

2. asam kuat-basa lemah

3. asam lemah-basa kuat

4. asam kuat-garam dari asam lemah

5. basa kuat-garam dari basa lemah

Ada beberapa pendapat mengenai pengertian asam dan basa, yaitu :

Asam dan basa menurut Arrhenius

Asam adalah zat yang terdissosiasi dalam air membentuk ion hidrogen (H⁺) sedangkan basa adalah zat yang terdissosiasi dalam air membentuk ion hidroksida (OH^-).

Contoh :

HCl dalam air akan membentuk ion H⁺ dan Cl^-, oleh karena itu HCl merupakan suatu asam.

HCl H⁺ + Cl^-

NaOH dalam air akan membentuk ion Na⁺ dan OH^-, oleh karena itu NaOH merupakan suatu basa.
NaOH Na⁺ + OH^-

Asam dan basa menurut Broensted dan Lowry

Asam merupakan zat yang cendrung memberikan sebuah proton (H⁺), sedangkan basa adalah zat yang cendrung menerima sebuah proton (H⁺).

Contoh : asam asetat (CH₃COOH), cendrung untuk melepaskan proton (H⁺) yang ada pada gugus karboksilatnya, dimana :

CH₃COOH ¾¾® CH₃COO^- + H⁺

Sehingga asam asetat adalah suatu asam.

Asam dan basa menurut Lewis

Asam adalah zat yang menerima sepasang elektron, atau dikenal juga dengan akseptor elektron, sedangkan basa adalah zat yang memberikan sepasang elektron, atau dikenal juga dengan donor elektron.

Contoh :

asam lewis basa lewis

KLASIFIKASI ASAM DAN BASA

Secara garis besar, asam dan basa dapat diklasifikasikan berdasarkan kemampuan ionisasinya dan berdasarkan kekuatan.

1. Berdasarkan kemampuan ionisasinya, asam dan basa dikelompokkan atas:

Asam dan basa monoprotik :

Asam dan basa yang dapat melepaskan satu ion H⁺ atau OH^- (dikenal juga dengan ionisasi primer).

Contoh :

Asam monoprotik : HCl, HNO_3,CH₃COOH, dll

Basa monoprotik : NaOH, KOH, dll

Asam dan Basa diprotik :

Asam dan basa yang dapat melepaskan dua ion H⁺ atau OH^- (dikenal juga dengan ionisasi sekunder).

Contoh :

Asam diprotik : H₂SO₄, H₂CO₃, H₂C₂O₄, dll

Basa diprotik : Ca(OH)₂, Mg(OH)₂, dll

Asam dan basa poliprotik :

Asam dan basa yang dapat melepaskan 3 atau lebih ion H⁺atau OH^- (dikenal juga dengan ionisasi tersier)

Contoh :

Asam poliprotik : H₃PO₄

2. Berdasarkan kekuatannya, asam dan basa dibedakan atas :

Asam/basa kuat :

Asam atau basa yang terdissosiasi hampir sempurna di dalam air

Asam atau basa lemah :

Asam atau basa yang terdissosiasi sebagian di dalam air.

Contoh :

HCl merupakan suatu asam kuat, sebab hampir semua molekul HCl akan terdissosiasi menjadi ion H⁺dan Cl^-.

HCl ¾¾® H⁺ + Cl^-

>90%

Sementara itu CH₃COOH merupakan suatu asam lemah, sebab hanya sebagian dari molekul CH₃COOH yang terdissosiasi menjadi ion H⁺ danCH₃COO^-.

CH₃COOH ===== CH₃COO^- + H⁺

+ 1,3%

Kekuatan relatif asam dan basa tergantung pada :

Kekuatan relatif asam/basa yang terbentuk.

Suatu asam akan terdissosiasi membentuk suatu basa konjugasi. Semakin kuat suatu asam, maka akan basa konjugasi yang terbentuk akan semakin lemah.

Demikian pula sebaliknya, semakin kuat suatu basa, makin lemah asam konjugasi yang terbentuk dan semakin lemah suatu basa, maka akan semakin kuat asam konjugasi yang terbentuk.

Contoh :

HCl ¾¾® H⁺ + Cl^-

Asam kuat basa konjugasi

(basa lemah)

CH₃COOH ===== CH₃COO^- + H⁺

Asam lemah basa konjugasi

(basa kuat)

NaOH ¾¾® Na⁺ + OH^-

Basa kuat Asam konjugasi

(asam lemah)

NH₄OH ===== NH₄⁺ + OH^-

Basa lemah asam konjugasi

(asam kuat)

Kemampuan Ionisasinya :

Asam :

Untuk asam poliprotik (dapat terionisasi beberapa kali), maka ionisasi pertama dapat berlangsung lebih mudah dibandingkan ionisasi kedua maupun ketiga, sedangkan ionisasi kedua lebih mudah dari ionisasi ketiga. Semakin mudah suatu asam terionisasi maka semakin kuat asam tersebut. Karena itu asam dengan ionisasi pertama lenih kuat dibandingkan asam dengan ionisasi kedua maupun ketiga.

Contoh :

(1) Ionisasi pertama (primer)

(2) Ionisasi kedua (sekunder)

(3) Ionisasi ketiga (tersier)

Dari ketiga asam diatas, urutan kekuatan asamnya adalah :

H₃PO₄ > H₂PO₄^- > HPO₄^-3

Untuk asam-asam yang mempunyai atom-atom non logam yang sama, maka kekuatan asamnya tergantung pada bilangan oksidasi ion non logamnya. Semakin besar bilangan oksidasi non logamnya, semakin kuat asamnya.

Contoh :

Asam H₂SO₄ dan H₂SO₃.

Bilangan oksidasi S pada H₂SO₄= +6, sedangkanbilangan oksidasi S pada H₂SO₃ = +4, maka kekuatan asamnya :

H₂SO₄ > H₂SO₃

Basa :

Kekuatan basa tergantung pada ion positifnya.

semakin besar ukuran ion positifnya, maka kekuatan basa akan semakin besar.

Semakin kecil muatan ion positinya kekuatan basanya akan semakin besar.

Contohnya :

Ion positif K⁺ lebih besar ukurannya dari ion Na⁺, akibatnya basa KOH lebih kuat dari NaOH

Ukuran ion Na⁺ lebih kecil daripada ion Mg⁺², akibatnya basa NaOH lebih kuat daripada basa Mg(OH)₂.

Tabel 1. Kekuatan relatif dari beberapa asam/basa

Contoh Asam/Basa	% Ionisasi
Asam Kuat	> 90 %
HCl	> 90 %
HBr	> 90 %
HI	> 90 %
HNO₃	> 90 %
H₂SO₄	> 60 %
Asam Lemah
H₃PO₄	27
H₂SO₃	20
HNO₂	1,5
CH₃COOH	1,3
H₂CO₃	0,2
Basa Kuat
NaOH	> 90 %
KOH	> 90 %
Ca(OH)₂	100 %
Mg(OH)₂	100 %
Basa Lemah
NH₃	1,3 (pada 18^oC)

DISSOSIASI AIR

Air mengalami ionisasi membentuk ion H₃O⁺ dan OH^-. Karena itu air dapat bertindak sebagai asam atau basa. Persamaan reaksi kesetimbangan asam-basa pada air adalah :

H₂O + H₂O ==== H₃O⁺ + OH^-

Asam 1 basa 1 asam 2 basa 2

Asam 1 dan basa 2 merupakan suatu pasangan asam-basa konjugasi, demikian juga halnya basa 1 dan asam 2. Basa 2 merupakan basa konjugasi dari asam 1 sedangkan asam 2 merupakan asam konjugasi dari basa 1.

Jadi :

Basa konjugasi adalah :

Basa yang terbentuk akibat berpindahnya proton dari suatu asam.

Asam konjugasi adalah :

Asam yang terbentuk akibat masuknya suatu proton ke dalam suatu basa.

Jadi dalam hal ini terjadi serah terima proton dari satu molekul H₂O ke molekul H₂O yang lain.

H₂O + H₂O ==== H₃O⁺ + OH^-

Dari persamaan reaksi kesetimbangan air tersebut, didapatkan bahwa konstanta kesetimbangan kimianya adalah :

Atau :

K_C [H₂O] = [H₃O⁺][OH^-]

Nilai [H₂O] dapat dianggap tetap karena berwujud cair.

Bila K_c x [H₂O] = K_w, maka persamaan diatas akan menjadi :

K_w = [H₃O⁺][OH^-]

Pada suhu 25^oC, diketahui bahwa [H₃O⁺] = 1,0 x 10^-7 M.

Sedangkan dari persamaan reaksi kesetimbangannya diketahui [H₃O⁺]=[OH^-].

Akibatnya :

K_w = [H₃O⁺][OH^-]

= (1,0 x 10^-7) x (1,0 x 10^-7)

= 1,0 x 10^-14

pK_w = - log K_w

= -log 1,0 x 10^-14

= 14

Dari nilai [H₃O⁺] dan [OH^-] ini kita dapat menentukan apakah suatu larutan bersifat asam, basa atau netral.

Larutan asam : bila [H₃O⁺]>[OH^-]

Larutan netral : bila [H₃O⁺]=[OH^-]

Larutan basa : bila [H₃O⁺]<[OH^-]

Selain itu keasaman suatu larutan bisa dinyatakan dalam skala pH,

Dimana :

pH = - log [H₃O⁺] atau

[H₃O⁺] = 10^-pH

Air adalah larutan yang bersifat netral,

dimana [H₃O⁺]=[OH^-]= 1,0 x 10^-7,

maka air mempunyai pH :

pH air = -log [H₃O⁺]

= - log 1,0 x 10^-7

= 7

Dengan demikian dengan cara yang sama akan di dapatkan bahwa :

Larutan asam : punya pH < 7

Larutan netral : punya pH = 7

Larutan basa : punya pH > 7

Indikator Asam-Basa

Indikator asam-basa digunakan untuk mengatahui apakah suatu larutan asam, basa atau netral. Indikator asam basa merupakan zat yang dapat mengalami perubahan warna dalam suatu rentang pH yang spesifik.

Tabel 2. Contoh beberapa indicator asam-basa

NAMA	TRAYEK pH	PERUBAHAN WARNA
1. Asam pikrat	0,1-0,8	Tidak berwarna-kuning
2. Hijau bromkresol	3,8-5,4	Kuning-biru
3. Biru bromtimol	6,0-7,6	Kuning-biru
4. lakmus	4,5-8,3	Merah-biru
5. Fenolftalein	8,2-10,0	Tidak berwarna-merah
6. Kuning alizarin	10,1-12,0	Tidak berwarna-jingga

pH LARUTAN ASAM KUAT DAN BASA KUAT

Asam Kuat :

pH dihitung dari konsentrasi [H₃O⁺] yang ada dalam larutan,

dimana : pH = -log [H₃O⁺] atau : pH = -log [H⁺]

[H⁺] = a. M

Dimana a = valensi asam

M = Konsentrasi asam (Molar)

Basa Kuat :

pOH dihitung dari konsentrasi [OH^-] yang ada dalam larutan,

Dimana : pOH = -log [OH^-]

[OH^-] = b. M

Dimana b = valensi basa

M = Konsentrasi basa (Molar)

Dalam kesetimbangan air telah diketahui :

K_w = [H₃O⁺][OH^-]

-log K_w = -log [H₃O⁺] + -log [OH^-]

pK_w = pH + pOH

Karena pK_w = 14, maka

pH + pOH = 14

Jadi untuk basa kuat, didapatkan bahwa :

pH = 14 + log [OH^-]

KESETIMBANGAN ASAM LEMAH DAN BASA LEMAH

Kesetimbangan Asam Lemah

Suatu asam lemah mengalami ionisasi dengan persamaan kesetimbangan reaksi :

HA + H₂O ===== H₃O⁺ + A^-

Dengan konstanta protolisa asam :

pH larutan asam lemah sangat tergantung dari nilai K_a ini, dimana dapat didefinisikan :

[H₃O⁺] = (K_a c)^½

sehingga :

pH = - ½ (log K_a + log c)

Semakin besar nilai K_a suatu asam semakin kuat keasamannya.

Kesetimbangan Basa Lemah

Suatu basa lemah mengalami ionisasi dengan persamaan kesetimbangan reaksi :

B + H₂O ===== BH⁺ + OH^-

Dengan konstanta protolisa asam :

pH larutan basa lemah sangat tergantung dari nilai K_b ini.

Dimana dapat didefinisikan :

[OH^-] = (K_b c)^½

sehingga :

pOH = -½ (log K_b + log c)

pH = 14 + ½ (log K_b + log c)

Semakin besar nilai K_b,semakin kuat sifat kebasaannya.

Hubungan K_a dan K_b

Terdapat hubungan yang erat antara nilai K_a dan K_b suatu asam/basa.

Dimana : K_a K_b = [H₃O⁺][OH^-]

= K_w = 10^-14

maka :

-log K_a- log K_b = -log [H₃O⁺]- log (OH^-]

pK_a + pK_b = pH + pOH

= pK_w = 14

LARUTAN BUFFER

Larutan buffer :

Larutan yang mampu mempertahankan pH meskipun pada larutan tersebut ditambahkan sedikit asam maupun basa.

Larutan buffer merupakan campuran dari : Suatu asam lemah dengan basa konjugasinya (garamnya) atau Suatu basa lemah dengan asam konjugasinya (garamnya)

Contoh :

1. Buffer asetat (campuran CH₃COOH dengan CH₃COONa)

CH₃COOH + H₂O ==== CH₃COO^- + H₃O⁺

2. Buffer format (campuran HCOOH dengan HCOONa)

HCOOH + H₂O ==== HCOO^- + H₃O⁺

Suatu buffer dapat mempertahankan pH dengan cara menetralisir asam atau basa yang ditambahkan pada larutan. Jika larutan buffer ditambah sedikit asam, maka asam yang ditambahkan akan bereaksi dengan basa konjugasi dari asam lemah yang terdapat dalam larutan buffer.

Contoh :

Buffer asetat + larutan HCl, maka akan berlangsung reaksi netralisasi sbb:

CH₃COONa⁺ + HCl === CH₃COOH + NaCl

basa konjugasi

dari buffer

Jika larutan buffer ditambah sedikit basa, maka basa yang ditambahkan akan bereaksi dengan asam lemah yang terdapat dalam larutan buffer.

Contoh :

CH₃COOH + NaOH ==== CH₃COONa + H₂O

asam lemah

dari buffer

pH Larutan Buffer

pH dari larutan buffer dapat ditentukan dengan rumus :

Jadi perbandingan konsentrasi dari asam lemah dan garamnya sangat menentukan pH dari larutan buffer.

Proses pengenceran tidak akan mempengaruhi pH larutan buffer, sebab dengan pengenceran, baik konsentrasi garam maupun asam akan berubah secara bersamaan, sehingga perbandingan konsentrasinya akan tetap.

Kurva Titrasi

Kurva titrasi dapat diperoleh dengan menghitung pH larutan selama titrasi berlangsung. Untuk itu dibedakan empat daerah titrasi:

1. titik awal titrasi, yakni sebelum titrasi dimulai, jadi pH yang diukur adalah pH titrat.

2. Daerah sebelum titik ekivalen, pH yang diukur adalah pH larutan campuran antara titrat dan titran

3. Daerah saat titik ekivalen, saat jumlah mol titrat tepat habis bereaksi dengan jumlah mol titran

4. Daerah setelah titik ekivalen, pH yang diukur adalah pH larutan campuran antara titrat dan titran.

Titrasi Asam kuat oleh basa kuat

Misalnya 20 ml HCL 0,1M dititrasi oleh NaOH 0,1M:

Awal Titrasi, pH larutan asam kuat [H⁺] = a. M

[H⁺] = 1. 0,1 pH=-log [H⁺] pH= -log 0,1 maka pH=1

2. sebelum titik ekivalen (volume NaOH kurang dari 20ml misal 5ml), larutan berisi garam dan sisa asam kuat, sehingga pH larutan diitung berdasarkan pH larutan sisa asam kuat.

HCl + NaOH

NaCl + H₂O

Awal : 2mmol 0,5mmol - -

Bereaksi: 0,5mmol 0,5mmol 0,5mmol 0,5mmol

Sisa: 1,5mmol - 0,5mmol 0,5mmol

pH=-log [H⁺] pH=-log [HCl] pH=-log[1,5mmol/Vol larutan]

pH=-log1,5/25 pH=-log0,06 pH=1,2218

3. saat titik ekivalen, pH larutan sama dengan 7

4. setelah titik ekivalen (volume NaOH lebih dari 20ml misal 22ml), larutan berisi garam dan sisa basa kuat, jadi pH dihitung berdasarkan pH larutan sisa basa kuat.

HCl + NaOH NaCl + H₂O

Awal : 2mmol 2,2mmol - -

Bereaksi: 2mmol 2mmol 2mmol 2mmol

Sisa: - 0,2mmol 2mmol 2mmol

pOH=-log [OH-] pOH=-log [NaOH]

pOH=-log [0,2mmol/Vol larutan]

pOH=-log0,2/42 pOH=-log4,7619x10^-3 pOH=2,322

pH= 14-pOH pH= 14 – 2,322 pH=11,678

Titrasi Asam lemah oleh basa kuat

Misalnya 20 ml CH₃COOH 0,1M Ka=1x10^-5 dititrasi oleh NaOH 0,1M:

Awal Titrasi, pH larutan asam lemah [H⁺] = √ Ka. M

[H⁺] =√1x10^-5. 0,1 pH=-log [H⁺] pH= -log√1x10^-5. 0,1

maka pH=-log 10^-3 pH=3

2. sebelum titik ekivalen (volume NaOH kurang dari 20ml misal 5ml), larutan berisi garam dan sisa asam kuat, sehingga pH larutan dihitung berdasarkan pH larutan sisa asam kuat.

CH₃COOH + NaOH

CH₃COONa + H₂O

Awal : 2mmol 0,5mmol - -

Bereaksi: 0,5mmol 0,5mmol 0,5mmol 0,5mmol

Sisa: 1,5mmol - 0,5mmol 0,5mmol

pH dihitung berdasarkan larutan buffer asam, yaitu

pH=-log ka x –log (1,5/25)/(0,5/25) pH=-log3 x 10 ^-5

pH=4,523

3. saat titik ekivalen, pH larutan dihitung berdasar hidrolisis

4. setelah titik ekivalen (volume NaOH lebih dari 20ml misal 22ml), larutan berisi garam dan sisa basa kuat, jadi pH dihitung berdasarkan pH larutan sisa basa kuat.

HCl + NaOH NaCl + H₂O

Awal : 2mmol 2,2mmol - -

Bereaksi: 2mmol 2mmol 2mmol 2mmol

Sisa: - 0,2mmol 2mmol 2mmol

pOH=-log [OH-] pOH=-log [NaOH]

pOH=-log [0,2mmol/Vol larutan]

pOH=-log0,2/42 pOH=-log4,7619x10^-3 pOH=2,322

pH= 14-pOH pH= 14 – 2,322 pH=11,678

Latihan Soal

1. Jika dilakukan titrasi asam lemah oleh basa kuat, ada beberapa indikator yang disiapkan, yaitu jingga metil, biru bromtimol dan fenolftalein. Indikator mana yang paling tepat digunakan, sertakan alasannya.

2. Larutan HCl 0,0900M sebanyak 40,00ml diencerkan menjadi 100ml dengan air dan dititrasi dengan NaOH 0,1000M. Hitunglah pH setelah penambahan titran (dalam mililiter) sebagai berikut:

a. 00,00ml b. 10,00ml c.18,00ml d. 30,00ml

e. 35,95ml f. 36,00ml g. 36,05ml h. 40,00ml

Buatlah kurva titrasinya!