Kimia XI IPA - TITRASI ASAM BASA

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⁺

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+

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

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

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.

Video Praktikum Titrasi Asam Basa

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⁺.

[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.