KIMIA ANALISIS FARMASI

(KUALITATIF DAN KUANTITATIF)

TITRASI ASAM BASA

OLEH:

NAMA : NISHFAH HASIK

NIM : 70100112001

KELAS : FARMASI A

FAKULTAS ILMU KESEHATAN

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI ALAUDDIN

MAKASSAR

SAMATA – GOWA

2013/2014

KATA PENGANTAR

Assalamu Alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh.

Alhamdulillah, puji dan puja saya haturkan kehadirat Allah SWT. Atas

Rahmat dan Anugerah serta Hidayah-Nya sehingga penyusunan makalah ini dapat

terselesaikan dengan baik. Salawat dan salam senantiasa tercurah kepada

junjungan kita Nabi Muhammad saw. Sebagai Uswatun Hasanah bagi manusia.

Saya menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari kesempurnaan,

meskipun kami telah mendayagunakan kemampuan semaksimal mungkin untuk

menjadikan makalah ini berbobot ilmiah sekalipun dalam kategori sederhana.

Keterbatasan potensi ilmu dan waktu yang kami miliki menyebabkan adanya

kekurangan dan kesalahan yang tidak disadari baik menyangkut materi

penyusunan maupun pembahasannya. Oleh karena itu, dengan penuh kerendahan

hati kami mengharapkan saran dan kritikan yang sifatnya membangun dari

berbagai pihak demi kesempurnaan makalah ini.

Akhirnya, saya ingin mengucapkan terima kasih kepada orang tua saya,

dosen mata kuliyah, dan pihak-pihak yang membantu dalam penyusunan makalah

ini. Semoga makalah ini dapat berguna bagi semua pihak yang membacanya dan

terutama bagi saya yang menyusunnya dan dunia pendidikan pada umumnya.

Wassalamu Alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh.

Makassar, 6 April 2013

Penyusun

DAFTAR ISI

Halaman Judul

Kata Pengantar

Daftar Isi

BAB I PENDAHULUAN

BAB II PEMBAHASAN

A. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat

B. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat

C. Titrasi Asam Lemah Poliprotik

D. Indikator Asam-Basa

E. Kurva Asam-Basa

BAB III PENUTUP

A. Kesimpulan

DAFTAR PUSTAKA

BAB I

PENDAHULUAN

Titrasi merupakan salah satu cara untuk menentukan konsentrasi suatu

larutan suatu zat dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan zat lain yang

diketahui konsentrasinya. Prinsip dasar titrasi asam basa didasarkan pada reaksi

netralisasi asam basa.

Titik eqivalen pada titrasi asam basa adalah pada saat dimana sejumlah

asam dapat dinetralakan oleh sejumlah basa. Selama titrasi berlangsung terjadi

perubahan pH. pH pada titik eqivalen ditentukan oleh sejumlah garam yang

dinetralisasi asam basa. Indikator yang digunakan pada titrasi asam basa adalah

yang memilki rentang pH dimana titik eqivalen berada. Pada umumnya titik

eqivalen tersebut sulit untuk diamati, yang mudah diamati adalah titik akhir yang

dapat terjadi sebelum atau setelah titik eqivalen tercapai. Titrasi harus dihentikan

pada saat titik akhir titrasi dicapai, yang ditandai dengan perubahan warna

indiator. Titik akhir titrasi tidak selalu berimpit dengan titik eqivalen. Dengan

pemisahan indikator yang tepat, kita dapat memperkecil kesalahan titrasi.

Pada titrasi asam kuat dan basa kuat, asam kuat dan basa kuat kan terurai

dengan sempurna. Oleh karena itu ion hidrogen dan ion hidroksida selama titrasi

dapat dihitung dari jumlah asam atau basa yang ditambahkan. Pada titik eqivalen

dari titrasi asam kuat da basa kuat, pH larutan pada temperature 200C sama

dengan pH air, yaitu sama dengan 7.

BAB II

PEMBAHASAN

Titrasi merupakan salah satu cara untuk menentukan konsentrasi suatu

larutan suatu zat dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan zat lain yang

diketahui konsentrasinya. Prinsip dasar titrasi asam basa adalah reaksi penetralan

antara asam dengan basa atau sebaliknya, maka untuk dapat melakukan titrasi ini,

kita terlebih dahulu harus memahami konsep teori asam basa, macam-macam

reaksi penetralan, dan indikator yang dapat dipakai pada titrasi ini:

Konsep Teori Asam Basa

a. Menurut Arrhenius (Akhir Abad ke-19)

Asam adalah suatu senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan melepaskan

H+ sebagai satu-satunya ion positif. Contoh : HCl, HNO3, CH3COOH, dll.

Basa adalah suatu senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan melepaskan

OH+ sebagai satu-satunya ion negatif. Contoh : NaOH, NH4OH, dll.

b. Menurut Bronsted dan Lowrey

Asam adalah suatu senyawa yang dapat memberikan proton, disebut sebagai

proton donor.

Basa adalah suatu senyawa yang dapat menerima proton, disebut sebagai

aseptor proton.

c. Menurut G.N. Lewis

Asam adalah suatu senyawa yang dapat menerima sepasang elektron bebas,

disebut sebagai akseptor pasangan elektron bebas.

Basa adalah suatu senyawa yang dapat memberi sepasang elektron bebas,

disebut sebagai donor pasangan elektron bebas.

A. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat

pH pada titik ekuivalen, dimana ekuivalen basa = ekuivalen asam adalah

7. Karena tidak ada indikator yang tepat pada pH 7 maka alternatif yang dipilih

ada 2, yaitu:

1. Jika asam dititrasi dengan basa, maka indikator yang dipakai adalah PP,

karena kelebihan satu tetes basa, akan terjadi loncatan pH ke arah basa.

2. Jika basa dititrasi dengan asam, maka indikator yang dipakai adalah metal

merah, karena kelebihan satu tetes asam, akan terjadi loncatan pH kearah

asam.

Perubahan pH terjadi pada penetralan asam kuat oleh basa kuat.

Misalnya, 50 mL asam kuat (HCl 0,1 M) dititrasi oleh basa kuat (NaOH 0,1 M)

dengan menggunakan indikator fenolftalein.

Mula mula jumlah mol HCl = 50 x 0,1 = 5 mmol

Pada saat ditambahkan 10 mL NaOH, jumlah mol NaOH = 10 x 0,1 = 1 mmol

HCl(aq) + NaOH(aq) --

--

>

NaCl(aq) + H2O(l)

Mula 5 1 - -

Reaksi 1 1 - -

Terbentuk - - 1 1

Sisa 4 - 1 1

Maka, setelah bereaksi dengan NaOH 0,1 M sebanyak 10 mL,

konsentrasi [H+] adalah :

[H+] = Jumlah sisa mol asam/volume total

Maka, setelah bereaksi dengan NaOH 0,1 M sebanyak 10 mL,

konsentrasi [H+] adalah : 4/60

= 0,0667

= 6,7 x 10-2

pH = 2 – log 6,7

= 1,17

Jadi, ketika penambahan NaOH 0,1 M sebanyak 10 mL, pH larutan

adalah 1,17.

Penghitungan pH selanjutnya juga dilakukan seperti diatas untuk

volume NaOH yang lebih banyak. Harga pH larutan saat sebelum ditambahkan

NaOH hingga penambahan NaOH sebanyak 10 mL dapat dilihat pada tabel

berikut :

Tabel pH Titrasi HCl oleh NaOH

Volume NaOH 0,1 M (mL) [H+] pH

0 0,1 1,00

10 0,0667 1,17

20 0,0428 1,37

30 0,025 1,60

40 0,011 1,95

50 Habis bereaksi 7,00

Volume NaOH 0,1 M (mL) [OH-] pOH pH

60 0,0090909 2,04 11,96

70 0,1667 1,78 12,22

80 0,02307 1,64 12,36

90 0,02857 1,54 12,46

100 0,03333 1,48 12,52

Berdasarkan data pada tabel tersebut, diperoleh kurva plot pH larutan

(sumbu y) sebagai fungsi dari volume larutan penitrasi (sumbu x). Mula –

mula, dalam labu erlenmeyer hanya terdapat 50 mL HCl 0,1 M dan beberapa

tetes indikator fenolftalein (trayek perubahan warna pH = 8,0 – 9,6).

Konsentrasi HCl adalah 0,1 M, berarti pH = 1. Pada keadaan ini, fenolftalein

tidak berwarna. Berdasarkan data pada tabel tersebut, setelah ditambahkan 10

mL larutan NaOH 0,1 M, masih terdapat HCl dengan konsentrasi 0,067 M

sehingga pH larutan adalah 1,17.

Titik ekuivalen akan tercapai setelah penambahan 50 mL NaOH 0,1 M.

Pada kondisi tersebut, pH larutan netral (pH=7) dan seluruh HCl telah habis

bereaksi, larutan fenolftalein masih tidak berwarna. Kemudian, penambahan

NaOH menjadi 60 mL menyebabkan nilai pH larutan meningkat mencapai

11,96 sehingga indikator fenolftalein berubah menjadi merah muda (trayek

perubahan warna pH = 8,0 – 9,6) dan titik akhir titrasi tercapai. Pada titrasi ini,

titik ekuivalen berbeda dengan titik akhir titrasi.

B. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat

Titik ekuivalen berada di daerah basa, maka indikator yang dapat

digunakan adalah fenoftalein, timol biru dan timolftalein.

Penetralan asam lemah oleh basa kuat agak berbeda dengan penetralan asam

kuat oleh basa kuat.

Contohnya, 25 mL CH3COOH 0,1 M dititrasi oleh NaOH 0,1 M. Mula-mula

sebagian besar asam lemah dalam larutan berbentuk molekul tak mengion

CH3COOH, bukan H+ dan CH3COO

+.

Dengan basa kuat, proton dialihkan langsung dari molekul CH3COOH yang

tak mengion ke OH-

Untuk penetralan CH3COOH oleh NaOH, persamaan ion bersihnya sebagai

berikut (James E. Brady, 1990).

CH3COOH(aq) + OH-(aq) ⎯⎯→ H2O(l) + CH3COO

-(aq)

Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat dapat ditunjukkan pada gambar.

1. Asam lemah mempunyai pH yang rendah pada awalnya.

2. pH naik lebih cepat pada awalnya, tetapi kurang cepat saat mendekati titik

ekuivalen.

3. pH titik ekuivalen tidak tepat 7.

pH yang dihasilkan oleh titrasi asam lemah dan asam kuat lebih dari 7.

Pada titrasi asam lemah dan basa kuat, pH akan berubah agak cepat pada

awalnya, naik sedikit demi sedikit sampai mendekati titik ekuivalen. Kenaikan

sedikit demi sedikit ini adalah karena larutan buffer (penyangga) yang

dihasilkan oleh penambahan basa kuat. Sifat penyangga ini mempertahankan

pH sampai basa yang ditambahkan berlebihan. Dan kemudian pH naik lebih

cepat saat titik ekuivalen.

C. Titrasi Asam Lemah Poliprotik

Asam lemah monoprotik (HA) di dalam larutan selalu berada dalam

kesetimbangan dengan ion-ionnya (H3O+ dan A

-)

HA + H2O H3O+ + A

-

Dengan tetapan disosiasi (Ka)

atau jika dinyatakan dalam –log Ka = pKa

pKa = pH + log

Nilai Ka atau pKa sangat karakteristik untuk asam-asam lemah

sehingga dapat digunakan untuk mengidentifikasi sebuah asam lemah.

Persamaan menunjukkan bahwa pKa akan sama dengan pH larutan jika

[HA] = [A-]. Keadaan ini terpenuhi pada titik tengah titrasi penetralan

asam lemah oleh basa kuat (volume titran = volume titran pada titik

ekivalen), sehingga nilai pKa dari asam lemah yang dititrasi dapat

ditentukan dari pH larutan pada titik tengah titrasi tersebut.

Disosiasi asam lemah poliprotik di dalam larutan melibatkan

beberapa kesetimbangan. Oleh karena itu asam lemah poliprotik memiliki

beberapa tetapan disosiasi (Ka1, Ka2,….dst) yang juga sangat karakteristik

untuk asam tersebut, asam diprotik memiliki dua nilai tetapan disosiasi:

Ka1 dan Ka2. Nilai Ka1 dari asam dapat ditentukan dengan cara yang sama

seperti di atas, sementara nilai Ka2 dapat dihitung dengan persamaan

berikut:

pKa = 2pHekv – pKa1

dimana pHekv adalah pH larutan pada titik ekivalen pertama. Dengan

mengetahui pH larutan pada titik tengah titrasi proton pertama dari pH

larutan titik ekivalen pertama maka nilai Ka1 dan Ka2 dapat ditentukan.

Nilai pH larutan yang diperlukan untuk menetapkan nilai-nilai

tetapan disosiasi asam lemah tersebut dapat ditentukan secra langsung dari

kurva titrasi asam-basa. Kurva titrasi asam-basa berbentuk sigmoid dan

dapat dibuat dengan mudah melalui titrasi potendiometri.

Asam-asam seperti H2SO4, H2CO3, H2C2O4, dan H3PO4 tergolong

asam poliprotik. Berdasarkan contoh tersebut, Anda dapat menyimpulkan

bahwa asam poliprotik adalah asam yang dapat melepaskan lebih dari

satu proton (ion H+). Di dalam air, asam-asam tersebut melepaskan proton

secara bertahap dan pada setiap tahap hanya satu proton yang dilepaskan.

Jumlah proton yang dilepaskan bergantung pada kekuatan asamnya. Untuk

asam-asam kuat seperti H2SO4, pelepasan proton yang pertama sangat

besar, sedangkan pelepasan proton kedua relatif kecil dan

berkesetimbangan. Asam-asam lemah seperti H2CO3, pelepasan proton

pertama dan kedua relatif kecil dan berkesetimbagan.

Tinjaulah asam lemah diprotik, misalnya H2CO3. Di dalam air,

H2CO3terionisasi membentuk kesetimbangan. Persamaannya:

H2CO3(aq) ⇄ H+(aq) + HCO3

–(aq) Ka1 = [H+] [HCO3

-] [H2CO3]

-1

= 4,3×10-7

HCO3–(aq) ⇄ H+(aq) + CO3

2–(aq) Ka2 = [H

+][CO3

2-] [HCO3

-]

-1 =

5,6×10-11

Oleh karena ada dua tahap ionisasi maka ada dua harga tetapan

kesetimbangan, ditandai dengan Ka1 dan Ka2, dimana Ka1 >> Ka2.

a. Asam Fosfat (H3PO4)

Asam fosfat tergolong asam triprotik yang terionisasi dalam tiga

tahap. Persamaan reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut.

H3PO4(aq) ⇄ H+(aq) + H2PO4

–(aq)

Ka1 = [H+][H2PO4

-] [H3PO4]

-1 = 7,5×10

-3

H2PO4–(aq) ⇄ H+(aq)+ HPO4

2–(aq)

Ka2

= [H+][H2

PO42-] [H

3PO

4-]-1 = 6,2×10-8

HPO42–

(aq) ⇄ H+(aq)+PO43–

(aq)

Ka3

= [H+][H2

PO43-] [H

3PO

42-]-1 = 4,8×10-13

Berdasarkan nilai tetapan ionisasinya, dapat diprediksi bahwa

ionisasi tahap pertama sangat besar dan ionisasi berikutnya sangat kecil,

seperti ditunjukkan oleh nilai Ka, dimana Ka1 >> Ka2 >> Ka3.

Konsentrasi spesi asam fosfat dalam larutan: H3PO4 >> H2PO4–

>>HPO42–

. Artinya, hanya ionisasi tahap pertama yang memberikan

sumbangan utama pada pembentukan [H+]. Hal ini dapat

menyederhanakan perhitungan pH untuk larutan asam fosfat.

b. Asam Sulfat (H2SO4)

Asam sulfat berbeda dari asam-asam poliprotik yang lain karena

asam sulfat merupakan asam kuat pada ionisasi tahap pertama, tetapi

merupakan asam lemah pada ionisasi tahap kedua:

H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4

–(aq) Ka1 sangat besar

HSO4–(aq) ⇄ H

+(aq) + SO4

2–(aq) Ka2 = 1,2 × 10

–2

D. Indikator Asam Basa

Untuk menentukan titik akhir titrasi asam-basa, digunakan indikator.

Indikator ini merupakan suatu asam atau basa organik lemah yang akan

mengalami perubahan warna pada lingkungan pH tertentu, dalam hal ini adalah

pH yang merupakan titik akhir dari reaksi asam-basa tersebut.

Perubahan warna indikator disebabkan karena daya perubahan komposisi

atau perbandingan banyaknya bentuk ion dan bentuk molekul dari indikator

dalam larutan tersebut, dimana bentuk ion dan bentuk molekulnya mempunyai

warna yang berbeda. Adapun kesetimbangan bentuk molekul dan ion dari

indikator dalam larutan air dapat ditulis sebagai berikut:

1. Indikator Asam

HIn H+ + In

-

Warna indikator dalam bentuk molekul (HIn) berbeda dengan warna

bentuk ionnya (In-). Dalam larutan asam, dengan adanya kelebiahan ion H

+,

maka ionsasi akan ditekan (efek ion sejenis), sehingga konsentrasi In-

menjadi kecil sekali, akibatnya warna indikator cenderung menunjukkan

warna bentuk molekulnya. Bila larutan bersifat basa, maka akan terjadi

penguraian H+, sehingga kesetimbangan bergeser ke kanan dan warna

indikator cenderung menunjukkan warna ionnya.

2. Indikator Basa

InOH In+

+ OH-

Bila suasana larutan basa, maka efek ion sejenis (OH-) akan menggeser

kesetimbangan ke arah kiri, sehingga akan terdapat warna indikator bentuk

molekulnya, sebaliknya bila suasana larutan asam, maka kesetimbangan

akan bergeser ke kanan, sehingga indikator akan terdapat dalam bentuk

warna ionnya.

3. Indikator Anhydro-Basa

Misalnya asam amino atau amino tersubstitusi, dimana persamaan

reaksinya adalah :

In + H2O OH- + HIn

+

Contoh indikator asam basa yang biasa digunakan adalah sebagai berikut:

1. Kertas Lakmus

Kertas lakmus pasti sudah populer di kalangan sobat hitung yang pernah

praktik indikator asam basa waktu sma. Lakmus sendiri sejatinya

merupakan asam lemah. Indikator asam basa ini mudah sekali

penggunaannya, kita tinggal merobek kertas lakmus lalu memasukkan ke

dalam larutan yang akan diuji.Berikut tabel indikator asam basa kertas

lakmus:

IndikatorAsam

Basa

Larutan

Asam

Larutan

Basa

Lakmus Merah Merah Biru

Lakmus Biru Merah Biru

Untuk menghafalnya gampang pegang prinsip mau apapun warna kertas

lakmus nya pasti Asam Merah Basa Biru

2. Indikator Asam Basa Universal

Ini merupakan indikator asam basa yang mirip lakmus tapi lebih canggih.

Tidak hanya bisa membedakan zat yang diuji itu termasuk asam atau basa,

tetepi juga bisa menentukan berapa Ph dari larutan yang diuji. Cara

Penggunaannya mudah, cukup masukkan kertas Indikator asam basa

universal ke dalam larutan yang akan diuji. Kertas tersebut akan berubah

warna. Cocokan warna tersebut dengan tabel warna yang telah disediakan.

Ketemu deh asam atau basa sekaligus Phnya. Lihat gambar berikut:

3. Metil merah, Metil Kuning, Metil Orange, dan Kawan-kawan.

Banyak sekali sebenarnya zat atau senyawa kimia yang bisa dijadikan

indikator asam basa, termasuk metil merah, metil kuning, bromfenol, dan

lain-lain yang biasanya berbentuk cairan. Berikut ini dirangkum dalam tabel

indikator asam basa lainnya..

Indikator

Asam Basa

Rentang

pH

Kuantitas

penggunaan per 10 ml Asam Basa

Timol biru 1,2-2,8 1-2 tetes 0,1% larutan merah kuning

Pentametoksi

merah 1,2-2,3

1 tetes 0,1% dlm larutan

0% alkohol

merah-

ungu

tak

berwarna

Tropeolin OO 1,3-3,2 1 tetes 1% larutan merah kuning

2,4-

Dinitrofenol 2,4-4,0

1-2 tetes 0,1% larutan dlm

50% alkohol

tak

berwarna kuning

Metil kuning 2,9-4,0 1 tetes 0,1% larutan dlm

90% alkohol merah kuning

Metil oranye 3,1-4,4 1 tetes 0,1% larutan merah oranye

Bromfenol biru 3,0-4,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru-ungu

Tetrabromfenol

biru 3,0-4,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru

Alizarin

natrium

sulfonat

3,7-5,2 1 tetes 0,1% larutan kuning ungu

α-Naftil merah 3,7-5,0 1 tetes 0,1% larutan dlm

70% alkohol merah kuning

p-

Etoksikrisoidin 3,5-5,5 1 tetes 0,1% larutan merah kuning

Bromkresol

hijau 4,0-5,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru

Metil

merah 4,4-6,2 1 tetes 0,1% larutan merah kuning

Bromkresol

ungu 5,2-6,8 1 tetes 0,1% larutan kuning ungu

Klorfenol

merah 5,4-6,8 1 tetes 0,1% larutan kuning merah

Bromfenol

biru 6,2-7,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru

p-Nitrofenol 5,0-7,0 1-5 tetes 0,1% larutan tak

berwarna kuning

Azolitmin 5,0-8,0 5 tetes 0,5% larutan merah biru

Fenol

merah 6,4-8,0 1 tetes 0,1% larutan kuning merah

Neutral

merah 6,8-8,0

1 tetes 0,1% larutan dlm

70% alkohol merah kuning

Rosolik

acid 6,8-8,0

1 tetes 0,1% larutan dlm

90% alkohol kuning merah

Kresol

merah 7,2-8,8 1 tetes 0,1% larutan kuning merah

α-Naftolftalein 7,3-8,7 1-5 tetes 0,1% larutan dlm

70% alkohol

merah

mawar hijau

Timol

biru 8,0-9,6 1-5 tetes 0,1% larutan kuning biru

Fenolftalein

(pp) 8,0-10,0

1-5 tetes 0,1% larutan dlm

70% alkohol

tak

berwarna merah

α-

Naftolbenzein 9,0-11,0

1-5 tetes 0,1% larutan dlm

90% alkohol kuning biru

Timolftalein 9,4-10,6 1 tetes 0,1% larutan dlm

90% alkohol

tak

berwarna biru

Nile

biru

10,1-

11,1 1 tetes 0,1% larutan biru merah

Alizarin

kuning

10,0-

12,0 1 tetes 0,1% larutan kuning lilac

Salisil

kuning

10,0-

12,0

1-5 tetes 0,1% larutan dlm

90% alkohol kuning

oranye-

coklat

4. Bunga Sepatu

Bunga sepatu merupakan salah satu indikator alami asam basa. Bagaimana

caranya? Percobaan indikator asam basa ini cukup mudah, tumbuk saja

mahkota bunga sepatu. Peras airnya. Misal masih kurang tambahkan sedikit

air lalu pisahkan menjadi dua wadah. Sekarang masukkan cuka makan ke

wadah satu dan air kapur ke wadah lainnya. larutan bunga sepatu yang

berwarna merah akan berubah menjadi biru jika terkena larutan basa (air

kapur) dan tetap merah jika terkena larutan asam (cuka makan).

5. Indikator Asam Basa Alami lainnya

Selain bunga sepatu atau Hibiscus rosa-sinensis ada masih banyak lagi

indikator alami yang bisa digunakan, misalnya seperti kamboja, bunga

terompet (warna puti keunguan), kunyit, anggrek dan lain-lain. Berikut ini

tabel indikator asam basa alami

Nama

Bunga

Warna

Bunga

Warna

Air Bunga

Warna

(Asam)

Warna

(Basa)

Kembang sepatu Merah Ungu muda Merah Hijau tua

Terompet Kuning Kuning keemasan Emas muda Emas tua

Kamboja Merah Coklat tua Coklat oranye Coklat kehitaman

Asoka Merah Coklat muda Oranye muda Coklat

Euphorbia Pink Pink semu putih Pink muda Hijau lumut

Kunyit Kuning Oranye Oranye cerah Coklat kehitaman

Bougenville Ungu Pink tua Pink muda Coklat teh

Anggrek Ungu Ungu tua Pink tua Hijau kemerahan

E. Kurva Titrasi

Seperti pembahasan sebelumnnya, titrasi merupakan sebuah cara untuk

mengetahui konsentrasi sebuah larutan dengan jalan mereaksikannya dengan

larutan lain, yang biasanya berupa asam atau basa. Titrasi umumnya dilakukan

dengan menambahkan titran yang sudah diketahui konsentrasinya melalui buret

pada titrat dengan volume tertentu yang dicari konsentrasinya. Pada reaksi

antara asam dan basa, titrasi sangat berguna untuk mengukur pH pada berbagai

variasi titik melalui reaksi kimia. Hasilnya adalah sebuah titrasi. Kurva titrasi

adalah grafik sebagai fungsi pH dengan jumlah titran yang ditambahkan.

Kurva Titrasi Asam Kuat dan Basa Kuat

Inilah contoh kurva titrasi yang dihasilkan ketika asam kuat (titrat)

dititrasi dengan basa kuat (titran).

Titik ekivalen titrasi adalah titik dimana titran ditambahkan tepat bereaksi

dengan seluruh zat yang dititrasi tanpa adanya titran yang tersisa. Dengan

kata lain, pada titik ekivalen jumlah mol titran setara dengan jumlah mol

titrat menurut stoikiometri.

Pada gambar di atas, awalnya pH naik sedikit demi sedikit. Hal ini

dikarenakan skala naiknya pH bersifat logaritmik, yang berarti pH 1

mempunyai keasaman 10 kali lipat daripada pH 2. Ingat bahwa log 10

adalah 1. Dengan demikian, konsentrasi ion hidronium pada pH 1 adalah

10 kali lipat konsentrasi ion hidronium pada pH 2. Kemudian naik tajam di

dekat titik ekivalen. Pada titik ini, ion hidronium yang tersisa tinggal

sedikit, dan hanya membutuhkan sedikit ion hidroksida untuk menaikkan

pH.

Kurva Titrasi Asam Lemah dan Basa Kuat

Inilah kurva titrasi yang dihasilkan ketika asam lemah dititrasi

dengan basa kuat:

Kurva titrasi asam lemah dan basa kuat di atas dapat dijelaskan sebagai

berikut:

1. Asam lemah mempunyai pH yang rendah pada awalnya.

2. pH naik lebih cepat pada awalnya, tetapi kurang cepat saat mendekati titik

ekivalen.

3. pH titik ekivalen tidak tepat 7.

pH yang dihasilkan oleh titrasi asam lemah dan asam kuat lebih dari 7. Pada

titrasi asam lemah dan basa kuat, pH akan berubah agak cepat pada awalnya,

naik sedikit demi sedikit sampai mendekati titik ekivalen. Kenaikan sedikit

demi sedikit ini adalah karena larutan buffer (penyangga) yang dihasilkan oleh

penambahan basa kuat. Sifat penyangga ini mempertahankan pH sampai basa

yang ditambahkan berlebihan. Dan kemudian pH naik lebih cepat saat titik

ekivalen.

Kurva Titrasi Asam Kuat dan Basa Lemah

Inilah kurva titrasi yang dihasilkan ketika asam kuat dititrasi dengan

basa lemah:

Kurva titrasi asam kuat dan basa lemah di atas dapat dijelaskan sebagai

berikut:

1. Asam kuat mempunyai pH yang rendahi pada awalnya.

2. pH naik perlahan saat permulaan, namun cepat saat mendekati titik

ekivalen.

3. pH titik ekivalen tidak tepat 7.

Titik ekivalen untuk asam kuat dan basa lemah mempunyai pH kurang dari 7.

Kurva Titrasi Asam Lemah dan Basa Lemah

Kurva titrasi asam lemah dan basa lemah adalah sebagai berikut:

Asam lemah dan basa lemah pada gambar di atas tidak menghasilkan

kurva yang tajam, bahkan seperti tidak beraturan. Dalam kurva titrasi asam

lemah dan basa lemah, ada sebuah titik infleksi yang hampir serupa

dengan titik ekivalen.

BAB III

PENUTUP

A. Kesimpulan

1. Titrasi merupakan salah satu cara untuk menentukan konsentrasi suatu

larutan suatu zat dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan zat lain

yang diketahui konsentrasinya.

2. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat

pH pada titik ekuivalen, dimana ekuivalen basa = ekuivalen asam adalah 7.

3. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat

Titik ekuivalen berada di daerah basa, maka indikator yang dapat

digunakan adalah fenoftalein, timol biru dan timolftalein.

4. Disosiasi asam lemah poliprotik di dalam larutan melibatkan beberapa

kesetimbangan. Oleh karena itu asam lemah poliprotik memiliki beberapa

tetapan disosiasi (Ka1, Ka2,….dst) yang juga sangat karakteristik untuk

asam tersebut

5. Untuk menentukan titik akhir titrasi asam-basa, digunakan indikator.

Indikator ini merupakan suatu asam atau basa organik lemah yang akan

mengalami perubahan warna pada lingkungan pH tertentu, dalam hal ini

adalah pH yang merupakan titik akhir dari reaksi asam-basa tersebut.

DAFTAR PUSTAKA

Harmita. 2006. Buku Kimia Analisis Kuantitatif Sediaan Obat Farmasi.

Universitas Muslim Indonesia Makassar Press.

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/pemisahan-kimia-dan-

analisis/titrasi-asam-basa/