HALAMAN PENGESAHAN
Laporan lengkap praktikum Kimia Dasar dengan judul percobaan “Termokimia” disusun oleh : Kelompok
: V (lima)
Anggota kelompok
: 1. Dyah Ayunda Pratama Pangastuti 2. Hilda Ningsih 3. Miftahul Jannah
Kelas
: Kimia Sains
telah diperiksa dan dikoreksi oleh Asisten dan Koordinator Asisten, maka dinyatakan diterima.
Koordinator Asisten
Makassar, Januari 2017 Asisten
Rahmawati Yasin NIM. 1313041015
Maddaung Nurhardiyanti NIM. 1313440009
Mengetahui, Dosen Penanggung Jawab
Suriati Eka Putri, S.Si., M.Si NIP.19880305 201212 200 2
A. JUDUL PERCOBAAN “Netralisasi Asam Basa”.
B. TUJUAN PERCOBAAN Melakukan titrasi asam basa dengan menggunakan indikator.
C. LANDASAN TEORI Analisis volumetri juga dikenal sebagai titrimetri, yaitu dimana zat yang akan dianalisis dibiarkan bereaksi dengan zat lain yang konsentrasinya diketahui dan dialirkan dari buret dalam bentuk larutan. Konsentrasi larutan yang tidak diketahui (analit) kemudian dihitung. Syaratnya adalah reaksi harus berlangsung secara cepat, reaksi berlangsung secara kuantitatif dan tak ada reaksi samping. Selain itu jika reagen penitrasi yang diberikan berlebihan maka harus dapat diketahui dengan suatu indikator. Volume pada jumlah reagen yang ditambahkan tepat sama dengan yang diperlukan utnuk beraksi sempurna oleh zat yang dianalisis disebut titik ekivalen. Sedangkan volume dimana perubahan indikator nampak oleh pengamat disebut titik akhir. Titik akhir dan titik ekivalen tidaklah sama, titik akhir tercapai setelah titik ekivalen. Perbedaan antara titik akhir dan titik ekivalen disebut sebagai kesalahan titrasi (Khopkar, 2007: 36). Asam dan basa didefenisikan dengan definisi yang berangsung-angsur makin bersifat umum. Teori asam basa menurut Arrhenius adalah zat yang larut dalam air yang menghasilkan ion H+ (atau H3O+) dan OH-. Teori yang lebih umum mendefenisikan asam Bronsted-Lowry sebagai suatu donor proton, sedangkan basa Bronsted-Lowry sebagai penerima proton, tanpa pelarut, maupun dalam pelarut apapun. Bila suatu basa menerima proton, basa ini akan menjadi asam konyugat. Asam yang hanya dapat menyumbangkan sebuah proton disebut asam monoprotik, yang dapat menyumbangkan dua proton disebut diprotik. Sebuah molekul yang dapat menyumbangkan atau menerima proton bergantung pada kondisi kimia disebut amfiprotik. . kuat relatif asam dan basa dalam larutan bergantung pada afinitasnya terhadap proton yang berlainan. Semakin kuat asam
makin lemah basa konyugatnya. Teori paling umum mengenai asam basa adalah teori G.N. Lewis. Suatu asam Lewis adalah penerima pasangan electron dan basa adalah donor pasangan electron (Tim Dosen PNUP, 2008: 94). Asam dinyatakan sebagai A dan basa sebagai B, maka kesetimbangan asam basa dapat dinyatakan sebagai: A
B + H+
Sistem kesetimbangan demikian dinamakan sistem asam-basa konjugasi atau yang sesuai. A dan B dinamakan pasangan asam-basa konjugasi. Lambang H + dalam defenisi Bronsted-Lowry menyatakan proton belaka (ion hidrogen yang tak bersolvasi) karenanya defenisi ini tak ada hubungannya dengan sesuatu pelarut. Persamaan ini menyatakan skema hipotesis untuk mendefinisikan asam dan basa yang dianggap sebagai sutu “reaksi parohan” yang hanya berlangsung jika proton yang dilepaskan oleh suatu asam, diambil oleh suatu basa (Svehla, 1985: 66-67). Kekuatan asam dan basa tergantung pada kemampuan berionisasi. Makin banyak yang terionisasi berarti makin kuat sifatnya. Kekuatan basa juga tergantung dari ukuran ion positif dan ion negatifnya serta besar muatannya, apabila ion positifnya bertambah besar dan muatannya lebih kecil maka kecenderungan mengadakan pemisahan antara ion positif dan ion negative makin besar (Tim Dosen UNHAS, 2013: VII-2). Kesetimbangan merupakan keadaan dimana tidak ada perubahan yang teramati selama bertambahnya waktu. Jika suatu reaksi kimia telah mencapai keadaan kesetimbangan, maka konsentrasi reaktan maupun produk konstan dan tidak ada perubahan yang teramati dalam sistem. Akan tetapi aktifitas molekul tetap berjalan, molekul-molekul reaktan terus-menerus menjadi produk dari molekul-molekul produk yang beraksi menjadi reaktan. Konsep kesetimbangan sangat penting dalam memahami reaksi yang melibatkan ion terutama ion dalam larutan (Tim Dosen PNUP, 2008: 93). Pembuatan suatu kurva akan membantu pemahaman dalam menguji suatu reaksi untuk suatu titrasi. Untuk titrasi asam basa suatu kurva titrasi terdiri dari suatu alur pH (atau pOH) versus mililiter titran. Kurva semacam itu membantu dalam memilih indikator yang tepat. Asam kuat dan basa kuat terdisosiasi lengkap
dalam larutan air, jadi pH pada pelbagai titik selama suatu titrasi dapat dihitung langsung dari kuantitas stoikiometrik asam dan basa yang telah dibiarkan bereaksi pada titik kesetaraan pH ditetapkan oleh jauhnya air berdisosiasi; pada 255C pH air murni adalah 7,00 (Day dan Underwood, 1999: 149-150). Reaksi netralisasi dapat dipakai untuk menentukan konsentrasi larutan asam atau basa, dengan menambahkan setetes demi setetes larutan basa kepada larutan asam. Setiap basa yang diteteskan bereaksi dengan asam, dan penetesan dihentikan saat mol H+ setara dengan mol OH-. Pada saat itu larutan bersifat netral dan disebut titik ekivalen (Yurida, dkk, 2013). Titrasi asam basa memanfaatkan perubahan besar dalam pH, untuk mencapai kapan titik kesetaraan itu dicapai itu. Terdapat banyak asam dan basa organik lemah yang bentuk ion dan bentuk tak terdisosiasi menunjukkan warna yang berlainan. Molekul-molekul semacam itu dapat digunakan untuk menetapkan kapan telah ditambahkan cukup titran dan disebut indikator tampak (visual indicator) (Day dan Underwood, 1999: 150). Menurut Sastrohamidjojo (2012) syarat-syarat yang diperlukan agar titrasi yang dilakukan berhasil adalah sebagai berikut: 1. Konsentrasi titran harus diketahui. Larutan seperti ini disebut larutan standar. 2. Reaksi yang tepat antara titran dan senyawa yang dianalisis harus diketahui. 3. Titik stoikhiometrik atau ekivalen harus diketahui. Indikator yang memberikan perubahan warna atau sangat dekat pada titik ekivalen yang sering digunanakan. Titik pada saat indikator berubah warna disebut titik akhir. 4. Volume titran yang dibutuhkan untuk mencapai titik ekivalen harus diketahui setepat mungkin. Indikator asam basa ialah zat yang berubah warna apabila pH lingkungannya berubah. Misalnya biru bromtimol (bb); dalam larutan asam ia berwarna kuning, tetapi dalam lingkungan basa warnanya biru. Warna dalam keadaan asam dinamakan warna asam dari indikator (kuning untuk bb), sedang warna yang ditunjukkan dalam keadaan basa disebut warna basa. Akan tetapi harus dimengerti, bahwa asam dan basa disini tidak berarti pH kurang atau lebih dari tujuh. Asam berarti pH lebih rendah dan basa berarti pH lebih besar dari trayek indikator atau trayek perubahan warna yang bersangkutan (Yurida, dkk, 2013).
Perubahan warna disebabkan oleh disebabkan oleh resonansi isomer electron. Berbagai indikator mempunyai mempunyai tetapan ionisasi yang berbeda dan akibatnya mereka menunjukkan warna pada range pH yang berbeda. Indikator asam basa adalah zat yang berubah warnanya atau membentuk fluoresen atau kekeruhan pada suatu range (trayek) pH tertentu. Indikator asam basa terletak pada titik ekivalen dan ukuran dari Ph. Zat-zat indikator dapat berupa asam atau basa, larut, stabil dan menunjukkan perubahan warna yang kuat serta biasanya adalah yang organik. Indikator asam basa secara garis besar diklasifikasikan dalam tiga golongan: a.) Indikator ftalein dan indikator sulfoftalein; b.) Indikator azo; c.) Indikator trifenilmetana (Khopkar, 2007: 43-44). Indikator fenolfthalein yang dikenal baik adalah asam dwiprotik dan tak berwarna. Mula-mula zat ini berdisosiasi menjadi suatu bentuk tak berwarna, dengan kehilangan proton kedua, menjadi ion dengan sistem konjugasi, timbullah warna merah. Jingga metil, suatu indikator yang luas pemakainnya, adalah suatu basa dan berwarna kuning dalam bentuk molekulnya. Penambahan ion hidrogen akan menghasilkan kation berwarna merah muda (Day Underwood, 1999: 151). Indikator ftalein dibuat dengan kondensasi anhidrida ftalein dengan fenol, yaitu fenolftalein. Pada pH 8,0- 9,8 berubah warnanya menjadi merah. Indikator lainnya adalah o-cresolftalein, thimol-ftalein, α-naftoftalein. Indikator sulfoftalein dibuat dari kondensasi anhidrida ftalein dan sulfonat. Yang termasuk dalam kelas ini adalah thymol blue, m-cresolpurple, chlorofenolred, bromofenol blue, bromocresolved, dan sebagainya. Indikator azo diperoleh dari reaksi amina romatik dengan garam dizonium, misalnya methylyellow atau p-dimetil amino azon benzene. Perubahan warna terjadi pada larutan asam kuat. Indikator azo menunjukkan kenaikan disosiasi bila temperature naik. Pada nitrofenol, ionisasi gugusan fenolik menyebabkan pemisahan muatan sehingga pengaruh temperatur terhadap disosiasinya kecil. Turunan-turunan ftalein dan sulfoftalein menunjukkan variasi perubahan ionisasi yang cukup akibat perubahan temperatur karena kecilnya tetapan ionisasi (Khopkar, 2007: 44-45). Indikator sintetis yang digunakan mempunyai beberapa kelemahan seperti polusi kimia, ketersediaan dan biaya produksi yang mahal. Indikator herbal yang
dibuat dengan menggunakan pe;arut methanol-asam astetat. Indikator dari mahkota bunga sepatu memberikan hasil yang setara dengan indikator pembanding fenolftalein dan metil oranye (Nuryanti, dkk, 2010). Ekstrak daun jati dapat digunakan sebagai indikator titrasi asam basa. Pembuatan ekstrak dengan cara memvariasi lama perendaman dengan pelarut etanol-HCl. Penggunaan ekstrak pada titrasi asam kuat dan basa kuat memiliki persentase kesalahan yang lebih kecil (Pratama, dkk, 2015). Titrasi asam basa menggunakan indikator pada reaksi netralisas asam basa. Titik akhir tidak selalu berhimpit dengan titik ekivalen, selisihnya disebut kesalahan titrasi. Kesalahan titrasi dapat diperkecil dengan pemilihan indikator yang tepat (Tim Dosen UNM, 2016). D. ALAT DAN BAHAN 1. Alat dan Bahan a. b. c. d. e. f. g. h. i. j. k. 2. a. b. c. d. e. f. E. 1. 2.
Gelas ukur 50 mL (1 buah) Erlenmeyer 250 mL (3 buah) Pipet volume 10 mL (1 buah) Ball pipet (1 buah) Buret 50 mL (1 buah) Statif dan klem (1 buah) Corong biasa (1 buah) Pipet tetes (4 buah) Batang pengaduk (1 buah) Botol semprot (1 buah) Lap kasar (1 buah) Bahan Larutan Asam Klorida (HCl) 0,1 M Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 0,2 M Indikator Phenolfthalein Indikator universal Aquades (H2O) Tissue PROSEDUR KERJA Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 0,2 M, dimasukkan ke dalam buret. Larutan Asam Klorida (HCl) 0,1 M, diukur 10 mL dengan pipet volume dan dimasukkan ke dalam Erlenmeyer, diukur pHnya dengan indikator universal,
ditambahkan 3 tetes indikator Phenolfthalein. 3. Dicatat keadaan awal buret, diteteskan 1 mL larutan NaOH ke dalam larutan HCl, dan diukur pHnya.
4. Titrasi dilanjutkan hingga terjadi perubahan warna dari tak berwarna sampai merah muda, lalu diukur pHnya. 5. Dicatat keadaan akhir buret dan volume NaOH yang dipakai. 6. Ditambahkan 1 mL NaOH ke dalam larutan HCl dan diukur pHnya. Titrasi diulangi paling sedikit dua kali F. HASIL PENGAMATAN Titrasi larutan Asam Klorida (HCl) dengan larutan Natrium Hidroksida (NaOH). a. b. c. d.
pH larutan HCl sebelum penambahan NaOH pH larutan HCl saat penambahan 1 mL NaOH pH larutan saat mencapai titik ekivalen pH larutan saat melewati titik ekivalen
Pembacaan buret NaOH akhir NaOH awal Volume NaOH
Titrasi I (mL) 7,6 3 4,6
Volume NaOH rata-rata :
I 1 2 7 12
II 1 2 7 12
Titrasi II (mL) 13 8,5 4,5
III 1 2 8 12
Rata-rata 1 2 7,3 12
Titrasi IIII (mL) 18,6 14 4,6
4,6+ 4,5+4,6 13,7 = =4,57 mL 3 3
G. ANALISIS DATA 1. Hitung pH teoritis larutan sebelum penambahan NaOH saat penambahan akan 1 mL NaOH, saat mencapai titik ekivalen dan setelah penambahan titrasi ? pH larutan sebelum penambahan NaOH Diketahui
: MHCl = 0,1 M
Ditanyakan
: pH …?
Penyelesaian : HCl(aq)→ H+(aq) + Cl-(aq) [H+]
= M×a = 0,1 M × 1 = 0,1 M atau 10-1 M
pH
= - log [H+] = - log 10-1
=1 pH saat penambahan 1 ml NaOH 0,2 M dalam 10 ml HCl 0,1 M Diketahui: MNaOH
= 0,2 MVNaOH
VHCl
= 10 mL
MHCl
= 0,1 M
Ditanyakan
= 1 mL
: pH… ?
Penyelesaian : MNaOH
= 0,2 M → 0,2 mmol/mL
MHCl
= 0,1 M → 0,1 mmol/mL
mol HCl
= MHCl × VHCl = 0,1 mmol/ml × 10 ml = 1 mmol
mol NaOH
= MNaOH x VNaOH = 0,2 mmol/ml x 1 ml = 0,2 mmol
HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl(aq)
+
H2O(l)
n mula-mula
= 1 mmol
0,2 mmol
-
-
n reaksi
= 0,2 mmol
0,2 mmol
0,2 mmol
0,2 mmol
n sisa
= 0,8 mmol
-
0,2 mmol
0,2 mmol
[HCl] =
=
n sisa v total 0,8 mmol 11 mL
= 0,0727 mmol/mL [H+]
= 7,27 x 10-2 mmol/mL
pH
= -log [H+] = -log [7,27 x 10-2]
= 2 - log 7,27 = 1,14 Karena pH yang diperoleh 1,14 dimana pH <7 maka larutan bersifat asam pH larutan saat mencapai titik ekivalen menurut teoritis volume yang digunakan pada saat mencapai titik ekivalen yaitu: M1 V1 = M2 V2 V2
=
M1V1 M2
V2
=
10 mL 0,1mmol/mL 0,2mmol/mL
V2
=
5 mL
Diketahui
:
MHCl
= 0,1 M = 0,1 mmol/mL
MNaOH
= 0,2 M = 0,2 mmol/mL
VHCl
= 10 mL
VNaOH
= 5 mL
Ditanyakan
: pH . . . . . ?
Penyelesaian : n HCl
=M×V = 0,1 mmol/mL x 10 mL = 1 mmol
n NaOH
=M×V = 0,2 mmol/mL x 5 mL = 1 mmol HCl (aq) + NaOH(aq)
n mula-mula = 1 mmol
1 mmol
n reaksi
= 1 mmol
1 mmol
n sisa
=
-
-
→
NaCl(aq) + H2O(l) -
-
1 mmol
1 mmol
1 mmol
1 mmol
Karena mol HCl dan mol NaOH habis bereaksi, maka hal ini di sebut sebagai titik ekivalen.
pH pada saat melewati titik ekivalen Diketahui: MNaOH
= 0,2 M = 0,2 mmol/mL
VNaOH
= 6 mL
MHCl
= 0,1 M = 0,1 mmol/mL
VHCl
= 10 mL
Ditanyakan
: pH…?
Penyelesaian : n HCl = M × V = 0,1 mmol/mL x 10 mL = 1 mmol n NaOH
= M.V = 0,2 mmol/mL x 6 mL = 1,2 mmol HCl (aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
n mula-mula = 1 mmol
1,2 mmol
n reaksi
= 1 mmol
n sisa
=
-
[NaOH]
=
n sisa V total
=
-
-
1 mmol
1 mmol
1 mmol
0,2 mmol
1 mmol
1 mmol
0,2mmol 16 mL
= 0,0125 mmol/mL = 0,0125 M [OH-]
=M×a = 0,0125 M × 1 = 1.25 x 10-2 M
pOH
= -log [OH-] = -log [1,25 x 10-2 M] = 2 – log [1,25]
= 1,91 pH
= 14 – pOH = 14 – 1,91 = 12,09
Jadi pH larutan saat melewati titik ekivalen yaitu 12,09 dan bersifat basa. 2. Buat kurva titrasi reaksi antara HCl dengan NaOH! Grafik titrasi asam kuat dan basa kuat menurut teori 14 12 10 8 pH HCl
6 4 2 0 0
1
2
3
4
5
Volume NaOH
Grafik titrasi I asam kuat dan basa kuat berdasarkan praktikum
6
7
14 12 10 8 pH HCl
6 4 2 0 0
1
2
3
4
5
6
7
8
volume NaOH
Grafik titrasi II asam kuat dan basa kuat berdasarkan praktikum 14 12 10 8 pH HCl
6 4 2 0 0
2
4
6
8
10
Volume NaOH
Grafik titrasi III asam kuat dan basa kuat berdasarkan praktikum
12
14
14 12 10 8 pH HCl
6 4 2 0 0
2
4
6
8
10
12
14
16
18
20
Volume NaOH
H. PEMBAHASAN Netralisasi adalah propes reaksi antara asam dan basa. Sehingga membentuk garam dan air ( James, dkk, 2008 : 42) reaksi yang terjadi. HCl(aq) + NaOH→ NaCl(aq) +H2O(l) Titrasi adalah metode yang digunakan dalam analisis kimia kuantitatif untuk menentukan konsentrasi suatu larutan. Reaksi netralisasi dapat digunakan untuk menentukan konsentrasi larutan dengan menambahkan setetes demi setetes larutan basa kepada larutan asam. Setiap basa yang di teteskan bereaksi dengan asam dan penetesan dihentikan pada saat mol H+ setara dengan mol OH-, pada saat itu larutan bersifat netral dan disebut titik ekivalen, ditandai dengan perubahan warna larutan HCl tak berwarna menjadi merah muda sehingga inilah yang di sebut titk akhir titrasi. Prinsip kerja pada percobaan ini adalah pengenceran, pengukuran, dan penitrasian. Pengenceran adalah proses penambahan pelarut yang tidak diikuti terjadi reaksi kimia sehingga berlaku hukum kekekalan mol. Titrasi pada percobaan ini dilakukan antara asam kuat yaitu asam klorida (CHCl) dan basa kuat natrium hidrogsida (NaOH). Asam kuat dan basa kuat terionisasi secara sempurna atau seluruhnya. Titrasi dilakukan sebanyak tiga kali demi mendapatrkan hasil yang akurat. Indikator asam basa yang digunakan yaitu indikator phenolftalen dan indikator universal. Indikator phenolftalein pada pH
8,0 sampai 9,8 berubah warnanya menjadi merah muda sehingga penambahan indikator phenolftalein bertujuan sebagai penanda titik akhir titrasi saat larutan berubah warna menjadi merah muda indikator universal berfungsi untuk mengetahui derajat keasaman (pH) suatu larutan sehingga dapat diketahui sifat suatu larutan. Pengukuran pH awal pada HCl pada titrasi I, II, dan III menujukan pH sama yaitu 1, menandakan bahwa HCl adalah asam kuat dan sesuai dengan teori. Saat penambahan indikator phenolftalein tidak terjadi perubahan warna karna larutan hanya akan berubah warna apabila larutan yang di tetesi bersifat basa. Kemudian saat NaOH ditambahkan pada ketiga HCl pH sma yaitu 2. Pada titrasi I dan II titrasi mencapai pH 7 netral sesuai dengan teori, namun pada titrasi III mencapai pH 8, disebabkan karena kesalahan titrasi, yaitu kesalahan yang terjadi bila titik akhir titrasi tidak tepat degan titik ekuivalen (≤ 0,1 %) disebabkan karena ada kelebihan titran. Titran adalah larutan yang digunakan untuk menitrasi sedang penyebab lain terjadi akibat indikator bereaksi dengan analit. Analit adalah spesies (atom, unsur, ion, gugus, molekul) yang dianalisis konsentrasinya atau strukturnya. Volume rata-rata NaOH adalah 4,57 mL dengan volume berturut-turut pada titrasi I,II dan III adalah 4,6 mL, 4,5 mL dan 4,6 mL. I. KESIMPULAN DAN SARAN 1. Kesimpulan Titik akhir titrasi adalah titik di mana perubahan warna pada larutan terlihat setelah dilakukan titrasi. Pemakaian indikator dalam titrasi asam basa bertujuan untuk mengukur derajat ke asaman ( pH ) suatu larutan dengan menggunakan indikator universal dan sebagai penanda atau petunjuk dari tercapainya titik ekivalen dengan menggunakan indikator phenolftalein. Titk dimana saat jumlah mol ion OH- yang ditambahkan kedalam larutan sama dengan jumlah mol ion H+.
2. Saran a. Praktikan
Agar meningkatkan ketelitian dalam pengukuran suhu dan waktu juga melakukan pengadukan calorimeter secara konstan. b. Asisten Supaya lebih proaktif membimbing praktikan. c. Laboran Agar mengganti alat-alat laboratorium yang sudah tidak layak pakai.
DAFTAR PUSTAKA Day, R.A., Underwood, A.L. 1999. Analisis Kimia Kuantitatif. Jakarta: Erlangga.
Khopkar, S.M. 2007. Konsep Dasar Kimia Analitik. Jakarta: UI Press. Nuryanti, Siti, dkk. 2010. Indikator Titrasi Asam-Basa dari Ekstrak Bunga Sepatu. Jurnal Agritech. Vol. 30. No. 3. Pratama, Yosi, dkk. 2015. Pemanfaatan Ekstrak Daun Jati sebagai Indikator Asam-Basa. Indonesian Journal of Chemical Science. ISSN No. 2252-69151. Svehla, G. 1990. Vogel Buku Teks Analisis Anorganik Kimia Kualitatif Makro dan Semimikro. Jakarta: PT Kalman Media Pustaka. Tim Dosen 2016. Penuntun Praktikum Kimia Dasar. Makassar: UNM Tim Dosen 2013. Kimia Dasar. Makassar: UNHAS Tim Dosen 2008. Kimia Dasar. Makassar: PNUP Yurida, Mutia, dkk. 2013. Asidi Alkalimetri. Jurnal Teknik Kimia. Vol. 19. No. 2
JAWABAN PERTANYAAN 1. Jelaskan apa yang dimaksud titik ekuivalen ?
Jawab : Titik ekuivalen adalah titik dimana perbandingan asam yang bereaksi=jumlah basa yang bereaksi. Ini bisa dilakukan dalam titrasi asam basa. Biasa digunakan indikator seperti fenolftalein untuk melihat perubahan yang terjadi. Jika warna larutan menjadi merah, maka indikator itu sudah terlihat dan disitulah terlihat dan disitulah titik ekuivalen. 2. Hitung pH teoritis larutan sebelum penambahan NaOH saat penambahan akan 1 mL NaOH, saat mencapai titik ekivalen dan setelah penambahan titrasi ? a. pH larutan sebelum penambahan NaOH Diketahui
: MHCl = 0,1 M
Ditanyakan
: pH …?
Penyelesaian : HCl(aq)→ H+(aq) + Cl-(aq) [H+]
= M×a = 0,1 M × 1 = 0,1 M atau 10-1 M
pH
= - log [H+] = - log 10-1 =1
b. pH saat penambahan 1 ml NaOH 0,2 M dalam 10 ml HCl 0,1 M Diketahui: MNaOH
= 0,2 MVNaOH
VHCl
= 10 mL
MHCl
= 0,1 M
Ditanyakan
= 1 mL
: pH… ?
Penyelesaian : MNaOH
= 0,2 M → 0,2 mmol/mL
MHCl
= 0,1 M → 0,1 mmol/mL
mol HCl
= MHCl × VHCl = 0,1 mmol/ml × 10 ml = 1 mmol
mol NaOH
= MNaOH x VNaOH = 0,2 mmol/ml x 1 ml = 0,2 mmol HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl(aq)
+
H2O(l)
n mula-mula
= 1 mmol
0,2 mmol
-
-
n reaksi
= 0,2 mmol
0,2 mmol
0,2 mmol
0,2 mmol
n sisa
= 0,8 mmol
-
0,2 mmol
0,2 mmol
[HCl] =
=
n sisa v total 0,8 mmol 11 mL
= 0,0727 mmol/mL [H+]
= 7,27 x 10-2 mmol/mL
pH
= -log [H+] = -log [7,27 x 10-2] = 2 - log 7,27 = 1,14
Karena pH yang diperoleh 1,14 dimana pH <7 maka larutan bersifat asam c. pH larutan saat mencapai titik ekivalen menurut teoritis volume yang digunakan pada saat mencapai titik ekivalen yaitu: M1 V1 = M2 V2 V2
=
M1V1 M2
V2
=
10 mL 0,1mmol/mL 0,2mmol/mL
V2
=
5 mL
Diketahui
:
MHCl
= 0,1 M = 0,1 mmol/mL
MNaOH
= 0,2 M = 0,2 mmol/mL
VHCl
= 10 mL
VNaOH
= 5 mL
Ditanyakan
: pH . . . . . ?
Penyelesaian : n HCl
=M×V = 0,1 mmol/mL x 10 mL = 1 mmol
n NaOH
=M×V = 0,2 mmol/mL x 5 mL = 1 mmol HCl (aq) + NaOH(aq)
n mula-mula = 1 mmol
1 mmol
n reaksi
= 1 mmol
1 mmol
n sisa
=
-
-
→
NaCl(aq) + H2O(l) -
-
1 mmol
1 mmol
1 mmol
1 mmol
Karena mol HCl dan mol NaOH habis bereaksi, maka hal ini di sebut sebagai titik ekivalen. d. pH pada saat melewati titik ekivalen Diketahui: MNaOH
= 0,2 M = 0,2 mmol/mL
VNaOH
= 6 mL
MHCl
= 0,1 M = 0,1 mmol/mL
VHCl
= 10 mL
Ditanyakan
: pH…?
Penyelesaian : n HCl = M × V = 0,1 mmol/mL x 10 mL = 1 mmol
n NaOH
= M.V = 0,2 mmol/mL x 6 mL = 1,2 mmol HCl (aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
n mula-mula = 1 mmol
1,2 mmol
n reaksi
= 1 mmol
n sisa
=
-
[NaOH]
=
n sisa V total
=
-
-
1 mmol
1 mmol
1 mmol
0,2 mmol
1 mmol
1 mmol
0,2mmol 16 mL
= 0,0125 mmol/mL = 0,0125 M [OH-]
=M×a = 0,0125 M × 1 = 1.25 x 10-2 M
pOH
= -log [OH-] = -log [1,25 x 10-2 M] = 2 – log [1,25] = 1,91
pH
= 14 – pOH = 14 – 1,91 = 12,09
Jadi pH larutan saat melewati titik ekivalen yaitu 12,09 dan bersifat basa.
