Upload
titis-nugroho
View
490
Download
55
Embed Size (px)
DESCRIPTION
mengukur konstanta ionisasi dua asam dengan menggunakan teknik titrasi potensiometrik
Citation preview
LAPORAN PRAKTIKUM
KIMIA FISIK II
ANALISIS DAN PENENTUAN KONSTANTA DISOSIASI ASAM DENGAN
TITRASI pH YANG DIKONTROL DENGAN KOMPUTER
Nama Praktikan : Titissari Indah T.N
NIM : 111810301010
Kelompok : 3
Fak./Jurusan : MIPA/KIMIA
Nama Asisten : Qorry Dinnia F.
LABORATORIUM KIMIA FISIKJURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAMUNIVERSITAS JEMBER
2015
BAB 1. PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Penggolongan berbagai senyawa kimia dialam yang sangat melimpah baik dari segi
jumlah maupun jenisnya berdasarkan sifat asam dan basa sangat membantu para ilmuwan
dalam menyederhanakan obyek studi mereka, sehingga mempermudah proses
pembelajaran berikutnya. Senyawa-senyawa dialam yang dapat dikelompokkan kedalam
kelompok senyawa asam atau basa sangat melimpah jumlahnya, dengan tingkat keasaman
dan kebasaan yang bervariasi. Sifat asam dan basa juga sangat berpengaruh terhadap
kondisi lingkungan dan makhluk hidup pada lingkungan tersebut. Keasaman tanah akan
akan berpengaruh terhadap kondisi tumbuhan yang ada diatasnya. Kualitas air juga
ditentukan dengan mengukur tingkat keasamannya. Hujan asam bahkan akan
menyebabkan kerusakan lingkungan yang signifikan.
Kekuatan asam dapat diketahui melalui perhitungan konstanta disosiasi asam.
Kosntanta disosiasi asam ini memrupakan konstanta kesetimbangan. Semua reaksi
melibatkan uatu reaksi kesetimbangan walaupun reaksi yang mencapai suatu keadaan
setimbang tidak dapat dilihat begitu saja, tetapi mengamatinya melalui sebuah percobaan
dalam laboratorium. Pengamatan kesetimbangan asam tidak lepas dari kosentrasi ion-ion
saat asam berdisosiasi dalam larutan yang berair. Penentuan kosentrasi ion-ion dari asam
yang berdisosiasi ini tidak bisa secara langsung menggunakan perhitungan biasa tetapi
harus menggunakan konsep khusus yaitu melalui pKa. Kosentrasi ion-ion asam yang
belum diketahui dapat dicari kosentrasinya melalui metode titrasi.
Konsep titrasi dan konsep konstanta disosiasi asam sangat berkesinambungan,
sehingga dapat digunakan untuk mencari kosentrasi ion hasil disosiasi asam yang belum
diketahui. Jenis titrasi yang digunakan untuk mencari konstanta disosiasi asam adalah
titrasi potensiometri. Titrasi ini memanfaatkan sel elektroda, sehingga dapat
menggambarkan reaksi kesetimbangan untuk asam basa secara elektrokimia juga. Titrasi
ini dikontrol menggunakan komputer agar dapat menentukan volume ekivalen secara tepat.
1.2 Tujuan Percobaan
Percobaan ini mempunyai tujuan yaitu mengukur konstanta ionisasi dua asam dengan
menggunakan teknik titrasi potensiometrik.
BAB 2. TINJAUAN PUSTAKA
2.1 Material Safety Data Sheets (MSDS)
2.1.1 Asam Fosfat
Asam fosfat, juga disebut asam ortofosfat (H3PO4). Asam fosfat murni adalah
kristal padat yang memiliki titik leleh 42,35 °C atau 108,2 °F. Asam fosfat membentuk tiga
jenis garam sesuai dengan penggantian satu, dua, atau tiga atom hidrogennya. Di antara
garam fosfat yang penting adalah natrium dihidrogen fosfat (NaH2PO4), natrium fosfat
(Na3PO4), kalsium superfosfat (Ca [H2PO4] 2), kalsium monohidrogen fosfat (CaHPO4).
Molekul asam fosfat berinteraksi dalam kondisi yang sesuai, seringkali pada suhu tinggi,
untuk membentuk molekul yang lebih besar. Difosforik, atau asam pirofosfat (H4P2O7)
terbentuk dari dua molekul asam fosfat, kurang satu molekul air. Ini adalah yang paling
sederhana dari serangkaian homolog molekul rantai panjang yang disebut asam polifosfat.
Hal-hal yang perlu diperhatikan ketika menggunakan asam fosfat yaitu apabila terjadi
kontak mata akan menyebabkan kerusakan atau corneal kebutaan. Tindakan pertolongan
yang harus dilakukan adalah segera dibilas dengan air paling tidak 15 menit, kemudian
segera meminta pertolongan medis. Kontak kulit dapat menyebabkan radang dan iritasi.
Tindakan pertolongan yang harus dilakukan adalah segera dibilas dengan air sekurang-
kurangnya 15 menit. Asam fosfat bila terkena pakaian dan sepatu segera cuci dengan air
dingin dan sabun. Inhalasi zat akan menghasilkan iritasi ke perut usus atau saluran
pernafasan, dicirikan oleh bersin dan batuk (Anonim, 2015)
2.1.2 Natrium Hidroksida
Natrium hidroksida memiliki nama lain yaitu soda kaustik. Massa molar yang
dimilikinya yaitu sebesar 39,9971 g/mol , titik leleh dan titik didihnya berturut-turut
sebesar 318oC (591 K) dan 1390oC (1663 K). Selain itu kelarutannya dalam air sebesar 111
g/100ml dalam suhu 20oC. Nilai kebasaannya atau pKb sebesar -2,43. NaOH sangat larut
dalam air dan akan mengalami eksoterm jika dilarutkan. Selain itu, NaOH juga larut dalam
etanol dan methanol, namun kelarutannyan senyawa NaOH dalam kedua cairan tersebut
lebih kecil jika dibandingkan kelarutan NaOH dalam KOH. NaOH tidak larut dalam dietil
eter dan pelarut non polar lainnya. Hal-hal yang perlu diperhatikan ketika berinteraksi
dengan natrium hidroksida yaitu apabila terjadi kontak dengan kulit akan menyebabkan
iritasi, gatal, panas. Tindakan pertolongan yang harus dilakukan adalah bilas daerah kulit
yang terkena kontak natriun hidroksida menggunakan air bersih mengalir minimal 15
menit. Kontak dengan mata menyebabkan iritasi, gatal, kemerahan, dan perih. Tindakan
pertolongan yang harus dilakukan adalah cuci mata dengan air bersih minimal 15 menit
dengan sesekali mata diangkat dan ditutup. Bila terhirup dapat menyebabkan iritasi saluran
pernafasan, batuk dan dada sesak. Tindakan pertolongan yang harus dilakukan adalah
memberikan udara segar atau nafas buatan (Anonim, 2015).
2.2 Dasar Teori
Sifat asam dan basa suatu larutan dipelajari oleh beberapa ahli. Pada mulanya teori
asam dan basa dikemukakan oleh Arrhenius, kemudian Bronsted-Lowry dan selanjutnya
Lewis. Ketiga teori ini tidak bertentangan satu sama lain, teori itu berkembang makin luas
penggunaannya, teori Arrhenius hanya terbatas dalam larutan air, teori Bronsted-Lowry
berlaku untuk semua pelarut, sedang teori Lewis lebih luas lagi. Walaupun tanpa pelarut,
teori ini dapat berlaku. Definisi-definisi teori asam basa antara lain dijelaskan sebagai
berikut:
Teori arhenius.
Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah zat yang dalam air melepaskan ion
hidrogen, H+ sedang basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion hidroksida, OH.
Menurut Arrhenius, larutan elektrolit mengandung ion yang bergerak bebas. Ion inilah
yang menghantarkan arus listrik melalui larutannya. Zat elektrolit dapat berupa senyawa
ion dan senyawa. kovalen polar. Senyawa ion terdiri atas ion, jika senyawa ion dilarutkan
dalam air maka ion dapat bergerak bebas dan larutan dapat menghantarkan arus listrik.
Padatan / kristal senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik , tetapi lelehan
senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik. Senyawa Kovalen Polar : Molekul senyawa
kovalen polar dapat diuraikan oleh air membentuk ion. Elektrolit jenis ini meliputi asam
dan basa, tetapi lelehan senyawa kovalen terdiri atas molekul netral, maka tidak ada
lelehan senyawa kovalen yang dapat menghantarkan arus listrik walaupun bersifat polar
(Utami, 2011).
Teori Bronsted-Lowry
Pada tahun 1923, J.N. Bronnsted dan T.M. Lowry mengemukakan teori asam basa
yang dikenal dengan teori asam basa bronsted-lowry yaitu mengartikan asam sebagai suatu
molekul yang melepaskan proton (H+) yang sering disebut sebagai donor proton,
sedangkan basa merupakan suatu molekul yang menerima proton (H+) yang sering disebut
sebagai aseptor proton. Teori ini khusus digunakan untuk reaksi dalam larutan dengan
pelarut air. Jika suatu asam kehilangan proton yang tertinggal adalah suatu basa, dan basa
ini disebut sebagai basa konjugat. Jika asamnya lemah maka basa konjugatnya kuat
tergantung pada afinitas basa konjugat untuk H+
(Herawa, 2008).
Teori lewis
Pada tahun 1923, Gilbert N. Lewis seorang kimiawan dari Amerika Serikat
mendfinisikan asam basa berdasarkan teori ikatan kimia. Menurut Lewis, asam adalah
penerima (akseptor) pasangan electron bebas. Sementara itu, basa adalah pemberi atau
donor pasangan electron bebas. Teori asam-basa lewis lebih luas dalam mendeskripsikan
asam-basa bila dibandingkan dengan dua teori sebelumnya (Utami, 2011).
Banyak teori yang mendeskripsikan tentang asam. Berdasarkan teori-teori tersebut
asam dapat dibagi dalam berbagai macam spesifikasi. Asam secara spesifikasi tersebut
ialah asam monoprotik dan asam 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
Asam lemah adalah salah satu yang tidak terionisasi seluruhnya ketika asam lemah tersebut
dilarutkan dalam air. Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam
etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi
reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah produk. Ion bereaksi
dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air. Asam poliprotik adalah
asam yang dapat kehilangan lebih dari satu proton. Konstanta disosiasi untuk proton
pertama dapat dinotasikan sebagai Ka1 dan konstanta disosiasi untuk proton yang
berurutan sebagai Ka2, dan lain-lain. Asam fosfat, H3PO4, adalah contoh dari asam
poliprotik karena dapat kehilangan tiga proton (Kennedy, 1990).
Titrasi adalah suatu metode penentuan kadar (konsentrasi) suatu larutan dengan
larutan lain yang telah diketahui konsentrasinya. Titrasi merupakan suatu metoda untuk
menentukan kadar suatu zat dengan menggunakan zat lain yang sudah dikethaui
konsentrasinya. Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat di dalam
proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi
asam basa, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi
kompleksometri untuk titrasi yang melibatan pembentukan reaksi kompleks dan lain
sebagainya.Titrasi asam-basa sering disebut juga dengan titrasi netralisasi. Reaksi
netralisasi terjadi antara ion hidrogen sebagai asam dengan ion hidroksida sebagai basa dan
membentuk air yang bersifat netral. Berdasarkan konsep lain reaksi netralisasi dapat juga
dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) dengan penerima proton (basa) (Rivai,
1995).
Potensial dalam titrasi potensiometri dapat diukur sesudah penambahan sejumlah kecil
volume titran secara berturut-turut atau secara kontinu dengan perangkat automatik. Presisi
dapat dipertinggi dengan sel konsentrasi. Elektroda indikator yang digunakan dalam titrasi
potensiometri tentu saja akan bergantung pada macam reaksi yang sedang diselidiki. Jadi
untuk suatu titrasi asam basa, elektroda indikator dapat berupa elektroda hidrogen atau
sesuatu elektroda lain yang peka akan ion hidrogen, untuk titrasi pengendapan halida
dengan perak nitrat, atau perak dengan klorida akan digunakan elektroda perak, dan untuk
titrasi redoks (misalnya, besi(II)) dengan dikromat yang digunakan kawat platinum
semata-mata sebagai elektroda redoks (Khopkar, 1990).
Proses titrasi potensiometri dapat dilakukan dengan bantuan elektroda indikator dan
elektroda pembanding yang sesuai. Kurva titrasi yang diperoleh dengan menggambarkan
grafik potensial terhadap volume pentiter yang ditambahkan, mempunyai kenaikan yang
tajam di sekitar titik kesetaraan. Informasi dari grafik dapat diperkirakan titik akhir titrasi.
Titrasi potensiometri larutan asam-basa ini tidak membutuhkan indikator untuk
menentukan titik ekivalen maupun titik akhirnya (Annisa, 2009).
Titik ekivalen titrasi adalah titik dimana titran ditambahkan tepat bereaksi dengan
seluruh zat yang dititrasi tanpa adanya titran yang tersisa. Titik ekivalen menyatakan
jumlah mol titran setara dengan jumlah mol titrat menurut stoikiometri.
Gambar 2.1 Kurva titrasi asam kuat dan basa kuat (kiri) dan kurva titrasi asam kuat dan
basa lemah (kanan)
Kurva titrasi (kiri) 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. Kosentrasi ion hidronium pada pH 1 adalah 10 kali lipat kosentrasi ion hidronium pada
pH 2. Kemudian naik tajam hingga didekat titik ekivalen.Titik ini menginformasikan jika
ion hidronium yang tersisa tinggal sedikit, dan hanya membutuhkan sedikit ion hidroksida
untuk menaikkan pH. Kuva titrasi (kanan) awalnya asam kuat memiliki pH yang rendah,
kemudian pH naik perlahan saat permulaan, kemudian pH meningkat cepat mendekati titik
ekivalen dengan pH titik ekivalen tidak tepat pada pH 7.
Penentu kekuatan asam atau basa adalah adalah posisi kesetimbangan reaksi disosiasi
asam atau basa dalam air. Tingkat ionisasi atau disosiasinya yaitu jumlah ion H+ dan ion
OH- yang dilepaskan oleh spesi asam dan basa. Suatu asam HA dimisalkan dalam air akan
mengalami reaksi disosiasi sebagai berikut:
HA + H2O H3O+ + A-
Asam kuat adalah zat dimana reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah
kanan, akibatnya pada keadaan setimbang hampir seluruh asam HA terdisosiasi menjadi
H3O+ dan A-. Sedangkan asam lemah kebalikan dengan asam kuat yaitu reaksi
kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kiri, jadi sangat sedikit sekali HA yang
akan terdisosiasi menjadi H3O+ dan A- (Skoog, 1994).
Titrasi suatu asam monoprotik, pH pada setengah titik ekivalen secara sederhana
dihubungkan dengan pK. Beberapa asam-basa Bronsted [HA] dan [A]:
HA H+ + A-
Pada titik setengah ekivalen, bila molaritas [A]- sama dengan [HA], pH larutan sepadan
dengan pK. Persamaan ini disebut persamaan Henderson-Hasselbach:
(2.3)
(Tim Penyusun, 2015).
BAB 3. METODOLOGI PERCOBAAN
3.1 Alat dan Bahan
3.1.1 Alat
Komputer
Gelas piala 250 mL
Pipet Mohr
Neraca Analitik
Pipet Volume
Labu ukur 100 mL
3.1.2 Bahan
Sampel asam
Larutan NaOH
Larutan Asam Fosfat
Aquades
3.2 Prosedur Percobaan
3.2.1 pKa Asam Asetat
pK
disiapkan larutan asam asetat sebanyak 50 mL di dalam beaker
glass
dititrasikan larutan itu dengan larutan hidroksida standar
dialurkan data sebagai pH lawan volume NaOH (mL) dan
ditetapkan volume kesetaraan
dibaca dari kurva itu pH pada setengah volume yang diperlukan
untuk mencapi titik kesetaraan.
dilaporkan nilai ini kepada asisten dan diulangi titrasi bila perlu
Ditentukan kosentrasinya bila suatu larutan atau bobot ekivalen jika
sampel berupa padatan dan ditimbang sampel terlebih dahulu
Asam Asetat
Hasil
3.2.1 Titrasi Asam Fosfat
Dipipet asam fosfat sebanyak 25 mL dengan kosentrasi X ke
dalam gelas puala 250 mL
Diencerkan larutan ini menjadi 100 mL
Dicelupkan elektroda-elektroda ke dalam larutan
Dititrasi dengan larutan hidroksida standar
Dijumpai dua patahan dalam kurva titrasi yaitu pada pH 4-5 dan
pada pH 9-10
Dialurkan kurva titrasi itu sebagai pH lawan volume NaOH.
Ditetapkan dari kurva itu molaritas larutan asam dan nilai pKa I
dan pKa 2 asam fosfat
Asam Fosfat
Hasil
BAB 4. HASIL DAN PEMBAHASAN
4.1 Hasil
4.1.1 Konstanta Disosiasi Asam Monoprotik
CH3COOH(l) H+(l) + CH3COO-(l)
Titrasi I Titrasi IIKa rata-rata
pKa Ka pKa Ka
4,944 1,138x10-5 4,964 1,086x10-5 1,043x10-5
4.1.2 Konstanta Disosiasi Asam Poliprotik
Persamaan Reaksi
H3PO4(l) + NaOH (l) H+(l) + H2PO4-(l) + Na+(l) + OH-(l)
H2PO4-(l) + NaOH (l) H+(l) + HPO4
-(l) + Na+(l) + OH-(l)
Titrasi I Ka rata-rata
pKa 1 Ka1 pKa2 Ka2 Ka 1
2,454 3,516x10-3 7,264 5,445x10-8 3,436x10-3
Titrasi II
pKa 1 Ka1 pKa2 Ka2 Ka 2
2,474 3,357x10-3 7,664 2,168x10-8 3,806x10-8
4.2 Pembahasan
Konsep kesetimbangan kimia ditemukan untuk menjelaskan beberapa reaksi kimia
yang terjadi secara bolak-balik (reversible). Jenis reaksi kesetimbangan yang paling
banyak dijumpai dan dapat dipelajari secara eksperimen adalah reaksi asam-basa. Reaksi
asam basa dikembangkan berdasarkan teori Arhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis.
Berdasarkan definisi asam dan basa Bronsted-Lowry, reaksi kimia asam-basa dapat
dituliskan dalam satu tahap, misalnya reaksi asam klorida yang direaksikan dengan air
akan menghasilkan ion hydronium dan ion klorida. Tetapi kenyataannya reaksi antara asam
klorida dan air merupakan reaksi reversible bukan reaksi yang terjadi dalam satu tahap.
Hal ini dapat dijelaskan bahwa suatu asam akan mendonorkan proton (H+) pada air yang
bertindak sebagai basa. Hasil reaksi keduanya merupakan ion hidronium yang juga bersifat
asam (konjugat dari basa) dan sebuah ion basa (konjugat dari asam). Kedua spesimen
tersebut dapat bereaksi dengan ion hydronium mendonorkan proton pada basa konjugat,
sehingga senyawa asam-basa penyusunnya terbentuk kembali. Reaksi kesetimbangan
asam-basa dapat dituliskan:
HA + H2O H3O+ + A-
Persamaan kesetimbangan erat kaitannya dengan perbandingan laju ketika reaksi bergerak
lurus ke produk maupun reaksi yag berjalan kearah reaktan, sehingga kesetimbangan dapat
ditentukan berdasarkan perbandingan hasil kali kosentrasi produk dengan hasil kali
kosentrasi reaktannya. Konsep kesetimbangan dalam reaksi asam basa lebih dikenal
melalui perhitungan konstanta disosiasi asam yang dapat diketahui melalui nilai pKa.
Percobaan reaksi asam basa ini dilakukan untuk mengukur konstanta dua asam yaitu
asam monoprotik dan asam poliprotik dengan menggunakan teknik titrasi yang dapat
menentukan nilai pH saat volume ekivalen untuk menentukan nilai pKa, sehingga Ka suatu
asam dapat ditentukan. Jenis asam yang digunakan monoprotik yang digunakan untuk
percobaan ini yaitu asam asetat (CH3COOH), sedangkan asam poliprotik yang digunakan
adalah asam fosfat (H3PO4). Reaksi yang digunakan untuk menentukan konstanta disosiasi
asam adalah reaksi penetralan yang merupakan prinsip dasar titrasi pH. Titrasi pH
dilakukan dengan bantuan elektroda gelas (membran gelas) yang terhubung melalui
software labView. Elektroda ini merupakan elektroda selektif ion yang sensitiv hanya pada
ion-ion yang mneyebabkan perubahan pada pH. Lapisan tipis dari gelembung kaca akan
berinteraksi dengan ion hydrogen yang ukurannya relative kecil, dan elektroda gelas
tersebut akan mengukur potensial elektrokimia dari ion hidrogen atau potensial hidrogen.
Potensial elektrokimia yang terbaca pada software berupa besaran pH larutan karena
sebelumnya software ini telah diatur untuk pengukuran pH.
Asam asetat sebanyak 50 mL dititrasi dengan larutan hiroksida standar (NaOH).
Perlu diketahui bahwa natrium oksida tergolong dalam basa kuat. Natrium hidroksida
ditempatkan dalam botol infus, maka reaksi penetralan dilakukan dengan setetes demi
setetes larutan NaOH hingga titik ekivalen terbentuk. Penggunaan botol infus
menggantikan buret karena reaksi untuk menentukan titik ekivalen harus akurat.
Banyaknya tetesan dan pH yang berubah akibat penambahan larutan NaOH akan terbaca
pada komputer berupa kurva titrasi pH terhadap volume NaOH yang dibutuhkan untuk
mencapai titik ekivalen. Titrasi ini dilakukan dengan pengontrolan komputer yang artinya
ketika kurva titrasi yang terbaca pada komputer sudah memenuhi bentuk kurva titrasi
sesuai dengan literatur, titrasi dapat dihentikan dengan menekan ikon stop dilayar software,
sehingga mengurangi terjadinya human error saat akan menghentikan proses titrasi. Reaksi
antara asam asetat dan larutan NaOH dilakukan dengan pengadukan menggunakan stirrer
agar terbentunya ion H+ secara keseluruhan dapat terdeteksi oleh elektroda. Reaksi antara
asam asetat dan natrium hidroksida dapat digambarkan dibawah ini:
CH3COOH(l) + NaOH(l) Na+CH3COO-(l) + H+(l) + OH-(l)
Asam asetat merupakan asam monoprotik lemah, sehingga kecepatan alir penambahkan
titran NaOH yang merupakan basa kuat harus diatur tidak terlalu cepat. Titran yang
ditambahkan dengan aliran terlalu cepat akan menyebabkan kenaikan pH secara tiba-tiba
dan juga dapat menyebabkan hasilkurva titrasi yang tidak sesuai.
Titrasi asam asetat dan NaOH dilakukan secara duplo. Perlakuan duplo agar
menghindari kesalahan saat pengukuran. Kurva hasil titrasi asam asetat pertama dan
pengulangannya ditunjukkan dibawah ini:
Titrasi penambahan NaOH pada asam asetat mengubah pH secara perlahan-lahan, tetapi
ketika hampir mencapai titik ekivalen pH berubah dengan cepat walaupun NaOH yang
ditambahkan tidak sebanyak saat awal titrasi. Fenomena ini dapat dijelaskan karena saat
hamper mencapai titik ekivalen sisa ion H+ dalam larutan sedikit hingga ketika mencapai
titik ekivalen semua ion H+ bereaksi sempurna dengan NaOH. Hal ini yang menyebabkan
pH semakin cepat naik. Nilai pH diatas titik ekivalen merupakan nilai pH dari basa,
dimana basa akan bereaksi dengan air produk hasil titrasi asam asetat dan basa membentuk
ion hidroksida yang dapat terukur sebagai pH basa.
Kurva titrasi asam monoprotik lemah dengan basa kuat pada percobaan ini sesuai
dengan literatur.
Nilai pH pada titik ekivalen asam lemah tidak tepat pada pH 7 dan nilai pH pada awal
titrasi tidak dimulai pada nilai 0 saat titran basa belum ditambahkan melainkan pada pH
diatas 2. Nilai pKa asam asetat pada titrasi percobaan pertama dengan percobaan berturut-
turut sebesar 4,944 dan 4,964 dengan nilai rata-rata sebesar 4,954. Nilai pKa yang
diketahui dapat menentukan nilai konstanta disosiasi asam asam asetat pada pertama yaitu
1,138x10-5 dan 1,086x10-5 untuk titrasi asam asetat percobaan kedua dengan nilai rata-rata
konstanta disosiasi asam 1,043x10-5 . Besarnya nilai pKa berdasarkan litratur yaitu 4,5
dengan konstanta disosiasi asam sebesar 3,162x10-5. Hal ini menunjukkan bahwa nilai pKa
percobaan memiliki nilai yang hampir sama dengan pKa asam asetat literatur, tetapi
perbedaan nilai yang sangat kecil sangat mempengaruhi nilai konstanta disosiasi asam
yang bila diperhatikan selisih nilai Ka asam asam asetat percobaan dengan nilai Ka
literatur memiliki selisih nilai yang besar. Ada beberapa faktor yang menyebabkan
terjadinya kesalahan yang mempengaruhi nilai hasil eksperimen yang tidak sesuai dengan
literatur diantaranya adalah pengadukan untuk mencampurkan asam asetat dan natrium
hidroksida untuk menghasilkan ion H+ yang dapat terdeteksi oleh elektroda. Kecepatan
stirrer harus diatur sedemikian rupa, agar ion H+ dapat menyentuh membran gelas
elektroda. Kecepatan stirrer yang tinggi menyebabkan larutan teraduk dengan cepat
sehingga ada beberapa ion H+ yang tidak secara tepat bersentuhan dengan membran gelas
yang akibatnya titran NaOH harus ditambahkan lebih banyak dan sudah diketahui
sebelumnya bahwa penentuan nilai pKa dari volume ekivalen kurva titrasi. Volume NaOH
yang ditambahkan terlalu banyak akan menyebabkan volume ekivalen akan semakin besar
dan pKa yang diperoleh dari setengah volume ekivalen menjadi lebih besar dari nilai pKa
literatur. Penentuan nilai pKa yang salah akan mempengaruhi kesalahan saat penentuan
nilai konstanta disosiasi asam.
Berbeda dengan asam monoprotik yang hanya memiliki satu persmaan
keksetimbangan antara asam dan basa konjugatnya. Asam poliprotik memiliki persamaan
kesetimbangan lebih dari satu, dimana jumlahnya tergantung pada jumlah ion H+ yang
Titik Ekivalen
Titik ½ ekivalen
terdisosiasi pada larutan berair (untuk total n+1 spesi). Asam poliprotik yang digunakan
pada percobaan titrasi selanjutnya yaitu asam fosfat (H3PO4). Ketika asam fosfat
terdisosiasi dalam larutan terdapat empatmacam kesetimbangan yaitu spesi H3PO4, H2PO4-
(anion dihidrogen fosfat), HPO4- (anion hidrogen fosfat) , PO4
- (anion fosfat). Seperti
percobaan sebelumnya, titrasi asam fosfat dilakukan secara duplo. Kurva hasil titrasi antara
asam fosfat dan basa NaOH yaitu:
Terdapat dua titik ekivalen yang terbentuk dari titrasi asam fosfat dengan basa NaOH.
Berdasarkan kurva titrasi diatas dapat diketahui bahwa titik ekivalen pertama terletak pada
range pH 5-6 dan titik ekivalen yang terletak pada range pH 8-9. Kurva yang diperoleh dari
titrasi sama seperti literature bahwa titrasi asam poliprotik lemah dimulai dari pH 2 saat
sebelum penembahan titran. Terdapat perbedaan jumlah volume titran yang diperlukan
untuk menitrasi asam fosfat pada percobaan pertama dan kedua. Volume titran yang
dibutuhkan untuk mencapai titik-titik ekivalen pada pengulangan lebih banyak daripada
titrasi asam fosfat yang pertama. Hal ini terjadi dikarenakan aliran titran NaOH pada
pengulangan titrasi leh lama daripada titrasi yang pertama, sehingga volume NaOH yang
dibutuhkan lebih banyak yang dibuktikan pada awal titrasi pengulangan pH masi berada
pada pH 2. Kurva titrasiasam fosfat berdasarkan literatur dapat dilihat sebagai berikut:
Titrasi pada asam fosfat hanya dilakukan hingga terbentuk titik ekivalen kedua. Bila
sebelumnya penentuan pKa asam asetat dilihat melalui setengah volume ekivalennya,
maka nilai pKa yang lebih dari satu dilihat melalui nilai pH pada ½ volume ekivalen untuk
pKa1 dan pKa2 dari nilai pH pada 3/2 volume ekivalen. Nilai pKa1 dan pKa2 asam fosfat
pada titrasi yang pertama sebesar 2,454 dan 7,264 dengan konstanta disosiasi asam sebesar
3,516x10-3 dan 5,445x10-8. Berdasarkan literatur nilai pKa1 dan pKa2 berturut-turut
sebesar 2,12 dan 7,21. Nilai pKa antara literatur dan percobaan memiliki selisih yang tidak
terlalu besar. Nilai Ka1 dan Ka2 asam fosfat berdasarkan literatur sebesar 7,52x10 -3 dan
6,23x10-8. Perbedaan nilai Ka1 dan Ka2 secara tidak langsung menyatakan bahwa
perubahan sekecil apapun nilai pKa sangat berarti pada perubahan nilai konstanta disosiasi
asamnya. Nilai pKa dan konstanta disosiasi asam titrasi kedua antara lain pKa 1 dan pKa 2
sebesar 2,474 dan 7,664, sedangkan konstanta disosiasi asam pertama memiliki nilai
sebesar 3,357x10-3 dan untuk nilai konstanta disosiasi asam yang kedua memiliki nilai
sebesar 2,168x10-8. Nilai keseluruhan pKa dan Ka titrasi kedua memiliki nilai yang lebih
jauh dari literatur.
Berdasarkan penentuan nilai Ka pada asam poliprotik diperoleh bahwa Ka1>Ka2.
Nilai konstanta disosiasi asam menyatakan kekuatan asam. Semakin besar Ka dan semakin
kecil nilai pKa sifat keasamannya semakin kuat. Nilai konstanta disosiasi asam untuk Ka1
lebih besar daripada Ka2 karena pada disosiasi yang pertama, asam mudah melepaskan ion
H+ yang dapat dikatakan pada disosiasi pertama sifat keasaman masih kuat. Nilai Ka2 yang
lebih kecil disebabkan karena anion dihidrogen difosfat memiliki nilai energi afinitas yang
lebih besar daripada asam fosfat sehingga lebih sulit untuk melepaskan ion H+, sehingga
pKa yang terukur pada pH meter memiliki nilai yang lebih besar daripada pKa yang
pertama. Konstanta disosiasi asam poliprotik memiliki nilai semakin kecil pada tingkat
disosiasi asam yang semakin tinggi (dalam kasus asam fosfat yaitu konstanta disosiasi
asam ketiga yang memiliki nilai konstanta disosiasi terkecil).
BAB 5. PENUTUP
5.1 Kesimpulan
Konstanta disosiasi asam asetat sebesar 1,043x10-5
Konstanta disosisasi asam fosfat I lebih besar daripada konstanta disosiasi asam
yang kedua yaitu sebesar 3,436x10-3 > 3,806x10-8
Nilai konstanta disosiasi asam yang semakin besar menunjukkan bahwa sifat asam
semakin kuat, begitupun sebaliknya
Konstanta disosiasi asam berbanding terbalik dengan pKa. Nilai pKa kecil akan
menghasilkan nilai konstanta disosiasi asam yang besar, dan nilai pKa yang besar
akan menghasilkan konstanta disosiasi asam yang kecil
5.2 Saran
Hal-hal yang perlu diperhatikan agar praktikum yang selanjutnya berjalan lebih baik
dan agar memperoleh hasil praktikum yang maksimal:
Memperhatikan faktor-faktor yang menyebabkan error terhadap data-data
praktikum sehingga hasilnya tidak sesuai dengan literature
Memahami prosedur percobaan praktikum dengan baik
DAFTAR PUSTAKA
Anonim. 2015. Material Safety Data Sheets Asam Fosfat.
http://www.sciencelab.com/msds.php?msdsId=9927593. Diakses tanggal 5 Oktober 2015
Anonim. 2015. Material Safety Data Sheets Natrium Hidroksida.
http://www.sciencelab.com/msds.php?msdsId=9927593. Diakses tanggal 5 Oktober 2015
Annisa, Syabatani. 2009. Kimia Analitik Titrasi Potensiometri.
https://annisanfushie.wordpress.com/2009/07/17/titrasi-potensiometri/. Diakses tanggal 5
Oktober 2015
Herawa, Susi. 2008. Teori Asam Basa. Bandung: ITB
Kennedy, J.H. 1990. Analytical Chemistry Principles, 2nd ed. New York : Saunders
College Publishing
Khopkar. 1990. Konsep Dasar Kimia Analitik. Jakarta: Universitas Indonesia.
Rivai, Harrizul. 1995. Asas Pemeriksaan Kimia. Jakarta: Universitas Indonesia Press.
Tim Penyusun. 2015. Penuntun Praktikum Kimia Fisik II. Jember: Jurusan Kimia Unej
Utami, Sri. 2011. Teori Asam Basa. Surabaya: Unair
LAMPIRAN
1. Asam Asetat (1)
1 tetes NaOH 0,1 mL
Volume ekivalen = 46,8 mL mL
pKa = pH setengah volume ekivalen
= 4,944
2. Asam Asetat (2)
Volume ekivalen = 64,8 mL mL
pKa = pH setengah volume ekivalen
= 4,964
Ka rata-rata asam asetat = 1,043x10-5
3. Asam Fosfat 1
V ekivalen = 42 mL ½ Vekivalen = 21 mL
3/2 Vekivalen= 63 mL
4. Asam Fosfat 2
V ekivalen = 91 mL ½ Volume ekivalen = 45,5 mL
3/2 Volume ekivalen = 136,5 mL
Ka 1 rata-rata = 3,436 x 10-3
Ka 2 rata-rata = 3,806 x 10-8