PERCOBAAN VIII

PENENTUAN TETAPAN KESETIMBANGAN

ASAM LEMAH SECARA KONDUKTOMETRI

I. TUJUAN

Menentukan tetapan kesetimbangan asam lemah secara konduktometri

II. TINJAUAN PUSTAKA

II.1. Hantaran (Konduktivitas)

Hantaran listrik dalam elektrolit dilakukan oleh ion-ion. Adanya perbedaan

konsentrasi menyebabkan pola perbedaan hantarannya. Pada temperatur tetapi

hantarannya. Pada temperatur tetap hantaran larutan bergantung pada konsentrasi dan

kemobilan ion. Umumnya sifat hantaran listrik dalam elektron mengikuti hukum Ohm.

V = I. R

Dimana : V = tegangan listrik (unit)

I = Arus listrik (ampere)

R = tahanan listrik (Ohm)

Hantaran listrik (L) larutan didefinisikan sebagai kebalikan dari tahanan :

L = IR

Hantaran jenis k ialah hantaran larutan yang terletak didalam kubus dengan rusuk 0,01 m

antara dua permukaan dua permukaan yang sejajar, maka untuk dua permukaan yang

sejajar dengan luas Am2 dan berjarak 1 m. satu dari yang lain berlaku hubungan :

L = k AI

Dalam pengukuran hantaran diperlukan tetapan sel k yang merupakan suatu bilangan

yang bila dikalikan dengan hantaran larutan untuk sel yang bersangkutan akan

memberikan hantaran jenis larutan tersebut, jadi :

K = k. L = kR

Dari persamaan diatas jelaslah bahwa k = LR

adalah tetapan sel.

(Daniels, 1970)

II.2.Konduktansi dan Konduktivitas

Dalam konduktansi dan konduktivitas membicarakan tentang sifat-sifat listrik

larutan. Satuan daya hantaran (konduktansi) adalah mho. Hantaran I suatu larutan

berbanding lurus pada luas permukaan elektrode a.

Konduktivitas (K) adalah kebalikan dari resistivitas, yang dalam satuan SI

merupakan kondukstans dari satu meter kulit zat yang mempunyai satuan Ohm -1 m-1 (S m-

1). Konduktivitas suatu larutan elektrolit, pada setiap temperatur hanya bergantung pada

ion-ion yang ada dan konsentrasi ion-ion tersebut. Bila larutan suatu elektrolit diencerkan

konduktivitas akan turun karena lebih sedikit ion berada per cm3 larutan untuk membawa

arus. Jika larutan itu ditaruh antara dua elektrode yang terpisah 1 cm satu sama lain dan

cukup besar untuk mencakup seluruh larutan. Konduktans akan naik selagi larutan

diencerkan. Ini disebagian besar disebabkan oleh kenaikan derajat dissosiasi untuk

elektrolit-elektrolit lemah.

(Basset, 1994)

II.3.Konduktivitas molar (Λ)

Konduktivitas molar didefinisikan sebagai konduktivitas yang ditimbulkan oleh suatu

mol dan diberikan oleh :

Λ = 1000kC

= k . 1000 V

Dimana : C = konsentrasi larutan (mol. dm-3)

V = volume atau keenceran (dm3)

k = konduktivitas (S cm-1)

Λ = konduktivitas molar (S cm2 mol-1) atau (S m2 mol-1)

Untuk pengenceran tak terhingga pada konduktivitas molar berlaku pula keadaan aditif

dari ion-ionnya sesuai dengan hukum kohrausch.

(Basset, 1994)

II.4.Konduktivitas molar elektrolit lemah

Elektrolit lemah yang terlarut dalam air tidak mengalami ionisasi sempurna tetapi

terjadi kesetimbangan ion-ionnya dalam larutan tersebut. Hubungan antara derajat

dissosiasi dengan konduktivitas molar :

α = ΛcΛ0

Dengan : α = derajat dissosiasi

Λc = konduktivitas molar pada konsentrasi c (m2 Ω-1 mol-1)

Λ0 = hantaran molar larutan tak terhingga encer (m2 Ω-1 mol-1)

Untuk elektrolit lemah, tetapan kesetimbangan dinyatakan sebagai berikut :

Ka = α2

1−α

Jika α diketahui, maka Ka juga dapat diketahui.

(Glasstone, 1956)

II.5.Tetapan Kesetimbangan

Reaksi kimia seperti pembentukan hidrogen iodida dari hidrogen dan iodin dalam

fasa gas pada umumnya bersifat reversibel.

H2 (S) + I2 (g) 2 HI (g)

Dan ketika kecepatan dari reaksi ke depan dan kebelakang sama. Konsentrasi dari reaktan

dan produk tetap konstan seiring berjalannya waktu. Pada keadaan ini reaksi tersebut

telah mencapai keadaan kesetimbangan. Dalam beberapa kasus konsentrasi produk jauh

lebih besar dibandingkan dengan konsentrasi reaktan, dalam kasus lain yang terjadi

adalah kebalikannya. Konsentrasi kesetimbangan mencerminkan kecendrungan

intrinsikatom untuk hadir sebagai molekul-molekul reaktan atau produk.

Harga tetapan kesetimbangan yang diperoleh dari persamaan Ka = α2

1−α akan

berbeda untuk berbagai konsentrasi. Harga tetapan kesetimbangan sebenarnya adalah

tetapan kesetimbangan termodinamika K yang merupakan fungsi dari Ka dan koefisien

keaktifan ion-ionnya. Untuk larutan pada pengenceran tak terhingga koefisien

keaktifannya sama dengan satu . sehingga :

Log Ka = log K + 2 A √αc

Dengan : Ka = tetapan kesetimbangan

K = tetapan kesetimbangan sebenarnya (termodinamika)

A = tetapan

α = derajat dissosiasi

c = konsentrasi

Dengan log Ka terhadap √αc dan mengekstrapolasikan ke harga c = 0 dapat diperoleh

harga k.

(Daniels, 1970)

II.6.Pengukuran Konduktivitas

Uuntuk mengukur konduktivitas suatu larutan, larutan ditaruh dalam sebuah sel yang

tetapan selnya telah ditetapkan dengan kalibrasi dengan suatu larutan yang

konduktivitasnya diketahui dengan tepat, misal suatu larutan kalium klorida standar. Sel

ditaruh dalam satu lengan dari rangkaian jembatan Wheatstone seperti pada gambar

berikut, dan resistansinya diukur.

(Basset, 1994)

II.7.Dasar titrasi Konduktometri

Penambahan suatu elektrolit ke elektrolit lain pada kondisi yang tak menghasilkan

perubahan volume yang berarti akan mempengaruhi konduktansi larutan. Jika tidak

terjadi reaksi ionik maka konduktans hanya akan naik. Akan tetapi jika terjadi reaksi

ionik konduktans dapat naik atau turun. Begitulah jika bisa ditambahkan pada asam kuat,

hantaran turun karena adanya penggantian ion hidrogen yang konduktivitasnya tinggi

oleh kation lain yang konduktivitasnya rendah. Ini adalah prinsip yang mendasari titrasi

konduktometri yaitu, substitusi ion-ion dengan suatu konduktivitas oleh ion-ion dengan

konduktivitas yang lain.

(Basset, 1994)

II.8.Derajat dissosiasi Elektrolit kuat dan lemah

Larutan berair dari sejumlah senyawa merupakan konduktor arus listrik yang baik

karena senyawa-senyawa ini memiliki ion positif dan ion negatif. Senyawa-senyawa ini

disebut elektrolit. Sedangkan senyawa yang larutan berairnya tidak menghantarkan arus

disebut nonelektrolit. Sebagian besar senyawa ionik terurai sempurna dalam air dan oleh

karenannya disebut elektrolit kuat. Sedangkan senyawa kovalen disebut elektrolit lemah

karena hanya terurai sedikit dalam air. Tetapan kesetimbangan untuk penguraian

elektrolit lemah menjadi ion dinyatakan sebagai tetapan dissosiasi. Sebagai contoh

penguraian air.

2H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+] [ OH-]

Untuk asam asetat dan ammonia ditulis :

HOAc + H2O H3O+ + OAc- Kw = ¿¿

NH3 + H2O NH4+ + OH- Kw = ¿¿

Ka dipergunakan sebagai simbol untuk tetapan dissosiasi dari asam lemah, Kb untuk basa

lemah, Kw adalah penguraian air dan terkadang disebut sebagai tetapan autoprotolisis

dari air.

Proses dissosiasi elektrolit merupakan suatu proses dapat balik (reversibel) dan

sejauh mana dissosiasi ini terjadi, tergantung dari konsentrasi. Derajat dissosiasi (α)

adalah sama dengan fraksi molekul yang benar-benar berdissosiasi.

α = Jumlahmolekul−molekul yangberdissosiasi

jumlahtotal molekul

Nilai α bisa berubah-ubah antara 0 dan 1, jika α = 0, berarti tidaktidak terjadi dissosiasi.

Sedangkan jika α = 1 dissosiasi adalah sempurna.

(Underwood, 1999)

II.9.Penentuan tetapan kesetimbangan Dissosiasi secara eksperimen Hukum pengenceran

Ostwald

Tetapan kesetimbangan dissosiasi dan derajat dissosiasi pada konsentrasi tertentu

saling berkaitan. Reaksi dissoiasi dari suatu asam lemah berbasa satu.

HA H+ + A-

Dengan tetapan kesetimbangan K = ¿¿

Konsentrasi total dari asam (yang tak terdissosiasi ditambah yang berdissosiasi) adalah C,

jadi korelasi berlaku.

C = [HA] + [A-]

Derajat dissosiasi adalah α, konsentrasi ion hidrogen dan konsentrasi anion yang

berdissosiasi adalah sama dan dapat dinyatakan sebagai :

[H+] = [A] = C . α

Tetapan kesetimbangan dapat ditulis sebagai :

K = α2

V (1−α)

K dapat dihitung dari persamaan-persamaan ini, yang disebut hukum pengenceran

Ostwald, karena konduktivitas mempunyai korelasi antar keenceran dan derajat

dissosiasi.

(Vogel, 1985)

II.10. Teori asam Basa

1. Asam basa Arhenius

Asam adalah zat yang larut dalam air melepaskan ion H+ dan basa ialah zat yang larut

dalam air melepaskan ion OH-.

Contoh : Asam : HCl

Basa : NaOH

2. Asam basa Bronsted-lowry

Asam adalah donor proton, basa adalah akseptor proton

Contoh : HCl + H2O H3O+ + Cl-

3. Asam basa lewis

Asam didefinisikan sebagai spesies apa saja yang bertindak sebagai penerima

pasangan elektron. Sedangkan basa adalah donor pasangan elektron.

(Vogel, 1985)

II.11. Resume jurnal :

PEMERIKSAAN KONDUKTOMETRI PADA HIDROLISIS UREA SECARA

ENZIMATIK DALAM SISTEM BUFFER

Urea sangat penting di dalam metabolisme protein, banyak metode telah

dikembangkan untuk penilaian secara kwantitatif dalam metode mikro maupun makro.

Kebanyakan metode melibatkan penilaian secara kolorimetri dari amoniak atau

penentuan yang manometris dari C02.

Hidrolisis urea ini dilakukan pada kacang. Secara kinetik, hidrolisis urea menjadi

urease pada kacang dilakukan dengan menggunakan media pengenceran tanpa adanya

larutan penyangga yang dilakukan pada konversi substrat yang tinggi. Analisis kinetik

didasarkan pada metode konduktometri pada suhu yang konstan. Variasi pH dalam

kondisi yang sama juga harus diperhatikan. Nilai untuk hasil reaksi dapat dihitung secara

kwantitatip dari kurva integral secara kinetik yang diperoleh dari kurva kalibrasi

konduktans dan konsentrasi. Sedangkan analisis kinetik didasarkan pada nilai awal dari

konduktans dan konsentrasi dan metode kurva. Dalam hal ini sistem buffer merupakan

akibat dari penimbunan produk yang bersifat inhibitor.

Metode konduktomerti dapat digunakan untuk pemeriksaan secara kinetis pada

hidrolisis urea. Nilai awal dari metode dan analisis kurva dapat diterapkan dalam

pemeriksaan enzymatik pada hidrolisis urea.

(Bostan, 2005)

2.12. Analisa Bahan

2.12.1. Asam Oksalat (H2C2O4)

Merupakan asam organik luas dan beracun, zat padat tidak berwarna dan rasanya

masam, titik leleh -1900C, larut dalam air panas maupun dingin dan larut dalam

alkohol, terdapat dalam banyak tumbuhan.

(Mulyono, 1997)

2.12.2. Asam asetat (CH3COOH)

Berat molekul = 10 g/mol, titik didih 118,10C, titik beku 16,60C, dapat

membentuk ikatan hidrogen dengan air dan dengan sepasang molekul dapat

membentuk dua ikatan hidrogen.

(Mulyono, 1997)

2.12.3. KCl

Berat molekul 74,55 g/mol, merupakan padatan kristal putih, digunakan untuk

pupuk, titik leleh 7900C, titik beku 15000C.

(Mulyono, 1997)

2.12.4. Akuades (H2O)

Berat molekul 18 g/mol, titik didih 1000C, titik beku 00C, berat jenis 1 g/mol,

digunakan seagai pelarut polar.

(Mulyono, 1997)

III. METODE PERCOBAAN

III.1. Alat dan Bahan

3.1.1. Alat

1. Konduktometer 6. Termometer

2. Sel daya hantar 7. Gelas bekker

3. Pipet tetes 8. Termostat

4. Labu takar 100 ml 9. Botol semprot

5. Buret 25 ml

3.12. Bahan

1. Laruatan KCl 0,1 N

2. Larutan asam lemah (CH3COOH 0,1 N, C2H5COOH 0,1 N, H2C2O4 0.1N)

III.2. Skema Kerja

3.2.1. Penentuan tetapan keseimbangan dalam larutan KCl

Penencucian dengan air

Penentuan hantaran dalam air dan Pencucian kembali

Penentuan hantaran sampai menunjukan hasil yang tetap

Penencucian dengan larutan HCl

Penentuan hantaran dalam larutaan HCl

Penentuan temperatur larutan KCl

3.2.2. Penentuan tetapan kesetimbangan pada larutan asam lemah

Pemasukan kedalam larutan asam lemah (dalam konsentrasi 0,1N,

0,5N, 0,025N, 0,00625N, 0,00312N)

Pencatatan konsentrasi semua larutan dengan teliti

Penentuan hantaran dalam termostat

Sel

Hasil

Hasil

Sel

Hasil

Sel

IV. DATA PENGAMATAN

No Sel Hantaran Listrik

1

2

3

4

5

6

7

8

Air

KCl 0,1 N

Asam lemah 0,1 N

Asam lemah 0,05 N

Asam lemah 0,025 N

Asam lemah 0,00625 N

Asam lemah 0,00312 N

Asam lemah 0,00156 N

V. HIPOTESA

Pada percobaan penentuan tetapan kesetimbangan asam lemah secara konduktometri

dilakukan untuk menentukan tetapan kesetimbangan asam lemah secara konduktometri.

Prinsip percobaan ini adalah hantaran atau perpindahan suatu ion dalam larutan elektrolit

dalam kesetimbangan. Metode yang digunakan adalah metode konduktometri. Konduktivitas

asam lemah jika konsentrasinya turun atau diencerkan maka konduktivitas akan turun, tetapi

jika diletakan diantara dua elektrode maka konduktivitas akan naik karena kenaikan derajat

dissosiasi untuk asam-asam lemah. Dari percobaan akan diperoleh nilai suatu hantaran untuk

masing-masing asam lemah.

Semarang, 4 Oktober 2009

Mengetahui,

Asisten Praktikan

Agung Franciscus Didi Sutardi

J2C006002 J2C006019