PERCOBAAN 3 REAKSI ASAM BASA
I.
Teori Dasar
Kita sering menjumpai asam dan basa dalam kehidupan sehari-hari. Buah-buahan, seperti jeruk, apel, dll., mengandung asam. Amonia rumah tangga, bahan pembersih, dan cairan Plumber adalah basa. Asam adalah senyawa yang dapat mendonasikan proton (ion hidrogen). Basa adalah senyawa yang dapat menerima proton. Sistem klasifikasi ini diusulkan bersama oleh Johannes Brønsted dan Thomas Lowry pada 1923, dan dikenal sebagai teori Brønsted-Lowry. Sehingga, donor proton apapun adalah asam, dan akseptor proton adalah basa. Ketika HCl bereaksi dengan air HCl + HCl adalah asam dan menjadi
+
adalah basa karena HCl mendonasikan proton sehingga
, dan air menerima proton sehingga menjadi
sebaliknya (dari kanan ke kiri)
adalah asam dan
. Pada reaksi adalah basa. Seperti
diindikasikan oleh panah, kesetimbangan pada reaksi ini berada jauh ke sebelah kanan. Yaitu, dari setiap 1000 molekul HCl yang dilarutkan dalam air, 990 dikonversi menjadi
dan hanya 10 yang tetap dalam bentuk HCl pada
kesetimbangan. Namun mendonasikan proton ke basa, proton ke
(ion hidronium) juga adalah asam dan mampu . Mengapa ion hidronium tidak melepaskan
dengan tingkat kemudahan yang sama dan membentuk HCl? Hal ini
dikarenakan asam dan basa yang berbeda memiliki kekuatan yang berbeda pula.
1
HCl adalah asam yang lebih kuat daripada ion hidronium, dan air adalah basa yang lebih kuat dibanding
.
Dalam teori Brønsted-Lowry, setiap reaksi asam-basa membentuk pasangan asambasa konjugasinya. Pada reaksi di atas HCl adalah asam yang, setelah melepaskan proton, menjadi basa konjugasi,
. Dengan cara yang sama, air adalah basa
yang, setelah menerima proton, menjadi asam konjugasi, yaitu ion hidronium.
Beberapa asam hanya mampu memberikan satu proton. Senyawa-senyawa ini adalah asam monoprotik. Contohnya adalah HCl, HNO3, HCOOH, dan CH3COOH. Hidrogen adalah yang didonasikan. Asam lainnya melepaskan dua atau tiga proton. Senyawa-senyawa ini disebut asam diprotik atau triprotik. Contohnya adalah are
,
, dan
. Meskipun demikian, dalam
teori Brønsted-Lowry, setiap asam dianggap monoprotik, dan asam diprotik (seperti asam karbonat) mendonasikan proton-protonnya melalui dua langkah: 1.
+
+
2. Sehingga senyawa
adalah basa konjugasi pada reaksi pertama dan asam
pada reaksi kedua. Senyawa yang mampu bekerja sebagai asam maupun basa disebut amfiprotik. Dalam reaksi ionisasi diri:
Satu molekul air bekerja sebagai asam (donor proton) dan yang lain sebagai basa (akseptor proton). Dalam air murni, kesetimbangan berada jauh ke arah kiri, yaitu,
2
hanya sangat sedikit ion hidronium dan hidroksida yang terbentuk. Faktanya, mol ion hidronium dan
mol ion hidroksida yang ditemukan
dalam satu liter air. Konstanta disosiasi untuk ionisasi diri dari air adalah:
Ini dapat ditulis ulang menjadi:
, ion produk dari air, tetap konstan karena sangat sedikit molekul air yang bereaksi menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida; sehingga konsentrasi air dapat dianggap tetap sama. Pada temperatur ruangan,
memiliki nilai
Nilai dari ion produk dari air ini berlaku tidak hanya untuk air muni, tetapi untuk larutan aquaeous (air) apapun. Ini menjadi sangat memudahkan, karena jika kita tahu konsentrasi ion hidronium, kita bisa langsung mengetahui konsentrasi ion hidroksida dan sebaliknya. Sebagai contoh, jika dalam larutan HCl 0.01 M HCl terdisosiasi sempurna, konsentrasi ion hidronium adalah berarti
Ini
adalah
Untuk menghitung kekuatan dari larutan asam ataupun basa, P. L. Sorensen memperkenalkan skala pH.
Dalam air murni, kita telah melihat bahwa konsentrasi ion hidronium
M.
Logaritma dari ini adalah -7 dan, sehingga, pH air murni adalah 7. Karena air adalah senyawa amfiprotik, pH 7 berarti larutan netral. Pada sisi lain, dalam 0.01
3
M larutan HCl (terdisosiasi sempurna), kita memiliki
Jadi,
pHnya adalah 2. Skala pH menunjukkan bahwa larutan asam memiliki pH dibawah 7 dan larutan basa memiliki pH diatas 7.
pH larutan dapat dihitung dengan mudah menggunakan alat khusus yang disebut pH meter. Yang harus dilakukan hanyalah memasukkan elektroda pH meter ke dalam larutan untuk dihitung dan membaca nilai pHnya dari skala. pH larrutan juga bisa didapatkan, meskipun kurang tepat, dengan menggunakan kertas pH indikator. Kertas tersebut mengandung senyawa organik yang berubah warna pada nilai pH yang berbeda. Warna yang ditunjukkan oleh kertas kemudian dibandingkan dengan bagan yang disediakan oleh pembuatnya. Ada larutan-larutan tertentu yang menahan perubahan pH meskipun ketika kita menambahkan asam atau basa ke dalamnya. Sistem seperti itu disebut buffer. Sebuah campuran antara asam lemah dan basa konjugasinya biasanya membentuk sistem buffer yang baik. Contohnya adalah asam karbonat, yang mana merupakan buffer paling penting dalam darah kita dan menjaga pHnya tetap sekitar 7.4. Buffer menahan perubahan besar pada pH karena prinsip Le Chatelier yang mengatur kondisi kesetimbangan. Dalam sistem buffer asam karbonat-bikarbonat (asam lemah-basa konjugasi): + Penambahan asam,
+
, akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Ini mengurangi
konsentrasi ion hidronium, mengembalikannya ke nilai awal sehingga nilainya tetap konstan; sehingga perubahan pH kecil. Jika basa, sistem buffer itu, dia akan bereaksi dengan
,ditambahkan ke pada buffer. Namun
kesetimbangan kemudian bergeser ke kanan, menggantikan ion hidronium yang bereaksi, sehingga perubahan pH tetap kecil.
4
Buffer menstabilisasi larutan pada pH tertentu. Ini bergantung pada sifat buffer dan konsentrasinya. Contoh, sistem asam karbonat-bikarbonat memiliki pH 6.37 ketika kedua bahan berada pada konstentrasi molar yang sama. Perubahan pada konstentrasi dari asam karbonat relatif terhadap basa konjugasinya dapat menggeser pH buffer. Persamaan Henderson-Hasselbalch di bawah ini menunjukkan hubungan antara pH dan konsentrasi.
Dalam persamaan ini
adalah
, di mana
adalah konstanta disosiasi
asam karbonat
adalah konsentrasi asam dan
konsentrasi basa konjugasinya.
sistem
asam karbonat dan bikarbonat adalah 6.37. Ketika kondisi ekuimolar ada, maka Dalam kasus ini, term kedua dalam persamaan Henderson-
Hasselbalch adalah 0. Ini dikarenakan
, dan log 1=0. Sehingga pada
konsentrasi ekuimolar dari asam-basa konjugasi, pH buffer sama dengan
;
dalam sistem asam karbonat-bikarbonat nilainya adalah 6.37. Jika, kita memiliki
sepuluh kali lebih banyak bikarbonat daripada asam karbonat
, sehingga
log 10=1 dan pH buffer akan menjadi
II.
Tujuan Percobaan Mengidentifikasi asam dan basa dengan cara mengukur pH dari beberapa larutan.
5
III.
Mengetahui pengaruh dari konsentrasi terhadap pH larutan. Menghitung konsentrasi dan stokiometri dari asam dan basa.
Prosedur Percobaan A. Sifat-Sifat Asam dan Basa 1. Meminta 6 jenis larutan yang terdiri dari 3 larutan asam dan 3 larutan basa pada asisten laboratorium. Mengamati dan mencatat warna dari tiap larutan. 2. Mengambil tiap larutan sebanyak 5ml dan memasukkannya terpisah ke dalam tabung reaksi yang diberi nama L1 sampai L6. 3. Mengukur pH menggunakan kertas pH dengan cara memasukkannya ke dalam tabung reaksi hingga mengenai larutan (Jangan sampai terkena jari!). Mengeringkan kertas pH tersebut dan mencocokkannya warnanya dengan tabel warna pH yang berada di kotak kertas pH. Mencatat pH larutan tersebut dan menentukan larutan tersebut asam atau basa. 4. Mengulangi langkah ke 3 pada tiap larutan dan memberikan dasar dalam menentukan larutan tersebut asam atau basa. 5. Mengambil 5ml larutan dari asam dan basa, kemudian melarutkannya dengan rasio 1:1, 1:10, 1:100, 1:1000 dan menamainya dengan A1-A4 dan B1-B4. Dalam pembuatan larutan 1:10 menggunakan 1ml larutan 1:1 dan melarutkannya dengan 9ml pelarut. Begitu pula dalam pembuatan larutan 1:100 menggunakan larutan 1:10 dan pembuatan larutan 1:1000 dengan menggunakan larutan 1:100. 6. Mengukur pH dari tiap larutan seperti langkah 3. Mencatatnya berdasarkan tingkat konsentrasi larutan. 7. Membuat grafik hubungan antara konsentrasi dengan pH larutan dan membuat kesimpulan dari grafik tersebut. B. Reaksi Asam dan Basa 1. Membuat larutan 0,1M HCl, NaOH, dan Asam Asetat sebanyak 100ml dan membuat cara pembuatan dalam laporan. 2. Menggunakan pipet volum, memindahkan 5ml 0,1M HCl ke dalam labu
Erlenmeyer.
Kemudian,
meneteskan
1-2
tetes
indicator
fenolftalein dan mencatat perubahan warnanya. 3. Mengisi buret dengan NaOH lalu mencatat volumnya.
6
4. Melakukan proses titrasi HCl dengan NaOH sedikit demi sedikit dan mengocoknya
setiap
penambahan.
Setelah
terjadi
perubahan,
menghentikan proses titrasi dan mencatat volum NaOH yang tersisa. 5. Menuliskan reaksi asam-basa dan menghitung mol dari HCl berdasarkan data hasil titrasi lalu membandingkannya dengan
IV.
V.
perhitungan. 6. Mengulangi proses 2-5 dengan mengganti HCl dengan CH3COOH. Alat dan Bahan A. Alat 1. Labu Erlenmeyer 2. Gelas Beaker 3. Buret 4. Penjepit 5. Kaca Pengaduk 6. Labu Volumetric 7. Pipet, Pipet Volume, Pelolos Pipet B. Bahan Beberapa asam dan basa; lemah dan kuat 1. Asam: HCl, HNO3, CH3COOH 2. Basa: NaOH, Ba(OH)2, Mg(OH)2 3. Indikator fenolftaein 4. Kristal NaOH 5. Pertanyaan Sebelum Praktikum 1. Sebutkan dan jelaskan 3 teori asam basa yang sudah anda pelajari. 2. Bagaimana cara menghasilkan larutan penyangga, tuliskan beserta reaksinya. 3. Jelaskan hubungan antara PH dari suatu larutan dengan konsentrasinya ? 4. Jelaskan karakteristik dan cara kerja dari indikator yang digunakan dalam percobaan. 5. Apa itu titrasi dan mengapa titrasi perlu dilakukan dalam percobaan ini.
VI.
Pertanyaan Setelah Praktikum 1. Pada proses titrasi, mengapa CH 3COOH lebih cepat bereaksi ( berubah 2.
warna ) daripada HCl ? Jelaskan bagaimana indikator phenolphthalein dapat mengubah warna dari larutan titrasi dari bening menjadi merah muda ? Tuliskan
reaksinya ! 3. Bagaimana cara membedakan senyawa asam dan basa ? gunakan teori bronsted lowry untuk mendukung jawabanmu
7
4. Tuliskan bagaimana cara melakukan proses pengenceran terhadap larutan asam/basa dengan ratio 1:1 , 1:10 dan 1:100 , dan apakah 5.
fungsi dari pengenceran tersebut pada percobaan diatas ? Apakah yang dimaksud dengan larutan buffer? Dan apakah fungsi dari larutan buffer tersebut ?
VII.
Laporan Percobaan
Nama _________________
Hari/Tanggal
______________
Rekan Kerja
Asisten Lab
______________
___________
LAPORAN PRAKTIKUM
Karakteristik Asam dan Basa pH L1 =
(asam/basa)
pH L3 =
(asam/basa)
pH L2 = (asam/basa)
(asam/basa)
pH L4 =
pH L3 = (asam/basa)
(asam/basa)
pH L5 =
A1
A2
A3
A4
B1
B2
B3
B4
molaritas pH
8
Grafik: Molaritas
pH Reaksi Asam Basa
HCl Volume NaOH yang dibutuhkan = Persamaan reaksi = Mol HCl =
Asam Asetat Volume NaOH yang dibutuhkan = Persamaan reaksi = Mol asam asetat =
9
10
