Titrasi asam basa adalah suatu prosedur untuk menentukan kadar (pH) suatu larutan asam/basa berdasarkan reaksi asam basa. Sebelum membahas lebih lanjut mengenai Laporan Praktikum Titrasi Asam Basa, mari perhatikan Daftar Isi berikut.

Bab I Pendahuluan

Tujuan Percobaan

Tujuan percobaan ini adalah menghitung banyaknya pereaksi dan hasil reaksi dalam larutan elektrolit hasil titrasi Asam Basa.

Dasar Teori

Titrasi asam basa adalah suatu prosedur untuk menentukan kadar ($\text{pH}$) suatu larutan asam/basa berdasarkan reaksi asam basa. Kadar larutan asam dapat ditentukan dengan menggunakan larutan basa yang sudah diketahui kadarnya, dan sebaliknya kadar larutan basa dapat ditentukan dengan menggunakan larutan asam yang sudah diketahui kadarnya. Titrasi yang menyandarkan pada jumlah volum larutan disebut titrasi volumetri. Pengukuran volum diusahakan setepat mungkin dengan menggunakan alat-alat, seperti buret dan pipet volumetri.

Larutan yang akan dicari kadarnya dimasukkan ke dalam labu erlemeyer, sementara larutan yang sudah diketahui kadarnya dimasukkan ke dalam buret. Sebelum memulai titrasi, larutan yang akan dititrasi ditetesi larutan indikator. Jenis indikator yang digunakan disesuaikan dengan titrasi yang dilakukan, misalnya Fenolftalein untuk titrasi asam kuat oleh basa kuat.

Secara teknis, titrasi dilakukan dengan cara mereaksikan sedikit demi sedikit larutan penitrasi melalui buret, ke dalam larutan yang akan dititrasi dalam labu erlemeyer. Penambahan dilakukan terus menerus sampai kedua larutan tepat habis bereaksi yang ditandai dengan berubahnya warna indikator. Kondisi pada saat terjadi perubahan warna indikator disebut titik akhir titrasi. Titik akhir titrasi diharapkan mendekati titik ekuivalen titrasi, yaitu kondisi pada saat larutan asam habis bereaksi dengan larutan basa. Pendekatan antara titik akhir titrasi dan titik ekuivalen titrasi bergantung pada $\text{pH}$ perubahan warna dari larutan indikator. Jika perubahan warna indikator terletak pada $\text{pH}$ titik ekuivalen, maka titik akhir titrasi sama dengan titik ekuivalen. Akan tetapi, jika perubahan warna terjadi setelah penambahan larutan penitrasi yang berlebih, maka titik akhir titrasi berbeda dengan titik ekuivalen. Perbedaan antara titik akhir titrasi dengan titik ekuivalen disebut kesalahan titrasi. Besar kecilnya kesalahan titrasi ditentukan oleh pemilihan indikator. Jika indikator yang digunakan tepat, maka kesalahan titrasinya kecil.

Dalam titrasi, ada saat dimana terjadi perubahan pH secara drastis. Kondisi ini terjadi saat titrasi mendekati titik ekuivalen. Perubahan ini akan tetap terjadi meskipun larutan penitrasi yang ditambahkan sangat sedikit. Titik ekuivalen dalam titrasi berbeda-beda tergantung jenis titrasinya. Titrasi asam kuat oleh basa kuat dan sebaliknya mempunyai titik ekuivalen pada $\text{pH}$ 7. Titik ekuivalen titrasi asam lemah oleh basa kuat terjadi pada pH basa, antara 8 dan 9. Sementara titik ekuivalen titrasi basa lemah oleh asam kuat berada pada $\text{pH}$ asam.

Bab II Metodologi

Metode

Metode yang kami gunakan dalam praktikum ini adalah pengamatan langsung dan literatur.

Alat dan Bahan

Alat yang digunakan dalam praktikum ini adalah:

  • Labu erlemeyer 250 mL
  • Pipet volumetrik 25 mL
  • Buret
  • Statif dan Klem
  • Corong kecil
  • Pipet tetes
  • Botol kecil berisi air suling
  • $\text{pH}$-meter (telah dikaliberasi) atau kertas indikator universal

Bahan yang digunakan adalah:

  • Indikator Fenolftalein
  • Larutan $\text{HCl 0,1 M}$
  • Larutan $\text{NaOH 0,1 M}$

Cara Kerja

  1. Ambillah 25 mL $\text{HCl}$ dengan pipet volumetrik, lalu pindahkan ke dalam labu erlemeyer.
  2. Tambahkan 5 tetes indikator Fenolftalein ke dalam labu erlemeyer tersebut.
  3. Siapkan Buret, Statif, dan Klem.
  4. Isi Buret dengan larutan $\text{NaOH}$ tepat sampai garis 0 dengan bantuan corong.
  5. Buka kran Buret secara perlahan sehingga $\text{NaOH}$ mengalir tepat ke dalam labu erlemeyer. Lakukan pengukuran $\text{pH}$ dengan $\text{pH}$-meter atau kertas indikator universal pada saat penambahan $\text{NaOH}$ mencapai masing-masing volume seperti yang tercantum pada tabel hasil pengamatan. Selama penambahan $\text{NaOH}$, goyangkan labu erlemeyer agar $\text{NaOH}$ tercampur dengan larutan. Amati perubahan warna larutan yang terjadi.

Bab III Hasil Pengamatan

Data Hasil Percobaan

Volume $\text{NaOH}$$\text{pH}$Warna
0,0 mL1Bening
10,0 mL1Bening
15,0 mL2Bening
20,0 mL4Bening
24,0 mL9Ungu
24,9 mL9Ungu
25,0 mL9Ungu
25,1 mL9Ungu
25,5 mL10Ungu
27,0 mL10Ungu

Pembahasan

Dari percobaan yang dilakukan, terlihat bahwa pH larutan mengalami kenaikan sedikit demi sedikit sampai pada penambahan 20 mL $\text{NaOH}$. Setelah penambahan 24 mL $\text{NaOH}$ terjadi perubahan $\text{pH}$ yang cukup drastis dan diikuti perubahan warna larutan. Larutan yang tadinya bening berubah menjadi warna ungu.Dalam percobaan ini, terjadi kesalahan titrasi, yaitu adanya perbedaan antara titik ekuivalen dengan titik akhir titrasi. Titrasi berakhir lebih cepat, yaitu saat penambahan 24 mL $\text{NaOH}$, yang seharusnya sama dengan titik ekuivalen, yang dicapai saat penambahan 25 mL $\text{NaOH}$. Setelah titik ekuivalen terlewati, perubahan pH berjalan secara perlahan kembali.

Pertanyaan

Nomor 1

Hitunglah $\text{pH}$ larutan dari reaksi 25 mL $\text{HCl 0,1 M}$ dengan 10 mL $\text{NaOH 0,1 M}$. Bandingkan hasilnya dengan data hasil percobaan.

Pertama, kita hitung mol dari $\text{HCl}$ dan $\text{NaOH}$.$$\begin{aligned}\text{n HCl} &= \text{V} \cdot \text{M}=0,025 \cdot 0,1=0,0025 \text{ mol} \\\text{n NaOH} &= \text{V} \cdot \text{M}=0,01 \cdot 0,1=0,001 \text{ mol}\end{aligned}$$

Pereaksi pembatas dalam reaksi ini adalah $\text{NaOH}$, di mana tersisa $\text{HCl}$ sebanyak $0,0025-0,001=0,0015 \text{ mol}$. Berikutnya, kita menghitung molaritas dari ion $\text{H}^+$.$$[H^+] = [\text{HCl}] = \frac{\text{mol}}{\text{V}} = \frac{0,0015}{0,035} = 0,042 \text{ M}$$Jadi, $\text{pH}$ larutan adalah$$-\log [\text{H}^+] = -\log 0,042 = 1,337$$

Hasil percobaan menunjukkan $\text{pH}$ 1, tidak berbeda jauh dengan hasil perhitungan.


Nomor 2

Hitunglah $\text{pH}$ larutan dari reaksi 25 mL $\text{HCl 0,1 M}$ dengan 25 mL $\text{NaOH 0,1 M}$. Bandingkan hasilnya dengan data hasil percobaan.

Pertama, kita hitung mol dari $\text{HCl}$ dan $\text{NaOH}$.$$\begin{aligned}\text{n HCl} &= \text{V} \cdot \text{M}=0,025 \cdot 0,1=0,0025 \text{ mol} \\\text{n NaOH} &= \text{V} \cdot \text{M}=0,025 \cdot 0,1=0,0025 \text{ mol}\end{aligned}$$

Karena $\text{n HCl}=\text{n NaOH}$, maka garam $\text{NaCl}$ yang terbentuk bersifat netral. Jadi, $\text{pH}$ larutan adalah 7.

Hasil percobaan menunjukkan $\text{pH}$ 9, berbeda cukup jauh dengan hasil perhitungan.


Nomor 3

Hitunglah $\text{pH}$ larutan dari reaksi 25 mL $\text{HCl 0,1 M}$ dengan 25,1 mL $\text{NaOH 0,1 M}$.

Pertama, kita hitung mol dari $\text{HCl}$ dan $\text{NaOH}$.$$\begin{aligned}\text{n HCl} &= \text{V} \cdot \text{M}=0,025 \cdot 0,1=0,0025 \text{ mol} \\\text{n NaOH} &= \text{V} \cdot \text{M}=0,0251 \cdot 0,1=0,00251 \text{ mol}\end{aligned}$$

Pereaksi pembatas dalam reaksi ini adalah $\text{HCl}$, di mana tersisa $\text{NaOH}$ sebanyak $0,00251-0,0025=0,00001 \text{ mol}$. Berikutnya, kita menghitung molaritas dari ion $\text{H}^+$.$$[OH^-] = [\text{NaOH}] = \frac{\text{mol}}{\text{V}} = \frac{0,00001}{0,0501} = 0,0002 \text{ M}$$

Akibatnya$$\text{pOH}=-\log [\text{OH}^-]=-\log 0,0002=3,669$$Jadi, $\text{pH}$ larutan adalah$$14-\text{pOH}=14-3,669=10,301$$

Hasil percobaan menunjukkan $\text{pH}$ 9, berbeda sedikit dengan hasil perhitungan.


Nomor 4

Mengapa dalam setiap titrasi selalu diperlukan indikator?

Karena dengan memberikan indikator, zat yang dititrasi akan mengalami perubahan warna. Perubahan warna ini merupakan tanda bahwa titrasi harus dihentikan. Titik dimana titrasi dihentikan disebut titik akhir titrasi.


Bab IV Penutup

Kesimpulan

Titrasi adalah prosedur untuk menentukan kadar (konsentrasi) suatu larutan berdasarkan reaksi asam basa dengan larutan yang sudah diketahui kadarnya. Kesalahan titrasi yang hanya sebesar 1 mL tidak terlalu berpengaruh pada perhitungan kadar larutan. Kadar $\text{HCl}$ yang kami dapat dari percobaan ini adalah $0,104 \text{ M}$, hanya berbeda sedikit dengan kadar sebenarnya $0,1 \text{ M}$.

Saran

  1. Saat melakukan titrasi, buka kran secara perlahan sehingga larutan penitrasi mengalir dari buret dengan jumlah yang sesuai dengan data percobaan.
  2. Ukur $\text{pH}$ larutan setiap kali ditambah $\text{NaOH}$ dengan benar.

Daftar Pustaka

Sutresna, Nana. 2007. Cerdas Belajar Kimia. Bandung: Grafindo.
Sudarmo, Unggul. 2007. Kimia XI. Surakarta: PHiBETA.