1 / 36

BAB IV

BAB IV. TITRASI ASAM-BASA. Pendahuluan . Titrasi Asam-Basa  penetapan kadar suatu zat ( asam atau basa ) berdasarkan atas reaksi Asam-Basa ). Pada analisis volumetri : Asidimetri : suatu zat dititrasi dengan suatu asam Alkalimetri : suatu zat dititrasi dengan suatu basa

redell
Télécharger la présentation

BAB IV

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. BAB IV TITRASI ASAM-BASA

  2. Pendahuluan TitrasiAsam-Basa penetapankadarsuatuzat (asamataubasa) berdasarkanatasreaksiAsam-Basa). Padaanalisisvolumetri : • Asidimetri : suatuzatdititrasidengansuatuasam • Alkalimetri : suatuzatdititrasidengansuatubasa • Titikakhirtitrasididasarkanpadaperubahan pH padaTitikEkivalen (TE). Daerah dimanaterjadiperubahan pH bergantung pd sifatdankonsentrasizatpenitrasi / zat yang dititrasi. Padatitrasiasambasaperludiperhatikan: • Faktor-faktorygmenentukankesempurnaanreaksiasambasa • Pemilihanindikator yang digunakan

  3. Teori Asam Basa • Teori Arrhenius (1884) Asam dlm larutan air ion hidrogen (H+) Basa dlm larutan air ion hidroksida (OH-) Secara umum : Asam : HA H+ + A- Basa : BOH B+ + OH- penetralan : H+ + OH- H2O Beberapa tanggapan : • Hanya terbatas dlm larutan air • Dlm larutan ion tdk terdapatkan ion H+ yg bebas • Ada beberapa asam dan basa tidak mengandung ion H+ dan OH- • Beberapa zat spt amonia & natrium karbonat dpt menetralkan asam tanpa lebih dahulu menghasilkan OH-

  4. Teori Bronsted- Lowry (1923) Asam : donor proton Basa : akseptor proton Asam dan basa saling berkaitan dalam pertukaran proton disebut pasangan asam-basa konjugasi Asam 1 H+ + basa konjugasi 1 Basa 2 OH- +Asam konjugasi 2 Reaksi asam basa : Asam 1 + Basa 2 basa konjugasi 1 + asam konjugasi 2 Menurut Teori ini, asam dpt berupa : • Molekul netral : HCl, H2SO4, HNO3, CH3COOH, H2O dsb • Anion : HSO4-, H2PO4- dll • Kation : NH4+ • Ion Kompleks : Al(H2O)63+ Sedangkan basa dpt berupa : • Molekul netral : NH3, RNH2, R1R2NH, H2O • Ion hidroksida : OH- • Anion : CH3COO-, CO32-, HS- dsb

  5. Contoh-contoh reaksi asam-basa : HCl + H2O H3O+ + Cl- HAc + H2O H3O+ + Ac- H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- NH4+ + H2O H3O+ + NH3 H2O + NH3 NH4+ + OH- HAc + NH3 NH4+ + Ac- Air dpt bertindak sebagai asam (donor proton) maupun sebagai basa (akseptor proton). Pelarut demikian disebut amfiprotik

  6. Teori Ionisasi Elektrolit Kuat dan Lemah Elektrolit dibagi 2 golongan : • Elektrolit kuat • Elektrolit lemah Dalam larutan asam : HA + H2O H3O+ +A-

  7. Dalam larutan, air besar sekali : Nilai Ka menentukan kekuatan asam, makin besar Ka, makin kuat asam tersebut.

  8. Kesetimbangan Ionisasi Air H2O + H2O H3O+ + OH- Disingkat : H2O H+ + OH- Pada 250C, Pada 250C, bj air = 997,044 gram/L

  9. karena H2O elektrolit sangat lemah, H2O dianggap konstan

  10. Pengertian pH • Menurut Sorense (1909) Fungsi log ini blh dipakai secara lebih luas : pOH = - log pKb = - log Kb pKa = - log Ka pKw = - log Kw Untuk larutan netral (250C) : pH = pOH = 7

  11. Perhitungan pH asam dan basa 1. pH asam kuat dan basa kuat dihitung dari konsentrasi molarnya HCl 0,1 M, = 10-1 pH = 1 NaOH 0,1 M = 10-1 pOH = 1 pH =14 – 1 = 13 • pH asam lemah dan basa lemah, dihitung dari konsentrasi asam basa dan Ka/Kb untuk asam lemah HA H+ H+

  12. HA H+ + A- Bila awal = c mol/L, maka yang tidak berdissosiasi : c - karena kecil maka c -  c HA HA H+ H+ H+

  13. Dengan cara yang sama untuk basa lemah NH4OH :

  14. Larutan Buffer Buffer : zat-zat yang dapat menahan perubahan pH, dalam praktek sistem buffer dibuat dengan jalan mencampurkan asam lemah atau basa lemah dengan garamnya. contoh : • Campuran asam lemah + garamnya CH3COOH + CH3COONa H3PO4 + Na2HPO4

  15. Campuran basa lemah + garamnya NH4OH + NH4Cl NH4OH + (NH4)2SO4 Kita tinjau kesetimbangan berikut : • CH3COOH + H2O H3O+ +CH3COO- • CH3COONa Na+ + CH3COO- Untuk kesetimbangan 1)

  16. Penambahan CH3COONa menyebabkan kesetimbangan 1) bergeser ke kiri maka  bertambah kecil. misal awal = Ca dan = Cg yang tak berdisosiasi = ; sedangkan

  17. Karena kesetimbangan 1) begeser ke kiri, maka menjadi kecil, sehingga dpt diabaikan thd Ca dan Cg

  18. Sifat larutan Buffer • Pada pengenceran pHnya tetap • Penambahan sedikit asam atau basa kuat pH tidak berubah

  19. Kapasitas Buffer utk mengabsorsi asam atau basa tgt pd konsentrasi zat pembuffer. makin tinggi konsentrasi makin besar kapasitasnya Pada pembuatan buffer dgn pH ttt, hrs dipilih camp. asam-garam atau basa-garam yg pKa atau pKbnya sedekat mungkin dgn pH yg diinginkan. • Salah satu contoh buffer di alam adalah plasma darah. Buffer ini bekerja krn adanya H2CO3 dan HCO3- jika kelebihan ion H+ maka :

  20. Dengan mekanisme ini konsentrasi ion H+ dlm darah konstan. Contoh lain adalah buffer H2PO4- - HPO42- dan hemoglobin

  21. Hidrolisis • Hidrolisis adalah reaksi antara ion-ion garam dgn air. Menurut Bronsted reaksi ini merupakan reaksi asam-basa. • Garam-garam dibagi dlm 4 golongan : - Garam-garam yg ion-ionnya aprotik (tdk mempunyai kecenderungan untuk mengikat atau melepaskan proton, misalnya NaCl, KNO3 dsb). Larutannya bereaksi netral - Garam-garam yg anionnya adalah proton akseptor, misalnya NaAc, KCN, Na2CO3 dan Na2S. Larutannya bereaksi basa - Garam-garam yg kationnya adalah proton donor, misalnya AlCl3, FeCl3, (NH4)2SO4. Larutannya bereaksi asam - Garam-garam yg kation-kationnya adalah asam dan anionnya adalah basa, misalnya NH4Ac, NH4CN. Larutannya bereaksi asam, basa atau netral bergantung kekuatan asam dan basanya

  22. TETAPAN HIDROLISIS DAN DERAJAT HIDROLISIS • Hidrolisis dari anion yg proton akseptor CH3COOH- + H2O CH3COOH + OH- Kh = tetapan hidrolisis

  23. INDIKATOR ASAM-BASA • Indikator asam-basa adalah senyawa organik yg berupa asam lemah atau basa lemah dimana warna molekul yang tdk berdisosiasi berbeda dng warna ionnya. Warna indikator dpt terlihat ditentukan oleh pembentukan konsentrasi bentuk asam & konsentrasi bentuk basa :

  24. Warna bentuk asam akan terlihat bila : Warna bentuk basa akan terlihat bila : Trayek perubahan warna indikator antara pH = pKin 1. Bila [HInA] = [HInB-], akan terlihat warna antara bentuk asam dan bentuk basa

  25. Tabel Perubahan bentuk warna indikator pada bermacam-macam pH Merah : Kuning : pH = 2 Daerah perubahan pH : 4 – 6, diantara kedua harga pH ini : warna jingga

  26. Tabel. Beberapa Indikator Asam- Basa

  27. Untuk beberapa titrasi yg titik akhir titrasi dlm trayek pH sangat kecil digunakan indikator campuran contoh : - jingga metil + brom kresol hijau berubah warna dari jingga menjadi biru hijau pd pH 4,3 • Tipe lain dari indikator campuran : indikator universal. Indikator ini menunjukkan bermacam-macam warna utk trayek pH yg sangat besar. Misal : Indikator nomor 1 : pH 3 4 5 6 7 8 Warna merah merah jingga kuning kuning biru jingga hijau hijau 9 10 biru ungu

  28. TITRASI ASAM BERBASA BANYAK TITRASI ASAM POLIPROTIK PENENTUAN NITROGEN METODE KJELDAHL

  29. Titrasi Asam Poliprotik Asam-asam yang mengandung lebih dari satu atom hidrogen disebut asam poliprotik (asam berbasa banyak) Misalnya : H2SO4, H2C2O4, H2CO3, H3PO4, As. Tartrat, Asam suksinat, As. Sitrat, As. Malonat. Jika Ka1/Ka2 dari asam berbasa dua sangat besar (Ka1:Ka2 = 104) maka asam tersebut dapat dtitrasi sebagai asam berbasa satu dan sebagai asam berbasa dua secara terpisah

  30. Titrasi Asam karbonat H2CO3 mengion dua tingkat : H2CO3 H+ + HCO3- ; Ka1 = 3x10-7 HCO3- H+ + CO33- ; Ka2 = 6x10-11 Jika H2CO3 Dititrasi dengan NaOH, maka pH pada T.E Pertama adalah pH larutan NaHCO3, dan dapat dihitung sebagai berikut : HCO3- H+ + CO32- Dalam hal ini [H+][CO32-], karena sebagian H+ bersenyawa dengan HCO3- membentuk H2CO3

  31. Indikator yg digunakan untuk TE adalah : PPT ( pH 8,2 – 10 )

  32. Ka2 sangat kecil sehingga H2CO3 tidak dapat dititrasi sebagai asam berbasa dua dengan cara langsung. Secara tidak langsung dapat dilakukan sebagai berikut : Kelebihan Ba(OH)2 dapat dititrasi dengan larutan standar HCl dengan PPT sebagai indikator

  33. Titrasi Asam Fospat H3PO4 mempunyai konstan ionisasi terpisah baik sekali karena Ka1/Ka2 = 1,0.105 dan Ka2/Ka3 = 1,4.105 jadi H3PO4 dapat dititrasi sebagai asam berbasa satu atau asam berbasa dua, tetapi tidak dapat dititrasi sebagai asam berbasa tiga.

  34. H3PO4 H+ + H2PO4- : Ka1 = 7.10-3 H2PO4 H+ + HPO42- : Ka2 = 7.10-8 HPO4 H+ + PO43- : Ka3 = 5.10-13 Bila dalam larutan terdapat campuran H2PO4 maka pH larutan dihitung sebagai campuran buffer

More Related