BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Salah satu tujuan dari diadakannya praktikum kimia dasar ini adalah untuk meningkatkan pengetahuan dan keaktifan siswa karena dalam pelaksanaannya siswa dituntun untuk bekerja, mengamati dan menyimpulkan sendiri secara langsung apa yang dilihat pada saat praktikum dilaksanakan.
Selain itu, laporan ini dibuat untuk memenuhi kewajiban kami sebagai siswa dalam menunjang nilai kami dalam mata pelajaran Kimia.
B. Rumusan Masalah
1. Bagaimana membedakan larutan asam dan basa ? 2. Bagaimana proses identifikasi larutan asam dan basa ? 3. Apa perbedaan antara larutan asam dan basa ?
4. Bagaimana menghitung pH dari masing-masing larutan? 5. Bagaimana menghitung Molaritas dari setiap larutan?
C. Tujuan
1. Membuktikan jenis larutan asam dan basa.
2. Mengamati proses yang membedakan larutan asam dan basa. 3. Mengetahui pH yang dihasilkan dari setiap larutan tersebut. 4. Menghitung molaritas dari setiap larutan.
D. Manfaat
1. Menambah wawasan tentang Larutan Asam dan Basa.
2. Mengetahui bagaimana perbedaan antara larutan asam dan basa. 3. Melatih kami agar lebih teliti dalam melakukan praktikum serta
BAB II
DASAR TEORI
A.
Pengertian Asam dan Basa
Asam. Secara sederhana (klasik) didefinisikan sebagai zat, yang bila dilarutkan dalam air, mengalami disosiasi dengan pembentukan ion positif hidrogen (H+) – tingkat kekuatan asam dihubungkan dengan jumlah
parsial H+, yang dihasilkan dari disosiasi. Makin besar jumlah parsial ion
positif H yang dihasilkan, maka bisa dikatakan asam juga makin kuat. Secara umum beberapa disosiasi asam dapat digambarkan sebagai berikut :
HCl H+ + Cl‐
dengan satu molekul air dengan cara menjalin ikatan koordinasi melalui sepasang elektron bebas (lone pair electron) pada oksigen air, dan membentuk ion‐ion hidronium (H3O+).
Basa. Dalam pengertian yang disederhanakan, sifat basa dalam air dipengaruhi oleh pembentukan ion hidroksida. Di alam, unsur‐nsur golongan I A dan II A, akan membentuk basa kuat dengan ion hidroksida. Artinya kebanyakan unsur‐unsur ini secara alamiah telah berikatan dengan hiroksida, sehingga jika melarut dalam air, akan langsung melepaskan ion‐ion hidroksida (anionnya). Sedangkan basa‐basa lemah (biasanya molekul kovalen) harus bereaksi dengan air, menangkap H+ dari air, sehingga air menyisakan OH‐.
B. Tetapan Pengionan Asam dan Basa (K
a-K
b)
Tetapan pengionan asam (konstanta keasaman‐kebasaan) adalah merupakan perbandingan antara ion‐ion yang dihasilkan saat pelarutan dengan jumlah senyawa yang tidak terionkan. Nilai ini akan tetap pada konsentrasi berapapun pada kondisi tertentu yang sama, kecuali pada larutan jenuh. Jika asam asetat dicampurkan ke air, maka sebagian kecil molekul asam asetat terionkan dan sebagian besar tetap dalam bentuk senyawaannya.
Nilai tetapan pengionan yang telah diperoleh melalui pengujian‐
pengujian, dapat dipergunakan kembali untuk menentukan besar pengionan untuk larutan yang sama dengan konsentrasi yang belainan.
C. Eksponen Ion Hidrogen (pH) dan Kekuatan Asam Dan Basa
Seorang kimiawan, Sorensen (1909), mendefinisikan tingkat keasaman air berdasarkan kekuatan ion hidrogen yang aktif mempengaruhinya. Nilai keasaman ditentukan dengan exponen ion hidrogen aktif, yang dilambangkan dengan pH, didapat dari angka negatif logaritmik berbasis 10 konsentrasi ion hidrogen yang aktif secara kesetimbangan stoikiometriknya.
pH = ‐10Log [H+]
Nilai [H+] tidak hanya tergantung pada jumlah zat (asam, garam, basa)
yang dimasukkan ke dalam sistem larutan, tetapi juga bergantung pada kelarutan dan aktifitas ionnya. Nilai skala pH diberikan mulai dari 0 (sangat asam) sampai dengan 14 (sangat basa), dengan niai pH =7 sebagai pH netral (asam dan basa berimbang). Dengan demikian dengan sederhana dapat dipahami bahwa zat dapat dibedakan atas asam kuat, asam lemah, garam‐garam, basa lemah, dan basa kuat.
Asam kuat adalah zat yang jika dilarutkan ke dalam air, semua ion hydrogen larut dan berdisosiasi membentuk ion hidronium (H3O+),
sehingga semua ion hidrogen punya aktifitas besar terhadap keasaman air. Bisa dihitung dengan mudah pH asam kuat dengan langsung mengambil nilai eksponen konsentrasi ion H+‐nya. Contoh pH dari HCl 0,1 M adalah 1,
(pH = ‐log[H+] = ‐ log 0,1 = 1). Sedangkan asam lemah, hanya sebagian
saja ion hidrogen yang berdisosiasi dan beraktifitas, sebagian yang lain tetap terikat pada senyawanya (tidak larut). Nilai pH harus dihitung dengan memperhatikan nilai Ka (konstanta keasaman).
Basa kuat dan basa lemah, kejadiannya sama dengan asam kuat dan asam lemah, hanya saja yang beraktifitas adalah ion hidroksida (OH‐). Dari peristiwa hidrolisa air, akan didapatkan bahwa
Jadi jika suatu larutan basa kuat, misal NaOH, sebanyak 0,1 mol dilarutkan kedalam air, maka nilai pOH adalah –log 0,1 = 1, atau nilai pH = 14‐1 = 13.
Asam Lemah. Zat‐zat asam jika dilarutkan kedalam air, akan mengalami disosiasi atau larut dalam bentuk ionik. Namun demikian, karena nilai kesetimbangan (ionik) yang berbeda‐beda dalam larutannya, maka ada beberapa zat yang tidak terdisosiasi dengan sempurna. Sebagian akan terdisosiasi menjadi anion dan kation (H+), dan sebagian
yang lain akan larut tetap dalam bentuk molekul senyawanya. Contohnya, asam asetat (cuka) jika dilarutkan ke dalam air, maka sebagian molekul akan berdisosiasi menjadi anion CH3COO‐ dan katoin H+ (H3O+), sebagian yang
lain tetap dalam bentuk molekul CH3COOH yang berikatan
hidrogen dengan air. Hasil perkalian ion‐ion senyawa asam yang terdisosiasi dibagi dengan molekul yang tidak terdisosiasi akan selalu tetap, pada kondisi suhu dan tekanan tertentu, tidak tergantung pada konsentrasinya, dan dinamakan tetapan pengionan asam atau konstanta keasaman, Ka.
D. Indikator Asam Dan Basa
Suatu indikator asam basa adalah senyawa organik yang mengalami perubahan warna dengan berubahnya pH. Senyawaan ini digunakan sebagai indikator/penunjuk dalam penentuan titik akhir titrasi. Kertas uji, seperti kertas lakmus, dibasahi dengan satu senyawa ini, dapat pula dipakai sebagai indikator keasaman atau kebasaan larutan.
E. Penentuan pH Asam Dan Basa
Konsentrasi ion H+ dan ion OH– hasil ionisasi air sangat kecil maka untuk memudahkan perhitungan digunakan notasi pH dan pOH. Notasi pH menyatakan derajat keasaman suatu larutan. pH didefinisikan sebagai negatif logaritma konsentrasi molar ion H+ dan pOH sebagai negatif logaritma konsentrasi molar ion OH–. Dalam bentuk matematis ditulis sebagai:
pH = –log [H+]= log pH = [H+]-1
pOH = –log [OH–] = log pOH = [OH-]-1
pH = –log [H+] = –log (1,0 × 10–7) = 7
pOH = –log [OH ] = –log (1,0 × 10–7) = 7
Prosedur yang sama juga diterapkan untuk menghitung tetapan ionisasi air, yaitu pKw.
Kw = [H+] [OH– ] = 1,0 × 10–14
pKw = pH + pOH = 14
pH = 14 – pOH dan pOH = 14 – pH
1. Perhitungan pH Asam dan Basa Kuat Monoprotik
Jika Anda melarutkan HCl 0,1 mol ke dalam air sampai volume larutan 1 liter, dihasilkan larutan HCl 0,1M. Berapakah pH larutan tersebut? Derajat keasaman atau pH larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H+ sesuai rumus
pH = –log [H+]. Untuk mengetahui konsentrasi H+dalam larutan perlu
diketahui seberapa besar derajat ionisasi asam tersebut. HCl tergolong asam kuat dan terionisasi sempurna membentuk ionionnya:
HCl(aq)⎯⎯→H+(aq) + Cl–(aq) sehingga dalam larutan HCl 0,1 M
terdapat [H+] = [Cl–] = 0,1 M. Disamping itu, air juga memberikan
sumbangan ion H+ dan OH– sebagai hasil ionisasi air, masing-masing sebesar
1,0 × 10–7 M. H
2O(l) ⇄ H+(aq) + OH–(aq) Jika konsentrasi H+ hasil ionisasi
air dibandingkan dengan konsentrasi H+ hasil ionisasi HCl, sumbangan H+
dari air sangat kecil sehingga dapat diabaikan. Apalagi jika ditinjau dari prinsip Le Chatelier, penambahan ion H+ (HCl) ke dalam air akan
menggeser posisi kesetimbangan air ke arah pembentukan molekul air.
H2O(l)← H+(aq) + OH–(aq).
Dengan demikian, pH larutan HCl 0,1M hanya ditentukan oleh konsentrasi
ion H+ dari HCl.
pH (HCl 0,1M) = –log [H+] = –log (1 × 10–1) = 1.
Contoh Menghitung pH Larutan Asam Kuat
Hitunglah pH dari: (a) HNO3 0,5 M; (b) HCl 1,0 × 10–10 M.
a. Oleh karena HNO3 asam kuat maka HNO3 terionisasi sempurna. Spesi
yang ada dalam larutan adalah: H+, NO
3– , OH– dan H2O. Ion H+ dan OH– dari
ionisasi air dapat diabaikan, sebab ion H+ dari HNO
3 akan menggeser posisi
kesetimbangan ionisasi air. Jadi, dalam larutan HNO3, konsentrasi H+ hanya
ditentukan oleh hasil ionisasi HNO3. pH (HNO3 0,5 M) = –log (0,5) = 0,3.
b. Dalam larutan HCl 1,0 × 10–10 M, spesi yang ada dalam larutan adalah H+,
Cl– , OH–, dan H
2O. Pada kasus ini, konsentrasi H+ dari HCl sangat kecil
dibandingkan konsentrasi H+ dari hasil ionisasi air, yaitu 1,0 × 10–7 sehingga
H+ dari HCl dapat diabaikan. Dengan demikian, pH larutan hanya ditentukan
oleh konsentrasi H+dari hasil ionisasi air: pH (HCl 1,0 × 10–10 M) = –log (1,0
× 10–7) = 7. Sebenarnya, pH larutan lebih kecil dari 7 karena ada pergeseran
kesetimbangan ionisasi air, akibat penambahan ion H+ dari HCl. Basa kuat
seperti NaOH dan KOH, jika dilarutkan dalam air akan terionisasi sempurna dan bersifat elektrolit kuat. Persamaan ionnya:
NaOH(aq) →Na+(aq) + OH–(aq)
Berapakah pH larutan basa kuat NaOH 0,01 M? Untuk mengetahui hal ini, perlu ditinjau spesi apa saja yang terdapat dalam larutan NaOH 0,01M. Oleh karena NaOH adalah basa kuat maka dalam larutan NaOH 0,01 M akan terdapat [Na+] = [OH–] = 0,01 M. Disamping itu, ionisasi air juga
memberikan sumbangan [H+] = [OH ] = 1,0 × 10–7 M. Penambahan ion OH–
(NaOH) ke dalam air akan menggeser posisi kesetimbangan ionisasi air sehingga sumbangan OH– dan H+ dari air menjadi lebih kecil dan dapat
diabaikan. Dengan demikian, perhitungan pH larutan hanya ditentukan oleh konsentrasi ion OH– dari NaOH melalui hubungan pKw = pH + pOH.
pH = pKw – pOH = 14 + log (1 × 10–2) = 12
Contoh Menghitung pH Larutan Basa Kuat
Hitunglah pH larutan Mg(OH)2 0,01 M?
Jawab:
Oleh karena Mg(OH)2 basa kuat divalen maka dalam air akan terionisasi
sempurna.
Setiap mol Mg(OH)2 menghasilkan 2 mol ion OH– maka OH– hasil ionisasi
air dari 0,01 Mg(OH)2 terbentuk [OH– ] = 0,02 M. Karena sumbangan OH–
dari ionisasi air sangat kecil maka dapat diabaikan. Dengan demikian, pH larutan dapat ditentukan dari konsentrasi OH– melalui persamaan pKw.
pKw = pH + pOH
14 = pH + log (2 × 10–2)
pH = 14 – 1,7 = 12,3
2. Perhitungan pH Asam dan Basa Lemah Monoprotik
Seperti telah diuraikan sebelumnya, konsentrasi ion-ion dalam larutan asam lemah ditentukan oleh nilai tetapan ionisasi asam (Ka).
Ka = [H+][A-] [HA]-1
Untuk asam monoprotik, pH larutan asam lemah dapat ditentukan dari persamaan berikut.
pH = –log √(C x Ka)
Demikian juga untuk basa lemah, konsentrasi ion OH– dalam larutan basa lemah ditentukan oleh tetapan ionisasi basa (Kb).
Kb = [OH][B+] [BOH]-1
Untuk basa monovalen, pH larutan basa lemah dapat dihitung dari persamaan berikut.
pH = pKw + log √(C x Kb)
Contoh Menghitung pH Larutan Asam Lemah
Asam hipoklorit (HClO) adalah asam lemah yang dipakai untuk desinfektan dengan Ka = 3,5 × 10–8. Berapakah pH larutan asam hipoklorit 0,1 M?
Jawab:
HClO(aq) ⇄ H+(aq) + OCl–(aq) Ka = 3,5 × 10–8
Demikian juga air akan terionisasi membentuk keadaan kesetimbangan.
H2O(l) ⇄ H+(aq) + OH–(aq) Kw = 1,0 × 10–14
Karena konsentrasi ion H+ dari HClO lebih tinggi maka ion H+ dari air dapat
diabaikan. Jadi, pH larutan ditentukan oleh konsentrasi ion H+ dari hasil ionisasi HClO. Karena HClO merupakan asam monoprotik maka dapat menerapkan persamaan untuk menentukan pH larutan.
pH = –log [√(3,5x10-8 x 0,1)] = 4,23
3. Perhitungan pH Asam dan Basa Poliprotik
Apakah yang dimaksud dengan asam poliprotik? Asam-asam seperti H2SO4,
H2CO3, H2C2O4, dan H3PO4 tergolong asam poliprotik. Berdasarkan contoh
tersebut, Anda dapat menyimpulkan bahwa asam poliprotik adalah asam yang dapat melepaskan lebih dari satu proton (ion H+). Di dalam air, asam-asam tersebut melepaskan proton secara bertahap dan pada setiap tahap hanya satu proton yang dilepaskan. Jumlah proton yang dilepaskan bergantung pada kekuatan asamnya. Untuk asam-asam kuat seperti H2SO4,
pelepasan proton yang pertama sangat besar, sedangkan pelepasan proton kedua relatif kecil dan berkesetimbangan. Asam-asam lemah seperti H2CO3,
pelepasan proton pertama dan kedua relatif kecil dan berkesetimbagan.
Tinjaulah asam lemah diprotik, misalnya H2CO3. Di dalam air,
H2CO3terionisasi membentuk kesetimbangan. Persamaannya:
H2CO3(aq) ⇄ H+(aq) + HCO3–(aq) Ka1 = [H+] [HCO3-] [H2CO3]-1 = 4,3×10
-7
HCO3–(aq) ⇄ H+(aq) + CO32–(aq) Ka2 = [H+][CO32-] [HCO3-] -1 = 5,6×10-11
Oleh karena ada dua tahap ionisasi maka ada dua harga tetapan kesetimbangan, ditandai dengan Ka1 dan Ka2, dimana Ka1 >> Ka2.
BAB III
Alat dan bahan yang diperlukan dalam praktikum ini antara lain:
1. PH Meter
1.
Siapkan alat dan bahan yang akan digunakan.2. Larutkan bahan-bahan yang akan di uji menggunakan gelas ukur. 3. Gunakan indikator universal untuk mengetahui jenis larutan.
4. Dan gunakan PH Meter untuk mengetahui jumlah keasamaan suatu larutan.
5. Netralkan PH Meter terlebih dahulu sebelum digunakan untuk menguji larutan berikutnya.
BAB IV
HASIL PEMBAHASAN
A. Data
No. Nama Larutan pH meter Warna Indikator Universal Jenis
1 Air Biasa 7.0 - Netral
1. Setiap larutan di uji dengan kertas indicator universal yang dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya untuk mengetahui jenis larutan asam atau basa. Setelah terjadi perubahan warna, kemudian dibandingkan dengan peta warna yang tersedia.
M = −0,6log 2
m
Jadi, Molaritas dari H2SO4→ pH= 0,6 adalah
−log 2
0,6
m
HCL→ pH= 0,1 pH = -log[OH+]
pH = -log a.M 0,1 = -log 1.M M = −0, 1log 1 M = -log 10 M = 1 m
Jadi, Molaritas HCL→ pH= 0,1 adalah 1 m
NaOH→ pH= 11,7 pOH = -log[OH-]
pH = 14 – pOH pOH = -log b.M
11,7 = 14 – pOH 2,3 = -log 1.M
pOH = 14 – 11,7 M = 10-2,3 m
pOH = 2,3
BAB V
KESIMPULAN DAN SARAN
A. Kesimpulan
Dari percobaan yang kami lakukan, dapat disimpulkan bahwa :
Larutan kimia dapat dibedakan menjadi larutan asam dan larutan basa. Dan dalam membedakan antara larutan asam dan basa dapat dilakukan beberapa cara yaitu dengan Kertas Lakmus, Kertas Indikator Universal dan pH Meter.
Dengan diketahuinya pH meter serta jenis larutan tersebut kita dapat dengan mudah mencari molaritas dari larutan tersebut dengan rumus yang telah diberikan.
Hasil yang diperoleh tergantung pada cara kita dalam melakukan suatu percobaan tersebut.
B. Saran
1. Pisah setiap larutan 1 dengan larutan lain jangan sampai tercampur. 2. Jangan lupa gunakan air murni untuk menetralkan pH meter yang
digunakan.
3. Perhatikan dengan teliti warna yang terbentuk pada kertas indicator universal agar tidak salah dalam menentukan jenis larutan.
BAB VI
DAFTAR PUSTAKA
http://id.wikipedia.org/wiki/ asam-dan-basa.
http://www.google.co.id
http://www.budisma.web.id/penentuan-ph - asam - basa .html
http://www.belajarasambasa .blogspot.com/
