TITRASI POTENSIOMETRI

TITRASI POTENSIOMETRI

TITRASI POTENSIOMETRI

I. TUJUAN PERCOBAAN

Menentukan titik ekivalen secara potensiometri.

II. DASAR TEORI

Suatu eksperimen dapat diukur dengan menggunakan dua metode yaitu, pertama (potensiometri langsung) yaitu pengukuran tunggal terhadap potensial dari suatu aktivitas ion yang diamati, hal ini terutama diterapkan dalam pengukuran pH larutan air. Kedua (titrasi langsung), ion dapat dititrasi dan potensialnya diukur sebagai fungsi volume titran. Potensial sel, diukur sehingga dapat digunakan untuk menentukan titik ekuivalen. Suatu petensial sel galvani bergantung pada aktifitas spesies ion tertentu dalam larutan sel, pengukuran potensial sel menjadi penting dalam banyak analisis kimia (http://dika-belajarkimia.blogspot.com/)

Metode potensiometri didasarkan atas pengukuran selisih atau beda potensial antara dua buah electrode yang tercelup dalam larutan. Proses titrasi potensiometri dapat dilakukan dengan bantuan elektroda indikator dan elektroda pembanding yang sesuai. Dengan demikian, kurva titrasi yang diperoleh dengan menggambarkan grafik potensial terhadap volume pentiter yang ditambahkan, mempunyai kenaikan yang tajam di sekitar titik kesetaraan. Dari grafik itu dapat diperkirakan titik akhir titrasi. Cara

potensiometri ini bermanfaat bila tidak ada indikator yang cocok untuk menentukan titik akhir titrasi, misalnya dalam hal larutan keruh atau bila daerah kesetaran sangat pendek dan tidak cocok untuk penetapan titik akhir titrasi dengan indikator (Rivai, 1995).

Salah satu aplikasi metode potensimetri adalah titrasi potensiometri dimana larutan sampel dititrasi dengan larutan baku penitrasi kedalam larutan sampel dicelupkan elektroda indicator dan pembanding. Selisih potensial antara kedua elektroda diamati selama titrasi . kurva titrasi dihasilkan dengan jalan mengalurkan harga potensial / pH terhadap volume.

Titik akhir dalam titrasi potensiometri dapat dideteksi dengan menetapkan volume pada mana terjadi perubahan potensial yang relatif besar ketika ditambahkan titran. Dalam titrasi secara manual, potensial diukur setelah penambahan titran secara berurutan, dan hasil pengamatan digambarkan pada suatu kertas grafik terhadap volum titran untuk diperoleh suatu kurva titrasi. Dalam banyak hal, suatu potensiometer sederhana dapat digunakan, namun jika tersangkut elektroda gelas, maka akan digunakan pH meter khusus. Karena pH meter ini telah menjadi demikian biasa, maka pH meter ini dipergunakan untuk semua jenis titrasi, bahkan apabila penggunaannya tidak diwajibkan (Basset, 1994).

Reaksi-reaksi yang berperan dalam pengukuran titrasi potensiometri yaitu reaksi pembentukan kompleks reaksi netralisasi dan pengendapan dan reaksi redoks. Pada reaksi pembentukan kompleks dan pengendapan, endapan yang terbentuk akan membebaskan ion terhidrasi dari larutan. Umumnya digunakan elektroda Ag dan Hg, sehingga berbagai logam dapat dititrasi dengan EDTA. Reaksi netralisasi terjadi pada titrasi asam basa dapat

diikuti dengan elektroda indikatornya elektroda gelas. Tetapan ionisasi harus kurang dari 10-8_{. Sedangkan reaksi redoks dengan elektroda Pt atau}

elektroda inert dapat digunakan pada titrasi redoks. Oksidator kuat (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, Co(NO₃)₃) membentuk lapisan logam-oksida yang harus dibebaskan dengan reduksi secara katoda dalam larutan encer (Khopkar, 1990).

Persamaan Nernst memberikan hubungan antara potensial relatif suatu elektroda dan konsentrasi spesies ioniknya yang sesuai dalam larutan. Potensiometri merupakan aplikasi langsung dari persaman Nernst dengan cara pengukuran potensial dua elektroda tidak terpolarisasi pada kondisi arus nol. Dengan pengukuran pengukuran potensial reversibel suatu elektroda, maka perhitungan aktivitas atau konsentrasi suatu komponen dapat dilakukan (Rivai, 1995).

Potensial dalam titrasi potensiometri dapat diukur sesudah penambahan sejumlah kecil volume titran secara berturut-turut atau secara kontinu dengan perangkat automatik. Presisi dapat dipertinggi dengan sel konsentrasi. Elektroda indikator yang digunakan dalam titrasi potensiometri tentu saja akan bergantung pada macam reaksi yang sedang diselidiki. Jadi untuk suatu titrasi asam basa, elektroda indikator dapat berupa elektroda hidrogen atau sesuatu elektroda lain yang peka akan ion hidrogen, untuk titrasi pengendapan halida dengan perak nitrat, atau perak dengan klorida akan digunakan elektroda perak, dan untuk titrasi redoks (misalnya, besi(II)) dengan dikromat digunakan kawat platinum semata-mata sebagai elektroda redoks (Khopkar, 1990).

III. ALAT DAN BAHAN

pH meter dilengkapi dengan elektroda gelas Larutan HCl 0,1 N Magnetic stirrer Larutan NaOH 0,1 N

Buret dan statif Aquadest

Gelas kimia Gelas ukur Pipet tetes Botol semprot Tissue

IV. PROSEDUR KERJA

Menghidupkan alat ukur dan membiarkannya beberapa menit.

Mengaduk larutan HCl 0,1 N (telah disiapkan oleh asisten) dan 25 mL

aquades pada magnetic stirrer

Mengukur pH larutan sampel tersebut dengan menggunakan pH meter

sebelum dititrasi.

Menitrasi larutan HCl dengan NaOH dan membaca serta mencatat pH larutan

sampel dari awal penambahan dan setiap penambahan 1 mL larutan NaOH 0,1 N.

Melakukan titrasi sampai titik ekivalen terlampaui.

Membuat kurva titrasi dan menentukan volume analit (HCl) yang

dirahasiakan sebelumnya.

V. HASIL PENGAMATAN

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 11 0,364 0,368 0,371 0,373 0,377 0,381 0,387 0,394 0,404 0,444 0,836 ~ 0,368 0,186 0,124 0,094 0,076 0,065 0,056 0,051 0,049 0,076 4 x 10-3 3 x 10-3 2 x 10-3 4 x 10-3 4 x 10-3 6 x 10-3 7 x 10-3 10 x 10-3 40 x 10-3 196 x 10-3 1 x 10-6 1 x 10-6 -2 x 10-6 0 -2 x 10-6 -1 x 10-6 -3 x 10-6 -30 x 10-6 -156 x 10-3 2,00 2,065 2,120 2,161 2,228 2,296 2,393 2,515 2,675 3,356 10,006 VI. PERHITUNGAN

1. Menghitung pH Secara Teori

Untuk 0 mL NaOH [H+_{] = [HCl] = 0,1 M} pH = - Log [H+_] = - Log 0,1 M = 1 Untuk 1 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 1 mL x 0,1 M = 0,1 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O

M : 0,8 mmol 0,1 mmol - - R : -0,1 mmol -0,1 mmol +0,1 mmol +0,1 mmol S : 0,7 mmol - 0,1 mmol 0,1 mmol [H+_{] =}

=

_{= 0,08 M} pH = - Log [H+_] = - Log 8 x 10-2 _{M = 2 – 0,9 = 1,1} Untuk 2 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 2 mL x 0,1 M = 0,2 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,1 mmol - -

R : -0,2 mmol -0,2 mmol +0,2 mmol +0,2 mmol S : 0,6 mmol - 0,2 mmol 0,2 mmol [H+] = = = 0,06 M pH = - Log [H+_] = - Log 6 x 10-2 _{M = 2 – 0,8 = 1,2} Untuk 3 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 3 mL x 0,1 M = 0,3 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,1 mmol - -

R : -0,3 mmol -0,3 mmol +0,3 mmol +0,3 mmol S : 0,5 mmol - 0,3 mmol 0,3 mmol

[H+] = = = 0,05 M pH = - Log [H+_] = - Log 5 x 10-2 _{M = 2 – 0,7 = 1,3} Untuk 4 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 4 mL x 0,1 M = 0,4 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,1 mmol - -

R : -0,4 mmol -0,4 mmol +0,4 mmol +0,4 mmol S : 0,4 mmol - 0,4 mmol 0,4 mmol [H+] = = = 0,03 M pH = - Log [H+_] = - Log 3 x 10-2 _{M = 2 – 0,5 = 1,5} Untuk 5 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 5 mL x 0,1 M = 0,5 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,1 mmol - -

R : -0,5 mmol -0,5 mmol +0,5 mmol +0,5 mmol S : 0,3 mmol - 0,5 mmol 0,5 mmol [H+_{] =}

=

_{= 0,02 M}

pH = - Log [H+_]

= - Log 2 x 10-2 _{M = 2 – 0,3 = 1,7}

HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 6 mL x 0,1 M = 0,6 mmol

HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,1 mmol - -

R : -0,6 mmol -0,6 mmol +0,6 mmol +0,6 mmol S : 0,2 mmol - 0,6 mmol 0,6 mmol [H+_{] =}

=

_{= 0,01 M} pH = - Log [H+_] = - Log 1 x 10-2 _{M = 2 – 0= 2} Untuk 7 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 7 mL x 0,1 M = 0,7 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,1 mmol - - R : -0,7 mmol -0,7 mmol +0,7 mmol +0,7 mmol S : 0,1 mmol - 0,7 mmol 0,7 mmol [H+] = = = 6,7 x 10-3 _M pH = - Log [H+_] = - Log 6,7 x 10-3 _{M = 3 – 0,8 = 2,2} Untuk 8 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,1 mmol - -

R : -0,8 mmol -0,8 mmol +0,8 mmol +0,8 mmol S : - - 0,8 mmol 0,8 mmol pH = 7 (netral) Untuk 9 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 9 mL x 0,1 M = 0,9 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 0,9 mmol - -

R : -0,8 mmol -0,8 mmol +0,8 mmol +0,8 mmol S : - 0,1 mmol 0,8 mmol 0,8 mmol [OH-_{] = = = 5,9 x 10}-3 _M

pOH = - Log [OH-_{] = - Log 5,9 x 10}-3 _{M = 3 – 0,8 = 2,2}

pH = 14 – pOH = 14 – 2,2 = 11,8 Untuk 11 mL NaOH HCl = 8 mL x 0,1 M = 0,8 mmol NaOH = 11 mL x 0,1 M = 1,1 mmol HCl + NaOH NaCl + H₂O M : 0,8 mmol 1,1 mmol - -

R : -0,8 mmol -0,8 mmol +0,8 mmol +0,8 mmol S : - 0,3 mmol 0,8 mmol 0,8 mmol [OH-] = = = 0,02 M

pH = 14 – pOH = 14 – 1,7 = 12,3

2. Menghitung Nilai Esel

Esel = Ekal + (0,059 x pH)

dengan harga E kal = 0,246

E sel = 0,246 + (0,059 x 2,00) = 0,364 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,065) = 0,368 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,120) = 0,371 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,161) = 0,373 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,228) = 0,377 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,296) = 0,381 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,393) = 0,387 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,515) = 0,394 E sel = 0,246 + (0,059 x 2,675) = 0,404 E sel = 0,246 + (0,059 x 3,356) = 0,444 E sel = 0,246 + (0,059 x 10,006)= 0,836

3. Menghitung Nilai ∆E/ ∆V

=

2.

= = 3 x 10

-3 7.

= = 7 x 10

-3 3.

= = 2 x 10

-3 8. = = 10 x 10-3 4.

=

= 4 x 10-3 9.

=

= 40 x 10-3 5.

= = 4 x 10

-3

10. = = 196 x 10

-3 4. (∆E/∆V)1 - (∆E/∆V)2 Menghitung Nilai ∆2_{E/ ∆V}2 1.

= (4 – 3) 10

-3 = 1 x 10-3 6. = (6 – 7) 10-3 = -1 x 10-3 2. = (3 – 2) 10-3 = 1 x 10-3 7. = (7 – 10) 10-3 = -3 x 10-3 3. = (2 – 4) 10-3 = -2 x 10-3 8. = (10 – 40) 10-3 = -30 x 10-3 4. = (4 – 4) 10-3 = 0 9. = (40 – 196) 10-3 = -156 x 10-3 5. = (4 – 6) 10-3 = -2 x 10-3 5. Grafik

Grafik 1. Hubungan antara volume titran terhadap pH pada teori

Grafik 2. Hubungan antara volume titran terhadap pH pada percobaan

Grafik 3. Hubungan antara volume titran terhadap ∆E/ ∆V Grafik 4. Hubungan antara volume titran terhadap ∆2_{E/ ∆V}2

VII. PEMBAHASAN

Metode potensiometri didasarkan atas pengukuran selisih atau beda potensial antara dua buah electrode yang tercelup dalam larutan. Proses titrasi potensiometri dapat dilakukan dengan bantuan elektroda indikator dan elektroda pembanding yang sesuai. Dengan demikian, kurva titrasi yang diperoleh dengan menggambarkan grafik potensial terhadap volume pentiter yang ditambahkan, mempunyai kenaikan yang tajam di sekitar titik kesetaraan. Dari grafik itu dapat diperkirakan titik akhir titrasi. Cara potensiometri ini bermanfaat bila tidak ada indikator yang cocok untuk menentukan titik akhir titrasi, misalnya dalam hal larutan keruh atau bila daerah kesetaran sangat pendek dan tidak cocok untuk penetapan titik akhir titrasi dengan indikator (Rivai, 1995).

Titrasi potensiometri yang digunakan dalam percobaan ini merupakan salah satu metode elektroanalisis untuk menentukan konsentrasi suatu zat. Dalam percobaan ini, metode ini digunakan untuk menentukan konsentrasi asam klorida (HCl). Asam klorida merupakan asam monoprotik, yang berarti bahwa ia dapat berdisosiasi melepaskan satu H+ _{hanya sekali. Dalam larutan}

asam klorida, H+ _{ini bergabung dengan molekul air membentuk ion}

hidronium, H₃O+

HCl + H₂O → H₃O+ _{+ Cl}−

Ion lain yang terbentuk adalah ion klorida, Cl−_{. Asam klorida oleh}

karenanya dapat digunakan untuk membuat garam klorida, seperti natrium klorida. Asam klorida adalah asam kuat karena ia berdisosiasi penuh dalam air. Asam monoprotik memiliki satu tetapan disosiasi asam, K_a, yang

mengindikasikan tingkat disosiasi zat tersebut dalam air. Untuk asam kuat seperti HCl, nilai K_a cukup besar. Beberapa usaha perhitungan teoritis telah dilakukan untuk menghitung nilai K_a HCl.

Titrasi potensiometri yang digunakan untuk menentukan konsentrasi asam klorida yang dilakukan dengan pengukuran pH pada setiap penambahan basa dengan volume tertentu. Penambahan basa (larutan NaOH) ini menyebabkan pH larutan semakin meningkat. Maka volume penambahan NaOH diatur atau berkurang dari 1 mL agar nilai pH yang terukur konstan. Pada titik-titk penambahan tertentu peningkatan pH mengalami lonjakan yang cukup besar. Lonjakan ini merupakan titik pH dimana larutan mencapai kesetaraan yaitu sebagai titik kesetaraan pH larutan.

(http://www.scribd.com/doc/30071973/LAPORAN-6-POTENSIOMETRI)

Penambahan basa yaitu NaOH secara teratur dengan volume yang telah ditentukan meningkatkan pH hingga setelah 11 mL NaOH ditambahkan, pH akhir larutan adalah 10,006. Kenaikan pH akibat penambahan basa tidak dapat ditentukan secara matematis. Hal ini disebabkan faktor waktu yang digunakan dalam penetesan, kesempurnaan pengadukan dengan magnetik stirrer sehingga diperoleh larutan yang homogen, dan kepekaan pH meter yang digunakan. Dimana pH meter merupakan suatu elektroda gelas atau kaca, dimana diketahui bahwa elektroda gelas merupakan elektroda yang paling sensitif karena membrannya sensitif terhadap ion H+ _{serta paling sering digunakan, namun}

satu kelemahan yang utama dari elektroda ini yaitu tidak efektif pada pengukuran pH di atas 10. Sebenarnya dalam titrasi potensiometri juga dilakukan pengukuran voltase atau tegangan untuk membandingkan

besarnya voltase yang ditimbulkan akibat penambahan basa. Hanya saja dalam percobaan ini tidak dilakukan.

(http://bimbellccrawamangun.wordpress.com/2008/12/19/kurva-ph-titrasi/)

Nilai pH pada percobaan saat penambahan volume NaOH 0 ml hingga 11 ml berturut-turut adalah 2,00 ; 2,065 ; 2,120 ; 2,161 ; 2,228 ; 2,296 ; 2,393 ; 2,515 ; 2,675 ; 3,356 ; 10,006, sedangkan nilai pH yang kami peroleh saat perhitungan secara teori adalah berturut sebagai berikut : 1 ; 1,1 ; 1,2 ; 1,3 ; 1,5 ; 1,7 ; 2 ; 2,2 ; 7 ; 11,8 dan 12,3. Pada percobaan nilai potensial yang terbaca semakin lama semakin turun karena sebab yang sama. Setelah diplotkan pada kurva titrasi, didapatkan nilai titik ekuivalen pada penggunaan NaOH sebanyak 10 mL. sedangkan secara teori berdsarkan perhitungan titik ekivalen terdapat pada penambahan 8 ml dengan nilai pH 7. Kita ketahui bersama bahwa titik ekivalen adalah titik dimana konsentrasi asam sama dengan konsentrasi basa atau titik jumlah basa yang ditambahkan sama dengan jumlah asam yang dinetralkan : [H+] = [OH]

http://annisanfushie.wordpress.com/2009/07/17/titrasi-potensiometri/

Perbedaan nilai pH dari hasil percobaan dengan hasil perhitungan secara teori akibat dari kurang telitinya kita sebagai praktikan yang langsung penambahan volume NaOH yang kurang hati hati (langsung 2 ml)

Sedangkan nilai E_sel dapat diketahui berdasarkan nilai pH percobaan dengan rumus [ E kal + E sel + pH] sehingga secara berturut –turut diperoleh adalah : 0,364 ; 0,368 ; 0,371 ; 0,373 ; 0,377 ; 0,381 ; 0,387 ; 0,394 ; 0,404 ; 0,444 ; 0,836, serta nilai E/V berdasarkan volume NaOH 0 ml higga 11 ml

adalah ~ ; 0,368 ; 0,186 ; 0,124 ; 0,094 ; 0,076 ; 0,065 ; 0,056 ; 0,051 ; 0,049 ; 0,076.

Untuk membandingkan apakah pada saat kurva titrasi naik dengan curam, benar-benar tercapai titik kesetimbangan, maka dibuat grafik hubungan antara pH dengan volume titan, grafik ΔpH/ΔV dengan volum titran, grafik hubungan Δ2_pH/ΔV2 _{dengan volume titran. Maka dapat dihitung}

konsentrasi dari ion (H+_{) yaitu Titik ekuivalen yang terjadi pada saat}

penambahan volume NaOH sebanyak 8 mL dengan pH 7.

Grafik yang ditunjukkan pada percobaan ini merupakan grafik hubungan antara volume NaOH dengan pH secara percobaan dan teori, ∆E/ ∆V∆2_{E/ ∆V}2 _{. Titik ekuivalen ditunjukkan oleh grafik yang mengalami}

kenaikan yang cukup drastis. Setelah titik ekuivalen tercapai, maka konsentrasi asam klorida dapat dihitung melalui nilai pH pada titik kesetaraan. Grafik yang diperoleh bervariasi, dengan kurva naik turun dan tidak linear. Grafik hubungan antara volume NaOH dengan pH larutan tersebut didapatkan berbentuk integral seperti pada literatur. Dari semua grafik yang diperoleh, grafik tersebut memiliki puncak dan penurunan pH yang sangat drastis pada saat penambahan larutan NaOH..

VIII. KESIMPULAN

Berdasarkan percobaan yang kami lakukan dapat ditarik kesimpulan sebagai berikut :

Titrasi potensiometri merupakan metode elektroanalisis suatu zat dengan

menggunakan elektroda pembanding dan elektroda indikator dan dalam percobaan ini digunakan untuk menentukan konsentrasi asam klorida.

Secara teori Titik ekivalen titrasi terjadi saat penambahan 8 mL NaOH pada

pH 7

Titik dimana peningkatan pH mengalami lonjakan yang cukup besar

merupakan titik pH dimana larutan mencapai kesetaraan yaitu sebagai titik kesetaraan.

E

sel dapat diketahui berdasarkan nilai pH percobaan dengan rumus [ E kal + E

sel + pH] sehingga secara berturut –turut diperoleh adalah : 0,364 ; 0,368 ; 0,371 ; 0,373 ; 0,377 ; 0,381 ; 0,387 ; 0,394 ; 0,404 ; 0,444 ; 0,836, serta nilai E/V berdasarkan volume NaOH 0 ml higga 11 ml adalah ~ ; 0,368 ; 0,186 ; 0,124 ; 0,094 ; 0,076 ; 0,065 ; 0,056 ; 0,051 ; 0,049 ; 0,076. DAFTAR PUSTAKA http://dika-belajarkimia.blogspot.com/ http://www.try4know.co.cc/2009/09/titik-ekivalen-suatu-titrasi.html http://bimbellccrawamangun.wordpress.com/2008/12/19/kurva-ph-titrasi/ http://annisanfushie.wordpress.com/2009/07/17/titrasi-potensiometri/

http://www.scribd.com/doc/30071973/LAPORAN-6-POTENSIOMETRI

staf pengajar kimia lingkungan.2010. PENUNTUN PRAKTIKUM KIMIA ELEKTROMETRI.Palu : Untad press