TITRASI ASAM BASA
Salah satu aplikasi stoikiometri larutan adalah titrasi. Titrasi merupakan suatu metode yang bertujuan untuk menentukan banyaknya suatu larutan dengan konsentrasi yang telah diketahui agar tepat habis bereaksi dengan sejumlah larutan yang dianalisis atau ingin diketahui kadarnya atau konsentrasinya. Suatu zat yang akan ditentukan konsentrasinya disebut sebagai “titran” dan biasanya diletakkan di dalam labu Erlenmeyer, sedangkan zat yang telah diketahui konsentrasinya disebut sebagai “titer” atau “titrat” dan biasanya diletakkan di dalam “buret”. Baik titer maupun titran biasanya berupa larutan.
Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat di dalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatkan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi asam basa atau aside alkalimetri, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi kompleksometri untuk titrasi yang melibatkan pembentukan reaksi kompleks dan lain sebagainya. (Pada site ini hanya dibahas tentang titrasi asam basa).
PRINSIP TITRASI ASAM BASA
Titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer ataupun titrant. Kadar larutan asam ditentukan dengan menggunakan larutan basa atau sebaliknya. Titrant ditambahkan titer tetes demi tetes sampai mencapai keadaan ekuivalen ( artinya secara stoikiometri titrant dan titer tepat habis bereaksi) yang biasanya ditandai dengan berubahnya warna indikator. Keadaan ini disebut sebagai “titik ekuivalen”, yaitu titik dimana konsentrasi asam sama dengan konsentrasi basa atau titik dimana jumlah basa yang ditambahkan sama dengan jumlah asam yang dinetralkan : [H+] = [OH-]. Sedangkan keadaan dimana titrasi dihentikan dengan cara melihat perubahan warna indikator disebut sebagai “titik akhir titrasi”. Titik akhir titrasi ini mendekati titik ekuivalen, tapi biasanya titik akhir titrasi melewati titik ekuivalen. Oleh karena itu, titik akhir titrasi sering disebut juga sebagai titik ekuivalen.
Pada saat titik ekuivalen ini maka proses titrasi dihentikan, kemudian catat volume titer yang diperlukan untuk mencapai keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titran, volume dan konsentrasi titer maka bisa dihitung konsentrasi titran tersebut.
Titrasi asam basa berdasarkan reaksi penetralan (netralisasi). Salah satu contoh titrasi asam basa yaitu titrasi asam kuat-basa kuat seperti natrium hidroksida (NaOH) dengan asam hidroklorida (HCl), persamaan reaksinya sebagai berikut:
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl (aq) + H2O(l)
contoh lain yaitu:
NaOH(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4 (aq) + H2O(l)

Gambar set alat titrasi
CARA MENGETAHUI TITIK EKUIVALEN
Ada dua cara umum untuk menentukan titik ekuivalen pada titrasi asam basa, antara lain:
1. Memakai pH meter untuk memonitor perubahan pH selama titrasi dilakukan, kemudian membuat plot antara pH dengan volume titran untuk memperoleh kurva titrasi. Titik tengah dari kurva titrasi tersebut adalah “titik ekuivalen”.
2. Memakai indikator asam basa. Indikator ditambahkan dua hingga tiga tetes (sedikit mungkin) pada titran sebelum proses titrasi dilakukan. Indikator ini akan berubah warna ketika titik ekuivalen terjadi, pada saat inilah titrasi dihentikan. Indikator yang dipakai dalam titrasi asam basa adalah indikator yang perubahan warnanya dipengaruhi oleh pH.
Pada umumnya cara kedua lebih dipilih karena kemudahan dalam pengamatan, tidak diperlukan alat tambahan, dan sangat praktis, walaupun tidak seakurat dengan pH meter. Gambar berikut merupakan perubahan warna yang terjadi jika menggunakan indikator fenolftalein.

Sebelum mencapai titik ekuivalen Setelah mencapai titik ekuivalen

RUMUS UMUM TITRASI
Pada saat titik ekuivalen maka mol-ekuivalen asam akan sama dengan mol-ekuivalen basa, maka hal ini dapat ditulis sebagai berikut:
mol-ekuivalen asam = mol-ekuivalen basa
Mol-ekuivalen diperoleh dari hasil perkalian antara normalitas (N) dengan volume, maka rumus diatas dapat ditulis sebagai berikut:
N asam x V asam = N asam x V basa
Normalitas diperoleh dari hasil perkalian antara molaritas (M) dengan jumlah ion H+ pada asam atau jumlah ion OH- pada basa, sehingga rumus diatas menjadi:
(n x M asam) x V asam = (n x M basa) x V basa
Keterangan :
N = Normalitas
V = Volume
M = Molaritas
n = Jumlah ion H +(pada asam) atau OH- (pada basa)
INDIKATOR ASAM BASA
TABEL DAFTAR INDIKATOR ASAM BASA
NAMA pH RANGE WARNA TIPE(SIFAT)
Biru timol 1,2-2,8 merah – kuning asam
Kuning metil 2,9-4,0 merah – kuning basa
Jingga metil 3,1 – 4,4 merah – jingga basa
Hijau bromkresol 3,8-5,4 kuning – biru asam
Merah metil 4,2-6,3 merah – kuning basa
Ungu bromkresol 5,2-6,8 kuning – ungu asam
Biru bromtimol 6,2-7,6 kuning – biru asam
Merah fenol 6,8-8,4 kuning – merah asam
Ungu kresol 7,9-9,2 kuning – ungu asam
Fenolftalein 8,3-10,0 t.b. – merah asam
Timolftalein 9,3-10,5 t.b. – biru asam
Kuning alizarin 10,0-12,0 kuning – ungu basa
Indikator yang sering digunakan dalam titrasi asam basa yaitu indikator fenolftalein. Tabel berikut ini merupakan karakteristik dari indikator fenolftalein.
pH < 0 0−8.2 8.2−12.0 >12.0
Kondisi Sangat asam Asam atau mendekati netral Basa Sangat basa
Warna Jingga Tidak berwarna pink keunguan Tidak berwarna
Gambar
Larutan Penyangga
Larutan penyangga adalah satu zat yang menahan perubahan pH ketika sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan kedalamnya.
Larutan penyangga yang bersifat asam
Larutan penyangga yang bersifat asam adalah sesuatu yang memiliki pH kurang dari 7. Larutan penyangga yang bersifat asam biasanya terbuat dari asam lemah dan garammya – acapkali garam natrium.
Contoh yang biasa merupakan campuran asam etanoat dan natrium etanoat dalam larutan. Pada kasus ini, jika larutan mengandung konsentrasi molar yang sebanding antara asam dan garam, maka campuran tersebut akan memiliki pH 4.76. Ini bukan suatu masalah dalam hal konsentrasinya, sepanjang keduanya memiliki konsentrasi yang sama.
Anda dapat mengubah pH larutan penyangga dengan mengubah rasio asam terhadap garam, atau dengan memilih asam yang berbeda dan salah satu garamnya.
Larutan penyangga yang bersifat basa
larutan penyangga yang bersifat basa memiliki pH diatas 7. Larutan penyangga yang bersifat basa biasanya terbuat dari basa lemah dan garamnya.
Seringkali yang digunakan sebagai contoh adalah campuran larutan amonia dan larutan amonium klorida. Jika keduanya dalam keadaan perbandingan molar yang sebanding, larutan akan memiliki pH 9.25. Sekali lagi, hal itu bukanlah suatu masalah selama konsentrasi yang anda pilih keduanya sama.
Bagaimana cara larutan penyangga bekerja?
Larutan penyangga mengandung sesuatu yang akan menghilangkan ion hidrogen atau ion hidroksida yang mana anda mungkin menambahkannya – sebaliknya akan merubah pH. Larutan penyangga yang bersifat asam dan basa mencapai kondisi ini melalui cara yang berbeda.
Larutan penyangga yang bersifat asam
Kita akan mengambil campuran asam etanoat dan natrium etanoat sebagai contoh yang khas.
Asam etanoat adalah asam lemah, dan posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri:

Penambahan natrium etanoat pada kondisi ini menambah kelebihan ion etanoat dalam jumlah yang banyak. Berdasarkan Prinsip Le Chatelier, ujung posisi kesetimbangan selanjutnya bergeser ke arah kiri.
Karena itu larutan akan mengandung sesuatu hal yang penting:
• Banyak asam etanoat yang tidak terionisasi;
• Banyak ion etanoat dari natrium etanoat:
• Cukup ion hidrogen untuk membuat larutan menjadi bersifat asam.
Sesuatu hal yang lain (seperti air dan ion natrium) yang ada tidak penting pada penjelasan.
Penambahan asam pada larutan penyangga yang bersifat asam
Larutan penyangga harus menghilangkan sebagian besar ion hidrogen yang baru sebaliknya pH akan turun dengan mencolok sekali.
Ion hidrogen bergabung dengan ion etanoat untuk menghasilkan asam etanoat. Meskipun reaksi berlangsung reversibel, karena asam etanoat adalah asam lemah, sebagaian besar ion hidrogen yang baru dihilangkan melalui cara ini.

Karena sebagian besar ion hidrogen yang baru dihilangkan, pH tidak akan berubah terlalu banyak – tetapi karena kesetimbangan ikut terlibat, pH akan sedikit menurun.
Penambahan basa pada larutan penyangga yang bersifat asam
Larutan basa mengandung ion hidroksida dan larutan penyangga menghilangkan ion hidroksida tersebut.
Kali ini situasinya sedikit lebih rumit karena terdapat dua proses yang dapat menghilangkan ion hidroksida.
Penghilangan ion hidroksida melalui reaksi dengan asam etanoat
Sebagian besar zat yang bersifat asam yang mana ion hidroksida bertumbukan dengan molekul asam etanoat. Keduanya akan bereaksi untuk membentuk ion etanoat dan air.

Karena sebagian besar ion hidroksida dihilangkan, pH tidak berubah terlalu besar.
Penghilangan ion hidroksida melalui reaksi dengan ion hidrogen
Harus diingat bahwa beberapa ion hidrogen yang ada berasal dari ionisasi asam aetanoat.

Ion hidroksida dapat bergabung dengannya untuk membentuk air. Selama hal itu terjadi, ujung kesetimbangan menggantikannya. Hal ini tetap terjadi sampai sebagian besar ion hidrogen dihilangkan.

Sekali lagi, karena anda memiliki kesetimbangan yang terlibat, tidak semua ion hidroksida dihilangkan – karena terlalu banyak. Air yang terbentuk terionisasi kembali menjadi tingat yang sangat kecil untuk memberikan beberapa ion hidrogen dan ion hidroksida.
Larutan penyangga yang bersifat basa
Kita akan menganbil campuran larutan amonia dan amonium klorida sebagai contoh yang khas.
Amonia adalah basa lemah, dan posisi kesetimbangan akan bergerak ke arah kiri:

Penambahan amonium klorida pada kondisi ini menambahkan kelebihan ion amonium dalam jumlah yang banyak. Berdasarkan Prinsip Le Chatelier, hal itu akan menyebabkan ujung posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri.
Karena itu larutan akan mengandung beberapa hal yang penting:
• Banyak amonia yang tidak bereaksi;
• Banyak ion amonia dari amonium klorida;
• Cukup ion hidrogen untuk menghasilkan larutan yang bersifat basa.
Hal lain (seperti air dan ion klorida) yang ada tidak penting pada penjelasan.
Penambahan asam pada larutan penyangga yang bersifat basa
Terdapat dua proses yang dapat menghilangkan ion hidrogen yang anda tambahkan.
Penghilangan ion hidrogen melalui reaksi dengan amonia
Sebagian besar zat dasar yang mana ion hidrogen bertumbukan dengannya adalah molekul amonia. Keduanya akan bereaksi untuk membentuk ion amonium.

Sebagian besar, tetapi tidak seluruhnya, ion hidrogen akan dihilangkan. Ion amonium bersifat asam yang sedikit lemah, dan karena itu ion hidrohen akan dilepaskan kembali.
Penghilangan ion hidrogen melalui reaksi dengan ion hidroksida
Harus diingat bahwa beberepa ion hidroksida yang ada berasal dari reaksi antara amonia dan air.

Ion hidrogen dapat bergabung dengan ion hidroksida tersebut untuk menghasilkan air. Selama hal itu terjadi, ujung kesetimbangan menggantikan ion hidroksida. Hal ini terus terjadi sampai sebagian besar ion hidrogen dihilangkan.

Sekali lagi, karena anda memiliki kesetimbangan yang terlibat, tidak semua ion hidrogen dihilangkan – hanya sebagian besar.
Penambahan basa pada larutan penyangga yang bersifat basa
Ion hidroksida dari alkali dihilangkan melali reaksi yang sederhana dengan ion amonium.

Karena amonia yang terbentuk merupakan basa lemah, amonia akan bereaksi dengan air – dan karena itu reaksi sedikit reversibel. Hal ini berarti bahwa, sekali lagi, sebagian besar (tetapi tidak semuanya) ion hidrogen dihilangkan dari larutan.
Hidrolisis dan System Bufer
HIDROLISIS SENYAWA GARAM
Hidrolisis ialah interaksi (reaksi) antara senyawa garam dengan air ( tepatnya kation dan / atau anion garam ) menghasilkan asam lemah dan / atau basa lemah dalam bentuk molekul ( bukan ion )
Contot : (1) NH4Cl + H2O –> NH4OH (basa lemah ) + H+ + Cl- (dari HCl )
Reaksi sebenarnya : NH4+ + H2O –> NH4OH + H+
(2) NaCN + H2O –> Na+ + OH- ( dari NaOH ) + HCN (asam lemah)
Reaksi sebenarnya : CN- + H2O –> HCN + OH-
(3) KNO3 + H2O –> K+ + OH- + NO3- + H+ ( BUKAN HIDROLISIS )
Proses Hidrolisis
Pada reaksi (1) :
- di dalam air terjadi onisasi garam sbb : NH4Cl –> NH+ + Cl-
dan air sb : H2O « OH- + H+
- Ion-ion NH+ dan OH- dapat bereaksi sbb : NH+ + OH- « NH4OH ;
sedangkan Cl- + H+ HCl ( karena HCl asam kuat yang akan terurai menjadi H+ dan Cl-
Pada reaksi (2)
-Seperti halnya pada reaksi (1) ; terbentuk HCN , tetapi tidak terbentuk NaOH ( basa kuat )


Pada reaksi (3 ) : K+ + OH- –> KOH dan NO3- + H+ HNO3 (keduanya basa dan
asam kuat )
Macam Hidrolisis
Dari ketiga contoh reaksi di atas maka yang dapat berinterkasi ( bereaksi ) dengan air adalah ion-ion ( kation atau anion ) yang lemah dari senyawa garam ; sehingga macam hidrolisis senyawa garam adalah :
1. Hidrolisis Sebagian :
- yaitu apabila yang bereaksi dengan air hanya kation atau anion dari garam
- terjadi pada garam yang berasal dari basa lemah dan asam kuat ( mis : NH4Br , FeSO4, dsb )
atau garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah ( mis, Na2S, KNO2 , dsb )
2. Hidrolisis Total
- yaitu apabila yang bereaksi dengan air adalah kation dan anion dari garam tersebut
- terjadi pada senyawa garam yang berasal dar basa lemah dan asam lemah ; mis NH4F, dsb
* Apabila garam barasal dari basa kuat dan asam kuat ( mis KCl, Na2SO4, dsb ) , kation dan
anionnya tidak beraksi dengan air, dan disebut TIDAK TERHIDROLISIS ( Contoh pada
reaksi 3 )