LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA FISIK II

ANALISIS DAN PENENTUAN KONSTANTA DISOSIASI ASAM DENGAN

TITRASI pH YANG DIKONTROL DENGAN KOMPUTER

Nama Praktikan : Titissari Indah T.N

NIM : 111810301010

Kelompok : 3

Fak./Jurusan : MIPA/KIMIA

Nama Asisten : Qorry Dinnia F.

LABORATORIUM KIMIA FISIKJURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAMUNIVERSITAS JEMBER

2015

BAB 1. PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Penggolongan berbagai senyawa kimia dialam yang sangat melimpah baik dari segi

jumlah maupun jenisnya berdasarkan sifat asam dan basa sangat membantu para ilmuwan

dalam menyederhanakan obyek studi mereka, sehingga mempermudah proses

pembelajaran berikutnya. Senyawa-senyawa dialam yang dapat dikelompokkan kedalam

kelompok senyawa asam atau basa sangat melimpah jumlahnya, dengan tingkat keasaman

dan kebasaan yang bervariasi. Sifat asam dan basa juga sangat berpengaruh terhadap

kondisi lingkungan dan makhluk hidup pada lingkungan tersebut. Keasaman tanah akan

akan berpengaruh terhadap kondisi tumbuhan yang ada diatasnya. Kualitas air juga

ditentukan dengan mengukur tingkat keasamannya. Hujan asam bahkan akan

menyebabkan kerusakan lingkungan yang signifikan.

Kekuatan asam dapat diketahui melalui perhitungan konstanta disosiasi asam.

Kosntanta disosiasi asam ini memrupakan konstanta kesetimbangan. Semua reaksi

melibatkan uatu reaksi kesetimbangan walaupun reaksi yang mencapai suatu keadaan

setimbang tidak dapat dilihat begitu saja, tetapi mengamatinya melalui sebuah percobaan

dalam laboratorium. Pengamatan kesetimbangan asam tidak lepas dari kosentrasi ion-ion

saat asam berdisosiasi dalam larutan yang berair. Penentuan kosentrasi ion-ion dari asam

yang berdisosiasi ini tidak bisa secara langsung menggunakan perhitungan biasa tetapi

harus menggunakan konsep khusus yaitu melalui pKa. Kosentrasi ion-ion asam yang

belum diketahui dapat dicari kosentrasinya melalui metode titrasi.

Konsep titrasi dan konsep konstanta disosiasi asam sangat berkesinambungan,

sehingga dapat digunakan untuk mencari kosentrasi ion hasil disosiasi asam yang belum

diketahui. Jenis titrasi yang digunakan untuk mencari konstanta disosiasi asam adalah

titrasi potensiometri. Titrasi ini memanfaatkan sel elektroda, sehingga dapat

menggambarkan reaksi kesetimbangan untuk asam basa secara elektrokimia juga. Titrasi

ini dikontrol menggunakan komputer agar dapat menentukan volume ekivalen secara tepat.

1.2 Tujuan Percobaan

Percobaan ini mempunyai tujuan yaitu mengukur konstanta ionisasi dua asam dengan

menggunakan teknik titrasi potensiometrik.

BAB 2. TINJAUAN PUSTAKA

2.1 Material Safety Data Sheets (MSDS)

2.1.1 Asam Fosfat

Asam fosfat, juga disebut asam ortofosfat (H3PO4). Asam fosfat murni adalah

kristal padat yang memiliki titik leleh 42,35 °C atau 108,2 °F. Asam fosfat membentuk tiga

jenis garam sesuai dengan penggantian satu, dua, atau tiga atom hidrogennya. Di antara

garam fosfat yang penting adalah natrium dihidrogen fosfat (NaH2PO4), natrium fosfat

(Na3PO4), kalsium superfosfat (Ca [H2PO4] 2), kalsium monohidrogen fosfat (CaHPO4).

Molekul asam fosfat berinteraksi dalam kondisi yang sesuai, seringkali pada suhu tinggi,

untuk membentuk molekul yang lebih besar. Difosforik, atau asam pirofosfat (H4P2O7)

terbentuk dari dua molekul asam fosfat, kurang satu molekul air. Ini adalah yang paling

sederhana dari serangkaian homolog molekul rantai panjang yang disebut asam polifosfat.

Hal-hal yang perlu diperhatikan ketika menggunakan asam fosfat yaitu apabila terjadi

kontak mata akan menyebabkan kerusakan atau corneal kebutaan. Tindakan pertolongan

yang harus dilakukan adalah segera dibilas dengan air paling tidak 15 menit, kemudian

segera meminta pertolongan medis. Kontak kulit dapat menyebabkan radang dan iritasi.

Tindakan pertolongan yang harus dilakukan adalah segera dibilas dengan air sekurang-

kurangnya 15 menit. Asam fosfat bila terkena pakaian dan sepatu segera cuci dengan air

dingin dan sabun. Inhalasi zat akan menghasilkan iritasi ke perut usus atau saluran

pernafasan, dicirikan oleh bersin dan batuk (Anonim, 2015)

2.1.2 Natrium Hidroksida

Natrium hidroksida memiliki nama lain yaitu soda kaustik. Massa molar yang

dimilikinya yaitu sebesar 39,9971 g/mol , titik leleh dan titik didihnya berturut-turut

sebesar 318oC (591 K) dan 1390oC (1663 K). Selain itu kelarutannya dalam air sebesar 111

g/100ml dalam suhu 20oC. Nilai kebasaannya atau pKb sebesar -2,43. NaOH sangat larut

dalam air dan akan mengalami eksoterm jika dilarutkan. Selain itu, NaOH juga larut dalam

etanol dan methanol, namun kelarutannyan senyawa NaOH dalam kedua cairan tersebut

lebih kecil jika dibandingkan kelarutan NaOH dalam KOH. NaOH tidak larut dalam dietil

eter dan pelarut non polar lainnya. Hal-hal yang perlu diperhatikan ketika berinteraksi

dengan natrium hidroksida yaitu apabila terjadi kontak dengan kulit akan menyebabkan

iritasi, gatal, panas. Tindakan pertolongan yang harus dilakukan adalah bilas daerah kulit

yang terkena kontak natriun hidroksida menggunakan air bersih mengalir minimal 15

menit. Kontak dengan mata menyebabkan iritasi, gatal, kemerahan, dan perih. Tindakan

pertolongan yang harus dilakukan adalah cuci mata dengan air bersih minimal 15 menit

dengan sesekali mata diangkat dan ditutup. Bila terhirup dapat menyebabkan iritasi saluran

pernafasan, batuk dan dada sesak. Tindakan pertolongan yang harus dilakukan adalah

memberikan udara segar atau nafas buatan (Anonim, 2015).

2.2 Dasar Teori

Sifat asam dan basa suatu larutan dipelajari oleh beberapa ahli. Pada mulanya teori

asam dan basa dikemukakan oleh Arrhenius, kemudian Bronsted-Lowry dan selanjutnya

Lewis. Ketiga teori ini tidak bertentangan satu sama lain, teori itu berkembang makin luas

penggunaannya, teori Arrhenius hanya terbatas dalam larutan air, teori Bronsted-Lowry

berlaku untuk semua pelarut, sedang teori Lewis lebih luas lagi. Walaupun tanpa pelarut,

teori ini dapat berlaku. Definisi-definisi teori asam basa antara lain dijelaskan sebagai

berikut:

Teori arhenius.

Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah zat yang dalam air melepaskan ion

hidrogen, H+ sedang basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion hidroksida, OH.

Menurut Arrhenius, larutan elektrolit mengandung ion yang bergerak bebas. Ion inilah

yang menghantarkan arus listrik melalui larutannya. Zat elektrolit dapat berupa senyawa

ion dan senyawa. kovalen polar. Senyawa ion terdiri atas ion, jika senyawa ion dilarutkan

dalam air maka ion dapat bergerak bebas dan larutan dapat menghantarkan arus listrik.

Padatan / kristal senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik , tetapi lelehan

senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik. Senyawa Kovalen Polar : Molekul senyawa

kovalen polar dapat diuraikan oleh air membentuk ion. Elektrolit jenis ini meliputi asam

dan basa, tetapi lelehan senyawa kovalen terdiri atas molekul netral, maka tidak ada

lelehan senyawa kovalen yang dapat menghantarkan arus listrik walaupun bersifat polar

(Utami, 2011).

Teori Bronsted-Lowry

Pada tahun 1923, J.N. Bronnsted dan T.M. Lowry mengemukakan teori asam basa

yang dikenal dengan teori asam basa bronsted-lowry yaitu mengartikan asam sebagai suatu

molekul yang melepaskan proton (H+) yang sering disebut sebagai donor proton,

sedangkan basa merupakan suatu molekul yang menerima proton (H+) yang sering disebut

sebagai aseptor proton. Teori ini khusus digunakan untuk reaksi dalam larutan dengan

pelarut air. Jika suatu asam kehilangan proton yang tertinggal adalah suatu basa, dan basa

ini disebut sebagai basa konjugat. Jika asamnya lemah maka basa konjugatnya kuat

tergantung pada afinitas basa konjugat untuk H+

(Herawa, 2008).

Teori lewis

Pada tahun 1923, Gilbert N. Lewis seorang kimiawan dari Amerika Serikat

mendfinisikan asam basa berdasarkan teori ikatan kimia. Menurut Lewis, asam adalah

penerima (akseptor) pasangan electron bebas.  Sementara itu, basa adalah pemberi atau

donor pasangan electron bebas. Teori asam-basa lewis lebih luas dalam mendeskripsikan

asam-basa bila dibandingkan dengan dua teori sebelumnya (Utami, 2011).

Banyak teori yang mendeskripsikan tentang asam. Berdasarkan teori-teori tersebut

asam dapat dibagi dalam berbagai macam spesifikasi. Asam secara spesifikasi tersebut

ialah asam monoprotik dan asam poliprotik. Asam lemah monoprotik (HA) di dalam

larutan selalu berada dalam kesetimbangan dengan ion – ionnya (H3O+ dan A-)

HA + H2O → H3O+ + A-

dengan tetapan disosiasi (Ka)

atau jika dinyatakan dalam –log Ka = pKa

Asam lemah adalah salah satu yang tidak terionisasi seluruhnya ketika asam lemah tersebut

dilarutkan dalam air. Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam

etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi

reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah produk. Ion bereaksi

dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air. Asam poliprotik adalah

asam yang dapat kehilangan lebih dari satu proton. Konstanta disosiasi untuk proton

pertama dapat dinotasikan sebagai Ka1 dan konstanta disosiasi untuk proton yang

berurutan sebagai Ka2, dan lain-lain. Asam fosfat, H3PO4, adalah contoh dari asam

poliprotik karena dapat kehilangan tiga proton (Kennedy, 1990).

Titrasi adalah suatu metode penentuan kadar (konsentrasi) suatu larutan dengan

larutan lain yang telah diketahui konsentrasinya. Titrasi merupakan suatu metoda untuk

menentukan kadar suatu zat dengan menggunakan zat lain yang sudah dikethaui

konsentrasinya. Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat di dalam

proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi

asam basa, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi

kompleksometri untuk titrasi yang melibatan pembentukan reaksi kompleks dan lain

sebagainya.Titrasi asam-basa sering disebut juga dengan titrasi netralisasi. Reaksi

netralisasi terjadi antara ion hidrogen sebagai asam dengan ion hidroksida sebagai basa dan

membentuk air yang bersifat netral. Berdasarkan konsep lain reaksi netralisasi dapat juga

dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) dengan penerima proton (basa) (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 yang digunakan kawat platinum

semata-mata sebagai elektroda redoks (Khopkar, 1990).

Proses titrasi potensiometri dapat dilakukan dengan bantuan elektroda indikator dan

elektroda pembanding yang sesuai. Kurva titrasi yang diperoleh dengan menggambarkan

grafik potensial terhadap volume pentiter yang ditambahkan, mempunyai kenaikan yang

tajam di sekitar titik kesetaraan. Informasi dari grafik dapat diperkirakan titik akhir titrasi.

Titrasi potensiometri larutan asam-basa ini tidak membutuhkan indikator untuk

menentukan titik ekivalen maupun titik akhirnya (Annisa, 2009).

Titik ekivalen titrasi adalah titik dimana titran ditambahkan tepat bereaksi dengan

seluruh zat yang dititrasi tanpa adanya titran yang tersisa. Titik ekivalen menyatakan

jumlah mol titran setara dengan jumlah mol titrat menurut stoikiometri.

Gambar 2.1 Kurva titrasi asam kuat dan basa kuat (kiri) dan kurva titrasi asam kuat dan

basa lemah (kanan)

Kurva titrasi (kiri) awalnya pH naik sedikit demi sedikit. Hal ini dikarenakan skala naiknya

pH bersifat logaritmik, yang berarti pH 1 mempunyai keasaman 10 kali lipat daripada pH

2. Kosentrasi ion hidronium pada pH 1 adalah 10 kali lipat kosentrasi ion hidronium pada

pH 2. Kemudian naik tajam hingga didekat titik ekivalen.Titik ini menginformasikan jika

ion hidronium yang tersisa tinggal sedikit, dan hanya membutuhkan sedikit ion hidroksida

untuk menaikkan pH. Kuva titrasi (kanan) awalnya asam kuat memiliki pH yang rendah,

kemudian pH naik perlahan saat permulaan, kemudian pH meningkat cepat mendekati titik

ekivalen dengan pH titik ekivalen tidak tepat pada pH 7.

Penentu kekuatan asam atau basa adalah adalah posisi kesetimbangan reaksi disosiasi

asam atau basa dalam air. Tingkat ionisasi atau disosiasinya yaitu jumlah ion H+ dan ion

OH- yang dilepaskan oleh spesi asam dan basa. Suatu asam HA dimisalkan dalam air akan

mengalami reaksi disosiasi sebagai berikut:

HA + H2O H3O+ + A-

Asam kuat adalah zat dimana reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah

kanan, akibatnya pada keadaan setimbang hampir seluruh asam HA terdisosiasi menjadi

H3O+ dan A-. Sedangkan asam lemah kebalikan dengan asam kuat yaitu reaksi

kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kiri, jadi sangat sedikit sekali HA yang

akan terdisosiasi menjadi H3O+ dan A- (Skoog, 1994).

Titrasi suatu asam monoprotik, pH pada setengah titik ekivalen secara sederhana

dihubungkan dengan pK. Beberapa asam-basa Bronsted [HA] dan [A]:

HA H+ + A-

Pada titik setengah ekivalen, bila molaritas [A]- sama dengan [HA], pH larutan sepadan

dengan pK. Persamaan ini disebut persamaan Henderson-Hasselbach:

(2.3)

(Tim Penyusun, 2015).

BAB 3. METODOLOGI PERCOBAAN

3.1 Alat dan Bahan

3.1.1 Alat

Komputer

Gelas piala 250 mL

Pipet Mohr

Neraca Analitik

Pipet Volume

Labu ukur 100 mL

3.1.2 Bahan

Sampel asam

Larutan NaOH

Larutan Asam Fosfat

Aquades

3.2 Prosedur Percobaan

3.2.1 pKa Asam Asetat

pK

disiapkan larutan asam asetat sebanyak 50 mL di dalam beaker

glass

dititrasikan larutan itu dengan larutan hidroksida standar

dialurkan data sebagai pH lawan volume NaOH (mL) dan

ditetapkan volume kesetaraan

dibaca dari kurva itu pH pada setengah volume yang diperlukan

untuk mencapi titik kesetaraan.

dilaporkan nilai ini kepada asisten dan diulangi titrasi bila perlu

Ditentukan kosentrasinya bila suatu larutan atau bobot ekivalen jika

sampel berupa padatan dan ditimbang sampel terlebih dahulu

Asam Asetat

Hasil

3.2.1 Titrasi Asam Fosfat

Dipipet asam fosfat sebanyak 25 mL dengan kosentrasi X ke

dalam gelas puala 250 mL

Diencerkan larutan ini menjadi 100 mL

Dicelupkan elektroda-elektroda ke dalam larutan

Dititrasi dengan larutan hidroksida standar

Dijumpai dua patahan dalam kurva titrasi yaitu pada pH 4-5 dan

pada pH 9-10

Dialurkan kurva titrasi itu sebagai pH lawan volume NaOH.

Ditetapkan dari kurva itu molaritas larutan asam dan nilai pKa I

dan pKa 2 asam fosfat

Asam Fosfat

Hasil

BAB 4. HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Hasil

4.1.1 Konstanta Disosiasi Asam Monoprotik

CH3COOH(l) H+(l) + CH3COO-(l)

Titrasi I Titrasi IIKa rata-rata

pKa Ka pKa Ka

4,944 1,138x10-5 4,964 1,086x10-5 1,043x10-5

4.1.2 Konstanta Disosiasi Asam Poliprotik

Persamaan Reaksi

H3PO4(l) + NaOH (l) H+(l) + H2PO4-(l) + Na+(l) + OH-(l)

H2PO4-(l) + NaOH (l) H+(l) + HPO4

-(l) + Na+(l) + OH-(l)

Titrasi I Ka rata-rata

pKa 1 Ka1 pKa2 Ka2 Ka 1

2,454 3,516x10-3 7,264 5,445x10-8 3,436x10-3

Titrasi II

pKa 1 Ka1 pKa2 Ka2 Ka 2

2,474 3,357x10-3 7,664 2,168x10-8 3,806x10-8

4.2 Pembahasan

Konsep kesetimbangan kimia ditemukan untuk menjelaskan beberapa reaksi kimia

yang terjadi secara bolak-balik (reversible). Jenis reaksi kesetimbangan yang paling

banyak dijumpai dan dapat dipelajari secara eksperimen adalah reaksi asam-basa. Reaksi

asam basa dikembangkan berdasarkan teori Arhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis.

Berdasarkan definisi asam dan basa Bronsted-Lowry, reaksi kimia asam-basa dapat

dituliskan dalam satu tahap, misalnya reaksi asam klorida yang direaksikan dengan air

akan menghasilkan ion hydronium dan ion klorida. Tetapi kenyataannya reaksi antara asam

klorida dan air merupakan reaksi reversible bukan reaksi yang terjadi dalam satu tahap.

Hal ini dapat dijelaskan bahwa suatu asam akan mendonorkan proton (H+) pada air yang

bertindak sebagai basa. Hasil reaksi keduanya merupakan ion hidronium yang juga bersifat

asam (konjugat dari basa) dan sebuah ion basa (konjugat dari asam). Kedua spesimen

tersebut dapat bereaksi dengan ion hydronium mendonorkan proton pada basa konjugat,

sehingga senyawa asam-basa penyusunnya terbentuk kembali. Reaksi kesetimbangan

asam-basa dapat dituliskan:

HA + H2O H3O+ + A-

Persamaan kesetimbangan erat kaitannya dengan perbandingan laju ketika reaksi bergerak

lurus ke produk maupun reaksi yag berjalan kearah reaktan, sehingga kesetimbangan dapat

ditentukan berdasarkan perbandingan hasil kali kosentrasi produk dengan hasil kali

kosentrasi reaktannya. Konsep kesetimbangan dalam reaksi asam basa lebih dikenal

melalui perhitungan konstanta disosiasi asam yang dapat diketahui melalui nilai pKa.

Percobaan reaksi asam basa ini dilakukan untuk mengukur konstanta dua asam yaitu

asam monoprotik dan asam poliprotik dengan menggunakan teknik titrasi yang dapat

menentukan nilai pH saat volume ekivalen untuk menentukan nilai pKa, sehingga Ka suatu

asam dapat ditentukan. Jenis asam yang digunakan monoprotik yang digunakan untuk

percobaan ini yaitu asam asetat (CH3COOH), sedangkan asam poliprotik yang digunakan

adalah asam fosfat (H3PO4). Reaksi yang digunakan untuk menentukan konstanta disosiasi

asam adalah reaksi penetralan yang merupakan prinsip dasar titrasi pH. Titrasi pH

dilakukan dengan bantuan elektroda gelas (membran gelas) yang terhubung melalui

software labView. Elektroda ini merupakan elektroda selektif ion yang sensitiv hanya pada

ion-ion yang mneyebabkan perubahan pada pH. Lapisan tipis dari gelembung kaca akan

berinteraksi dengan ion hydrogen yang ukurannya relative kecil, dan elektroda gelas

tersebut akan mengukur potensial elektrokimia dari ion hidrogen atau potensial hidrogen.

Potensial elektrokimia yang terbaca pada software berupa besaran pH larutan karena

sebelumnya software ini telah diatur untuk pengukuran pH.

Asam asetat sebanyak 50 mL dititrasi dengan larutan hiroksida standar (NaOH).

Perlu diketahui bahwa natrium oksida tergolong dalam basa kuat. Natrium hidroksida

ditempatkan dalam botol infus, maka reaksi penetralan dilakukan dengan setetes demi

setetes larutan NaOH hingga titik ekivalen terbentuk. Penggunaan botol infus

menggantikan buret karena reaksi untuk menentukan titik ekivalen harus akurat.

Banyaknya tetesan dan pH yang berubah akibat penambahan larutan NaOH akan terbaca

pada komputer berupa kurva titrasi pH terhadap volume NaOH yang dibutuhkan untuk

mencapai titik ekivalen. Titrasi ini dilakukan dengan pengontrolan komputer yang artinya

ketika kurva titrasi yang terbaca pada komputer sudah memenuhi bentuk kurva titrasi

sesuai dengan literatur, titrasi dapat dihentikan dengan menekan ikon stop dilayar software,

sehingga mengurangi terjadinya human error saat akan menghentikan proses titrasi. Reaksi

antara asam asetat dan larutan NaOH dilakukan dengan pengadukan menggunakan stirrer

agar terbentunya ion H+ secara keseluruhan dapat terdeteksi oleh elektroda. Reaksi antara

asam asetat dan natrium hidroksida dapat digambarkan dibawah ini:

CH3COOH(l) + NaOH(l) Na+CH3COO-(l) + H+(l) + OH-(l)

Asam asetat merupakan asam monoprotik lemah, sehingga kecepatan alir penambahkan

titran NaOH yang merupakan basa kuat harus diatur tidak terlalu cepat. Titran yang

ditambahkan dengan aliran terlalu cepat akan menyebabkan kenaikan pH secara tiba-tiba

dan juga dapat menyebabkan hasilkurva titrasi yang tidak sesuai.

Titrasi asam asetat dan NaOH dilakukan secara duplo. Perlakuan duplo agar

menghindari kesalahan saat pengukuran. Kurva hasil titrasi asam asetat pertama dan

pengulangannya ditunjukkan dibawah ini:

Titrasi penambahan NaOH pada asam asetat mengubah pH secara perlahan-lahan, tetapi

ketika hampir mencapai titik ekivalen pH berubah dengan cepat walaupun NaOH yang

ditambahkan tidak sebanyak saat awal titrasi. Fenomena ini dapat dijelaskan karena saat

hamper mencapai titik ekivalen sisa ion H+ dalam larutan sedikit hingga ketika mencapai

titik ekivalen semua ion H+ bereaksi sempurna dengan NaOH. Hal ini yang menyebabkan

pH semakin cepat naik. Nilai pH diatas titik ekivalen merupakan nilai pH dari basa,

dimana basa akan bereaksi dengan air produk hasil titrasi asam asetat dan basa membentuk

ion hidroksida yang dapat terukur sebagai pH basa.

Kurva titrasi asam monoprotik lemah dengan basa kuat pada percobaan ini sesuai

dengan literatur.

Nilai pH pada titik ekivalen asam lemah tidak tepat pada pH 7 dan nilai pH pada awal

titrasi tidak dimulai pada nilai 0 saat titran basa belum ditambahkan melainkan pada pH

diatas 2. Nilai pKa asam asetat pada titrasi percobaan pertama dengan percobaan berturut-

turut sebesar 4,944 dan 4,964 dengan nilai rata-rata sebesar 4,954. Nilai pKa yang

diketahui dapat menentukan nilai konstanta disosiasi asam asam asetat pada pertama yaitu

1,138x10-5 dan 1,086x10-5 untuk titrasi asam asetat percobaan kedua dengan nilai rata-rata

konstanta disosiasi asam 1,043x10-5 . Besarnya nilai pKa berdasarkan litratur yaitu 4,5

dengan konstanta disosiasi asam sebesar 3,162x10-5. Hal ini menunjukkan bahwa nilai pKa

percobaan memiliki nilai yang hampir sama dengan pKa asam asetat literatur, tetapi

perbedaan nilai yang sangat kecil sangat mempengaruhi nilai konstanta disosiasi asam

yang bila diperhatikan selisih nilai Ka asam asam asetat percobaan dengan nilai Ka

literatur memiliki selisih nilai yang besar. Ada beberapa faktor yang menyebabkan

terjadinya kesalahan yang mempengaruhi nilai hasil eksperimen yang tidak sesuai dengan

literatur diantaranya adalah pengadukan untuk mencampurkan asam asetat dan natrium

hidroksida untuk menghasilkan ion H+ yang dapat terdeteksi oleh elektroda. Kecepatan

stirrer harus diatur sedemikian rupa, agar ion H+ dapat menyentuh membran gelas

elektroda. Kecepatan stirrer yang tinggi menyebabkan larutan teraduk dengan cepat

sehingga ada beberapa ion H+ yang tidak secara tepat bersentuhan dengan membran gelas

yang akibatnya titran NaOH harus ditambahkan lebih banyak dan sudah diketahui

sebelumnya bahwa penentuan nilai pKa dari volume ekivalen kurva titrasi. Volume NaOH

yang ditambahkan terlalu banyak akan menyebabkan volume ekivalen akan semakin besar

dan pKa yang diperoleh dari setengah volume ekivalen menjadi lebih besar dari nilai pKa

literatur. Penentuan nilai pKa yang salah akan mempengaruhi kesalahan saat penentuan

nilai konstanta disosiasi asam.

Berbeda dengan asam monoprotik yang hanya memiliki satu persmaan

keksetimbangan antara asam dan basa konjugatnya. Asam poliprotik memiliki persamaan

kesetimbangan lebih dari satu, dimana jumlahnya tergantung pada jumlah ion H+ yang

Titik Ekivalen

Titik ½ ekivalen

terdisosiasi pada larutan berair (untuk total n+1 spesi). Asam poliprotik yang digunakan

pada percobaan titrasi selanjutnya yaitu asam fosfat (H3PO4). Ketika asam fosfat

terdisosiasi dalam larutan terdapat empatmacam kesetimbangan yaitu spesi H3PO4, H2PO4-

(anion dihidrogen fosfat), HPO4- (anion hidrogen fosfat) , PO4

- (anion fosfat). Seperti

percobaan sebelumnya, titrasi asam fosfat dilakukan secara duplo. Kurva hasil titrasi antara

asam fosfat dan basa NaOH yaitu:

Terdapat dua titik ekivalen yang terbentuk dari titrasi asam fosfat dengan basa NaOH.

Berdasarkan kurva titrasi diatas dapat diketahui bahwa titik ekivalen pertama terletak pada

range pH 5-6 dan titik ekivalen yang terletak pada range pH 8-9. Kurva yang diperoleh dari

titrasi sama seperti literature bahwa titrasi asam poliprotik lemah dimulai dari pH 2 saat

sebelum penembahan titran. Terdapat perbedaan jumlah volume titran yang diperlukan

untuk menitrasi asam fosfat pada percobaan pertama dan kedua. Volume titran yang

dibutuhkan untuk mencapai titik-titik ekivalen pada pengulangan lebih banyak daripada

titrasi asam fosfat yang pertama. Hal ini terjadi dikarenakan aliran titran NaOH pada

pengulangan titrasi leh lama daripada titrasi yang pertama, sehingga volume NaOH yang

dibutuhkan lebih banyak yang dibuktikan pada awal titrasi pengulangan pH masi berada

pada pH 2. Kurva titrasiasam fosfat berdasarkan literatur dapat dilihat sebagai berikut:

Titrasi pada asam fosfat hanya dilakukan hingga terbentuk titik ekivalen kedua. Bila

sebelumnya penentuan pKa asam asetat dilihat melalui setengah volume ekivalennya,

maka nilai pKa yang lebih dari satu dilihat melalui nilai pH pada ½ volume ekivalen untuk

pKa1 dan pKa2 dari nilai pH pada 3/2 volume ekivalen. Nilai pKa1 dan pKa2 asam fosfat

pada titrasi yang pertama sebesar 2,454 dan 7,264 dengan konstanta disosiasi asam sebesar

3,516x10-3 dan 5,445x10-8. Berdasarkan literatur nilai pKa1 dan pKa2 berturut-turut

sebesar 2,12 dan 7,21. Nilai pKa antara literatur dan percobaan memiliki selisih yang tidak

terlalu besar. Nilai Ka1 dan Ka2 asam fosfat berdasarkan literatur sebesar 7,52x10 -3 dan

6,23x10-8. Perbedaan nilai Ka1 dan Ka2 secara tidak langsung menyatakan bahwa

perubahan sekecil apapun nilai pKa sangat berarti pada perubahan nilai konstanta disosiasi

asamnya. Nilai pKa dan konstanta disosiasi asam titrasi kedua antara lain pKa 1 dan pKa 2

sebesar 2,474 dan 7,664, sedangkan konstanta disosiasi asam pertama memiliki nilai

sebesar 3,357x10-3 dan untuk nilai konstanta disosiasi asam yang kedua memiliki nilai

sebesar 2,168x10-8. Nilai keseluruhan pKa dan Ka titrasi kedua memiliki nilai yang lebih

jauh dari literatur.

Berdasarkan penentuan nilai Ka pada asam poliprotik diperoleh bahwa Ka1>Ka2.

Nilai konstanta disosiasi asam menyatakan kekuatan asam. Semakin besar Ka dan semakin

kecil nilai pKa sifat keasamannya semakin kuat. Nilai konstanta disosiasi asam untuk Ka1

lebih besar daripada Ka2 karena pada disosiasi yang pertama, asam mudah melepaskan ion

H+ yang dapat dikatakan pada disosiasi pertama sifat keasaman masih kuat. Nilai Ka2 yang

lebih kecil disebabkan karena anion dihidrogen difosfat memiliki nilai energi afinitas yang

lebih besar daripada asam fosfat sehingga lebih sulit untuk melepaskan ion H+, sehingga

pKa yang terukur pada pH meter memiliki nilai yang lebih besar daripada pKa yang

pertama. Konstanta disosiasi asam poliprotik memiliki nilai semakin kecil pada tingkat

disosiasi asam yang semakin tinggi (dalam kasus asam fosfat yaitu konstanta disosiasi

asam ketiga yang memiliki nilai konstanta disosiasi terkecil).

BAB 5. PENUTUP

5.1 Kesimpulan

Konstanta disosiasi asam asetat sebesar 1,043x10-5

Konstanta disosisasi asam fosfat I lebih besar daripada konstanta disosiasi asam

yang kedua yaitu sebesar 3,436x10-3 > 3,806x10-8

Nilai konstanta disosiasi asam yang semakin besar menunjukkan bahwa sifat asam

semakin kuat, begitupun sebaliknya

Konstanta disosiasi asam berbanding terbalik dengan pKa. Nilai pKa kecil akan

menghasilkan nilai konstanta disosiasi asam yang besar, dan nilai pKa yang besar

akan menghasilkan konstanta disosiasi asam yang kecil

5.2 Saran

Hal-hal yang perlu diperhatikan agar praktikum yang selanjutnya berjalan lebih baik

dan agar memperoleh hasil praktikum yang maksimal:

Memperhatikan faktor-faktor yang menyebabkan error terhadap data-data

praktikum sehingga hasilnya tidak sesuai dengan literature

Memahami prosedur percobaan praktikum dengan baik

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. 2015. Material Safety Data Sheets Asam Fosfat.

http://www.sciencelab.com/msds.php?msdsId=9927593. Diakses tanggal 5 Oktober 2015

Anonim. 2015. Material Safety Data Sheets Natrium Hidroksida.

http://www.sciencelab.com/msds.php?msdsId=9927593. Diakses tanggal 5 Oktober 2015

Annisa, Syabatani. 2009. Kimia Analitik Titrasi Potensiometri.

https://annisanfushie.wordpress.com/2009/07/17/titrasi-potensiometri/. Diakses tanggal 5

Oktober 2015

Herawa, Susi. 2008. Teori Asam Basa. Bandung: ITB

Kennedy, J.H. 1990. Analytical Chemistry Principles, 2nd ed. New York : Saunders

College Publishing

Khopkar.  1990.  Konsep Dasar Kimia Analitik.  Jakarta: Universitas Indonesia.

Rivai, Harrizul. 1995. Asas Pemeriksaan Kimia. Jakarta: Universitas Indonesia Press.

Tim Penyusun. 2015. Penuntun Praktikum Kimia Fisik II. Jember: Jurusan Kimia Unej

Utami, Sri. 2011. Teori Asam Basa. Surabaya: Unair

LAMPIRAN

1. Asam Asetat (1)

1 tetes NaOH 0,1 mL

Volume ekivalen = 46,8 mL mL

pKa = pH setengah volume ekivalen

= 4,944

2. Asam Asetat (2)

Volume ekivalen = 64,8 mL mL

pKa = pH setengah volume ekivalen

= 4,964

Ka rata-rata asam asetat = 1,043x10-5

3. Asam Fosfat 1

V ekivalen = 42 mL ½ Vekivalen = 21 mL

3/2 Vekivalen= 63 mL

4. Asam Fosfat 2

V ekivalen = 91 mL ½ Volume ekivalen = 45,5 mL

3/2 Volume ekivalen = 136,5 mL

Ka 1 rata-rata = 3,436 x 10-3

Ka 2 rata-rata = 3,806 x 10-8