pH ASAM asetat
Tujuan
Mengetahui pH pada asam asetat
pada konsentrasi yang berbeda
B.
Landasan
Teori
Asam dan basa (alkali) sudah dikenal sejak zaman
dahulu. Hal ini dapat dilihat dari nama mereka. Istilah asam berasal dari
bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Unsur pokok cuka adalah asam asetat
H3CCOOH. Istilah alkali diambil dari bahasa Arab untuk abu. Juga sudah
diketahui paling tidak selama tiga abad bahwa hasil reaksi antara asam dan basa
(netralisasi) adalah garam. Teori asam basa banyak dikemukakan oleh beberapa
ahli.
1.
Teori Asam
Basa Arrhenius dan pH Larutan
asam dan basa yang modern mula-mula dikemukakan oleh Svante Arrhenius
pada tahun 1887. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan dalam
air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion hidrogen [H+] sebagai
satu-satunya ion positif. Sementara itu, basa didefinisikan sebagai zat yang
bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion-ion
hidroksida [OH-] sebagai satu-satunya ion negatif.
Dengan demikian, dapat dikatakan bahwa asam adalah senyawa yang mengandung
ion hidrogen dengan satu atau lebih unsur lain dan basa merupakan senyawa yang
mengandung ion hidroksida dengan satu atau lebih unsur lain.
1) Asam
Berdasarkan banyaknya ion hidrogen yang dihasilkan maka larutan asam dapat
dibagi menjadi asam monobasis dan asam polibasis
a. Asam monobasis (berbasa satu) adalah asam yang dalam larutan air akan
menghasilkan satu ion hidrogen (H+).
Contohnya adalah:
HCl(aq) --------> H+(aq)
+ Cl (aq)
asam klorida
ion
hidrogen ion
klorida
CH3COOH(aq)
-------------> H+(aq)
+ CH3COO-(aq)
asam
asetat
ion
hidrogen
ion asetat
b.
Asam polibasis
(berbasa banyak) adalah asam yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari
satu ion hidrogen (H+).
Contohnya adalah:
H2SO4(aq) ------------->
H+(aq)
+ HSO4 (aq)
asam sulfat
ion
hidrogen ion
hidrogensulfat
2)
Basa
Seperti halnya larutan asam, larutan basa juga dibagi menjadi basa
monoasidik dan poliasidik. Pembagian ini menunjukkan sifat keasaman
(hidroksitas) suatu basa.
a. Basa monoasidik yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan
NaOH(aq) -------> Na+(aq)
+ OH-(aq)
natrium
hidroksida ion
natrium
ion hidroksida
b. Basa poliasidik, yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari satu ion
hidroksida (OH-)
Contohnya adalah:
Ca(OH)2(aq) --------> Ca2+(aq)
+ 2OH- (aq)
kalsium
hidroksida ion
kalsium
ion hidroksida
Berdasarkan
sifat-sifat ion di atas, maka reaksi antara ion H+ dan OH- dapat
membentuk H2O. Proses ini disebut dengan netralisasi.
Menurut Arrenhius:
Asam adalah zat yang akan menghasilkan ion Hidrogen (H+) jika dilarutkan. (produce hydrogen ions in solution)
Basa adalah zat yang akan menghasilkan atau memproduksi ion hidroksida jika
dilarutkan dengan air. (produce hydroxide ions in solution)
2. Teori Bronsted-Lowry.
Disamping keberhasilan dan manfaatnya, teori Arrhenius mempunyai beberapa keterbatasan.
Salah satu diantaranya adalah teori ini tidak mengenal senyawa lain sebagai
basa kecuali yang menghasilkan OH-. Hal ini menjadi penyajian ionisasi larutan
amoni dengan pelarut air sebagai berikut :
NH4OH (aq) → NH+ (aq) + OH-(aq)
Tetapi zat NH4OH (ammonium hidroksida) tidak pernah ada, zat
tersebut tidak dapat diisolasi dalam bentuk murni seperti natrium hidroksida
(NaOH).
Selain itu, sejak zaman Arrhenius reaksi-reaksi
sudah dilakukan dalam pelarut buka air seperti ammonia cair. Beberapa dari
reaksi-reaksi tersebut kelihatannya mempunyai sifat-sifat reaksi asam basa.
Ternyata OH- tidak ada karena tidak ada atom oksigen dalam susunan
tersebut. Misalnya ammonium khlorida dan natrium amida bereaksi didalam ammonia
cair, sebagai berikut :
Reaksi lengkap : NH4Cl + NaNH2 → NaCl + 2 NH3
Reaksi ion : NH4+ + Cl- + Na+ +
NH2-→ Na+ + Cl- + 2NH3
Reaksi ion bersih : NH4+ + NH2-
→ 2 NH3
Reaksi ion bersih dapat dianggap suatu reaksi
asam-basa dengan NH4+ analog dengan H+ dan NH2-
dengan OH-. Reaksi tersebut dapat dijelaskan melalui teori yang diajukan secara terpisah oleh J.N. Bronsted di
Denmark dan T.M Lowry di inggris tahun 1923. Menurut teori Bronsted-Lowry,
suatu asam adalah donor proton suatu basa adalah akseptor (penerima) proton.
MENGHITUNG pH
Konsep pH dan pOH
pH atau
derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau ke basaan
yang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan “keasaman” di sini adalah
konsentrasi ion hidrogen dalam pelarut air. Nilai pH berkisar dari 0
hingga 14. Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ makin asam larutan.
Nilai pH 7
dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion OH- terlarut
(sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7
pada kesetimbangan. Penambahan senyawa ion H+ terlarut dari suatu asam
akan mendesak kesetimbangan ke kiri (ion OH- akan diikat oleh H+ membentuk air). Akibatnya
terjadi kelebihan ion hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya.
Sorensen
(1868 – 1939), seorang ahli kimia dari Denmark mengusulkan konsep pH untuk
menyatakan konsentrasi ion H+, yaitu sama dengan
negatif logaritma konsentrasi ion H+. Secara sistematis
diungkapkan dengan persamaan sebagai berikut :
pH = - log [H+]
Analog dengan di atas, maka :
pH = - log [OH-]
Sedangkan hubungan antara pH dan
pOH adalah :
Kw = [H+] [OH-]
Kw = - log [H+] + - log [OH-]
Maka :
pKw = pH
+ pOH
Perhitungan pH
1. Asam kuat
Disebut asam kuat karena zat
terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Untuk menyatakan
derajat keasamannya, dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asamnya
dengan melihat valensinya.
Rumus :
[H+] = x .
[HA]
pH = - log [H+]
2.
Asam lemah
Disebut asam lemah karena zat
terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1).
Penentuan besarnya derajat keasaman tidak dapat ditentukan langsung dari
konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat). Penghitungan derajat keasaman dilakukan dengan
menghitung konsentrasi [H+] terlebih dahulu dengan rumus :
[H+]
= √ Ka . [HA] atau [H+]
= M x α
pH = - log [H+]
Ket :
Ka = tetapan
ionisasi asam lemah
[HA] = konsentrasi asam lemah
Persen Ionisasi
Sebagaimana telah kita lihat, sebagian besar
asam adalah asam lemah. Marikita asumsikan suatu asam monoprotik lemah HA. Ionisasinya
dalam air adalah
HA (aq)
+ H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A-(aq)
atau lebih sederhananya, HA (aq)
↔ H+(aq) + A-(aq)
konstanta kesetimbangan untuk ionisasi asam ini, di namakan konstanta
ionisasi asam. Ka= [H3O+][A-]/ [HA] semakin besar Ka, semakin kuat asamnya – artinya,
semakin tinggi konsentrasi ion H+ pada kesetimbangan karena ionisasinya. Karena
ionisasi asam lemah tidak pernah sempurna, semua spesi (asam yang tidak
terionisasi, ion H+ , dan ion A-) berada pada kesetimbangan (RaymondChang .
2004:105)
Besarnya Ka
dinyatakan kekuatan asam, cara lain untuk mengetahui kekuatan asam ialah
mengukur persen ionisasi, yaitu:
Semakin kuat asam, semakin besar persen ionisasi. Pada
asam lemah banyaknya asam yang terionisasi bergantung pada konsentrasi awal
asam. Semakin encer larutan, semakin besar ionisasi. Dari segi kualitatif bila suatu asam di encerkan, mula-mula jumlah
partikel (molekul asam yang tidak terionisasi plus ion-ion ) per satuan volume
akan menurun.
Pengukuran
pH Larutan dengan indikator
1.
Indikator Tunggal
Indikator kertas lakmus merah dan
kertas lakmus biru fungsinya hanya untuk membedakan larutan yang dituju itu
bersifat asam atau basa. Indikator lainnya seperti Fenolftalein, Metil Jingga,
Metil Merah, dan Brontimol Blue dapat memberikan trayek perubahan warna
indikator tersebut.
2.
Indikator Universal
Dengan
kertas indikator universal, kita dapat mengetahui pH larutan tersebut dengan
cara mencelupkan sepotong indikator universal kedalam larutan. Perubahan warna
kertas indikator tersebut dicocokkan dengan tabel warna yang mempunyai trayek
pH dari 0 sampai 14.
3.
pH Meter
pH meter
adalah suatu alat yang dapat digunakan sebagai pengukur pH larutan. pH meter
memiliki elektroda jika dicelupkan ke dalam larutan dapat mengukur ion
hidrogen. Nilai pH larutan terlihat pada skala pH meter. Pengukuran
pH larutan dengan menggunakan pH meter lebih akurat dibandingkan
dengan indikator lainnya.
(Horale,
2004 :37-39)
C. Alat dan Bahan
1. Pipet tetes dan pipet volume 10 ml
2. Labu ukur 100 ml
3. Gelas beker
4. pH meter
5. larutan asam asetat
6. aquades
7. tabung reaksi
D.
Cara Kerja
1.
Mengambil larutan asam asetat 0,5 M sebanyak 10 ml
2.
Mengukur pH asam asetat 0,5 M dengan pH meter
3.
Mengambil 1 ml larutan asam asetat 0,5 M lalu diencerkan
dengan aquades hingga tanda batas 100 ml pada labu ukur 100 ml
4.
Mengukur pH asam asetat 0,005 M dengan pH meter
5.
Membuat larutan asam asetat 5x10-5 M dengan
cara mengambil 1 ml larutan asam asetat 5x10-3 M lalu diencerkan
dengan aquades hingga tanda batas pada labu ukur 100 M
6.
Mengukur pH larutan asam asetat 5x10-5 M
dengan pH meter
7.
Membuat larutan asam asetat 5x10-7 M dengan
cara mengambil 1 ml larutan asam asetat 5x10-3 M lalu diencerkan
dengan aquades hingga tanda batas pada labu ukur 100 ml
8.
Mengukur pH larutan asam asetat 5x10-7 M dengan
pH meter
9.
Membuat larutan asam asetat 5x10-9 M
10. Mengukur pH larutan asam asetat 5x10-9
M dengan pH meter
E. Data Hasil Percobaan
|
Konsentrasi asam Asetat
|
pH
|
|
5 × 10-1 M
|
3
|
|
5 × 10-3 M
|
4,8
|
|
5 × 10-5 M
|
5
|
|
5 × 10-7 M
|
5,2
|
|
5 × 10-9 M
|
5,4
|
F. Analisis
Data
Berdasarkan data hasil percobaan diperoleh hasil
perhitungan pH sebagai berikut:
Ka CH3COOH = 1,8×10-5
1.
M
= 0,5 = 5×10-1
Asam lemah
pH = -log [H+]
= -log
(3×10-3)
= 2,522
Asam kuat
[H+] = [CH3COOH]
= -log [H+]
= -log (5×10-1)
= 0,301
Pada pH meter didapat nilai pH 3,0 Jadi pada konsentrasi CH3COOH
5×10-1 lebih mendekati asam
kuat.
Menghitung persen ionisasi:
= 0,06%
2.
M
= 0,005 = 5×10-3
Asam lemah
pH = -log [H+]
= -log
(3×10-4)
= 3,522
Asam kuat
[H+] = [CH3COOH]
= -log [H+]
= -log (5×10-3)
= 2,301
Pada pH meter didapat nilai pH 4,8 Jadi pada konsentrasi CH3COOH
5×10-3 lebih mendekati asam
lemah.
Menghitung persen ionisasi
= 0,6 %
3.
M
= 0,00005 = 5×10-5
Asam lemah
pH = -log [H+]
= -log
(3×10-5)
= 4,522
Asam kuat
[H+] = [CH3COOH]
= -log [H+]
= -log (5×10-5)
= 4,301
Pada pH meter didapat nilai pH 5 Jadi pada konsentrasi CH3COOH
5×10-5 lebih mendekati asam
lemah.
Menghitung persen ionisasi
= 6 %
4.
M
= 0,0000005 = 5×10-7
Asam lemah
pH = -log [H+]
= -log
(3×10-6)
= 5,522
Asam kuat
[H+] = [CH3COOH]
= -log [H+]
= -log (5×10-7)
= 6,301
Pada pH meter didapat nilai pH 5,2 Jadi pada konsentrasi CH3COOH
5×10-7 lebih mendekati asam
lemah.
Menghitung persen ionisasi
= 60 %
5.
M
= 0,000000005 = 5×10-9
Asam lemah
pH = -log [H+]
= -log
(3×10-7)
= 6,522
Asam kuat
[H+] = [CH3COOH]
= -log [H+]
= -log (5×10-9)
= 8,301
Pada pH meter didapat nilai pH 5,4 Jadi pada konsentrasi CH3COOH
5×10-9 lebih mendekati asam
lemah
Menghitung persen ionisasi
= 6000 %
G. Pembahasan
Praktikum ini tentang pH asam asetat ini bertujuan untuk mengetahui pH
pada asam asetat pada konsentrasi yang
berbeda. Dengan melakukan praktikum ini kita bisa menentukan sifat asam dan
basa dari larutan asam asetat dengan berbagai macam konsentrasi yaitu 5×10-1 M, 5×10-3 M,
5×10-5 M, 5×10-7 M, dan 5×10-9 M dan
menentukan nilai pH dari masing-masing konsentrasi larutan. dalam praktikum ini
untuk menentukan sifat dan nilai pH dari larutan asam asetat menggunakan pH
meter dan di hitung secara manual dari masing-masing konsentrasi larutan.
Perhitungan menggunakan pH meter dengan
cara menyelupkan penunjuk yang ada pada gagang pH meter, maka akan muncul nilai
pH larutan tersebut pada layar digital. Berdasarkan perhitungan maka diperoleh
hasil sebagai berikut:
|
No
|
Larutan
|
pH Eksperimen
|
pH analisis
|
Persen ionisasi
|
keterangan
|
|
Asam lemah
|
Asam kuat
|
|
1
|
5 × 10-1 M
|
3
|
2,522
|
0,301
|
0,06%
|
Mendekati asam kuat
|
|
2
|
5 × 10-3 M
|
4,8
|
3,522
|
2,301
|
0,6%
|
Mendekati
asam lemah
|
|
3
|
5 × 10-5 M
|
5
|
4,522
|
4,301
|
6%
|
mendekati
asam lemah
|
|
4
|
5 × 10-7 M
|
5,2
|
5,522
|
6,301
|
60%
|
mendekati
asam lemah
|
|
5
|
5 × 10-9 M
|
5,4
|
6,522
|
8,301
|
6000%
|
mendekati
asam lemah
|
Berdasarkan perhitungan di atas maka diperoleh hasil bahwa
semakin kecil konsentrasi larutan CH3COOH maka semakin besar nilai
pH. Hal ini disebabkan karena semakin encer larutan maka konsentrasi larutan
semakin kecil dan jumlah ion hidrogennya semakin sedikit. Dan menyebabkan nilai
pH semakin kecil.
Pada persen ionisasi yang mengacu pada landasan teori
bahwa semakin kuat asam, semakin besar persen ionisasi. Namun
pada hasil perhitungan menunjukkan semakin kuat asam semakin kecil persen
ionisasi. Hal ini disebabkan karena adanya beberapa kemungkinan:
1.
pH meter yang digunakan tidak bekerja
dengan baik, sehingga menimbulkan perbedaan dengan kertas pH
universal.
2.
Alat-alat yang digunakan telah terkontaminasi dengan
senyawa-senyawa lain.
3.
Kurang telitinya praktikan dalam mengamati nilai pH larutan.
H. Kesimpulan
Berdasarkan
hasil percobaan dan pembahasan maka diperoleh kesimpulan sebagai berikut:
1.
Semakin kecil konsentrasi larutan maka semakin besar
nilai pH
2.
Hasil percobaan berbanding terbalik dengan landasan
teori, pada landasan teori bahwa semakin kuat asam, semakin besar persen ionisasi namun
pada percobaan di dapatkan hasil semakin kuat asam persen ionisasi semakin
kecil
DAFTAR PUSTAKA
Chang Raymond. 2000. Kimia
Dasar Konsep–Konsep Inti Edisi 3.
Jakarta: Erlangga.
Keenan, Charles W. 1984. Kimia untuk Universitas. Jakarta:
Erlangga
Petrucci, Ralph H. 1987. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga
