Praktikum KIMDAS 2: TITRASI ASAM BASA POTENSIOMETRI

TITRASI POTENSIOMETRI

I.       TUJUAN PERCOBAAN

Tujuan percobaan praktikum ini adalah untuk menentukan konsentrasi H₃PO₄ dalam larutan dengan menggunakan metode potensiometri.

II.     LANDASAN 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 (Basset, 1994).

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).

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

A.  Alat

Alat-alat yang digunakan dalam percobaan ini adalah erlenmeyer, neraca analitik, botol semprot, labu ukur 100 ml, pipet volum 25 ml, buret 50 ml, pipet tetes, gelas ukur 10 ml, gelas beker, magnetik stir, batang pengaduk, alat ukur pH.

1. B. Bahan

Bahan-bahan yang digunakan dalam percobaan ini adalah larutan H₃PO₄ 0,1 M, NaOH, dan akuades.

1. IV. PROSEDUR KERJA
1. Dipipet 25,0 mL larutan H₃PO₄ ke dalam gelas kimia 250 mL.  Diencerkan hingga tanda batas.
2. Dimasukkan pengaduk megnetik stirrer ke dalam gelas kimia tersebut dan   ditempatkan gelas kimia diatas pengaduk magnetik.
3. Dihubungkan pengaduk magnetik dan pH meter dengan sumber arus, menyalakan alat dan menjalankan pengadukan.
4. Diatur kedudukan mula-mula larutan dalam buret dan memulai melakukan titrasi sampai NaOH sebanyak 5 ml.
5. Ditambahkan larutan NaOH dalam buret sebanyak 1 ml hingga total NaOH 30 ml.dan mengukur pH nya dengan pH meter.
6. Dilanjutkan penambahan volume penitrasi sampai terkumpul jumlah titik yang cukup untuk membuat kurva titrasi.
7. Digambarkan kurva dan menentukan letak titik ekivalen, memakai ketiga metode penentuan. Menghitung konsentrasi larutan H₃PO₄.

1. V. HASIL DAN PEMBAHASAN

A.     Hasil dan Perhitungan

1. 1. Hasil

No.	Langkah Percobaan	Hasil Pengamatan
1. 2. 3. 4.	Mengencerkan 25 ml H3PO4 ke dalam labu takar 100 ml Memasukkan dalam gelas beker dan mengaduk dengan magnetik stirrer. Mencatat PH larutan Menambahkan 5mL NaOH; mengukur pH. Melakukan perlakuan ini 2x. Menambahkan dengan NaOH 1 ml hingga volume NaOH 50mL; mengukur pH pada setiap penambahan 1mL	-larutan bening -larutan tetap bening - PH larutan =2,63 -larutan bening VNaOH pH 0 2,63 5 2,55 6 2,54 7 2,54 8 2,54 9 2,55 10 2,55 11 2,55 12 2,55 13 2,56 14 2,56 15 2,57 16 2,57 17 2,58 18 2,58 19 2,58 20 2,59 21 2,6 22 2,6 23 2,61 24 2,62 25 2,62 26 2,63 27 2,63 28 2,64 29 2,64 30 2,65 31 2,66 32 2,66 33 2,67 34 2,67 35 2,68 36 2,68 37 2,69 38 2,71 39 2,72 40 2,72 41 2,73 42 2,74 43 2,74 44 2,75 45 2,75 46 2,77 47 2,77 48 2,77 49 2,79 50 2,79

no.	VNaOH	pH	∆V	∆pH	Vrt-rt 1	ΔpH/ΔV	(ΔV)2	Δ2pH	Vrt-rt 2	Δ2pH/(ΔV)2
1	0	2,63	0	0	0	0	0	0	0	0
2	5	2,55	5	-0,08	2,5	-0,016	25	-0,08	1,25	-0,0032
3	6	2,54	1	-0,01	5,5	-0,01	1	0,07	4	0,07
4	7	2,54	1	0	6,5	0	1	0,01	6	0,01
5	8	2,54	1	0	7,5	0	1	0	7	0
6	9	2,55	1	0,01	8,5	0,01	1	0,01	8	0,01
7	10	2,55	1	0	9,5	0	1	-0,01	9	-0,01
8	11	2,55	1	0	10,5	0	1	0	10	0
9	12	2,55	1	0	11,5	0	1	0	11	0
10	13	2,56	1	0,01	12,5	0,01	1	0,01	12	0,01
11	14	2,56	1	0	13,5	0	1	-0,01	13	-0,01
12	15	2,57	1	0,01	14,5	0,01	1	0,01	14	0,01
13	16	2,57	1	0	15,5	0	1	-0,01	15	-0,01
14	17	2,58	1	0,01	16,5	0,01	1	0,01	16	0,01
15	18	2,58	1	0	17,5	0	1	-0,01	17	-0,01
16	19	2,58	1	0	18,5	0	1	0	18	0
17	20	2,59	1	0,01	19,5	0,01	1	0,01	19	0,01
18	21	2,6	1	0,01	20,5	0,01	1	0	20	0
19	22	2,6	1	0	21,5	0	1	-0,01	21	-0,01
20	23	2,61	1	0,01	22,5	0,01	1	0,01	22	0,01
21	24	2,62	1	0,01	23,5	0,01	1	0	23	0
22	25	2,62	1	0	24,5	0	1	-0,01	24	-0,01
23	26	2,63	1	0,01	25,5	0,01	1	0,01	25	0,01
24	27	2,63	1	0	26,5	0	1	-0,01	26	-0,01
25	28	2,64	1	0,01	27,5	0,01	1	0,01	27	0,01
26	29	2,64	1	0	28,5	0	1	-0,01	28	-0,01
27	30	2,65	1	0,01	29,5	0,01	1	0,01	29	0,01
28	31	2,66	1	0,01	30,5	0,01	1	0	30	0
29	32	2,66	1	0	31,5	0	1	-0,01	31	-0,01
30	33	2,67	1	0,01	32,5	0,01	1	0,01	32	0,01
31	34	2,67	1	0	33,5	0	1	-0,01	33	-0,01
32	35	2,68	1	0,01	34,5	0,01	1	0,01	34	0,01
33	36	2,68	1	0	35,5	0	1	-0,01	35	-0,01
34	37	2,69	1	0,01	36,5	0,01	1	0,01	36	0,01
35	38	2,71	1	0,02	37,5	0,02	1	0,01	37	0,01
36	39	2,72	1	0,01	38,5	0,01	1	-0,01	38	-0,01
37	40	2,72	1	0,01	39,5	0,01	1	0	39	0
38	41	2,73	1	0,01	40,5	0,01	1	0	40	0
39	42	2,74	1	0,01	41,5	0,01	1	0	41	0
40	43	2,74	1	0	42,5	0	1	-0,01	42	-0,01
41	44	2,75	1	0,01	43,5	0,01	1	0,01	43	0,01
42	45	2,75	1	0	44,5	0	1	-0,01	44	-0,01
43	46	2,77	1	0,02	45,5	0,02	1	0,02	45	0,02
44	47	2,77	1	0	46,5	0	1	-0,02	46	-0,02
45	48	2,77	1	0	47,5	0	1	0	47	0
46	49	2,79	1	0,02	48,5	0,02	1	0,02	48	0,02
47	50	2,79	1	0	49,5	0	1	-0,02	49	-0,02

1. 2. Perhitungan

A.  Berdasarkan grafik hubungan pH terhadap volume NaOH

Dik  :      pH         =  2,71

pH         =  -log [H+]

[H⁺]       =  10^-2,71

=  1,9498. 10^-3 M

reaksi:  H₃PO₄ + OH^- → H₂PO₄ + H₂O      Ka  =  7,5.10^-3

Dit  :       Ca

Jwb :

[H+]       =

Ca          =

=

=  5,07.10^-4 M

B.   Berdasarkan grafik hubungan ∆pH/∆v terhadap volume NaOH

Dik  :      pH         =  2,77

pH         =  -log [H+]

[H⁺]       =  10^-2,77

=  1,6982.10^-3 M

reaksi:  H₂PO₄^- + OH^- → HPO₄^2- + H₂O    Ka  =  6,2.10^-8

Dit  :       Ca

Jwb :

[H+]       =

Ca          =

=

=  46,51 M

C.  Berdasarkan grafik hubungan ∆2pH/∆V2 terhadap volume NaOH

pH         =  2,79

pH         =  -log [H⁺]

[H+]       =  10^-2,79

=  1,6218.10^-3 M

reaksi:  HPO₄^2- + OH^- → PO₄^3- + H₂O     Ka  =  4,8.10^-13

Dit  :       Ca

Jwb :

[H+]       =

Ca          =

=  =  5,4797. 10⁶ M

B.           Pembahasan

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 fosfat H₃PO₄. Asam fosfat merupakan suatu asam poliprotik, artinya asam ini dapat memberikan lebih dari satu proton yang berupa ion H⁺ dan apabila bereaksi dengan suatu basa, akan membentuk air. Karena itu, dalam titrasi potensiometri, dapat dilakukan pengukuran pH berdasarkan konsentrasi H⁺ yang dilepaskan asam fosfat.

Karena sifatnya yang dapat memberikan lebih dari satu proton, asam fosfat memiliki 3 titik kesetimbangan asam (K_a). Kesetimbangan ini berasal dari nilai perbandingan konsentrasi produk dengan konsentrasi reaktan untuk masing-masing pelepasan H⁺.

H₃PO₄ + OH^- H₂PO₄^- + H₂O    K_a1 =

H₂PO₄^- + OH^- HPO₄^2- + H₂O   K_a2 =

HPO₄^2- + OH^- PO₄^3- + H₂O      K_a3 =

Nilai konsentrasi H₂O sebenarnya merupakan nilai konsentrasi oksonium H₃O⁺, dan pereaksinya adalah H₂O. Akan tetapi, untuk menyederhanakan penulisan dan menghindari kesalahpahaman karena pereaksi yang digunakan merupakan NaOH, maka penulisan reaksi kesetimbangan seperti yang telah dituliskan. Adanya 3 nilai kesetimbangan inilah yang membedakan perhitungan konsentrasi asam poliprotik seperti asam fosfat, dengan asam monoprotik dan asam diprotik. Dalam percobaan ini, asam fosfat direaksikan dengan NaOH dengan persamaan reaksi sebagai berikut:

H₃PO₄ + 3NaOH → Na₃PO₄ + 3H₂O

Hal tersebut menunjukkan terjadinya suatu reaksi penetralan larutan asam lemah yaitu asam posfat, H₃PO₄ dengan titran berupa basa kuat, NaOH.  Larutan NaOH merupakan golongan oksidator kuat, yang mampu mengubah larutan yang bersifat asam menjadi larutan yang bersifat basa dengan penambahan volume NaOH ke dalam larutan asam yang berperan sebagai titrat.

Titrasi potensiometri yang digunakan untuk menentukan konsentrasi asam fosfat 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.

Sebelum penambahan basa, pH asam fosfat yang telah diencerkan adalah 2,63. Penambahan basa yaitu NaOH secara teratur dengan volume yang telah ditentukan meningkatkan pH hingga setelah 50 mL NaOH ditambahkan, pH akhir larutan adalah 2,79. 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.

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.

Dari grafik hubungan pH dengan volume penambahan titran nampak terjadi kenaikan kurva yang tidak berbeda jauh ketika titik ekivalen tercapai. Sebelum dan sesudah titik ekivalen tercapai, kurva kembali melandai. Pada penambahan NaOH mencapai 38 mL, terjadi kenaikan nilai pH yang cukup signifikan sehingga pada titik ini ditandai sebagai titik ekivalen pertama dengan pH yang tercatat sebesar 2,71. Kenaikan juga terjadi pada saat penambahan NaOH mencapai 46 mL, dengan pH sebesar 2,77. Titik ini ditandai sebagai titik ekivalen kedua. Sedangkan titik ekivalen ketiga terjadi saat penambahan volume NaOH mencapai 49 mL dengan pH yang terukur sebesar 2,79. Titik ekivalen merupakan titik pada saat dimana tercapainya suatu kesetimbangan kimia dalam larutan. Kesetimbangan kimia terjadi pada saat laju pembentukan produk sama dengan laju penguraian reaktan.

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 Δ²pH/ΔV² dengan volume titran. Maka dapat dihitung konsentrasi dari ion (H⁺) yaitu Titik ekuivalen pertama terjadi pada saat penambahan volume NaOH sebanyak 38 mL dengan pH 2,71 diperoleh konsentrasi [H⁺] sebesar 1,9498. 10^-3 M dan konsentrasi larutan yaitu 5,07.10^-4 M. Titik ekivalen kedua terjadi pada penambahan volume NaOH sebanyak 46 mL dengan pH 2,77 diperoleh konsentrasi [H⁺] sebesar 1,6982.10^-3 M dan konsentrasi larutan yaitu 46,51 M. sedangkan titik ekivalen ketiga terjadi pada penambahan NaOH sebanyak 49 mL dengan  pH 2,79 dengan konsentrasi [H⁺] sebesar 1,6218.10^-3 M dan konsentrasi larutan yaitu 5,4797. 10⁶ M.

Grafik yang ditunjukkan pada percobaan ini merupakan grafik hubungan antara volume NaOH dengan pH, DpH/DV dan D²pH/(DV)². Titik ekuivalen ditunjukkan oleh grafik yang mengalami kenaikan yang cukup drastis. Setelah titik ekuivalen tercapai, maka konsentrasi asam fosfat 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.

VI.   KESIMPULAN

Kesimpulan yang dapat diambil dari percobaan ini adalah:

1.   Titrasi potensiometri merupakan metode elektroanalisis suatu zat dengan menggunakan elektroda pembanding dan elektroda indikator dan dalam percobaan ini digunakan untuk menentukan konsentrasi asam fosfat H₃PO₄.

2.   Asam fosfat merupakan suatu asam poliprotik dimana asam ini dapat melepaskan tiga buah proton dalam bentuk ion H⁺ sehingga memiliki tiga nilai tetapan kesetimbangan (K_a).

3.   Titik ekivalen titrasi terjadi saat penambahan 38 mL NaOH pada pH 2,71, penambahan 46 mL NaOH pada pH 2,77, dan penambahan 49 mL NaOH dengan pH 2,79.

4.   Titik dimana peningkatan pH mengalami lonjakan yang cukup besar merupakan titik pH dimana larutan mencapai kesetaraan yaitu sebagai titik kesetaraan.

5.   Berdasarkan hasil perhitungan: [H₃PO₄] = 5,07.10^-4 M,    [H₂PO₄^-] = 46,51 M, dan [HPO₄^2-] = 5,4797. 10⁶ M.