Transcript METODE ANALISIS TITRIMETRI

METODE ANALISIS TITRIMETRI
1. Perhitungan yang tercakup di dalamnya didasarkan pada
hubungan stoikiometrik dari reaksi kimia yang sederhana
2. Analisis dengan metode titrimetrik didasarkan pada reaksi
kimia seperti aA + tT --------- produk
3. Titik ekivalen = titik dimana jumlah T (titran) secara kimiawi
sama dengan A (analit).
4. Titik akhir = titik dimana indikator berubah warna, atau cara lain
dengan tanda lain yang menunjukkan titik akhir.
5. Reaksi yang dipergunakan untuk titrasi meliputi : asam-basa,
redoks, pengendapan dan pembentukan kompleks.
Lecture note by D. Tisnadjaja
1
PERSYARATAN REAKSI DALAM TITRIMETRI
1. Reaksi harus diproses sesuai persamaan
kimiawi tertentu dan tidak boleh ada reaksi
samping.
2. Reaksi harus benar-benar selesai pada titik
ekivalensi.
Untuk
ini
konstanta
kesetimbangan reaksi haruslah amat besar
sehingga akan ada perubahan yang besar
dalam konsentrasi analit atau titran pada titik
ekivalensi.
3. Harus tersedia beberapa metode untuk
menentukan kapan titik ekivalen tercapai,
atau harus tersedia indikator atau metode
instrumental agar titik ekivalen terdeteksi.
4. Reaksi harus berjalan cepat, sehingga titrasi
dapat diselesaikan dalam beberapa menit.
Lecture note by D. Tisnadjaja
2
STANDAR PRIMER
•
1.
Standar primer harus mempunyai karakteristik sebagai berikut :
Harus tersedia dalam bentuk murni, atau dalam suatu tingkat kemurnian
yang diketahui. Secara umum jumlah pengotor tidak boleh melebihi 0,01
sampai 0,02%.
2.
Substansi tersebut harus stabil. Harus mudah dikeringkan dan tidak
terlalu higroskopis sehingga tidak banyak menyerap air selama
penimbangan.
3.
Standar primer diharapkan mempunyai berat ekivalen yang cukup tinggi
agar dapat meminimalisasi konsekuensi galat pada saat penimbangan.
Contoh standarisasi:
Sebuah sampel Na2CO3, dengan berat 0,3542 g dilarutkan dalam air dan
dititrasi dengan larutan HCl. Volume HCl yang dibutuhkan untuk
mencapai titik ekivalen = 30,23 ml. Hitung molaritas dari HCl.
Reaksi yang terjadi : Na2CO3 + 2HCl ------------- NaCl + H2O + CO2
Lecture note by D. Tisnadjaja
3
Penyelesaian
Pada titik ekivalen :
mmol HCl = 2 x mmol Na2CO3
VHCl x MHCl = 2 x mg Na2CO3/BM Na2CO3
30,23 x M HCl = 2 x 354,2/106,0
M HCl = 0,2211 mmol/mL
Lecture note by D. Tisnadjaja
4
TITRASI ASAM – BASA (NETRALISASI)
•
•
•
•
•
•
•
Titrasi asam - basa digunakan untuk menentukan kadar analit yang bersifat
asam/basa atau zat yang dapat diubah menjadi asam/basa.
Air umumnya digunakan sebagai pelarut karena mudah diperoleh, murah,
tidak beracun dan mempunyai koefisien suhu muai yang rendah.
Penentuan titik ekivalen secara umum dapat dilakukan dengan dua metode,
yaitu dengan penambahan indikator (penambahan dilakukan sebelum
titrasi) atau monitoring perubahan pH dengan pH meter selama proses
titrasi berlangsung yang kemudian dilakukan plot perubahan pH terhadap
volume titran. Titik tengah dari kurva titrasi tersebut merupakan titik
ekivalen.
Indikator yang dipakai dalam titrasi asam basa adalah indikator yang
perubahan warnanya dipengaruhi oleh pH. Penambahan indikator
diusahakan sesedikit mungkin dan umumnya adalah dua hingga tiga tetes.
Pada saat titik ekuivalen maka mol-ekuivalent asam akan sama dengan
mol-ekuivalent basa, maka hal ini dapat kita tulis sebagai berikut:
mol-ekuivalen asam = mol-ekuivalen basa
Mol ekivalen = perkalian antara Normalitas dengan volume = N x V
Normalitas = Molaritas x jumlah H+ pada asam atau OH- pada basa
Lecture note by D. Tisnadjaja
5
MOLARITAS
•
Molaritas = jumlah mol per liter larutan atau M = n/V
M = molaritas, n = jumlah mol dalam larutan; V = volume larutan dalam liter
n = g/BM; dimana g = gram zat terlarut; BM = berat molekul larutan
maka, M = g/BM x V atau g = M x V x BM
Contoh soal:
Hitung molaritas larutan yang mengandung 6,00 g NaCl (BM = 58,44)
dalam 200 mL larutan.
M (mol/liter) = 6,00 g NaCl x 1000 mL/liter/ 58,44g/mol NaCl x 200 mL
M
=
0,513 mol/liter.
Lecture note by D. Tisnadjaja
6
INDIKATOR ASAM - BASA
Nama
pH range
Warna
Tipe (sifat)
Biru timol
1,2 – 2,8
8,0 – 9,6
Merah – kuning
Kuning - biru
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
7,6 – 9,2
Kuning - ungu
asam
Fenolftalein
8,3 - 10
t.b - merah
asam
Timolftalein
9,3 – 10,5
t.b - biru
asam
Kuning alizarin
10,0 – 12,0
Kuning - ungu
basa
Lecture note by D. Tisnadjaja
7
Teori perilaku indikator
Indikator adalah asam dan basa organik lemah yang bentuk takterurainya dan bentuk ioniknya memiliki warna yang berbeda.
Salah satu contoh adalah p-nitrofenol, yang merupakan asam
lemah. Dalam bentuk tak-terurai p-nitrofenol tidak berwarna,
tetapi anionnya, yang mempunyai suatu sistem pengubah ikatan
tunggal dan ganda (sistem terkonjugasi) berwarna kuning.
Indikator fenolftalein merupakan asam diprotik dan tidak
berwarna. Pada penguraian pertama masih tetap tidak berwarna
dan kemudian dengan hilangnya proton kedua, menjadi ion
dengan sistem terkonjugasi dan memberikan warna merah.
Metil oranye, indikator ini merupakan basa dengan warna kuning
dalam bentuk molekulnya. Adanya penambahan proton
menghasilkan kation berwarna merah muda.
Lecture note by D. Tisnadjaja
8
Penentuan rentang Perubahan Warna Suatu Indikator
•
•
Sebagai ilustrasi kita permisalkan Indikator asam sebagai HIn dan Indikator
basa sebagai In.
Persamaan penguraiannya :
HIn + H2O
H3O+ + InIn + H2O
InH+ + OH-
Tetapan penguraian dari asam =
Dalam bentuk logaritma :
Ka = (H3O+)(In-)/(HIn)
pH = pKa – log (HIn)/(In)
Diasumsikan molekul HIn berwarna merah dan ion In- berwarna kuning
Warna yang terlihat tergantung pada jumlah relatif kedua bentuk itu. Pada
pH rendah, HIn asam menonjol sehingga akan terlihat merah. Dalam
larutan ber pH tinggi, In- akan menonjol sehingga terlihat kuning. Pada nilai
pH menengah dimana kedua bentuk memiliki konsentrasi hampir sama,
warnanya mungkin oranye.
Lecture note by D. Tisnadjaja
9
Perubahan warna indikator
•
•
Selanjutnya kita asumsikan pKa dari HIn adalah 5,00, dan larutan tampak
berwarna merah bila rasio(HIn)/(In) sebesar 10 : 1, dan kuning bila rasionya
1 : 10 atau kurang.
Perubahan pH minimum untuk merubah warna indikator kita sebut sebagai
Δ pH. Hal ini bisa diperkirakan denganperhitungan sbb:
Kuning :
pHy = pKa + log 10/1 = 5 + 1
Merah :
pHr = pKa + log 1/10 = 5 – 1
Δ pH = pHy – pHr = 6 – 4 = 2
Ini berarti bahwa dibutuhkan perubahan pH sebesar 2 satuan untuk
terjadinya perubahan warna dari merah ke kuning.
Lecture note by D. Tisnadjaja
10
KELAYAKAN TITRASI ASAM - BASA
•
•
•
•
•
Supaya reaksi kimia cocok untuk proses titrasi, reaksinya harus sempurna
pada titik ekivalen. Semakin besar tetapan kesetimbangan, semakin
sempurna reaksinya dan semakin besar perubahan pH pada titik ekivalen.
Tetapan kesetimbangan untuk asam kuat – basa kuat sangat besar :
H3O+ + OH2H2O ; K = 1/Kw = 1,0 x 1014
Konsentrasi zat yang dititrasi dan titran mempengaruhi besarnya ΔpH
Diinginkan bahwa pH berubah 1 atau 2 satuan untuk penambahan
beberapa tetes titran pada titik ekivalen, jika digunakan indikator visual.
Contoh perhitungan:
Sebanyak 50,0 mL HA 0,10 M dititrasi dengan basa kuat 0,10 M. (a) hitung
nilai K minimum agar bila 49,95 mL titran ditambahkan, reaksi antara HA
dan OH- pada dasarnya sempurna dan pH berubah 2 satuan pada
penambahan 2 tetes lagi (0,10 mL) titran. (b) Ulangi perhitungan untuk ΔpH
= 1 satuan.
Lecture note by D. Tisnadjaja
11
Solusi
(a)
pH 0,05 mL di luar titik ekivalen dapat dihitung sbb:
(OH-) = 0,05 x 0,10/100,05 = 5 x 10-5 M
pOH = 4,30; pH = 9,70
Jika ΔpH sama dengan 2 satuan, pH 0,05 mL sebelum titik ekivalen
harus sebesar 7,70. Pada titik ini, jika reaksi sempurna, kita hanya
memiliki 0,005 mmol HA yang tidak bereaksi. Sehingga :
pH = pKa + log (A-)/(HA)
7,70 = pKa + log (4,995)/(0,005)
pKa = 4,70
Ka = 2,0 x 10-5
K = Ka/Kw = 2,0 x 10-5/1,0 x 10-14
= 2,0 x 109
(b)
Jika ΔpH = 1, maka
8,70 = pKa + log 4,995/0,005
pKa = 5,7; Ka = 2,0 x 10-6; K = 2,0 x 108
Lecture note by D. Tisnadjaja
12
KURVA TITRASI
•
Untuk menentukan bisa atau tidaknya suatu reaksi digunakan dalam titrasi,
kita perlu membuat suatu kurva titrasi. Kurva ini merupakan plot antara pH
atau pOH dengan mililiter titran. Kurva ini juga berguna dalam pemilihan
indikator yang sesuai.
Fenolftalein
pH
Bromtimol biru
Kurva asam kuat –
basa kuat
Metil merah
50
mL NaOH
Lecture note by D. Tisnadjaja
13
KURVA TITRASI ASAM KUAT – BASA KUAT
•
Contoh kasus:
Sebanyak 50 mL HCl 0,10 M dititrasidengan NaOH 0,10 M. Hitung pH pada
awal titrasi dan setelah penambahan 10; 50; dan 60 mL titran.
(a) pH awal, HCl merupakan asam kuat dan terurai sempurna. Maka
(H3O+) = 0,10; pH = 1,0
(b) pH setelah penambahan 10,0 mL basa.
Kita mulai dengan 50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5,0 mmol HCl, dan
menambahkan 10,0 mL x 0,10 mmol/mL NaOH. Reaksinya :
mmol
H3O+ + OH2H2O
Awal :
5,0
1,0
Berubah:
-1,0
-1,0
Kesetimbangan:
4,0
-
Lecture note by D. Tisnadjaja
14
•
Reaksi selesai dengan baik, karena tetapan kesetimbangannya, K, sama
dengan 1/Kw atau 1,0 x 1014. Konsentrasi H3O+ sama dengan
(H3O+) = 4,0 mmol/60,0 mL = 6,67 x 10-2 mmol/mL
pH = 2 – log 6,67 = 1,18
(c) pH pada titik ekivalen. Kita mulai dengan 50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5 mmol
HCl dan telah menambahkan 50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5,0 mmol NaOH.
Reaksinya
mmol
H3O+ + OH2H2O
Awal :
5,0
5,0
Berubah :
-5,0
-5,0
Kesetimbangan
Kesetimbangannya : 2H2O
H3O+ + OHdan
(H3O+)(OH-) = Kw = 1,0 x 1014
Karena
(H3O+) = (OH-) ------ (H3O+)2 = 1,0 x 10-14
(H3O+) = 1,0 x 10-7 ---------- pH = 7,0
Lecture note by D. Tisnadjaja
15
(d)
pH setelah penambahan 60,0 mL basa. Kita mulai dengan 50,0 mL x
0,10 mmol/mL = 5,0 mmol HCl dan telah menambahkan 60,0 mL x 0,10
mmol/mL = 6,0 mmol NaOH. Reaksinya :
mmol
H3O+ + OH2H2O
Awal :
5,0
6,0
Berubah :
-5,0
-5,0
Kesetimbangan :
1,0
Konsentrasi ion OH- adalah
(OH-) = 1,0 mmol/110 mL = 9,1 x 10-3 M
pOH = 3 – log 9,1 = 2,04
pH = 14,0 – 2,04 = 11,96.
Lecture note by D. Tisnadjaja
16
KURVA TITRASI ASAM LEMAH – BASA KUAT
•
(a)
(b)
Contoh kasus :
Sebanyak 50,0 mL larutan 0,10 M asam lemah, HB dengan
Ka = 1,0 x 10-5, dititrasi dengan NaOH 0,10 M. Hitung pH pada awal
titrasi dan setelah penambahan 10,0; 50,0; dan 60,0 mL titran.
pH awal. Karena HB terurai dengan lemah, menghasilkan satu B- dan
satu H3O+,
HB + H2O
H3O+ + BKita berasumsi bahwa
(H3O+) ≈ (B-)
dan
(HB) = 0,10 – (H3O+) ≈ 0,10
Dengan mensubstitusikan nilai ini kedalam persamaan Ka, didapatkan
(H3O+)(B-)/(HB) = Ka ------------ (H3O+)2/0,10 = 1,0 x 10-5
(H3O+) = 1,0 x 10-3 --------------- pH = 3,00
pH setelah penambahan 10,0 mL basa. Kita mulai dengan 50,0 mL x
0,10 mmol/mL = 5,0 mmol HB dan kemudian menambahkan 10,0 mL x
0,10 mmol/mL = 1,0 mmol OH-. Reaksi yang terjadi :
Lecture note by D. Tisnadjaja
17
mmol
HB + OH
B- + H2O
Awal :
5,0
1,0
Berubah :
-1,0
-1,0
+ 1,0
Kesetimbangan :
4,0
1,0
Reaksi penguraian dan konsentrasi kesetimbangannya adalah:
HB +
H2O
H3O+
+
B4,0/60,0 – (H3O+)
(H3O+)
1,0/60,0 + (H3O+)
Karena (H3O+) kecil --------- (HB) ≈ 4,0/60,0 dan (B-) ≈ 1,0/60,0
Ka = (H3O+)(B-)/(HB) = (H3O+)(1,0/60,0) : 4,0/60,0 = 1,0 x 10-5
(H3O+) = 4,0 x 10-5 ------------------ pH = 5,0 – log 4,0 = 4,40
Cara lain:
pH = pKa + log (B-)/(HB)
pH = 5,0 + log (1,0/6,0 : 4,0/60,0)------ pH = 4,40
Lecture note by D. Tisnadjaja
18
(c) pH pada titik ekivalen. Kita mulai dengan 5,0 mmol HB dan menambahkan
50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5,0 mmol OH-. Reaksi yang terjadi :
mmol
HB + OHB- + H2O
Awal :
5,0
5,0
Berubah :
-5,0
-5,0
+ 5,0
Kesetimbangan :
5,0
B- adalah basa. Reaksi penguraian dan konsentrasi kesetimbangannya
adalah:
B- + H2O
HB + OH5,0/100 – (OH-)
(HB)
(OH-)
Persamaan untuk Kb :
(HB)(OH-)/(B-) = Kb = Kw/Ka = 1,0 x 10-14/1,0 x 10-5 = 1,0 x 10-9
Karena B- adalah basa lemah, kita berasumsi bahwa (OH-) kecil
(B-) = 5,0/100 – (OH-) ≈ 0,05
Karena penguraian menghasilkan satu HB dan satu OH- kita asumsikan :
(HB) ≈ (OH-), maka (OH-)2/0,05 = 1,0 x 10-9; (OH-) = 7,1 x 10-6
pOH = 5,15;
dan pH = 8,85
Lecture note by D. Tisnadjaja
19
(d)
pH setelah penambahan 60,0 mL basa.
Kita mulai dengan 5,0 mL HB dan menambahkan 60 mL x 0,1 mmol/mL
= 6,0 mmol OH-. Reaksi yang terjadi :
mmol
HB + OHB- + H2O
Awal :
5,0
6,0
Berubah :
-5,0
-5,0
+5,0
Kesetimbangan :
1,0
5,0
Ini berarti terdapat 1 mmol kelebihan OH- dan juga sedikit OH- yang
dihasilkan oleh basa B- (kebalikan dari reaksi di atas)
B- + H2O
HB + OHNamun reaksi ini dapat diabaikan karena OH- menggeser kesetimbangan
kekiri. Sehingga :
(OH-) = 1,0 mmol/110 mL = 9,1 x 10-3 mmol/mL
pOH = 2,04 dan pH = 11,96
Lecture note by D. Tisnadjaja
20