Kurva Titrasi

ASAM BASA

"KURVA TITRASI"

Kita telah mempelajari tentang reaksi penentralan asam/ion H⁺ oleh basa/ion OH^- melalui proses titrasi asam-basa. Untuk mengenal lebih jauh proses penetralan ion H⁺ oleh ion OH^- dapat dipelajari melalui jejak-jejak titran dalam sebuah kurva titrasi yang menggambarkan hubungan pertambahan volume titran  terhadap perubahan pH campuran.

            Titrasi asam-basa pada dasarnya adalah reaksi penentralan asam oleh basa atau sebaliknya. Pada umumnya ada 4 jenis titrasi asam-basa;

a.    Titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa kuat

b.    Titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa kuat

c.    Titrasi yang melibatkan asam kuat dan basa lemah

d.   Titrasi yang melibatkan asam lemah dan basa lemah

Titrasi asam-basa dapat diinterpretasikan melalui ilustrasi di bawah ini;

GambarD1. Jejak titran dalam proses titrasi asam-basa dianalogikan seperti orang yang sedang mendaki melawati lereng gunung hingga ke puncak.

GambarD2. Semakin tinggi gunung yang hendak di daki semakin besar pula energi yang anda harus miliki untuk mendaki gunung tersebut hingga ke puncak.

A. Titrasi Asam Kuat-Basa Kuat

Reaksi antara asam kuat (misalnya HCl) dan basa kuat (misalnya NaOH) dapat dinyatakan dengan:

       NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Atau dalam bentuk persamaan ionic bersih

                   H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O(l)

Misalnya kita memasukkan larutan NaOH 0,1 M kedalam sebuah buret dan 10 mL HCl 0,1 M kedalam sebuah labu Erlenmeyer. Untuk memudahkan, kita hanya akan menggunakan dua angka dibelakang koma untuk pH.

                 Pada proses titrasi, ketika campuran berubah warna, itu menunjukka bahwa ion H⁺ dalam larutan HCl telah dinetralkan seluruhnya oleh ion OH^- dari NaOH. Jika larutan NaOH ditambahkan terus, dalam campuran akan kelebihan ion OH^- yang ditunjukkan oleh warna larutan berubah menjadi ungu muda.

    1)   Sebelum ditambahkan NaOH 0,1 M

                 HCl adalah asam kuat dan di dalam air terionisasi sempurna sehingga larutan mengandung spesi utama: H⁺, Cl^-, dam H₂O. Nilai pH ditentukan oleh jumlah H⁺ dari HCl. Karena konsentrasi awal HCl adalah 0,1 M, larutan HCl tersebut mengandung 0,1 H⁺ dengan nilai pH = 1

      2)   Penambahan 10 mL NaOH 0,1 M

                      Dengan penambahan NaOH, berarti menetralkan ion H⁺ oleh ion OH^- sehigga konsntrasi ion H⁺ berkurang. Dalam campuran reaksi, sebanyak (10 mL x 0,1 M = 1 mmol) OH^- yang ditambahkan bereaksi dengan 1 mmol H⁺ membentuk H₂O

 Tabel D1. Pengaruh Penmbahan OH^- terhadap Konsentrasi H⁺

Konsentrasi (M)	H+ (aq)	OH- (aq)
Sebelum reaksi	50 mL x 0,1 M = 5 mmol	10 mL x 0,1 M =1 mmol
Setelah reaksi	(5-1) mmol =  4 mmol	(1-1) mmol = 0

                   Setelah terjadi reaksi, larutan mengandung; H⁺, Cl^-, Na⁺, dan H₂O. Nilai pH ditentukan oleh [H⁺]       sisa: 

                       [H⁺] = 4 mmol / (50 + 10) mL = 0,07 M 

                        pH = -log (0,07) = 1,18   

              3)  Penambahan 10 mL NaOH 0,1 M berikutnya  

                            Pada penambahan 10 mL NaOH 0,1 M berikutnya akan terjadi perubahan konsentrasi pada H⁺.

              Tabel D2. Pengaruh Penmbahan OH^- terhadap Konsentrasi H⁺

Konsentrasi (M)	H+ (aq)	OH- (aq)
Sebelum Reaksi	4 mmol (sisa sebelumnya)	10 mL x 0,1 M =1 mmol
Setelah reaksi	(4-1) mmol = 3 mmol	(1-1) mmol = 0

Setelah terjadi reaksi, Nilai pH ditentukan oleh [H⁺] sisa:

                                        [H⁺] =  3 mmol / (60 + 10) mL=  = 0,04 M

                                        pH = -log (0,04) = 1,37

     4)   Penambahan NaOH 0,1 M sampai 50 mL

Pada titik ini, jumlah NaOH yang ditambahkan adalah 50 mL × 0,1 M = 5 mmol dan jumlah HCl total adalah 50 mL × 0,1 M = 5 mmol. Jadi, pada titik ini ion H+ tepat dinetralkan oleh ion OH^-.

Titik dimana terjadi netralisasi secara tepat dinamakan titik stoikiometri atau titik ekuivalen. Pada titik ini, spesi utama yang terdapat dalam larutan adalah Na⁺, Cl^-, dan H2O. Karena Na⁺ dan Cl^- tidak memiliki sifat asam atau basa, larutan bersifat netral atau memiliki nilai pH = 7.

     5)   Penambahan NaOH 0,1 M Berlebih/penambahan 25 mL Berikutnya

Pada titik ini, jumlah NaOH/ion OH^- yang ditambahkan adalah 25 mL × 0,1 M = 2,5 mmol dan jumlah HCl/ion H⁺ adalah 0 karena telah dinetralkan oleh OH^- pada titrasi sebelumnya. Penambahan NaOH 0,1 M berlebih menyebabkan pH pada larutan menjadi basa karena lebih banyak konsentrasi OH^- (perhatikan Gambar disamping)

Setelah bereaksi, ion OH^- yang ditambahkan berlebih sehingga dapat menentukan pH larutan. 

[OH^-]         = 2,5 mmol / (100 + 25) mL = 0,02 M

pOH           = -log (0,02) = 1,70

pH              = 14-1,70         = 12,30

Pada mulanya perubahan pH sangat lamban, tetapi ketika mendekati titik ekuivalen perubahannya drastis. Gejala ini dapat dijelaskan sebagai berikut. Pada awal titrasi, terdapat sejumlah besar H⁺ dalam larutan. Pada penambahan sedikit ion OH^-, pH berubah sedikit, tetapi mendekati titik ekuivalen, konsentrasi H⁺ relatif sedikit sehingga penambahan sejumlah kecil OH^- dapat  mengubah pH yang sangat besar.