Iodometri

Kelompok IIIA
1. Adela Dea P. NRP. 2311030005
2. Moch. Murtadho NRP. 2311030025
3. Delita K NRP. 2311030043
4. Titis Pricilia E NRP. 2311030075
5. Khanifah Hidayah NRP. 2311030095

IODOMETRI

BAB I
PENDAHULUAN

I.1 Latar Belakang
Istilah oksidasi mengacu pada setiap perubahan kimia dimana terjadi kenaikan bilangan oksidasi, sedangkan reduksi digunakan untuk setiap penurunan bilangan oksidasi.Berarti proses oksidasi disertai hilangnya elektron sedangkan reduksi memperoleh elektron.
Oksidator adalah senyawa di mana atom yang terkandung mengalami penurunan bilangan oksidasi. Sebaliknya pada reduktor, atom yang terkandung mengalami kenaikan bilangan oksidasi Dalam proses analitik, iodium digunakan sebagai pereaksi oksidasi (iodimetri) dan ion iodida digunakan sebagai pereaksi reduksi (iodometri). (Khopkar, 2003).

I.2 Rumusan Masalah
– Bagaimana menentukan kadar Pb2+ dalam Pb(NO3)2?
I.3 Tujuan Percobaan
– Untuk menentukan kadar Pb2+ dalam Pb(NO3)2 dengan menggunakan metode iodometri secara pengendapan dan penetapan konsentrasi kadar sampel.

BAB II
TINJAUAN PUSTAKA

II.1 Dasar Teori
Dalam proses analitis, iod digunakan sebagai zat pengoksid (iodimetri), dan ion iodidadigunakan sebagai zat pereduksi (iodometri). Relatif beberapa zat merupakan pereaksi reduksiyang cukup kuat untuk dititrasi secara langsung dengan iodium. Maka jumlah penentuan iodometrik adalah sedikit. Akan tetapi banyak pereaksi oksidasi cukup kuat untuk bereaksisempurna dengan ion iodida, dan ada banyak penggunaan proses iodometrik. Suatu kelebihan ioniodida ditambahkan kepada pereaksi oksidasi yang ditentukan dengan larutan natrium tiosulfat.Iodometri adalah suatu proses analitis tak langsung yang melibatkan iod. Ion iodida berlebih ditambahkan pada suatu zat pengoksid sehingga membebaskan iod, yang kemudian dititrasidengan natrium tiosulfat.
(R. A. Day, Jr & A. L .Underwood, Analisa Kimia Kuantitatif , Edisi V. Hal. 294)
– Iodometri
Terdapat dua cara melakukan analisis dengan menggunakan senyawa pereduksi iodium yaitu secara langsung dan tidak langsung. Cara langsung disebut iodimetri (digunakan larutan iodium untuk mengoksidasi reduktor-reduktor yang dapat dioksidasi secara kuantitatif pada titik ekivalennya). Namun, metode iodimetri ini jarang dilakukan mengingat iodium sendiri merupakan oksidator yang lemah. Sedangkan cara tidak langsung disebut iodometri (oksidator yang dianalisis kemudian direaksikan dengan ion iodida berlebih dalam keadaan yang sesuai yang selanjutnya iodium dibebaskan secara kuantitatif dan dititrasi dengan larutan natrium thiosilfat standar atau asam arsenit).(Bassett,1994).
Dengan kontrol pada titik akhir titrasi jika kelebihan 1 tetes titran. perubahan warna yang terjadi pada larutan akan semakin jelas dengan penambahan indikator amilum/kanji.
Metode titrasi iodometri langsung (iodimetri) mengacu kepada titrasi dengan suatu larutan iod standar. Metode titrasi iodometri tak langsung (iodometri) adalah berkenaan dengan titrasi dari iod yang dibebaskan dalam reaksi kimia
Iodium merupakan oksidator lemah. Sebaliknya ion iodida merupakan suatu pereaksi reduksi yang cukup kuat. Dalam proses analitik iodium digunakan sebagai pereaksi oksidasi (iodimetri) dan ion iodida digunakan sebagai pereaksi reduksi (iodometri). Relatif beberapa zat merupakan pereaksi reduksi yang cukup kuat untuk dititrasi secara langsung dengan iodium. Maka jumlah penentuan iodometrik adalah sedikit. Akan tetapi banyak pereaksi oksidasi cukup kuat untuk bereaksi sempurna dengan ion iodida, dan ada banyak penggunaan proses iodometrik. Suatu kelebihan ion iodida ditambahkan kepada pereaksi oksidasi yang ditentukan, dengan pembebasan iodium, yang kemudian dititrasi dengan larutan natrium thiosulfat.
Kegunaan iodine dalam alcohol yang di sebut tingtur yodium,merupakan obat antiseptic bagi luka-luka agar tidak terkena infeksi. Dalam industry tapioca,maizena dan terigu,larutan I2 dalam air dipakai untuk mengindentifikasi amilum, sebab I2 dengan amilum akan memberikan warna biru.
Senyawa- senyawa iodine yang penting yaitu :
a. Kalium Iodat (KIO3) yang ditambahkan pada garam dapur agar tubuh kita memeperoleh iodine
b. Iodoform (CHI3) suatu zat organic yang penting
c. Perak Iodida (AgI) yang juga di gunakan dalam film fotografi.
(Underwood, Analisa Kimia Kuantitatif, edisi 4, Erlangga, 1994)
Larutan standar yang digunakan dalam kebanyakan proses iodometri adalah natrium thiosulfat. Garam ini biasanya berbentuk sebagai pentahidrat Na2S2O3.5H2O . Larutan tidak boleh distandarisasi dengan penimbangan secara langsung, tetapi harus distandarisasi dengan standar primer. Larutan natrium thiosulfat tidak stabil untuk waktu yang lama
(Day & Underwood, 1981)
Penggunaan air yang masih mengandung CO2 sebagai pelarut akan menyebabkan peruraian S2O32- membentuk belerang bebas. Belerang ini menyebabkan kekeruhan. Terjadinya peruraian itu juga dipicu bakteri Thiobacillus thioparus. Bakteri yang memakan belerang akhirnya masuk kelarutan itu, dan proses metaboliknya akan mengakibatkan belerang koloidal. Belerang ini akan menyebabkan kekeruhan, bila timbul kekeruhan larutan harus dibuang.
Pembuatan natrium thiosulfat dapat ditempuh dengan cara :
1. Melarutkan garam kristalnya pada aquades yang mendidih
2. Menambahkan 3 tetes kloroform (CHCl3) atau 10 mg merkuri klorida (HgCl2) dalam 1 liter larutan
3. Larutan yang terjadi disimpan pada tempat yang tidak terkena cahaya matahari.
Biasanya air yang digunakan untuk menyiapkan larutan tiosulfat dididihkan agar steril, dan sering ditambahkan boraks atau natrium karbonat sebagai pengawet. Oksidasi tiosulfat oleh udara berlangsung lambat. Tetapi runutan tembaga yang kadang-kadang terdapat dalam air suling akan mengkatalis oksidasi oleh udara ini.
Tiosulfat diuraikan dalam larutan asam dengan membentuk belerang sebagai endapan mirip susu.
S2O32- +2H+ → H2S2O3 → H2SO3 + S
Tetapi reaksi itu lambat dan tak terjadi bila tiosulfat dititrasikan kedalam larutan iod yang asam, asal larutan diaduk dengan baik. Reaksi antara iod dan tiosulfat jauh lebih cepat dari pada reaksi penguraian.
Iodin mengoksidasi tiosulfat menjadi ion tetrationat:
I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O62-
Reaksinya berjalan cepat, sampai selesai, dan tidak ada reaksi sampingan. Berat ekivalen dari Na2S2O3. 5H2O adalah berat molekulnya, 248,17. Tiosulfat teroksidasi secara parsial menjadi sulfat:
4I2 + S2O32- + 5H2O → 8I- + 2SO42- + 10H+
Dalam larutan yang netral, atau sedikit alkalin, oksidasi menjadi sulfat tidak muncul, terutama jika iodin dipergunakan sebagai titran.
Ada dua metode titrasi iodometri, yaitu :
1. Secara langsung (iodimetri)
Disebut juga sebagai iodimetri. Menurut cara ini suatu zat reduksi dititrasi secara langsung oleh iodium, misal pada titrasi Na2S2O3 oleh I2.
2Na2S2O3 + I2 → 2NaI + Na2S4O6
Indiator yang digunakan pada reaksi ini, yaitu larutan kanji. Apabila larutan thiosulfat ditambahkan pada larutan iodine, hasil akhirnya berupa perubahan penampakan dari tak berwarna menjadi berwarna biru. Tetapi apabila larutan iodine ditambahkan kedalam larutan thiosulfat maka hasil akhirnya berupa perubahan penampakan dari berwarna menjadi berwarna biru.
2. Secara tak langsung (iodometri)
Disebut juga sebagai iodometri.Dalam hal ini ion iodide sebagai pereduksi diubah menjadi iodium-iodium yang terbentuk dititrasi, dengan larutan standar Na2S2O3.
Jadi cara iodometri digunakan untuk menentukan zat pengoksidasi, misal pada penentuan suatu zat oksidator ini (H2O2). Pada oksidator ini ditambahkan larutan KI dan asam hingga akan terbentuk iodium yang kemudian dititrasi dengan larutan.
Na2S2O3. H2O2 + 2HCl → I2 + 2KCl + 2H2O.
Iodium sedikit larut dalam air (0,00134 mol/liter pada 25C) dan sangat larut dalam pelarutan yang mengandung ion iodide.
Berdasarkan reaksi :
I2 + I- → I3-
dengan tetapan kesetimbangan pada 25 ºC. Larutan baku ion dapat langsung dibuat dari unsur murninya.
Cara titrasi oksidasi reduksi yang dikenal ada dua :
– Oksidimetri
Yaitu titrasi redoks dengan menggunakan larutan baku yang bersifat oksidator.
Misal: Sulfur dioksida dan hydrogen sulfide, timah (II) klorida , logam dan amalgam.
– Reduksimetri
Yaitu titrasi redoks dengan menggunakan larutan baku yang bersifat reduktor.
Misal : Natrium dan Hidrogen Peroksida, Kalium dan amonium peroksidisulfat,natrium Bismutat (NaBiO3).
Ada dua proses metode titrasi iodometri, yaitu :
1. Proses-proses iodometrik langsung
Pada Iodometri langsung sering menggunakan zat pereduksi yang cukup kuat seperti tiosulfat, Arsen (III), Stibium (III), Antimon (II), Sulfida, sulfite, Timah (II), Ferasianida. Kekuatan reduksi yang dimiliki oleh beberapa
dari substansi ini tergantung pada konsentrasi ion hidrogen, dan reaksi dengan iodin baru dapat dianalisis secara kuantitatif hanya bila kita melakukan penyesuaian pH yang repot.
Dalam proses iodometri langsung ini reaksi antara iodium dan thiosulfat dapat berlangsung sempurna. Kelebihan ion Iodida yang ditambahkan pada pereaksi oksidasi yang ditentukan, dengan pembebasan iodium, kelebihan ini dapat dititrasi dengan Natrium Tiosulfat. Menurut cara ini suatu zat reduksi dititrasi secara langsung oleh iodium, misal pada titrasi Na2S2O3 oleh I2.
2Na2S2O3 + I2 → 2NaI + Na2S4O6
Indikator yang digunakan pada reaksi ini, yaitu larutan kanji. Apabila larutan thiosulfat ditambahkan pada larutan iodin, hasil akhirnya berupa perubahan penampakan dari tak berwarna menjadi berwarna biru. Tetapi apabila larutan iodine ditambahkan kedalam larutan thiosulfat maka hasil akhirnya berupa perubahan penampakan menjadi berwarna biru.
2. Proses-proses Tak Langsung atau Iodometrik
Dalam ion iodida sebagai pereduksi diubah menjadi iodium-iodium yang terbentuk dititrasi, dengan larutan standar Na2S2O3.
Jadi cara iodometri digunakan untuk menentukan zat pengoksidasi, misal pada penentuan suatu zat oksidator ini (H2O2). Pada oksidator ini ditambahkan larutan KI dan asam hingga akan terbentuk iodium yang kemudian dititrasi dengan larutan.
Na2S2O3. H2O2 + 2HCl → I2 + 2KCl + 2H2O.
Banyak agen pengoksidasi yang kuat dapat dianalisa dengan menambahkan kalium iodida berlebih dan menitrasi iodin yang dibebaskan. Karena banyak agen pengoksidasi membutuhkan suatu larutan asam untuk bereaksi dengan iodin, natrium tiosulfat biasanya dipergunakan sebagai titrannya, dalam keadaan pH 3-4. Titrasi dengan arsenik (III) (di atas) membutuhkan sebuah larutan yang sedikit alkalin.
(R.A Day, A.L. Underwood. 2002. “ Analisa Kimia Kuantitatif,” Edisi keenam.hal: 298)
Beberapa tindakan pencegahan harus diambil dalam menangani larutan kalium iodida untuk menghindari kesalahan. Misalnya ion iodida dioksidasi oleh oksigen dari udara.
4H+ + 4I- + O2 → 2I2 + 2H2O
Reaksi ini lambat dalam larutan netral, tetapi lebih cepat dalam larutan berasam dan dipercepat oleh cahaya matahari. Setelah penambahan kalium iodida pada larutan berasam dari suatu pereaksi oksidasi, larutan harus tidak dibiarkan untuk waktu yang lama berhubungan dengan udara, karena iodium tambahan akan terbentuk oleh reaksi yang terdahulu. Nitrit harus tidak ada, karena akan direduksikan oleh ion iodida menjadi nitrogen (II) oksida yang selanjutnya dioksidasi kembali menjadi nitrit oleh oksigen dari udara:
2HNO2 + 2H+ + 2I- → 2NO + I2 + 2H2O
4NO + O2 + 2H2O → 4HNO2
Kalium iodida harus bebas iodat karena kedua zat ini bereaksi dalam larutan berasam untuk membebaskan iodium:
IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O

Prinsip Iodometri
Chlorine akan membebaskan ion bebas dari larutan KI pada pH 8 atau kurang. Iodium ini akan dititrasi dengan larutan standar sodium thiosulfate dengan indikator starch dalam keadaan pH 3-4, sebab pada pH netral reaksi ini tidak stoikiometri dengan reaksi oksidasi parsial thiosulfate menjadi sulfat.
Kegunaan Iodometri:
Kegunaan iodometri adalah untuk menetapkan kadar larutan iodin, larutan natrium tiosulfat dan zat-zat yang dapat bereaksi dengan iodida membebaskan iodin.
Contoh Kegunaannya:
1. Penetapan kadar CaOCl2 dalam kaporit
CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + H2O + Cl2
Cl2+ 2 KI→ 2KCl + I2
2. Penetapan kadar Kalium Bikromat
Cr2O72- + 14H3O+ + 6e → 2Cr3+ + 21H2O
( 2I- → I2 + 2e ) x 3
Cr2O72- + 14H3O+ + 6I- → 2Cr3+ + 7H2O + 3I2
3. Penetapan kadar FeCl3
KI + HCl → KCl + HI
FeCl3 + 2HI → 2HCl + 2FeCl3 + I2
4. Penetapan kadar CuSO4
2CuSO4 + 4KI → 2K2SO4 + 2CuI2
2CuI2 → 2CuI + I2 +
2 CuSO4 + 4KI→ 2K2SO4 + 2CuI + I2
5. Penetapan kadar NaClO dalam pemutih
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Iodida adalah reduktor lemah dan dengan mudah akan teroksidasi jika direaksikan dengan oksidator kuat. Iodida tidak dipakai sebagai titrant hal ini disebabkan karena factor kecepatan reaksi dan kurangnya jenis indicator yang dapat dipakai untuk iodide. Oleh sebab itu, titrasi kembali merubakan proses titrasi yang sangat baik untuk titrasi yang melibatkan iodide. Senyawaan iodide umumnya KI ditambahkan secara berlebih pada larutan oksidator sehingga terbentuk I2. I2 yang terbentuk adalah equivalent dengan jumlah oksidator yang akan ditentukan. Jumlah I2 ditentukan dengan menitrasi I2 dengan larutan standar tiosulfat (umumnya yang dipakai adalah Na2S2O3) dengan indicator amilum jadi perubahan warnanya dari biru tua kompleks amilum I2 sampai warna ini tepat hilang.
Reaksi yang terjadi pada titrasi iodometri untuk penentuan iodat adalah sebagai berikut:
IO3- + 5 I- + 6 H+  3 I2 + H2O
I2 + 2 S2O32-  2 I- + S4O62-
Setiap mmol IO3- akan menghasilkan 3 mmol I2 dan 3 mmol I2 ini akan tepat bereaksi dengan 6 mmol S2O32- (ingat 1 mmol I2 tepat bereaksi dengan 2 mmol S2O32-) sehingga mmol IO3- ditentukan atau setara dngan 1/6 mmol S2O32-.
Beberapa alasan yang dapat dijabarkan karena analit yang bersifat sebagai oksidator dapat mengoksidasi tiosulfat menjadi senyawaan yang bilangan oksidasinya lebih tinggi dari tetrationat dan umumnya reaksi ini tidak stoikiometri. Alasan kedua adalah tiosulfat dapat membentuk ion kompleks dengan beberapa ion logam seperti Besi(II).
Beberapa hal yang perlu diperhatikan dalam melakukan titrasi Iodometri adalah sebagai berikut:
1.) Penambahan amilum sebaiknya dilakukan saat menjelang akhir titrasi, dimana hal ini ditandai dengan warna larutan menjadi kuning muda (dari oranye sampai coklat akibat terdapatnya I2 dalam jumlah banyak), alasannya kompleks amilum I2 terdisosiasi sangat lambat akibatnya maka banyak I2 yang akan terabsorbsi oleh amilum jika amilum ditambahkan pada awal titrasi, alasan kedua adalah biasanya iodometri dilakukan pada media asam kuat sehingga akan menghindari terjadinya hidrolisis amilum.
2.) Titrasi harus dilakukan dengan cepat untuk meminimalisasi terjadinya oksidasi iodide oleh udara bebas. Pengocokan pada saat melakukan titrasi iodometri sangat diwajibkan untuk menghindari penumpukan tiosulfat pada area tertentu, penumpukkan konsentrasi tiosulfat dapat menyebabkan terjadinya dekomposisi tiosulfat untuk menghasilkan belerang. Terbentuknya reaksi ini dapat diamati dengan adanya belerang dan larutan menjadi bersifat koloid (tampak keruh oleh kehadiran S).
S2O32- + 2H+  H2SO3 + S
Pastikan jumlah iod yang ditambahkan adalah berlebih sehingga semua analit tereduksi dengan demikian titrasi akan menjadi akurat. Kelebihan iodide tidak akan mengganggu jalannya titrasi redoks akan tetapi jika titrasi tidak dilakukan dengan segera maka I- dapat teroksidasi oleh udara menjadi I2.
Menstandarisasi Larutan Tiosulfat
Tiosulfat yang dipakai dalam titrasi iodometri dapat distandarisasi dengan menggunakan senyawa oksidator yang memiliki kemurnian tinggi (analytical grade) seperti K2Cr2O7, KIO3, KBrO3, atau senyawaan tembaga(II).
Bila digunakan Cu(II) maka pH harus dibuffer pada pH 3 dan dipakai tiosianat untuk masking agent, KSCN ditambahkan pada waktu mendektitik akhir titrasi dengan tujuan untuk menggantikan I2 yang teradsorbsi oleh CuI. Bila pH yang digunakan tinggi maka tembaga(II) akan terhidrolisis dan akan terbentuk hidroksidanya. Jika keasaman larutan sangat tinggi maka cenderung terjadi reaksi I- sebagai akibat adanya Cu(II) dalam larutan yang megkatalis reaksi tersebut.

Senyawa-senyawa iodine yang penting, yaitu :
1. Kalium Iodat (KIO3) yang digunakan pada garam dapur agar tubuh kita memperoleh iodin.
2. Iodoform (CHI3) suatu zat organik yang penting.
3. Perak Iodida (AgI) yang digunakan dalam film fotografi.
Garam kompleks yang diperoleh dari pencampuran ekuivalen 1,10-fenolftalein. Pertukaran elektron berlangsung melalui cincin aromatik. Cara mencuci endapan cairan induk jernih di atasnya dengan seksama dituangkan lewat filter sementara sebanyak mungkin endapan ditahan dalam piala. Kemudian endapan diaduk dengan larutan pencuci dalam piala, dan cucian didekantasi lewat filter. Sampai pada saat terakhir endapan tidak dibiarkan mengendap melainkan di tuang ke dalam filter bersama dengan larutan pencuci.
Dalam percobaan iodometri dengan pengendapan ini bertujuan untuk menentukan kadar Pb2+ dalam Pb(NO3)2 dengan cara iodometri. Pada prosedur II, larutan Pb(NO3)2 setelah diencerkan dengan aquades ditambahkan asam asetat glacial dan natrium asetat unutk membufferkan larutan. Setelah ditambah K2CrO4 akan terjadi endapan berwarna kuning PbCrO4, menurut reaksi:

Pb(NO3)2(l)+ K2CrO4(aq) → PbCrO4(s) + NO3-(aq)
(ditambah K2Cr2O7)

2PbCrO4(s ) + 2H+(aq) → 2Pb2+(aq)+ Cr2O72-(aq)+ H2O(l)
(ditambah HCl)

Cr2O72- + 14H+ + 6I- → 3I2 + 2Cr3+ + 7H2O
(ditambah KI)

I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O62-
(dititrasi dengan Na2S3O3)
Lalu dapat diketahui massa Pb2+ yang diketahui, dengan mengurangkan massa Pb2+ yang diperoleh.
Dalam kebanyakan titrasi langsung dengan iod. digunakan suatu larutan iod dalam kalium iodida, dan karena itu spesi reaktifannya adalah ion triiodida. Untuk tepatnya, semua persamaan yang melibatkan reaksi-reaksi iod seharusnya ditulis dengan I2 bukan I3-, misal :
I3- + 2S2O32- 3I- + S4O62-
Akan lebih akurat daripada
I2 + 2S2O32- 2I- + S4O62-
Namun demi kesederhanaan, persamaan dalam buku ini biasanya lebih banyak ditulis rumus-rumus iod molekuler daripada ion triiodida. Zat-zat pereduksi yang kuat (zat-zat dengan potensial yang jauh lebih rendah), seperti timah (II) klorida, asam sulfat, hidrogen sulfida, dan natrium tiosulfat bereaksi lengkap dan cepat dengan iod.

BAB III
METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Bahan yang digunakan
a. Na2S2O3
b. Aquades
c. Kloroform atau Na2CO3
d. K2Cr2O7
e. KI
f. HCl
g. Pb(NO3)2
h. Natrium Asetat
i. Asam Asetat
j. Indikator Amilum

III.2 Alat yang digunakan
a. Beaker glass
b. Labu ukur
c. Erlenmeyer
d. Gelas arloji
e. Buret
f. Pipet volume
g. Pipet tetes
h. Spatula
i. Corong kaca
j. Kertas saring
k. Klem holder dan statis
l. Neraca Analitis
III.3 Prosedur Percobaan
1. Membuat larutan standar Na2S2O3 0.1N
a. Menimbang 25 gram sample dalam 1000cc.
b. Memindahkan ke dalam labu takar 1000ml, mengencerkan dengan aquades yang telah didihkan terleih dahulu sampi batas volume 1000ml.
c. Mengaduk dengan baik hingga menjadi homogen.
2. Menstandarisasi larutan Na2S2O3 0.1N dengan K2Cr2O7
a. Menimbang 0.3 gram KI netral
b. Menimbang 0.4 gram K2Cr2O7 pada gelas arloji dan melarutkan dengan aquades hingga volumenya 100ml
c. Memipet 25ml larutan K2Cr2O7 dan memasukkannya dalam Erlenmeyer
d. Menambahkan 0.3 gram KI diatas
e. Menambahkan pada 6ml HCl pekat
f. Menitrasi I2 yang dibebaskan dengan larutan natrium tiosulfat dari buret sampai timbul warna kuning hijau, lalu menambahkan larutan kanji sebanyak 1ml hingga timbul warna biru
g. Titrasi terus dilanjutkan hingga warna biru berubah menjadi hijau biru, yang akhirnya menjadi putih atau bening, berate titik akhir tercapai
3. Prosedur I
a. Mengencerkan larutan Pb(NO3)2 sampai volumenya 100ml dengan aquades sambil dikocok hingga homogen.
b. Memipet 25ml Pb(NO3)2 dan dimasukkan ke dalam erlenmeyer
c. Menambahkan dengan asam asetat glacial (1:4) sebanyak 10ml dan menambahkan lagi dengan 10ml larutan natrium asetat (10 gram natrium asetat/100ml) ke dalam elenmeyer
d. Menambahkan larutan K2Cr2O7 4% sebanyak 10ml dan diaduk dengan baik
e. Menyaring endapan PbCrO4 dengan kertas saring dan mencuci endapan dengan aquades
f. Memisahkan endapan pada kertas saring pada Erlenmeyer kemudian endapan PbCrO4 dilarutkan dengan HCl (1:1)
g. Menambahkan 10ml 0.1N KI, aduk yang baik
0.1N = mol/0.1L
Mol = 0,01
Gram KI = 0,01 x 166 = 0,166 gram KI
h. Menitrasi I2 yang dibebaskan dengan larutan standar thiosulfat dari buret sambil dikocok hingga warna kuning jerami
i. Memberi indicator amilum atau kanji 2ml. kemudian kocok dengan baik sehingga timbul warna biru
j. Titrasi dilanjutkan hingga titik akhir tercapai pada saat warna larutan berubah menjadi dari biru ke hijau terang atau jernih
k. Pekerjaan dilakukan 2 kali, kemudian hasil dirata-rata

larutan buffer

ABSTRAKSI

Tujuan melakukan percobaan ini adalah untuk membuat larutan buffer pH 5 dari larutan CH3COOH 0,5 N dengan larutan NaOH serta membuktikan bahwa larutan buffer dapat mempertahankan pH-nya dengan penambahan H2SO4, KOH, NH4OH dan pengenceran.
Prosedur pada percobaan ini yaitu, membuat larutan buffer pH 5 dari larutan CH3COOH 0,5 N dengan larutan NaOH dalam 250 ml. Menguji ketahanan pH dengan penambahan aquadest. Menguji kebenaran pH dengan memasukkan kertas indikator universal ke dalam larutan tersebut. Mengulangi prosedur di atas dengan variabel yang berbeda yaitu,H2SO4 0,2 N, BaOH 0,3 N, dan NH4OH 0,25 N.
Dari percobaan ini diperoleh bahwa dengan penambahan aquadest (pengenceran) dengan volume yang berbeda yaitu sebesar 13,06 ml, 17,7 ml, dan 21,.04 ml tidak mengubah nilai pH-nya hal ini berarti pH larutan buffer tetap yaitu pH-nya 5. Untuk penambahan 0,66 ml, 1,91 ml, dan 4,05 ml H2SO4 0,1 N pH larutan buffer yaitu 5, 4, dan 3. Penambahan 0,66 ml, 1,91 ml, dan 4,05 ml KOH 0,35 N pH larutan buffer yaitu 5, 5, 5. Penambahan 0,66 ml, 1,91 ml, dan 4,05 ml Asam oksalat 0,2 N pH larutan buffer yaitu 4, 3, dan 1. Dari hasil yang diperoleh dapat disimpulkan bahwa pada penambahan sedikit asam, sedikit basa atau pengenceran, larutan buffer dapat mempertahankan pH-nya. Sedangkan untuk penambahan asam atau basa yang relatif banyak maka pH larutan buffer akan berubah drastis. Hal ini sesuai
dengan sifat larutan buffer.

DAFTAR ISI

Halaman
ABSTRAKSI…………………………………………………………………………………… i
DAFTAR ISI…………………………………………………………………………………… ii
DAFTAR TABEL…………………………………………………………………………….. iii
DAFTAR GAMBAR………………………………………………………………………….. iv
BAB I PENDAHULUAN……………………………………………………………………. I-1
I.1 Latar Belakang…………………………………………………………………. I-1
I.2 Tujuan Percobaan…………………………………………………………….. I-1
I.3 Rumusan Masalah…………………………………………………………….. I-1
BAB II TINJAUAN PUSTAKA…………………………………………………………… II-1
II.1 Dasar Teori…………………………………………………………………….. II-1
II.2 Aplikasi Industri……………………………………………………………….. II-3
BAB III METODOLOGI PERCOBAAN…………………………………………………. III-1
III.1 Variabel Percobaan………………………………………………………….. III-1
III.2 Bahan yang digunakan……………………………………………………… III-1
III.3 Alat yang digunakan…………………………………………………………. III-1
III.4 Prosedur Percobaan…………………………………………………………. III-1
III.5 Diagram Alir…………………………………………………………………….. III-2
III.6 Gambar Alat Percobaan…………………………………………………….. III-3
BAB IV HASIL PERCOBAAN dan PERHITUNGAN……………………………….. IV-1
IV.1 Hasil Percobaan………………………………………………………………. IV-1
IV.2 Hasil Perhitungan…………………………………………………………….. IV-2
BAB V PEMBAHASAN………………………………………………………………………. V-1
BAB VI KESIMPULAN……………………………………………………………………….. VI-1
DAFTAR NOTASI……………………………………………………………………………… v
DAFTAR PUSTAKA…………………………………………………………………………… vi
APPENDIKS……………………………………………………………………………………… vii
LAMPIRAN :
Laporan Sementara
Literatur
Lembar revisi
Jurnal

DAFTAR GAMBAR

Gambar 3.6 Alat Percobaan…………………………………………………………………………. III-3

DAFTAR TABEL

Tabel 4.1 Hasil Percobaan Pengenceran Buffer……………………………………………… IV-1
Tabel 4.1 Hasil Percobaan Pengenceran Buffer…………………………………………….. IV-1
Tabel 4.3 Hasil Percobaan Penambahan BaOH 0,3 N………………………………………. IV-1
Tabel 4.4 Hasil Percobaan Penambahan NH4¬OH 0,25 N……………………………………

BAB 1
PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang
Larutan buffer atau yang disebut dengan larutan penyangga memiliki peranan penting dalam kehidupan sehari-hari. Misalnya saja dalam tubuh manusia, larutan penyangga berperan penting untuk dapat mempertahankan pH. Hal ini terjadi karena didalam cairan sel tubuh terdapat system penyangga, yaitu asam dihidrogen fosfat. Campuran penyangga ini berperan juga dalam system pengeluaran ion H+ pada ginjal. Di dalam tubuh manusia ginjal memiliki peranan yang sangat penting, diantaranya yaitu :
1. untuk membuang zat sisa dari tubuh
2. mengatur kesetimbangan zat elektrolit dan tekanan darah
3. merangsang pertumbuhan sel darah merah.
Selain itu, didalam darah juga terdapat larutan penyangga. Pada saat berolahraga, kecepatan denyut jantung, tekanan darah, dan jumlah darah yang di pompa per denyut jantung akan meningkat. Akibatnya, aliran darah ke jantung, otot, dan kulit akan lancar dan tidak dan tidak tersumbat. Selama melakukan olahraga, otot yang menyimpan glukosa di dalamnya memerlukan oksigen untuk mengubah energi kimia menjadi energi gerak. Oksigen yang digunakan oleh otot tersebut berasal dari hemoglobin darah. Perubahan energi yang terjadi di otot akan menghasilkan gas CO2 dan ion H+ sehingga pH darah akan turun. pH darah memiliki rentang antara 7,35 sampai 7,45. Bila pH darah lebih kecil dari 7,35 disebut asidosis dan bila pH darah lebih besar dari 7,45 disebut alkalosis. Jika pH darh lebih kecil dari 7,0 atau lebih besar dari 7,8 maka dapat menimbulkan kematian.
Untuk menjaga pH agar tidak banyak berubah maka dalam darah terdapat system penyangga, yaitu asam karbonat dan ion bikarbonat. Reaksi kesetimbangan larutan penyangga dalam darah (asam karbonat dan bikarbonat) sebagai berikut :

H3O+(aq) + HCO3-(aq) H2CO3(aq) + H2O(l) 2H2O(l) + Cl2(g)

Berdasarkan reaksi diatas, proses pertama merupakan reaksi asam basa dimana asam karbonat tidak bertindak sebagai asam dan air bertindak sebagai basa. Basa konjugasi untuk asam karbonat adalah ion bikarbonat. Asam karbonat juga berdisosiasi dengan cepat untuk menghasilkan air dan karbondioksida. Proses kedua bukan reaksi asam basa. Akan tetapi, proses ini penting untuk mengetahui kapasitas larutan penyangga dalam darah.
Jadi untuk dapat mengerti lebih lanjut tentang larutan buffer atau larutan penyangga, maka semua tentang larutan penyangga akan dibahas pada bab selanjutnya.

1.2 Perumusan Masalah
1. Bagaimana cara membuat larutan buffer?
2. Apakah larutan buffer bias mempertahankan pH?
3. Apa saja sifat-sifat larutan buffer?

1.3 Tujuan Percobaan
Tujuan melakukan percobaan ini adalah untuk membuat larutan buffer serta membuktikan bahwa larutan buffer dapat bertahan pHnya dengan menambah sedikit asam, sedikit basa, dan pengenceran.

BAB II
TINJAUAN PUSTAKA

2.1 Dasar Teori
Larutan penyangga atau larutan buffer atau larutan dapar merupakan suatu larutan yang dapat menahan perubahan pH yang besar ketika ion – ion hidrogen atau hidroksida ditambahkan, atau ketika larutan itu diencerkan.
(Underwood, A.L., 2002 ).
Buffer dapat dibagi menjadi 3 jenis sesuai kapasitasnya, yaitu buffer yang kapasitasnya 0; buffer yang kapasitasnya tak hingga; sertabuffer yang kapasitasnya dibatasi sebanyak n. Buffer dengan kapasitas terbatas inilah yang disebut sebagai bounded-buffer.
Salah satu ilustrasi proses yang menggunakan bounded buffer adalah proses produsen-konsumen, dimana produsen menaruh data ke dalam buffer untuk kemudian diambil oleh konsumen. Masalah yang timbul adalah buffer yang kemudian menjadi critical section. Pada satu waktu, hanya 1 proses yang boleh memasuki critical section, dengan demikian buffer hanya bisa diakses oleh produser saja atau konsumen saja pada 1 waktu. Masalah berikutnya adalah ketika produsen ingin menaruh data, namun buffer penuh, atau ketika konsumen ingin mengambil data, namun buffer masih kosong. Ini adalah salah satu masalah sinkronisasi klasik yang dikenal pula dengan nama bounded-buffer problem atau producer-consumer problem.(www.boundedbuffer.co.id)
Secara umum, larutan buffer mengandung pasangan asam – basa konjugat atau terdiri dari campuran asam lemah dengan garam yang mengandung anion yang sama dengan asam lemahnya, atau basa lemah dengan garam yang mengandung kation yang sama dengan basa lemahnya. Oleh karena mengandung komponen asam dan basa tersebut, larutan buffer dapat bereaksi dengan asam (ion H+) maupun dengan basa (ion OH-) apa saja yang memasuki larutan. Oleh karena itu, penambahan sedikit asam ataupun sedikit basa ke dalam larutan buffer tidak mengubah pH-ny
Larutan penyangga dapat dibedakan atas larutan penyangga asam dan larutan penyangga basa. Apabila asam lemah dicampur dengan basa konjugasinya maka akan terbentuk larutan buffer asam, dimana larutannya mempertahankan pH pada daerah asam (pH 7). Misalnya larutan campuran NH3 dengan ion amonium (NH4+). Larutan buffer basa juga dapat terjadi dari campuran suatu basa lemah dengan suatu asam kuat di mana basa lemah dicampurkan berlebih. Misalnya 50 mL amoniak 0,2 M dicampur dengan 50 mL asam klorida 0,1 M. Reaksi dissosiasinya adalah sebagai berikut :
NH3(aq) + H2O OH-(aq) + NH4+(aq)
Basa lemah
NH4Cl(aq) Cl-(aq) + NH4+(aq)
Asam konjugasi
Atau dapat jugaberupa sebagai berikut :
NH3(aq) + HCl(aq) NH4Cl(aq)
Reaksi ion :
NH3(aq) + H+(aq) NH4+(aq)
(basa lemah) (asam konjugasi)
(Underwood, A.L., 2002 ).
Larutan Buffer Asam

HA(aq) A-(aq) + H+(aq)
Penambahan asam kuat atau ion H+ pada larutan ini akan meningkatkan jumlah ion H+ dalam larutan, maka akan mendesak ion H+ yang ada, sehingga menggeser reaksi kesetimbangan ke kiri. Pergeseran ini menyebabkan jumlah ion A- dalam larutan berkurang karena digantikan oleh jumlah ion A- dari garam sehingga jumlahnya relatif tetap untuk mempertahankan kesetimbangan tersebut. Ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH. Jika yang ditambahkan ke dalam larutan adalah basa, maka ion OH- yang berasal dai basa tersebut akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan atau pH larutan buffer asam tersebut tetap stabil atau bertahan.
Rumus : asam lemah + basa konjugasinya
Larutan seperti itu dapat terjadi dari :
Campuran asam lemah dengan garamnya
Contoh : CH3COOH + NaOH —— CH3COONa
(Underwood, A.L., 2002 ).
Apabila suatu basa lemah dicampur dengan asam konjugasinya maka akan terbentuk suatu larutan buffer basa. Larutan ini akan mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Misalnya larutan campuran NH3 dengan ion amonium (NH4+). Larutan buffer basa juga dapat terjadi dari campuran suatu basa lemah dengan suatu asam kuat di mana basa lemah dicampurkan berlebih. Misalnya 50 mL amoniak 0,2 M dicampur dengan 50 mL asam klorida 0,1 M. Reaksi dissosiasinya adalah sebagai berikut :
NH3(aq) + H2O OH-(aq) + NH4+(aq)
Basa lemah
NH4Cl(aq) Cl-(aq) + NH4+(aq)
Asam konjugasi
Atau dapat jugaberupa sebagai berikut :
NH3(aq) + HCl(aq) NH4Cl(aq)
Reaksi ion :
NH3(aq) + H+(aq) NH4+(aq)
(basa lemah) (asam konjugasi)

Cara kerja larutan penyangga untuk mempertahankan pH terhadap penambahan asam kuat maupun basa kuat adalah sebagai berikut :Qaq
(Underwood, A.L., 2002 ).
Larutan Buffer Asam

HA(aq) A-(aq) + H+(aq)

Penambahan asam kuat atau ion H+ pada larutan ini akan meningkatkan jumlah ion H+ dalam larutan, maka akan mendesak ion H+ yang ada, sehingga menggeser reaksi kesetimbangan ke kiri. Pergeseran ini menyebabkan jumlah ion A- dalam larutan berkurang karena digantikan oleh jumlah ion A- dari garam sehingga jumlahnya relatif tetap untuk mempertahankan kesetimbangan tersebut. Ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH. Jika yang ditambahkan ke dalam larutan adalah basa, maka ion OH- yang berasal dai basa tersebut akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan atau pH larutan buffer asam tersebut tetap stabil atau bertahan.
Rumus : asam lemah + basa konjugasinya
Larutan seperti itu dapat terjadi dari :
Campuran asam lemah dengan garamnya
Contoh : CH3COOH + NaOH —— CH3COONa
(Underwood, A.L., 2002 ).
Larutan Buffer Basa

B(aq) + H2O(l) OH-(aq) + BH+(aq)

Jika ke dalam larutan ditambahkan suatu asam kuat, maka ion H+ yang berasal dari asam itu akan mengikat atau bereaksi dengan ion OH-. Hal itu menyebabkan kesetimbangan larutan menjadi bergeser ke kanan sehingga konsentasi ion OH- dapat dipertahankan atau dengan kata lain pH larutan stabil atau dapat bertahan. Demikian juga pada penambahan suatu basa kuat, jumlah ion OH- dalam larutan akan bertambah. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan larutan menjadi bergeser ke kiri sehingga konsentasi ion OH- dapat dipertahankan dan pH larutan tidak berubah.
Dalam praktek analisis kualitatif anorganik, konsentrasi ion hidrogen perlu disesuaikan konsentrasinya sampai nilai tertentu sebelum melakukan uji percobaan tertentu dan menjaga agar kosentrasi ion hidrogen itu tetap, selama jalannya proses analisa.
Bila suatu asam lemah dan garamnya, misal campuran CH3COOH dan CH3COONa. Dalam larutan natrium asetat, seperti pada setiap garam yang lain, hampir sempurna berdisosiasi. Tetapi disosiasi asam asetat, diabaikan

CH3COOH CH3COO- + H+

Hal ini karena terdapatnya beberapa ion CH3COO- dalam jumlah yang banyak yang diperoleh dari dissosiasi CH3COONa., akan mnggeser kesetimbangan ke arah pembentukan asam asetat (CH3COOH) yang tidak terdisosiasi yaitu ke arah ruas kiri persamaan di atas. Larutan ini akan mempunyai pH tertentu dan pH ini akan bertahan baik sekali, bahkan jika ditambahkan asam atau basa dalam jumlah yang banyak.
(Underwood, A.L., 2002 ).
Larutan buffer juga dapat dibuat dengan melarutkan suatu basa lemah dengan garamnya secara bersamaan. Larutan campuran dari amonium hidroksida dengan amonium klorida menunjukkan ketahanan terhadap ion hidrogen, karena ion hidrogen bereaksi dengan amonium hidroksida yang tak terdisosisasi itu. Sedangkan terhadap ion hidrogen didasarkan atas pembentukan basa yang tak terdisosiasi dari ion – ion amonium yang berasal dari garamnya. (Underwood, A.L., 2002 ).
NH4+ + OH- NH4OH
Konsentrasi ion hidrogen dapat dihitung dari tinjauan – tinjauan tentang kesetimbangan kimia yang terdapat dalam larutan – larutan demikian. pH larutan buffer bergantung pada Ka asam lemah atau Kb basa lemah serta perbandingan konsentrasi sama dengan konsentrasi basa konjugasi atau konsentrasi basa dengan konsentrasi asam konjugasi dalam larutan tersebut. (Underwood, A.L., 2002 ).
Dalam beberapa keadaan mungkin penting untuk menentukan pH larutan secara eksperimen ada berbagai macam cara. Tergantung dari ketelitian yang diinginkan atau diperlukan dan instrumen – instrumen yang tersedia diantaranya adalah :
1. Pemakaian indikator dan kertas uji indikator;
Indikator adalah suatu zat, yang warnanya berbeda – beda sesuai dengan konsentrasi ion-hirdrogen. Ia umumnya merupakan suatu asam atau basa organk lemah, yang dipakai dalam larutan yang sangat encer. Asam atau basa indikator yang tak terdisosiasi mempunyai warna yang berbeda –beda dengan hasil dissosiasinya. Dalam hal indikator itu suatu asam, HInd, disosiasi berlangsung menurut kesetimbangan

HInd H+ + Ind-
Warna anion indikator, Ind-, berbeda dari asam indikatornya. Jika larutan yang kepadanya ditambahkan indikator itu, adalah suatu asam, yaitu mengandung ion – ion hidrogen dala jumlah besar, kesetimbangan di atas akan bergeser ke kiri, yaitu warna asam indikator yang tak terdisosiasi menjadi kelihatan. Tetapi jika larutan menjadi basa, yaitu ion – ion hidrogen dihilangkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan anion indikator, dan warna larutan berubah. Perubahan warna terjadi dalam daerah jangka pH yang sempit, tetapi tertentu.
2. Penentuan pH secara kolorimetri;
Prinsip – prinsip dalam menentukan pH larutan secara eksperimen, dapat dengan lebih tepat dengan memakai buffer – buffer dan larutan indikator dalam jumlah – jumlah yang diketahui, dan membandingkan warna larutan uji dengan seperangkat larutan baku pembanding (referensi) pada kondisi – kondisi eksperimen yang identik.
3. Penentuan pH secara potensiometri;
Di antara ketiga macam bentuk penentuan pH diatas yang paling tepat untuk mengukur pH adalah dengan cara penentuan pH secara potensimetri. Cara ini digunakan berdasarkan atas pengukuran tegangan gerak elektrik suatu sel elektrokimia, yang mengandung larutan yang tidak diketahui pH-nya sebagai elektrolit, dan duah buah elektrode. Elektrode – elektrode ini dihubungkan dengan terminal – terminal sebuah voltmeter elektronik, yang kebanyakan disebut pH – meter saja. Jika telah dikalibrasi dengan baik dengan suatu buffer yang sesuai yang diketahui pH – nya, pH larutan yang tidak diketahui itu dapat dibaca langsung dari skala.
4. Pengukuran tegangan elektrik ( t.g.l. = e.m.f., electromotive force)
Pengukuran tegangan elektrik suatu sel elektrokimia dapat dianggap sebagai nilai mutlak perbedaan potensial elektrode dari kedua elektrode tersebut. Kedua elektrode yang dipakai untuk membentuk sel elektrokimia tersebut, mempunyai peranan yang berbeda dalam pengukuran, dan harus dipilih yang sesuai. Salah satu elektrode, dinamakan elektrode indikator, mendapat potensial yang bergantung pada pH larutan. Dalam praktek, elektrode dari kaca dipakai sebagai elektrode indikator. Di lain pihak, elektrode yang kedua, harus mempunyai potensial yang tetap, tak tergantung pada pH larutan, yang terhadapnya potensial elektrode indikator dapat dibandingkan dalam pelbagai larutan. Itulah sebabnya elektrode yang kedua disebut elektrode pemabnding (referensi). Dalam pengukuran – pengukuran pH, elektrode kalomel (yang jenuh) dipakai sebagai elektrode pembanding. Elektrode kalomel pada dasarnya adalah elektrode merkurium (raksa), yang potensial elektrode-nya bergantung semata – mata pada konsentrasi ion merkurium(I) (Hg22+) dalam larutan dengan mana ia bersentuhan.
Table Komposisi kaca yang dipakai dalam pembuatan electrode – electrode kaca.
Li2O Na2O Cs2O CaO BaO La2O3 SiO2
Kaca Dole
Kaca Perley
Kaca Litium – barium -
28

24 21,4
-

- -
3

- 6,4
-

- -
-

8 -
4

- 72,2
65

68

(Vogel. Analisis Anorgaik Kualitatif Makro dan Semimikro. 1979)

Keefektifan suatu larutan penyangga dalam menahan perubahan pH persatuan asam atau basa kuat ditambahkan, mencapai nilai maksimumnya ketika rasio asam penyangga terhadap garam adalah satu. Dalam titrasi asam lemah, titik maksimum keefektifan ini dicapai bila asam tersebut ternetralkan separuh, atau pH = pKa.
Kapasitas suatu penyangga merupakan ukuran keefektifannya dalam perubahan pH pada penambahan asam atau basa. Semakin besar konsentrasi asam dan basa konjugasinya, semakin besar kapasitas penyangga. Kapasitas penyangga dapat didefinisikan secara kuantitatif dengan jumlah mol basa kuat dibutuhkan untuk mengubah pH 1 L larutan sebesar 1 pH satuan. Dalam menyiapkan suatau penyangga dengan pH yang diinginkan, seorang analis harus memilih suatu sistem asam – garam (atau basa – garam) di mana pKa asam tersebut sedekat mungkin ke pH yang diinginkan. Dengan pemilihan ini, rasio asam per garam mendekati satu, dan diperoleh keefektifan maksimal atau peningkatan atau penurunan pH. Konsentrasi sebenarnya dari asam dan garam yang dipakai tergantung pada ketahanan yang diinginkan untuk mengubah pH.
Keefektifan suatu larutan penyangga dapat diketahui dari kapasitas buffer.

β = jumlah basa yang ditambah
Perubahan pH oleh pertambahan basa

( Day, R.A, Underwood, A.L. Analisa Kimia Kuantitatif. 2002).
Kita dapat membuat larutan buffer dari pasangan asam – basa konjugat, dengan tetapan ionisasi asam mendekati konsentrasi ion H+ yang diharapkan. Kesetimbangan dari larutan penyangga yang terdiri dari asam lemah dan garamnya adalah sebagai berikut :
HA H+ + A-

Tetapan kesetimbanagan disosiasi dari persamaan kesetimbangan disosiasi di atas adalah :

Ka = [ H+ ] [ A- ]
[ HA ]

( Day, R.A, Underwood, A.L. Analisa Kimia Kuantitatif. 2002).
2.2 Aplikasi Idustri
Oksigen Terlarut (DO) dan Kebutuhan Oksigen Biologi (BOD) sebagai Salah Satu Indikator untuk Meningkatkan Kualitas Perapian
Estuari merupakan daerah ekosistem pesisir yang produktif ,tapi linhgkungannya paling mudah terganggu akibat kegiatan manusia ,maupun proses alamiyah , perairan estarinmerupakan sebagai tujuan akhir dari suatu aliran sungai ,sehingga daerah estuarin ini kondisi perairannya dinamis karena menerima beba dari daratan debit air sungai pada daerah ini akan terjadi proses fisika dan kimia , pencemaran air adalah penambahan unsure atau organisme laut kedalaman air, sehingga pemanfaatannya dapat terganggu.
Oksigen terlarut dibutuhka oleh semua jasad hidup untuk pernapasan , proses metabolisme atau pertukaran zat yang kemudian menghasilkan energi untuk pertumbuhan dan pembiakan . Sealin itu oksigen juga dibutuhkan untuk oksidasi bahan-bahan organic dan anorganik dalam proses aerobic . Oksige memegang peranan penting sebagai indicator kualitas perairan , karena oksigen terlarut berperan dalam proses oksidasi dan reduksi bahan oganik dan anorganik, sealin itu oksigen menentukan khas biologis yang dilakukan oleh organisme aerobik atau anaerobic
Telah diketahui bahwa ksigen beroeran sebagai pengoksidasi dan perekdusi bahan kimia beracun menjadi senyawa lain yang lebih sederhana dan tidak beracun , disamping itu oksigen juga sangat dibbutuhkan oleh mikroorganisme untuk pernapasan
Analisa oksigen terlarut dapat dibedakan menjadi / ditentuka dengan 2 macam cara yaitu 1. metode titrasi dengan cara winkler
2.metode elektrokimia
Derajat keasaman (pH) air pengenceran biasanya berkisar antara 6,5-8,5 dan untuk menjaga agar pH nya tetap konstan bias digunakan larutan penyangga fosfat.
Tabel tingkqt pencemaran perairan berdasarkan nilai DO dan BOD
Tinkat pencemaran DO (ppm) BOD (ppm)
Rendah >5 0-10
Sedang 0-5 10-20
Tinggi 0 25

Asam adalah senyawa yang dapat menyumbangkan atau memberikan proton, yaitu ion H ke senyawa atau ke zat lain. Basa adalah senyawa yang dapat menerima proton, yaitu ion H dari senyawa atau zat lain
(Underwood, A.L., 2002 ).
Asam konjugasi adalah asam yang terbentuk ketika suatu basa menerima ion H Basa konjugasi adalah bagian asam yang tersisa ketika suatu asam memberikan ion H+ . Larutan buffer asam mengalami reaksi kesetimbangan dissosiasi sebagai berikut :
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + CH3COO-(aq)
Asam lemah
CH3COONa(aq) Na+ (aq) + CH3COO- (aq)
Basa konjugasi
(Underwood, A.L., 2002 ).
Atau dapat juga berupa sebagai berikut :
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COOHNa(aq) + H2O(l)
Reaksi ion :
CH3COOH(aq) + OH-(aq) CH3COO-(aq) + H2O(l)
(asam lemah) (basa konjugasi)
Apabila suatu basa lemah dicampur dengan asam konjugasinya maka akan terbentuk suatu larutan buffer basa. Larutan ini akan mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Misalnya larutan campuran NH3 dengan ion amonium (NH4+). Larutan buffer basa juga dapat terjadi dari campuran suatu basa lemah dengan suatu asam kuat di mana basa lemah dicampurkan berlebih. Misalnya 50 mL amoniak 0,2 M dicampur dengan 50 mL asam klorida 0,1 M. Reaksi dissosiasinya adalah sebagai berikut :
NH3(aq) + H2O OH-(aq) + NH4+(aq)
Basa lemah
NH4Cl(aq) Cl-(aq) + NH4+(aq)
Asam konjugasi
Atau dapat jugaberupa sebagai berikut :
NH3(aq) + HCl(aq) NH4Cl(aq)
Reaksi ion :
NH3(aq) + H+(aq) NH4+(aq)
(basa lemah) (asam konjugasi)
Cara kerja larutan penyangga untuk mempertahankan pH terhadap penambahan asam kuat maupun basa kuat adalah sebagai berikut :
(Underwood, A.L., 2002 ).

Larutan Buffer Asam

HA(aq) A-(aq) + H+(aq)

Penambahan asam kuat atau ion H+ pada larutan ini akan meningkatkan jumlah ion H+ dalam larutan, maka akan mendesak ion H+ yang ada, sehingga menggeser reaksi kesetimbangan ke kiri. Pergeseran ini menyebabkan jumlah ion A- dalam larutan berkurang karena digantikan oleh jumlah ion A- dari garam sehingga jumlahnya relatif tetap untuk mempertahankan kesetimbangan tersebut. Ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH. Jika yang ditambahkan ke dalam larutan adalah basa, maka ion OH- yang berasal dai basa tersebut akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan atau pH larutan buffer asam tersebut tetap stabil atau bertahan.
Rumus : asam lemah + basa konjugasinya
Larutan seperti itu dapat terjadi dari :
• Campuran asam lemah dengan garamnya
Contoh : CH3COOH + NaOH —— CH3COONa
(Underwood, A.L., 2002 ).

Larutan Buffer Basa

B(aq) + H2O(l) OH-(aq) + BH+(aq)
Jika ke dalam larutan ditambahkan suatu asam kuat, maka ion H+ yang berasal dari asam itu akan mengikat atau bereaksi dengan ion OH-. Hal itu menyebabkan kesetimbangan larutan menjadi bergeser ke kanan sehingga konsentasi ion OH- dapat dipertahankan atau dengan kata lain pH larutan stabil atau dapat bertahan. Demikian juga pada penambahan suatu basa kuat, jumlah ion OH- dalam larutan akan bertambah. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan larutan menjadi bergeser ke kiri sehingga konsentasi ion OH- dapat dipertahankan dan pH larutan tidak berubah.
(Underwood, A.L., 2002 ).
Dalam praktek analisis kualitatif anorganik, konsentrasi ion hidrogen perlu disesuaikan konsentrasinya sampai nilai tertentu sebelum melakukan uji percobaan tertentu dan menjaga agar kosentrasi ion hidrogen itu tetap, selama jalannya proses analisa. Bila suatu asam lemah dan garamnya, misal campuran CH3COOH dan CH3COONa. Dalam larutan natrium asetat, seperti pada setiap garam yang lain, hampir sempurna berdisosiasi. Tetapi disosiasi asam asetat, diabaikan

CH3COOH CH3COO- + H+

Hal ini karena terdapatnya beberapa ion CH3COO- dalam jumlah yang banyak yang diperoleh dari dissosiasi CH3COONa., akan mnggeser kesetimbangan ke arah pembentukan asam asetat (CH3COOH) yang tidak terdisosiasi yaitu ke arah ruas kiri persamaan di atas. Larutan ini akan mempunyai pH tertentu dan pH ini akan bertahan baik sekali, bahkan jika ditambahkan asam atau basa dalam jumlah yang banyak.
(Underwood, A.L., 2002 ).
Larutan buffer juga dapat dibuat dengan melarutkan suatu basa lemah dengan garamnya secara bersamaan. Larutan campuran dari amonium hidroksida dengan amonium klorida menunjukkan ketahanan terhadap ion hidrogen, karena ion
hidrogen bereaksi dengan amonium hidroksida yang tak terdisosisasi itu. Sedangkan terhadap ion hidrogen didasarkan atas pembentukan basa yang tak terdisosiasi dari ion – ion amonium yang berasal dari garamnya.
NH4+ + OH- NH4OH
Konsentrasi ion hidrogen dapat dihitung dari tinjauan – tinjauan tentang kesetimbangan kimia yang terdapat dalam larutan – larutan demikian. pH larutan buffer bergantung pada Ka asam lemah atau Kb basa lemah serta perbandingan konsentrasi sama dengan konsentrasi basa konjugasi atau konsentrasi basa dengan konsentrasi asam konjugasi dalam larutan tersebut.
(Underwood, A.L., 2002 ).
Kita dapat membuat larutan buffer dari pasangan asam – basa konjugat, dengan tetapan ionisasi asam mendekati konsentrasi ion H+ yang diharapkan. Kesetimbangan dari larutan penyangga yang terdiri dari asam lemah dan garamnya adalah sebagai berikut :

HA H+ + A-

Tetapan kesetimbanagan disosiasi dari persamaan kesetimbangan disosiasi di atas adalah :

Ka = [ H+ ] [ A- ]
[ HA ]

dengan menata ulang persamaan ini, diperoleh persamaan untuk konsentrasi ion H+ , yaitu :

[ H+ ] = Ka [ HA] …………………………( 1 )
[ A- ]

Asam bebasnya yang terdapat, hampir tidak terdisosiasi sama sekali, karena adanya ion A-, dalam jumlah yang banyak yang berasal dari garamnya. Maka konsentrasi asam ( c ) hampir sama konsentrasi asam yang tidak terdisosiasi,

ca = [ HA ] ………………………………( 2 )

Oleh sebab sama, maka konsentrasi total garam ( c ) akan hampir sama pula dengan konsentrasi anionnya.
cs = [ A- ] ………………………………( 3 )

penggabungan dari persamaan – persamaan 1, 2, 3 dapat dinyataan sebagai berikut dengan konsentrasi hidrogen sebagai pH.

[ H+ } = Ka . Ca
cs
maka,
pH = pKa + log cs
ca

Sama halnya, bila buffer basa yang terbuat dari basa lemah MOH dan garamnya, yang mengandung kation M+, maka kesetimbangan disosiasinya yang terjadi dalam larutan adalah sebagai berikut :

MOH H+ + OH-
Maka untuk tetapan kesetimbangan disosiasinya dinyatakan sebagai berikut :

Kb = [ M+ ] [ OH- ]
[ MOH ]
(Underwood, A.L., 2002 ).

dengan pertimbangan – pertimbangan yang serupa, kikta dapat menuliskan untuk konsentrasi total basa c, dan untuk konsentrasi garam c, maka untuk konsentrasi total basa ( cb ) :
cb = [ MOH ]
dan untuk konsentrasi garam ( cs ) :

cs = [ M+ ]

maka didapatkan konsentrasi ion hidrogen dari buffer :

H+ = Kw . c¬s
Kb cb

karena dalam setiap larutan air sembarang, hasil kali ion air

Kw = [ H+ ] [ OH- ] = 10-14
Maka, pH = 14 – pKb – log cs
cb
Dimana, 14 = – log Kw = pKw
(Vogel. 1979)
Keefektifan suatu larutan penyangga dalam menahan perubahan pH persatuan asam atau basa kuat ditambahkan, mencapai nilai maksimumnya ketika rasio asam penyangga terhadap garam adalah satu. Dalam titrasi asam lemah, titik maksimum keefektifan ini dicapai bila asam tersebut ternetralkan separuh, atau pH = pKa.
(Vogel. 1979)
Kapasitas suatu penyangga merupakan ukuran keefektifannya dalam perubahan pH pada penambahan asam atau basa. Semakin besar konsentrasi asam dan basa konjugasinya, semakin besar kapasitas penyangga. Kapasitas penyangga dapat didefinisikan secara kuantitatif dengan jumlah mol basa kuat dibutuhkan untuk mengubah pH 1 L larutan sebesar 1 pH satuan.
(Vogel. 1979
Dalam menyiapkan suatau penyangga dengan pH yang diinginkan, seorang analis harus memilih suatu sistem asam – garam (atau basa – garam) di mana pKa asam tersebut sedekat mungkin ke pH yang diinginkan. Dengan pemilihan ini, rasio asam per garam mendekati satu, dan diperoleh keefektifan maksimal atau peningkatan atau penurunan pH. Konsentrasi sebenarnya dari asam dan garam yang dipakai tergantung pada ketahanan yang diinginkan untuk mengubah pH.
( Underwood, 2002).
Keefektifan suatu larutan penyangga dapat diketahui dari kapasitas buffer.
β = jumlah basa yang ditambah
Perubahan pH oleh pertambahan basa

Kita telah melihat bagaimana cara menghitung konsentrasi pasangan asam – basa konjugat yang dibutuhkan untuk menyiapkan suatu penyangga dengan pH dan kapasistas tertentu. Jika kita menyiapkan larutan tersebut dan kemudian mengukur pH dan kapasitas tertentu. Jika kita menyiapkan larutan tersebut dan kemudian mengukur pH-nya dalam laboratorium, kita mungkin akan menemukan bahwa nilai yang terukur sedikit berbeda dari nilia yang dihitung. Paling tidak ada tiga alasan untuk perbedaan tersebut :
1. Ketidak pastian dalam nilai tetapan disosiasi asam dan basa lemah;
2. Galat yang disebabkan oleh pendekatan yang digunakan dalam perhitungan kita;
3. Efek aktivitas.
( Underwood, 2002).

Biasanya kekuatan ion suatu penyangga cukup tinggi untuk menyebabkan koefisien aktivitas sangat menyimpang dari satu.Nilai pH percobaan secara normal diukur dalam laboratorium dengan metode potensiometrik, menggunakan suatu elektroda kaca dan pH meter. Ketika kita menyiapkan penyangga untuk penggunaan dalam laboratorium, kita dapat mengukur pH menggunakan sebuah pH meter yang telah dikalibrasi dengan penyangga yang diekomendasikan oleh NIST.
Sistem asam basa yang umumnya dipakai untuk menyiapkan penyangga dalam laboratorium antara lain :
• Asam ftalat – kalium hidrogen ftalat, kalium dihidrogen fosfst – dikalium hidrogen fosfst, dan asam borat – natrium borat, pH 2 sampai 10, yang dikenal sebagai penyangga Clark dan Lubs;
• Asam sitrat – dinatrium hidrogen fosfat, pH 2 sampai 8, yang dikenal sebagai penyangga Mcllvaine;
• Natrium karbonat – natrium bikarbonat, pH 9,6 sampai 11;
• Dinatrium hidrogen fosfat – natrium hidroksida, pH 10,9 sampai 12.
( Underwood, 2002).

Larutan penyangga mempunyai sifat dapat menyangga (mempertahankan) pH terhadap pengaruh penambahan sedikit asam atau basa. Jadi pH larutan penyangga tidak akan berubah banyak krena adanya penambahan sedikit asam atau basa. Begitu juga oleh pengaruh pengenceran, pH larutan penyangga tidak akan berubah. Pada pengaruh pengenceran pada larutan buffer, pH atau pOH berbanding lurus dengan lurus degan mol asam lemah atau basa lemah dan berbanding terbalik dengan mol garamnya. Banyaknya mol tersebut tidak akan berubah oleh pengaruh pengenceran. Akibatnya, konsentrasi H+ atau OH- juga tidak akan berubah.
Perubahan pH larutan penyangga dan bukan penyangga ditunjukkan dalam bentuk grafik berikut ini :

10

8
pH
6

4
1 0,5 0 0,5 1
mol H+ mol OH-
Grafik perubahan pH larutan penyangga pada penambahan asam dan basa kuat.
10

7

1 0
mol H+ mol OH-
Grafik perubahan pH larutan bukan buffer pada penambahan asam kuat dan basa kuat.
Dari keterangan di atas dapat disimpulkan sifat – sifat larutan penyangga sebagai berikut :
pH larutan penyangga praktis tidak berubah pada penambahan sedikit asam kuat atau sedikit basa kuat atau pengenceran.
pH larutan penyangga berubah pada penambahan asam kuat atau basa kuat yang relatif banyak, yaitu apabila asam kuat atau basa kuat yang ditambahkan menghabiskan komponen larutan penyangga itu, maka pH larutan akan berubah drastis.
Daya penahan suatu larutan penyangga bergantung pada jumlah mol komponennya, yaitu jumlah mol asam lemah dan basa konjugasinya atau jumlah mol basa lemah dan asam konjugasinya.
( Underwood, 2002).
Dalam beberapa keadaan mungkin penting untuk menentukan pH larutan secara eksperimen ada berbagai macam cara. Tergantung dari ketelitian yang diinginkan atau diperlukan dan instrumen – instrumen yang tersedia diantaranya adalah :
1. Pemakaian indikator dan kertas uji indikator;
Indikator adalah suatu zat, yang warnanya berbeda – beda sesuai dengan konsentrasi ion-hirdrogen. Ia umumnya merupakan suatu asam atau basa organk lemah, yang dipakai dalam larutan yang sangat encer. Asam atau basa indikator yang tak terdisosiasi mempunyai warna yang berbeda –beda dengan hasil dissosiasinya. Dalam hal indikator itu suatu asam, HInd, disosiasi berlangsung menurut kesetimbangan

HInd H+ + Ind-
Warna anion indikator, Ind-, berbeda dari asam indikatornya. Jika larutan yang kepadanya ditambahkan indikator itu, adalah suatu asam, yaitu mengandung ion – ion hidrogen dala jumlah besar, kesetimbangan di atas akan bergeser ke kiri, yaitu warna asam indikator yang tak terdisosiasi menjadi kelihatan. Tetapi jika larutan menjadi basa, yaitu ion – ion hidrogen dihilangkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan anion indikator, dan warna larutan berubah. Perubahan warna terjadi dalam daerah jangka pH yang sempit, tetapi tertentu.
( Underwood, 2002).

2. Penentuan pH secara kolorimetri;
Prinsip – prinsip dalam menentukan pH larutan secara eksperimen, dapat dengan lebih tepat dengan memakai buffer – buffer dan larutan indikator dalam jumlah – jumlah yang diketahui, dan membandingkan warna larutan uji dengan seperangkat larutan baku pembanding (referensi) pada kondisi – kondisi eksperimen yang identik.
( Underwood, 2002).

3. Penentuan pH secara potensiometri;
Di antara ketiga macam bentuk penentuan pH diatas yang paling tepat untuk mengukur pH adalah dengan cara penentuan pH secara potensimetri. Cara ini digunakan berdasarkan atas pengukuran tegangan gerak elektrik suatu sel elektrokimia, yang mengandung larutan yang tidak diketahui pH-nya sebagai elektrolit, dan duah buah elektrode. Elektrode – elektrode ini dihubungkan dengan terminal – terminal sebuah voltmeter elektronik, yang kebanyakan disebut pH – meter saja. Jika telah dikalibrasi dengan baik dengan suatu buffer yang sesuai yang diketahui pH – nya, pH larutan yang tidak diketahui itu dapat dibaca langsung dari skala.
( Underwood, 2002).

4. Pengukuran tegangan elektrik ( t.g.l. = e.m.f., electromotive force)
Pengukuran tegangan elektrik suatu sel elektrokimia dapat dianggap sebagai nilai mutlak perbedaan potensial elektrode dari kedua elektrode tersebut. Kedua elektrode yang dipakai untuk membentuk sel elektrokimia tersebut, mempunyai peranan yang berbeda dalam pengukuran, dan harus dipilih yang sesuai. Salah satu elektrode, dinamakan elektrode indikator, mendapat potensial yang bergantung pada pH larutan. Dalam praktek, elektrode dari kaca dipakai sebagai elektrode indikator. Di lain pihak, elektrode yang kedua, harus mempunyai potensial yang tetap, tak tergantung pada pH larutan, yang terhadapnya potensial elektrode indikator dapat dibandingkan dalam pelbagai larutan. Itulah sebabnya elektrode yang kedua disebut elektrode pemabnding (referensi). Dalam pengukuran – pengukuran pH, elektroda kalomel (yang jenuh) dipakai sebagai elektroda pembanding. Elektroda kalomel pada dasarnya adalah elektroda merkurium (raksa), yang potensial elektroda-nya bergantung semata – mata pada konsentrasi ion merkurium(I) (Hg22+) dalam larutan dengan mana ia bersentuhan.

Table Komposisi kaca yang dipakai dalam pembuatan electrode – electrode kaca.
Li2O Na2O Cs2O CaO BaO La2O3 SiO2
Kaca Dole
Kaca Perley
Kaca Litium – barium -
28

24 21,4
-

- -
3

- 6,4
-

- -
-

8 -
4

- 72,2
65

68

(Vogel. 1979)

Ahli fisiologi Claude Bernard adalah orang yang pertama menegaskan bahwa fluida tubuh menyediakan suatu “lingkungan-dalam” di mana sel – sel tubuh hidup dan melakukan berbagai fungsi – fungsi mereka dan terlindungi dari lingkuangan-luar yang berubah – ubah. Jaringan hidup sangat peka terhadap perubahan komposisi fluida yang melingkupinya, dan mekanisme pengaturan dalam tubuh yang menjaga konstanynya lingkungan-dalam tersebut teridisri dari salah satu fase yang paling penting dalam studi ilmu – ilmu biologi.
(Vogel. 1979)
Aspek yang sangat penting dari pengaturan ini adalah pemeliharaan pH yang mendekati konstan dalam darah dan fluida – fluida lain dalam tubuh. Zat – zat yang karakternya bersifat asam atau alkali terkandung dalam makanan dan terbentuk terus – menerus oleh reaksi – reaksi metabolisme, tetapi pH darah tetap konstan dalam satuan pH (7,35 sampai 7,45).

Dua jalan utama untuk penghilangan asam dari tubuh adalah paru – paru dan ginjal. Diperkirakan bahwa dalam suatu hari manusia dewas normal menghilangkan asam tersebut, kira – kira 30 liter asam 1 M melalui paru – paru, dan kira – kira 100 mL asam 1 M melalui ginjal. Untuk menangani asam sebanyak itu, orang dewasa
normal mempunyai cukup penyangga dalam kurang lebih 5 liter darah untuk menyerap sekitar 150 mL asam 1 M. akseptor proton yang terdapat dalam jaringan, seperti otot, dapat menangani sekitar lima kali banyaknya asam dalam penyangga darah.
(Vogel. 1979)
Penyangga – penyangga utama dalam darah adalah protein, bikarbonat, fosfat, hemoglobin (HHb), dan oksihemoglobin (HHbO2). Karbon dioksida dibentuk secara metabolis dalam jaringan dan dibawa oleh darah terutama sebagai ion bikarbonat. Reaksi yang lazimnya adalah

H2O + CO2(aq) + Hb-(aq) HHb(aq) + HCO3-
Basa Asam ke paru – paru

Perhatikan bahwa H2CO3 merupakan asam yang lebih kuat (pKa1 = 6,1 pada kondisi dalam darah) dari pada hemoglobin (pKa = 7,93); sehingga reaksi di atas cenderung bergeser menuju ke kanan. Dalam darah, pada pH 7,4; rasio bikaboat terhadap CO2 bebas dapat dihitung dari persamaan
7,4 = 6,1 + log [ HCO3- ]
[ CO2 ]

rasio [ HCO3- ] / [ CO2 ] sekitar 20 :1, menunjukkan bahwa bentuk yang dominan dalam darah adalah ion bikarbonat.

Dalam paru – paru, karbon dioksida dilepaskan oleh reaksi

HCO3-(aq) + HHbO2(aq) HbO2-(aq) + H2O + CO2(g)
Ke jaringan dibuang

Ketika darah dioksigenasi dalam paru – paru, hemoglobin diubah menjadi oksihemoglobin. Karena oksihemoglobin merupakan asam yang lebih kuat ( pKa = 6,68 ) daripada hemoglobin, maka hal ini memudahkan konversi HCO3- menjadi CO3 dengan reaksi di atas.
Sistem buffer fosfat terdapat terutama dalam sel – sel darah merah. Reaksinya adalah
H2PO4- + H2O HPO42- H3O+
pKa H2PO4- sekitar 7,2 sehingga sistem ini mempertunjukkan keefektifan maksimal yang sangat dekat ke pH fisiologis.
(Vogel. 1979)
Dalam dunia medis, gangguan pH darah terlihat pada penyakit – penyakit tertentu. Misalnya, diabetes yang tidak terawat kadang meningkatkan keasaman yang bisa berakibat fatal. Kegagalan ginjal, atau nefritis kronis, menyebabkan retensi H2PO4- dan peningkatan jumlah karbon dioksida dalam darah:
H2PO4- + HCO3- HPO42- + H20 + CO2
(Underwood . 2002).

Sifat fisik dan kimia bahan yang digunakan :
 HCl
1. Mudah larut dalam air;
2. Berwujud cair;
3. BM 3,5
4. Semua garam kloridanya larut dalam air kecuali AgCl, HgCl, dan PbCl2.
 NaOH
1. Mudah larut dalam air;
2. Bersifat higroskopik;
3. Berbentuk padatan dan berwarna putih;
4. BM 40

 CH3COOH
1. Kelarutannya normal kecuali perak dan merkurium(I) asetat yang sedikit larut;
2. Mudah larut dalam air;
3. Tidak berwarna dengan bau menusuk;
4. Titik didih 117o , titik lebur 17o
5. BM 60,05
6. Densitas di pasaran 1,05
7. Mudah bercampur dengan air dalam semua perbandingan;
8. Bersifat korosif terhadap kulit manusia

Fungsi larutan penyangga
System larutan penyangga banyak digunakan pada berbaggai reaksi yang memerlukan pH tetap misalnya :
• Kerja enzim hanya efektif pada pH tertentu, berarti memerlukan system penyangga
• Dalam sel tubuh diperlukan system penyangga
• Untuk mempertahankan pH darah sekitar 7,3-7,5 diperlukan system penyangga dari H2CO3 dan HCO3
• Untuk mempertahankan pada pH murni diperlukan system penyangga dari NaH2PO4 dan Na2HPO4

2.2 Aplikasi Idustri
Oksigen Terlarut (DO) dan Kebutuhan Oksigen Biologi (BOD) sebagai Salah Satu Indikator untuk Meningkatkan Kualitas Perapian

Estuari merupakan daerah ekosistem pesisir yang produktif ,tapi linhgkungannya paling mudah terganggu akibat kegiatan manusia ,maupun proses alamiyah , perairan estarinmerupakan sebagai tujuan akhir dari suatu aliran sungai ,sehingga daerah estuarin ini kondisi perairannya dinamis karena menerima beba dari daratan debit air sungai pada daerah ini akan terjadi proses fisika dan kimia , pencemaran air adalah penambahan unsure atau organisme laut kedalaman air, sehingga pemanfaatannya dapat terganggu.
Oksigen terlarut dibutuhka oleh semua jasad hidup untuk pernapasan , proses metabolisme atau pertukaran zat yang kemudian menghasilkan energi untuk pertumbuhan dan pembiakan . Sealin itu oksigen juga dibutuhkan untuk oksidasi bahan-bahan organic dan anorganik dalam proses aerobic . Oksige memegang peranan penting sebagai indicator kualitas perairan , karena oksigen terlarut berperan dalam proses oksidasi dan reduksi bahan oganik dan anorganik, sealin itu oksigen menentukan khas biologis yang dilakukan oleh organisme aerobik atau anaerobic
Telah diketahui bahwa ksigen beroeran sebagai pengoksidasi dan perekdusi bahan kimia beracun menjadi senyawa lain yang lebih sederhana dan tidak beracun , disamping itu oksigen juga sangat dibbutuhkan oleh mikroorganisme untuk pernapasan
Analisa oksigen terlarut dapat dibedakan menjadi / ditentuka dengan 2 macam cara yaitu 1. metode titrasi dengan cara winkler
2.metode elektrokimia
Derajat keasaman (pH) air pengenceran biasanya berkisar antara 6,5-8,5 dan untuk menjaga agar pH nya tetap konstan bias digunakan larutan penyangga fosfat.
Tabel tingkqt pencemaran perairan berdasarkan nilai DO dan BOD

Tinkat pencemaran DO (ppm) BOD (ppm)
Rendah >5 0-10
Sedang 0-5 10-20
Tinggi 0 25
Larutan buffer juga dapat dibuat dengan melarutkan suatu basa lemah dengan garamnya secara bersamaan. Larutan campuran dari amonium hidroksida dengan amonium klorida menunjukkan ketahanan terhadap ion hidrogen, karena ion hidrogen bereaksi dengan amonium hidroksida yang tak terdisosisasi itu. Sedangkan terhadap ion hidrogen didasarkan atas pembentukan basa yang tak terdisosiasi dari ion – ion amonium yang berasal dari garamnya. (Underwood, A.L., 2002 ).
NH4+ + OH- NH4OH
Konsentrasi ion hidrogen dapat dihitung dari tinjauan – tinjauan tentang kesetimbangan kimia yang terdapat dalam larutan – larutan demikian. pH larutan buffer bergantung pada Ka asam lemah atau Kb basa lemah serta perbandingan konsentrasi sama dengan konsentrasi basa konjugasi atau konsentrasi basa dengan konsentrasi asam konjugasi dalam larutan tersebut. (Underwood, A.L., 2002 ).
Dalam beberapa keadaan mungkin penting untuk menentukan pH larutan secara eksperimen ada berbagai macam cara. Tergantung dari ketelitian yang diinginkan atau diperlukan dan instrumen – instrumen yang tersedia diantaranya adalah :
1. Pemakaian indikator dan kertas uji indikator;
Indikator adalah suatu zat, yang warnanya berbeda – beda sesuai dengan konsentrasi ion-hirdrogen. Ia umumnya merupakan suatu asam atau basa organk lemah, yang dipakai dalam larutan yang sangat encer. Asam atau basa indikator yang tak terdisosiasi mempunyai warna yang berbeda –beda dengan hasil dissosiasinya. Dalam hal indikator itu suatu asam, HInd, disosiasi berlangsung menurut kesetimbangan

HInd H+ + Ind-
Warna anion indikator, Ind-, berbeda dari asam indikatornya. Jika larutan yang kepadanya ditambahkan indikator itu, adalah suatu asam, yaitu mengandung ion – ion hidrogen dala jumlah besar, kesetimbangan di atas akan bergeser ke kiri, yaitu warna asam indikator yang tak terdisosiasi menjadi kelihatan. Tetapi jika larutan menjadi basa, yaitu ion – ion hidrogen dihilangkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan anion indikator, dan warna larutan berubah. Perubahan warna terjadi dalam daerah jangka pH yang sempit, tetapi tertentu.
2. Penentuan pH secara kolorimetri;
Prinsip – prinsip dalam menentukan pH larutan secara eksperimen, dapat dengan lebih tepat dengan memakai buffer – buffer dan larutan indikator dalam jumlah – jumlah yang diketahui, dan membandingkan warna larutan uji dengan seperangkat larutan baku pembanding (referensi) pada kondisi – kondisi eksperimen yang identik.
3. Penentuan pH secara potensiometri;
Di antara ketiga macam bentuk penentuan pH diatas yang paling tepat untuk mengukur pH adalah dengan cara penentuan pH secara potensimetri. Cara ini digunakan berdasarkan atas pengukuran tegangan gerak elektrik suatu sel elektrokimia, yang mengandung larutan yang tidak diketahui pH-nya sebagai elektrolit, dan duah buah elektrode. Elektrode – elektrode ini dihubungkan dengan terminal – terminal sebuah voltmeter elektronik, yang kebanyakan disebut pH – meter saja. Jika telah dikalibrasi dengan baik dengan suatu buffer yang sesuai yang diketahui pH – nya, pH larutan yang tidak diketahui itu dapat dibaca langsung dari skala.
4. Pengukuran tegangan elektrik ( t.g.l. = e.m.f., electromotive force)
Pengukuran tegangan elektrik suatu sel elektrokimia dapat dianggap sebagai nilai mutlak perbedaan potensial elektrode dari kedua elektrode tersebut. Kedua elektrode yang dipakai untuk membentuk sel elektrokimia tersebut, mempunyai peranan yang berbeda dalam pengukuran, dan harus dipilih yang sesuai. Salah satu elektrode, dinamakan elektrode indikator, mendapat potensial yang bergantung pada pH larutan. Dalam praktek, elektrode dari kaca dipakai sebagai elektrode indikator. Di lain pihak, elektrode yang kedua, harus mempunyai potensial yang tetap, tak tergantung pada pH larutan, yang terhadapnya potensial elektrode indikator dapat dibandingkan dalam pelbagai larutan. Itulah sebabnya elektrode yang kedua disebut elektrode pemabnding (referensi). Dalam pengukuran – pengukuran pH, elektrode kalomel (yang jenuh) dipakai sebagai elektrode pembanding. Elektrode kalomel pada dasarnya adalah elektrode merkurium (raksa), yang potensial elektrode-nya bergantung semata – mata pada konsentrasi ion merkurium(I) (Hg22+) dalam larutan dengan mana ia bersentuhan.
Table Komposisi kaca yang dipakai dalam pembuatan electrode – electrode kaca.
Li2O Na2O Cs2O CaO BaO La2O3 SiO2
Kaca Dole
Kaca Perley
Kaca Litium – barium -
28

24 21,4
-

- -
3

- 6,4
-

- -
-

8 -
4

- 72,2
65

68

(Vogel. Analisis Anorgaik Kualitatif Makro dan Semimikro. 1979)

Keefektifan suatu larutan penyangga dalam menahan perubahan pH persatuan asam atau basa kuat ditambahkan, mencapai nilai maksimumnya ketika rasio asam penyangga terhadap garam adalah satu. Dalam titrasi asam lemah, titik maksimum keefektifan ini dicapai bila asam tersebut ternetralkan separuh, atau pH = pKa.
Kapasitas suatu penyangga merupakan ukuran keefektifannya dalam perubahan pH pada penambahan asam atau basa. Semakin besar konsentrasi asam dan basa konjugasinya, semakin besar kapasitas penyangga. Kapasitas penyangga dapat didefinisikan secara kuantitatif dengan jumlah mol basa kuat dibutuhkan untuk mengubah pH 1 L larutan sebesar 1 pH satuan. Dalam menyiapkan suatau penyangga dengan pH yang diinginkan, seorang analis harus memilih suatu sistem asam – garam (atau basa – garam) di mana pKa asam tersebut sedekat mungkin ke pH yang diinginkan. Dengan pemilihan ini, rasio asam per garam mendekati satu, dan diperoleh keefektifan maksimal atau peningkatan atau penurunan pH. Konsentrasi sebenarnya dari asam dan garam yang dipakai tergantung pada ketahanan yang diinginkan untuk mengubah pH.
Keefektifan suatu larutan penyangga dapat diketahui dari kapasitas buffer.

β = jumlah basa yang ditambah
Perubahan pH oleh pertambahan basa

( Day, R.A, Underwood, A.L. Analisa Kimia Kuantitatif. 2002).

Kita dapat membuat larutan buffer dari pasangan asam – basa konjugat, dengan tetapan ionisasi asam mendekati konsentrasi ion H+ yang diharapkan. Kesetimbangan dari larutan penyangga yang terdiri dari asam lemah dan garamnya adalah sebagai berikut :

HA H+ + A-

Tetapan kesetimbanagan disosiasi dari persamaan kesetimbangan disosiasi di atas adalah :
Ka = [ H+ ] [ A- ]
[ HA ]

dengan menata ulang persamaan ini, diperoleh persamaan untuk konsentrasi ion H+ , yaitu :

[ H+ ] = Ka [ HA] …………………………( 1 )
[ A- ]

Asam bebasnya yang terdapat, hampir tidak terdisosiasi sama sekali, karena adanya ion A-, dalam jumlah yang banyak yang berasal dari garamnya. Maka konsentrasi asam ( c ) hampir sama konsentrasi asam yang tidak terdisosiasi,

ca = [ HA ] ………………………………( 2 )

Oleh sebab sama, maka konsentrasi total garam ( c ) akan hampir sama pula dengan konsentrasi anionnya.

cs = [ A- ] ………………………………( 3 )

penggabungan dari persamaan – persamaan 1, 2, 3 dapat dinyataan sebagai berikut dengan konsentrasi hidrogen sebagai pH.

[ H+ } = Ka . Ca
cs
maka,
pH = pKa + log cs
ca

Sama halnya, bila buffer basa yang terbuat dari basa lemah MOH dan garamnya, yang mengandung kation M+, maka kesetimbangan disosiasinya yang terjadi dalam larutan adalah sebagai berikut :

MOH H+ + OH-

Maka untuk tetapan kesetimbangan disosiasinya dinyatakan sebagai berikut :

Kb = [ M+ ] [ OH- ]
[ MOH ]

dengan pertimbangan – pertimbangan yang serupa, kikta dapat menuliskan untuk konsentrasi total basa c, dan untuk konsentrasi garam c, maka untuk konsentrasi total basa ( cb ) :

cb = [ MOH ]

dan untuk konsentrasi garam ( cs ) :

cs = [ M+ ]

maka didapatkan konsentrasi ion hidrogen dari buffer :

H+ = Kw . c¬s
Kb cb
karena dalam setiap larutan air sembarang, hasil kali ion air

Kw = [ H+ ] [ OH- ] = 10-14
Maka, pH = 14 – pKb – log cs
cb
Dimana, 14 = – log Kw = pKw
(Vogel. Analisis Anorgaik Kualitatif Makro dan Semimikro. 1979)

Keefektifan suatu larutan penyangga dalam menahan perubahan pH persatuan asam atau basa kuat ditambahkan, mencapai nilai maksimumnya ketika rasio asam penyangga terhadap garam adalah satu. Dalam titrasi asam lemah, titik maksimum keefektifan ini dicapai bila asam tersebut ternetralkan separuh, atau pH = pKa.
Kapasitas suatu penyangga merupakan ukuran keefektifannya dalam perubahan pH pada penambahan asam atau basa. Semakin besar konsentrasi asam dan basa konjugasinya, semakin besar kapasitas penyangga. Kapasitas penyangga dapat didefinisikan secara kuantitatif dengan jumlah mol basa kuat dibutuhkan untuk mengubah pH 1 L larutan sebesar 1 pH satuan.

Dalam menyiapkan suatau penyangga dengan pH yang diinginkan, seorang analis harus memilih suatu sistem asam – garam (atau basa – garam) di mana pKa asam tersebut sedekat mungkin ke pH yang diinginkan. Dengan pemilihan ini, rasio asam per garam mendekati satu, dan diperoleh keefektifan maksimal atau peningkatan atau penurunan pH. Konsentrasi sebenarnya dari asam dan garam yang dipakai tergantung pada ketahanan yang diinginkan untuk mengubah pH. ( Day, R.A, Underwood, A.L. Analisa Kimia Kuantitatif. 2002).

Keefektifan suatu larutan penyangga dapat diketahui dari kapasitas buffer.

β = jumlah basa yang ditambah
Perubahan pH oleh pertambahan basa

Kita telah melihat bagaimana cara menghitung konsentrasi pasangan asam – basa konjugat yang dibutuhkan untuk menyiapkan suatu penyangga dengan pH dan kapasistas tertentu. Jika kita menyiapkan larutan tersebut dan kemudian mengukur pH dan kapasitas tertentu. Jika kita menyiapkan larutan tersebut dan kemudian mengukur pH-nya dalam laboratorium, kita mungkin akan menemukan bahwa nilai yang terukur sedikit berbeda dari nilia yang dihitung. Paling tidak ada tiga alasan untuk perbedaan tersebut :

Ketidak pastian dalam nilai tetapan disosiasi asam dan basa lemah;
Galat yang disebabkan oleh pendekatan yang digunakan dalam perhitungan kita;
Efek aktivitas.

Biasanya kekuatan ion suatu penyangga cukup tinggi untuk menyebabkan koefisien aktivitas sangat menyimpang dari satu.Nilai pH percobaan secara normal diukur dalam laboratorium dengan metode potensiometrik, menggunakan suatu elektroda kaca dan pH meter. Ketika kita menyiapkan penyangga untuk penggunaan dalam laboratorium, kita dapat mengukur pH menggunakan sebuah pH meter yang telah dikalibrasi dengan penyangga yang diekomendasikan oleh NIST.
Sistem asam basa yang umumnya dipakai untuk menyiapkan penyangga dalam laboratorium antara lain :
Asam ftalat – kalium hidrogen ftalat, kalium dihidrogen fosfst – dikalium hidrogen fosfst, dan asam borat – natrium borat, pH 2 sampai 10, yang dikenal sebagai penyangga Clark dan Lubs;
Asam sitrat – dinatrium hidrogen fosfat, pH 2 sampai 8, yang dikenal sebagai penyangga Mcllvaine;
Natrium karbonat – natrium bikarbonat, pH 9,6 sampai 11;
Dinatrium hidrogen fosfat – natrium hidroksida, pH 10,9 sampai 12.
( Day, R.A, Underwood, A.L. Analisa Kimia Kuantitatif. 2002).

Larutan penyangga mempunyai sifat dapat menyangga (mempertahankan) pH terhadap pengaruh penambahan sedikit asam atau basa. Jadi pH larutan penyangga tidak akan berubah banyak krena adanya penambahan sedikit asam atau basa. Begitu juga oleh pengaruh pengenceran, pH larutan penyangga tidak akan berubah. Pada pengaruh pengenceran pada larutan buffer, pH atau pOH berbanding lurus dengan lurus degan mol asam lemah atau basa lemah dan berbanding terbalik dengan mol garamnya. Banyaknya mol tersebut tidak akan berubah oleh pengaruh pengenceran. Akibatnya, konsentrasi H+ atau OH- juga tidak akan berubah.
Perubahan pH larutan penyangga dan bukan penyangga ditunjukkan dalam bentuk grafik berikut ini :

10

8
pH
6

4
1 0,5 0 0,5 1
mol H+ mol OH-
Grafik perubahan pH larutan penyangga pada penambahan asam dan basa kuat.

10

7

1 0
mol H+ mol OH-

Grafik perubahan pH larutan bukan buffer pada penambahan asam kuat dan basa kuat.
Dari keterangan di atas dapat disimpulkan sifat – sifat larutan penyangga sebagai berikut :
pH larutan penyangga praktis tidak berubah pada penambahan sedikit asam kuat atau sedikit basa kuat atau pengenceran.

pH larutan penyangga berubah pada penambahan asam kuat atau basa kuat yang relatif banyak, yaitu apabila asam kuat atau basa kuat yang ditambahkan menghabiskan komponen larutan penyangga itu, maka pH larutan akan berubah drastis.
Daya penahan suatu larutan penyangga bergantung pada jumlah mol komponennya, yaitu jumlah mol asam lemah dan basa konjugasinya atau jumlah mol basa lemah dan asam konjugasinya.
Dalam beberapa keadaan mungkin penting untuk menentukan pH larutan secara eksperimen ada berbagai macam cara. Tergantung dari ketelitian yang diinginkan atau diperlukan dan instrumen – instrumen yang tersedia diantaranya adalah :

1. Pemakaian indikator dan kertas uji indikator;
Indikator adalah suatu zat, yang warnanya berbeda – beda sesuai dengan konsentrasi ion-hirdrogen. Ia umumnya merupakan suatu asam atau basa organk lemah, yang dipakai dalam larutan yang sangat encer. Asam atau basa indikator yang tak terdisosiasi mempunyai warna yang berbeda –beda dengan hasil dissosiasinya. Dalam hal indikator itu suatu asam, HInd, disosiasi berlangsung menurut kesetimbangan

HInd H+ + Ind-

Warna anion indikator, Ind-, berbeda dari asam indikatornya. Jika larutan yang kepadanya ditambahkan indikator itu, adalah suatu asam, yaitu mengandung ion – ion hidrogen dala jumlah besar, kesetimbangan di atas akan bergeser ke kiri, yaitu warna asam indikator yang tak terdisosiasi menjadi kelihatan. Tetapi jika larutan menjadi basa, yaitu ion – ion hidrogen dihilangkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan anion indikator, dan warna larutan berubah. Perubahan warna terjadi dalam daerah jangka pH yang sempit, tetapi tertentu.

2. Penentuan pH secara kolorimetri;
Prinsip – prinsip dalam menentukan pH larutan secara eksperimen, dapat dengan lebih tepat dengan memakai buffer – buffer dan larutan indikator dalam jumlah – jumlah yang diketahui, dan membandingkan warna larutan uji dengan seperangkat larutan baku pembanding (referensi) pada kondisi – kondisi eksperimen yang identik.

3. Penentuan pH secara potensiometri;
Di antara ketiga macam bentuk penentuan pH diatas yang paling tepat untuk mengukur pH adalah dengan cara penentuan pH secara potensimetri. Cara ini digunakan berdasarkan atas pengukuran tegangan gerak elektrik suatu sel elektrokimia, yang mengandung larutan yang tidak diketahui pH-nya sebagai elektrolit, dan duah buah elektrode. Elektrode – elektrode ini dihubungkan dengan terminal – terminal sebuah voltmeter elektronik, yang kebanyakan disebut pH – meter saja. Jika telah dikalibrasi dengan baik dengan suatu buffer yang sesuai yang diketahui pH – nya, pH larutan yang tidak diketahui itu dapat dibaca langsung dari skala.

4. Pengukuran tegangan elektrik ( t.g.l. = e.m.f., electromotive force)
Pengukuran tegangan elektrik suatu sel elektrokimia dapat dianggap sebagai nilai mutlak perbedaan potensial elektrode dari kedua elektrode tersebut. Kedua elektrode yang dipakai untuk membentuk sel elektrokimia tersebut, mempunyai peranan yang berbeda dalam pengukuran, dan harus dipilih yang sesuai. Salah satu elektrode, dinamakan elektrode indikator, mendapat potensial yang bergantung pada pH larutan. Dalam praktek, elektrode dari kaca dipakai sebagai elektrode indikator. Di lain pihak, elektrode yang kedua, harus mempunyai potensial yang tetap, tak tergantung pada pH larutan, yang terhadapnya potensial elektrode indikator dapat dibandingkan dalam pelbagai larutan. Itulah sebabnya elektrode yang kedua disebut elektrode pemabnding (referensi). Dalam pengukuran – pengukuran pH, elektrode kalomel (yang jenuh) dipakai sebagai elektrode pembanding. Elektrode kalomel pada dasarnya adalah elektrode merkurium (raksa), yang potensial elektrode-nya

bergantung semata – mata pada konsentrasi ion merkurium(I) (Hg22+) dalam larutan dengan mana ia bersentuhan.

Table Komposisi kaca yang dipakai dalam pembuatan electrode – electrode kaca.
Li2O Na2O Cs2O CaO BaO La2O3 SiO2
Kaca Dole
Kaca Perley
Kaca Litium – barium -
28

24 21,4
-

- -
3

- 6,4
-

- -
-

8 -
4

- 72,2
65

68

(Vogel. Analisis Anorgaik Kualitatif Makro dan Semimikro. 1979)

Ahli fisiologi Claude Bernard adalah orang yang pertama menegaskan bahwa fluida tubuh menyediakan suatu “lingkungan-dalam” di mana sel – sel tubuh hidup dan melakukan berbagai fungsi – fungsi mereka dan terlindungi dari lingkuangan-luar yang berubah – ubah. Jaringan hidup sangat peka terhadap perubahan komposisi fluida yang melingkupinya, dan mekanisme pengaturan dalam tubuh yang menjaga konstanynya lingkungan-dalam tersebut teridisri dari salah satu fase yang paling penting dalam studi ilmu – ilmu biologi.

Aspek yang sangat penting dari pengaturan ini adalah pemeliharaan pH yang mendekati konstan dalam darah dan fluida – fluida lain dalam tubuh. Zat – zat yang karakternya bersifat asam atau alkali terkandung dalam makanan dan terbentuk terus – menerus oleh reaksi – reaksi metabolisme, tetapi pH darah tetap konstan dalam satuan pH (7,35 sampai 7,45).

Dua jalan utama untuk penghilangan asam dari tubuh adalah paru – paru dan ginjal. Diperkirakan bahwa dalam suatu hari manusia dewas normal menghilangkan asam tersebut, kira – kira 30 liter asam 1 M melalui paru – paru, dan kira – kira 100 mL asam 1 M melalui ginjal. Untuk menangani asam sebanyak itu, orang dewasa

normal mempunyai cukup penyangga dalam kurang lebih 5 liter darah untuk menyerap sekitar 150 mL asam 1 M. akseptor proton yang terdapat dalam jaringan, seperti otot, dapat menangani sekitar lima kali banyaknya asam dalam penyangga darah.

Penyangga – penyangga utama dalam darah adalah protein, bikarbonat, fosfat, hemoglobin (HHb), dan oksihemoglobin (HHbO2). Karbon dioksida dibentuk secara metabolis dalam jaringan dan dibawa oleh darah terutama sebagai ion bikarbonat. Reaksi yang lazimnya adalah

H2O + CO2(aq) + Hb-(aq) HHb(aq) + HCO3-
Basa Asam ke paru – paru

Perhatikan bahwa H2CO3 merupakan asam yang lebih kuat (pKa1 = 6,1 pada kondisi dalam darah) dari pada hemoglobin (pKa = 7,93); sehingga reaksi di atas cenderung bergeser menuju ke kanan. Dalam darah, pada pH 7,4; rasio bikaboat terhadap CO2 bebas dapat dihitung dari persamaan
7,4 = 6,1 + log [ HCO3- ]
[ CO2 ]

rasio [ HCO3- ] / [ CO2 ] sekitar 20 :1, menunjukkan bahwa bentuk yang dominan dalam darah adalah ion bikarbonat.

Dalam paru – paru, karbon dioksida dilepaskan oleh reaksi

HCO3-(aq) + HHbO2(aq) HbO2-(aq) + H2O + CO2(g)
Ke jaringan dibuang

Ketika darah dioksigenasi dalam paru – paru, hemoglobin diubah menjadi oksihemoglobin. Karena oksihemoglobin merupakan asam yang lebih kuat ( pKa = 6,68 ) daripada hemoglobin, maka hal ini memudahkan konversi HCO3- menjadi CO3 dengan reaksi di atas.

Sistem buffer fosfat terdapat terutama dalam sel – sel darah merah. Reaksinya adalah
H2PO4- + H2O HPO42- H3O+

pKa H2PO4- sekitar 7,2 sehingga sistem ini mempertunjukkan keefektifan maksimal yang sangat dekat ke pH fisiologis.

Dalam dunia medis, gangguan pH darah terlihat pada penyakit – penyakit tertentu. Misalnya, diabetes yang tidak terawat kadang meningkatkan keasaman yang bisa berakibat fatal. Kegagalan ginjal, atau nefritis kronis, menyebabkan retensi H2PO4- dan peningkatan jumlah karbon dioksida dalam darah:

H2PO4- + HCO3- HPO42- + H20 + CO2
( Day, R.A, Underwood, A.L. Analisa Kimia Kuantitatif. 2002).

Sifat fisik dan kimia bahan yang digunakan :
HCl
Mudah larut dalam air;
Berwujud cair;
BM 3,5
Semua garam kloridanya larut dalam air kecuali AgCl, HgCl, dan PbCl2.
NaOH
Mudah larut dalam air;
Bersifat higroskopik;
Berbentuk padatan dan berwarna putih;
BM 40

CH3COOH
Kelarutannya normal kecuali perak dan merkurium(I) asetat yang sedikit larut;
Mudah larut dalam air;
Tidak berwarna dengan bau menusuk;
Titik didih 117o , titik lebur 17o
BM 60,05
Densitas di pasaran 1,05
Mudah bercampur dengan air dalam semua perbandingan;
Bersifat korosif terhadap kulit manusia

Fungsi larutan penyangga
System larutan penyangga banyak digunakan pada berbaggai reaksi yang memerlukan pH tetap misalnya :
Kerja enzim hanya efektif pada pH tertentu, berarti memerlukan system penyangga
Dalam sel tubuh diperlukan system penyangga
Untuk mempertahankan pH darah sekitar 7,3-7,5 diperlukan system penyangga dari H2CO3 dan HCO3
Untuk mempertahankan pada pH murni diperlukan system penyangga dari NaH2PO4 dan Na2HPO4

BAB III
METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Variabel Percobaan
1. Pengenceran dengan aquadest: 13,06 ml, 17,7 ml, 20,4 ml
2. Pengenceran dengan Mizone : 21,03 ml, 28,8 ml, 33,4 ml
3. Pengenceran dengan pepsi blue : 21,03 ml, 28,8 ml, 33,4 ml
4. Penambahan H2SO4 0,1 N: 0,66 ml, 1,91 ml, 4,05 ml
5. Penambahan KOH 0,35 N: 0,66 ml, 1,91 ml, 4,05 ml
6. Penambahan NH4OH 0,15 N: 0,66 ml, 1,91 ml, 4,05 ml
7. Pena,bahan Asam oksalat 0,25 N : 0,66 ml, 1,91 ml, 4,05 ml

III.2 Bahan-bahan yang digunakan
1. CH3COOH
2. NaOH
3. KOH
4. H2SO4
5. NH4OH
6. Aquadest
7. Indikator Universal
III.3 Alat-alat yang digunakan
1. Gelas ukur
2. Labu ukur
3. Gelas arloji
4. Beaker glass
5. Spatula
6. Pipet tetes
7. Corong
8. Timbangan elektrik
III.4 Prosedur Percobaan
III.4.1 Membuat larutan buffer pH 5 sebanyak 250 ml
1. Membuat larutan CH3COOH 0,5 N sebanyak 150 ml
2. Membuat larutan KOH 0,35 N sebanyak 100 ml
3. Memasukkan larutan CH3COOH 0,5 N sebanyak 150 ml ke dalam labu ukur
4. Kemudian memasukkan larutan KOH sebanyak 100 ml ke dalam labu ukur tersebut sedikit demi sedikit, mengocok sambil di ukur pH-nya hingga pH-nya 5.
III.4.2 Menguji larutan buffer
1. Mengambil 2 ml larutan buffer yang telah dibuat, lalu masukkan ke dalam gelas ukur
2. Mengambil aquadest sebanyak 12,5 ml, lalu memasukkan ke dalam gelas ukur yang telah terisi larutan buffer
3. Memasukkan kertas indikator universal ke dalam gelas ukur tersebut, lalu lihat pH larutan tersebut
4. Mengulangi percobaan tahap 1 sampai 3 dengan aquadest sebanyak 16,7 ml dan 20,5 ml
5. Kemudian mengganti variabel dengan H2SO4 0,1 N; KOH 0,3 5N; dan NH4OH 0,15 N masing-masing sebanyak 0,66 ml, 1,91 ml, 4,05 ml .

III.5 Diagram Alir Percobaan
III.5.1 Membuat larutan buffer pH 5

III.5.2 Menguji larutan buffer dengan pengenceran

III.6 Gambar Alat Percobaan

Keterangan:
1. Tombol on/off Timbangan elektrik
2. Tempat menimbang
3. Penunjuk massa

BAB IV
HASIL PERCOBAAN DAN PERHITUNGAN

IV.1 Hasil Percobaan
IV.1.1 Hasil Percobaan Pengenceran Buffer 2 ml

Pengenceran Buffer 8 ml Air
13,06 ml 17,7 ml 21,04 ml
pH 5 5 4

IV.1.2 Hasil Percobaan Penambahan H2SO4 0,1 N

Penambahan Buffer 1 ml H2SO4 0,1 N
0,66 ml 1,91 ml 4,05 ml
pH 5 4 3

IV.1.3 Hasil Percobaan Penambahan KOH 0,3 N

Penambahan Buffer 2 ml KOH 0,35 N
13,06 ml 17,7 ml 21,04 ml
pH 5 5 5

IV.1.4 Hasil Percobaan Penambahan NH4OH 0,25 N

Penambahan Buffer 2 ml Asam oksalat 0,25 N
13,06 ml 17,7 ml 21,04 ml
pH 5 6 9

IV.2 Hasil Perhitungan
Membuat larutan buffer pH 5 sebanyak 250 ml dari CH3COOH 0,5 N dan NaOH
CH3COOH + NaOH CH3COONa + CH3COOH (sisa) + H2O
Misal : Volume CH3COOH = 150 ml
Volume NaOH = 100 ml sebagai limiting reaktan
CH3COOH = 0,5 N = = = 0,5 M x 150 ml = 75 mmol
NaOH = a N = = = a M x 100 ml = 100a mmol
Diket : pH = 5
[H+] = 10-5
Ka = 1,75 x 10-5

CH3COOH + NaOH CH3COONa + CH3COOH (sisa) + H2O
a: 75mmol 100a
r: 100a 100a 100a
s: 75 – 100a – 100a 75 – 100a

[H+] = Ka x
10-5 = 1,75. 10-5 x
10-3 a = 131,25. 10-5 x (1,75. 10-3)a
2,75. 10-3 a = 131,25. 10-5
a = 0,477 N
NaOH = a N = 0,477 N = = = 0,477 M x 100 ml
= 47,7 mmol
NaOH dalam 1 L larutan = = = 19,08 gram
Jika dalam 100 ml, NaOH sebanyak = 1,908 gram

Cara pembuatannya: mengambil NaOH sebanyak 1,908 gram dan melarutkannya dengan aquadest hingga 100 ml. Membuat larutan CH3COOH 0,5 N dalam 150 ml. Memasukkan larutan CH3COOH 0,5 N sebanyak 150 ml ke dalam labu ukur. Kemudian memasukkan larutan NaOH sebanyak 100 ml ke dalam labu ukur tersebut sedikit demi sedikit, mengocok sambil di ukur pH-nya sampai pH-nya 5.

PEMBAHASAN

Tujuan melakukan percobaan ini adalah untuk membuat larutan buffer pH 5 sebanyak 250 ml dari larutan CH3COOH 0,5 N dengan larutan NaOH serta membuktikan bahwa larutan buffer dapat mempertahankan pH-nya dengan penambahan H2SO4, BaOH, NH4OH dan pengenceran.
Larutan penyangga atau larutan buffer atau larutan dapar merupakan suatu larutan yang dapat menahan perubahan pH yang besar ketika ion-ion hidrogen atau hidroksida ditambahkan, atau ketika larutan itu diencerkan (Underwood, 1986).
Dalam percobaan ini larutan buffer yang dibuat adalah larutan buffer asam karena larutan buffer ini terbuat dari asam lemah yaitu CH3COOH 0,5 N dengan larutan basa kuat yaitu NaOH, selain itu pH larutan buffer ini <7 yaitu pHnya 5. Dimana asam lemah yang dicampurkan dalam jumlah berlebih.
Larutan buffer yang terbuat dari larutan CH3COOH 0,5 N dengan larutan NaOH ini akan bereaksi sebagai berikut :
CH3COOH + NaOH CH3COONa + CH3COOH (sisa) + H2O
Dimana CH3COOH yang dicampurkan dalam jumlah berlebih yaitu sebanyak 150 ml sehingga campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan.
Pada dasarnya larutan buffer memiliki tiga sifat yaitu, pertama pH larutan buffer tidak dapat berubah pada penambahan sedikit asam, sedikit basa atau pengenceran. Kedua, pH larutan buffer dapat berubah dengan penambahan asam kuat atau basa kuat yang relatif banyak. Ketiga, daya penahan suatu larutan buffer tergantung pada jumlah mol komponennya. (Vogel, 1979)
Pada hasil percobaan menunjukkan bahwa dengan penambahan aquadest (pengenceran) dengan volume yang berbeda tidak mengubah pH larutan buffer tersebut sehingga pHnya tetap, yaitu 5. Hal ini sesuai literatur yang menyebutkan bahwa pH larutan buffer tidak dapat berubah pada penambahan sedikit asam, sedikit basa atau pengenceran (Vogel, 1979). Untuk penambahan H2SO4 0,2 N sebanyak 0,4 ml dan 1,8 ml pH larutan buffer dapat ditahan sehingga pHnya tetap yaitu 5 dan 4. Tetapi pada penambahan H2SO4 0,2 N sebanyak 4,2 ml pH larutan buffer berubah drastis yaitu pHnya menjadi 2, karena H2SO4 merupakan asam kuat dan volume yang ditambahkan relatif banyak sehingga dapat merubah pH suatu larutan buffer. Hal ini sesuai dengan sifat larutan buffer yang kedua yaitu, pH larutan buffer dapat berubah dengan penambahan asam kuat atau basa kuat yang relatif banyak (Vogel, 1979). Begitu pula untuk larutan BaOH 0,3 N yang merupakan basa kuat. Pada penambahan BaOH 0,3 N sebanyak 0,4 ml dan 1,8 ml pH larutan buffer dapat ditahan sehingga pHnya tetap yaitu 5 dan 6. Tetapi pada penambahan BaOH 0,3 N sebanyak 4,2 ml pH larutan buffer berubah drastis yaitu pHnya menjadi 8. Hal ini sesuai dengan sifat larutan buffer yang kedua seperti yang telah disebutkan di atas. Dan untuk penambahan NH4OH 0,25 N sebanyak 0,4 ml dan 1,8 ml pH larutan buffer juga tetap yaitu pHnya 5 dan 6. Sedangkan untuk penambahan NH4OH 0,25 N sebanyak 4,2 ml pHnya berubah drastis menjadi 8. Sama seperti di atas bahwa pH larutan buffer dapat berubah dengan penambahan asam atau basa yang relatif banyak meskipun NH4OH bukan termasuk basa kuat. Pernyataan yang menyebutkan bahwa penambahan asam atau basa yang relatif banyak dapat merubah pH buffer tersebut (Vogel, 1979). Dan pernyataan tersebut dapat dihubungkan dengan sifat ketiga yang menyebutkan bahwa. daya penahan suatu larutan buffer tergantung dengan jumlah mol komponennya. Hal itu dikarenakan asam atau basa yang ditambahkan menghabiskan seluruh komponen yang ada dalam larutan buffer (Vogel, 1979). Dari hasil percobaan tersebut dapat dikatakan bahwa percobaan kami sesuai dengan teori sifat-sifat buffer itu berarti percobaan kami berhasil karena dapat membuktikan bahwa larutan buffer dapat menahan pHnya dengan penambahan sedikit asam, sedikit basa atau pengenceran.

DAFTAR NOTASI

Simbol Keterangan Satuan
N
Ka
Ca
Cs
m
V
[H+]
BM
Normalitas
Tetapan disosiasi asam
Konsentrasi asam sisa
Konsentrasi garam
massa
Volume
Konsentrasi H+
Berat molekul mmol/ml
-
M
M
gr
ml
M
gr/mmol

DAFTAR PUSTAKA

1. Day, R.A, Underwood, A.L. 1986. “Analisa Kimia Kuantitatif”. Jakarta: Erlangga.
2. Vogel. 1979. “Analisis Anorganik Kualitatif Makro dan Semimikro”, diterjemahkan oleh A. Hadyana Pudjaatmaka. Edisi Kelima. Jakarta: PT. Kalman Media Pusaka.
3. Sutresna, Nana. 2005. “Kimia Untuk SMA Kelas II Semester 2”. Bandung: Grafindo Media Pratama.

APPENDIKS

1. Membuat larutan buffer pH 5 sebanyak 250 ml dari CH3COOH 0,5 N dan NaOH
CH3COOH + NaOH CH3COONa + CH3COOH (sisa) + H2O
Misal : Volume CH3COOH = 150 ml
Volume NaOH = 100 ml sebagai limiting reaktan
CH3COOH = 0,5 N = = = 0,5 M x 150 ml = 75 mmol
NaOH = a N = = = a M x 100 ml = 100a mmol
Diket : pH = 5
[H+] = 10-5
Ka = 1,75 x 10-5

CH3COOH + NaOH CH3COONa + CH3COOH (sisa) + H2O
a: 75mmol 100a
r: 100a 100a 100a
s: 75 – 100a – 100a 75 – 100a

[H+] = Ka x
10-5 = 1,75. 10-5 x
10-3 a = 131,25. 10-5 x (1,75. 10-3)a
2,75. 10-3 a = 131,25. 10-5
a = 0,477 N
NaOH = a N = 0,477 N = = = 0,477 M x 100 ml
= 47,7 mmol
NaOH dalam 1 L larutan = = = 19,08 gram
Jika dalam 100 ml, NaOH sebanyak = 1,908 gram
2. Membuat CH3COOH 0,5 N dalam 150 ml
Massa jenis CH3COOH dalam botol = 60,06 gr/cc
1 cc = 60,05 gram
Mol = = = 0,79 mol
Molaritas CH3COOH dalam botol = = 0,79 M
N1. V1 = N2. V2
60,05. V1 = 0,5. 150
V1 = 1,25 ml
Cara membuat: mengambil CH3COOH dari botol sebanyak 1,25 ml, diencerkan dengan aquadest sampai 150 ml.

3. Membuat NaOH 0,477 N
NaOH = 0,477 N = = = 0,477 M x 100 ml
= 47,7 mmol
NaOH dalam 1 L larutan = = = 19,08 gram
Jika dalam 100 ml, NaOH sebanyak = 1,908 gram
Cara pembuatannya: mengambil NaOH sebanyak 1,908 gram dan melarutkannya dengan aquadest hingga 100 ml.

4. Membuat larutan H2SO4 0,2 N dalam 100 ml dari pengenceran H2SO4 4N
N1. V1 = N2. V2
4. V1 = 0,2. 100
V1 = 5 ml
Cara membuat: mengambil 5 ml H2SO4¬ 4 N, diencerkan dengan aquadest sampai 100 ml.

5. Membuat larutan BaOH 0,3 N
BaOH Ba2+ + 20H- ; e = 2
N = M. e
0,3 = M. 2
M = 0,15 M
M = gr x 1000
BM V
0,15 = gr x 1000
154 100
Gr = 2,31 gram
Cara membuat: mengambil 2,31 gram BaOH kemudian dilarutkan dengan
aquadest hingga 100 ml.

6. Membuat larutan NH4OH 0,25 N dari NH4OH 0,3 N
N1. V1 = N2. V2
0,3. V1 = 0,25. 100
V1 = 83,3 ml
Cara membuat: mengambil 83,3 ml NH4OH 0,25 N diencerkan dengan aquadest sampai 100 ml.

asidi alkalimetri

BAB I
PENDAHULUAN
I.1. Latar Belakang
Kesetimbangan asam-basa merupakan topik penting dalam seluruh ilmu kimia dan bidang lain, yang mamanfaatkan kimia. Contohnya Titrasi asam basa sangat berguna dalam dunia kefarmasian terutama untuk reaksi-reaksi dalam pembuatan obat. Oleh karena itu asidi alkalimetri sangat perlu untuk dipelajari. Metode analisis dengan volumetri ataupun titrimetri menggunakan prinsip asam basa adalah asidi alkalimetri. Proses ini digunakan dalam perhitungan untuk menentukan kadar suatu zat berdasarkan perhitungan volume dengan larutan standar yang telah diketahui kadarnya dengan tepat. Dalam percobaan ini yang dilakukan adalah mencari konsentrasi suatu larutan asam dan sampel larutan basa dengan menggunakan metode titrasi asam-basa dengan larutan standart asam yaitu HCl 0,2N dan larutan standart basa yaitu NaOH 1,5N.
I.2. Rumusan Masalah
1. Bagaimana cara menentukan konsentrasi suatu larutan asam dan sampel larutan basa larutan basa dengan menggunakan metode titrasi asam-basa dengan larutan standart asam yaitu HCl 0,2N dan larutan standart basa yaitu NaOH 1,5N ?
I.3. Tujuan Percobaan
1. Mengetahui konsentrasi suatu larutan asam dan sampel larutan basa dengan menggunakan metode titrasi asam-basa dengan larutan standar asam yaitu HCl 0,02N dan larutan standar basa yaitu NaOH 1,5N.

BAB II
TINJAUAN PUSTAKA
II.1 Dasar Teori
Reaksi penetralan dalam analisis titrimetri lebih dikenal sebagai reaksi asam basa. reaksi ini menghasilkan larutan yang pH-nya lebih netral. Secara umum metode titrimetri didasarkan pada reaksi kimia sebagai berikut :
Produk aA + tT
dimana a molekul analit A bereaksi dengan t molekul pereaksi T. untuk menghasilkan produk yang sifat pH-nya netral. Dalam reaksi tersebut salah satu larutan (larutan standar) konsentrasi dan pH-nya telah diketahui. Saat equivalen mol titran sama dengan mol analitnya begitu pula mol equivalennya juga berlaku sama.

dengan demikian secara stokiometri dapat ditentukan konsentrasi larutan ke dua. (Anonim, 2009)
Dalam analisis titrimetri, sebuah reaksi harus memenuhi beberapa persyaratan sebelum reaksi tersebut dapat dipergunakan,diantaranya:
1. Reaksi itu sebaiknya diproses sesuai persamaan kimiawi tertentu dan tidak adanya reaksi sampingan.
2. Reaksi itu sebaiknya diproses sampai benar-benar selesai pada titik ekuivalensi. Dengan kata lain konstanta keseimbangan dari reaksi tersebut haruslah amat besar. Maka dari itu dapat terjadi perubahan yang besar dalam konsentrasi analit (atau titran) pada titik ekuivalensi.
3. Diharapakan tersedia beberapa metode untuk menentukan kapan titik ekuivalensi tercapai. Dan diharapkan pula beberapa indikator atau instrumental agar analis dapat menghentikan penambahan titran.
4. Diharapkan reaksi tersebut berjalan cepat, sehinggatitrasi dapat dilakukan hanya beberapa menit.(anonim, 2009)
Titrasi merupakan suatu metode untuk menentukan kadar suatu suatu zat dengan menggunakan zat lain yang sudah diketahui konsentrasinya. Titrasi buasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat didalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi asam basa, titrasi redoks untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi kompleksiometri untuk titrasi yang melibatkan pembentukan reaksi kompleks dan lain sebagainya.(Day, dkk, 1986)
larutan yang telah diketahui konsentrasinya disebut dengan titran. Titran ditambahkan sedikit demi sedikit (dari dalam buret pada titrat (larutan yang dititrasi) sampai terjadi perubahan warna indikator baik titrat maupun titran biasanya berupa larutan. Saat terjadi perubahan warna indikator , maka titrasi dihentikan. Saat terjadi perubahan warna indikator dan titrasi diakhiri disebut dengan titik akhir tutrasidan diharapkan titik akhir titrasi sama dengan titik ekuivalen. Semakin jauh titik akhir titrasi dengan titik ekuivalen maka semakin besar kesalahan titrasi dan oleh karena itu, pemilihan indikator menjadi sangat penting agar warna indikator berubah saat titik ekuivalen tercapai. Pada saat tercapai titik ekuivalen maka pHnya 7 (netral). Syarat zat yang bisa dijadikan standar primer:
1. Zat harus 100% murni.
2. Zat tersebut harus stabil baik pada suhu kamar ataupun pada waktu dilakukan pemanasan, standar primer biasanya dikeringkan terlebih dahulu sebelum ditimbang.
3. Mudah diperoleh.
4. Biasanya zat standar primer memiliki massa molar (Mr) yang besar. Hal ini untuk memperkecil kesalahan pada waktu proses penimbangan. Menimbang zat dalam jumlah besar memiliki kesalahan relative yang lebih kecil disebanding dengan menimbang zat dalam jumlah yang kecil.
5. Zat tersebut juga harus memenuhi persyaratan teknik titrasi (Anonim, 2009).
Proses penambahan larutan standar sampai reaksi tepat lengkap, disebut titrasi. Titik dimana reaksi itu tepat lengkap, disebut titik ekivalen (setara) atau titik akhir teoritis. Pada saat titik ekivalen ini maka proses titrasi dihentikan, kemudian kita mencatat volume titer yang diperlukan untuk mencapai keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titran, volume dan konsentrasi titer maka kita bias menghitung kadar titran. Lengkapnya titrasi, harus terdeteksi oleh suatu perubahan, yang tak dapat disalah lihat oleh mata, yang dihasilkan oleh larutan standar (biasanya ditambahkan dari dalam sebuah buret) itu sendiri, atau lebih lazim lagi, oleh penambahan suatu reagensia pembantu yang dikenal sebagai indicator (Anonim, 2009).

2.2 Asidi-alkalimetri
Asidimetri dan alkalimetri termasuk reaksi netralisasi yakni reaksi antara ion hidrogen yang berasal dari asam dengan ion hidroksida yang berasal dari basa untuk menghasilkan air yang bersifat netral. Netralisasi dapat juga dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) dengan penerima proton (basa).
H⁺ + OH¯ ˗˗ ˃ H2O
Asidimetri merupakan penetapan kadar secara kuantitatif terhadap senyawa senyawa yang bersifat basa dengan menggunakan baku asam, sebaliknya alkalimetri adalah penetapan kadar senyawa senyawa yang bersifat asam dengan menggunakan baku basa.
Untuk menetapkan titik akhir pada proses netralisasi ini digunakan indikator. Menurut W. Ostwald, indikator adalah suatu senyawa organik kompleks dalam bentuk asam atau dalam bentuk basa yang mampu berada dalam keadaan dua macam bentuk warna yang berbeda dan dapat saling berubah warna dari bentuk satu ke bentuk yang lain ada konsentrasi H+ tertentu atau pada pH tertentu. Jalannya proses titrasi netralisasi dapat diikuti dengan melihat perubahan pH larutan selama titrasi, yang terpenting adalah perubahan pH pada saat dan di sekitar titik ekuivalen karena hal ini berhubungan erat dengan pemilihan indicator agar kesalahan titras sekecil kecilnya. Larutan asam bila direaksikan dengan larutan basa akan menghasilkan garam dan air. Sifat asam dan sifat basa akan hilang dengan terbentuknya zat baru yang disebut garam yang memiliki sifat berbeda dengan sifat zat asalnya. Karena hasil reaksinya adalah air yang memiliki sifat netral yang artinya jumlah ion H+ sama dengan jumlah ion OH- maka reaksi itu disebut dengan reaksi netralisasi atau penetralan. Pada reaksi penetralan, jumlah asam harus ekivalen dengan jumlah basa. Untuk itu perlu ditentukan titik ekivalen reaksi. Titik ekivalen adalah keadaan dimana jumlah mol asam tepat habis bereaksi dengan jumlah mol basa. Untuk menentukan titik ekivalen pada reaksi asam basa dapat digunakan indicator asam basa. Ketepatan pemilihan indikator merupakan syarat keberhasilan dalam menentukan titik ekivalen. Pemilihan indicator didasarkan atas pH larutan hasil reaksi atau garam yang terjadi pada saat titik ekivalen. Salah satu kegunaan reaksi netralisasi adalah untuk menentukan konsentrasi asam atau basa yang tidak diketahui. Penentuan konsentrasi ini dilakukan dengan titrasi asam basa. Titrasi adalah cara penentuan konsentrasi suatu larutan dengan volume tertentu dengan menggunakan larutan yang sudah diketahui konsentrasinya. Bila titrasi menyangkut titrasi asam basa maka disebut dengan titrasi adisi alkalimetri. Asidi dan alkalimetri ini melibatkan titrasi basa yang terbentuk karena hidrolisis garam yang berasal dari asam lemah (basa bebas) dengan suatu asam standar (asidimetri), dan titrasi asam yang terbentuk dari hidrolisis garam yang berasal dari basa lemah (asam bebas) dengan suatu basa standar (alkalimetri). Bersenyawanya ion hidrogen dan ion hidroksida untuk membentuk air merupakan akibat reaksi reaksi tersebut.

2.3 Prinsip Titrasi Asam basa
Titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer ataupun titran. Titrasi asam basa berdasarkan reaksi penetralan. Kadar larutan asam ditentukan dengan menggunakan larutan basa dan sebaliknya .
Titran ditambahkan titer sedikit demi sedikit sampai mencapai keadaan ekuivalen ( artinya secara stoikiometri titran dan titer tepat habis bereaksi ) . Keadaan ini disebut sebagai “titik ekivalen”. Pada saat titik ekivalen ini maka proses titrasi dihentikan, kemudian kita mencatat volume titer yang diperlukan untuk mencapai keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titran, volume dan konsentrasi titer maka kita bisa menghitung kadar titran.

Cara Mengetahui Titik Ekivalen
Ada dua cara umum untuk menentukan titik ekivalen pada titrasi asam basa, yaitu:
1. Memakai pH meter untuk memonitor perubahan pH selama titrasi dilakukan, kemudian membuat plot antara pH dengan volume titran untuk memperoleh kurva titrasi. Titik tengah dari kurva titrasi tersebut adalah titik ekuivalen.
2. Memakai indikator asam basa. Indikator ditambahkan pada titran sebelum proses titrasi dilakukan. Indikator ini akan berubah warna ketika titik ekuivalen terjadi, pada saat inilah titrasi kita hentikan.

Pada umumnya cara kedua dipilih disebabkan kemudahan pengamatan, tidak diperlukan alat tambahan, dan sangat praktis. Indikator yang dipakai dalam titrasi asam basa adalah indicator yang perubahan warnanya dipengaruhi oleh pH. Penambahan indicator diusahakan sesedikit mungkin dan umumnya adalah dua hingga tiga tetes. Untuk memperoleh ketepatan hasil titrasi maka titik akhir titrasi dipilih sedekat mungkin dengan titik ekivalen, hal ini dapat dilakukan dengan memilih indikator yang tepat dan sesuai dengan titrasi yang akan dilakukan. Keadaan dimana titrasi dihentikan dengan cara melihat perubahan warna indicator disebut sebagai titik akhir titrasi (Anonim, 2009).
Titik akhir titrasi adalah keadaan dimana reaksi telah berjalan dengan sempurna yang biasanya ditandai dengan pengamatan visual melalui perubahan warna indikator. Indikator yang digunakan pada titrasi asam basa adalah asam lemah atau basa lemah. Asam lemah dan basa lemah ini umumnya senyawa organik yang memiliki ikatan rangkap terkonjugasi yang mengkontribusi perubahan warna pada indikator tersebut. Jumlah indikator yang ditambahkan kedalam larutan yang akan dititrasi harus sesedikit mungkin, sehingga indicator tidak mempengaruhi pH larutan dengan demikian jumlah titran yang diperlukan untuk terjadi perubahan warna juga seminimal mungkin. Umumnya dua atau tiga tetes larutan indikator 0,1% ( b/v ) diperlukan untuk keperluan titrasi. Dua tetes ( 0,1ml ) indicator ( 0,1% dengan berat formula 100 ) adalah sama dengan 0,01 ml larutan titran dengan konsentrasi 0,1 M. Indikator asam basa akan memiliki warna yang berbeda dalam keadaan tak terionisasi dengan keadaan terionisasi. Sebagai contoh untuk indicator phenolphthalein ( pp ) seperti di atas dalam keadaan tidak terionisasi ( dalam larutan asam ) tidak akan berwarna (colorless) dan akan berwarna merah keunguan dalam keadaan terionisasi ( dalam larutan basa ). Warna yang akan teramati pada penentuan titik akhir titrasi adalah warna indicator dalam keadaan transisinya. Untuk indicator phenolphthalein karena indicator ini bertransisi dari tidak berwarna menjadi merah keungguan maka yang teramati untuk titik akhir titrasi adalah warna merah muda. Contoh lain adalah metil merah. Oleh karena metil merah bertransisi dari merah ke kuning, maka bila indikator metil merah dipakai dalam titrasi maka pada titik akhir titrasi warna yang teramati adalah campuran merah dengan kuning yaitu menghasilkan warna orange (Anonim, 2009).
Titrasi yang dilakukan dalam percobaan ini mengacu pada proses pengukuran volume dari titran yang dibutuhkan untuk mencapai titik ekivalen. Titrasi asidi-alkalimetri menyangkut reaksi dengan asam kuat-basa kuat, asam kuat basa lemah, asam lemah basa kuat, asam kuat-garam dari asam lemah, basa kuat-garam dari basa lemah. Titrasi ini menggunakan indikator pH atau indicator asam basa sebagai penanda karena memiliki sifat dapat berubah warna apabila pH lingkungannya berubah. Warna asam ialah sebutan warna indikator ketika dalam keadaan asam dan warna basa ketika dalam keadaan basa (Harjadi 1986).
Satu hal yang perlu diperhatikan pada titrasi asidi-alkalimetri adalah perubahan pH. Titrasi asam basa dapat terjadi antara asam kuat dengan basa kuat, asam kuat dengan basa lemah, asam lemah dengan basa kuat, asam kuat dengan garam dari asam lemah, dan basa kuat dengan garam dari basa lemah. Titik akhir titrasi dapat ditentukan dengan indikator asam basa yang akan berubah warna apabila pH larutan berubah. Indikator yang digunakan harus memenuhi syarat-syarat sebagai berikut :
1. Berubah warna tepat pada saat titran menjadi ekivalen dengan titrat.
2. Perubahan warna telah terjadi mendadak
3. Titik akhir tegas dan tajam.
Indikator yang akan digunakan untuk menunjukkan titik akhir titrasi harus memiliki trayek pH yang mencakup pH pada saat titik ekivalen dan trayek indicator tersebut harus memotong bagian yang sangat curam dari kurva titrasi (Darusman 2003).
Pada proses titrasi ini digunakan suatu indikator yaitu suatu zat yang ditambahkan sampai seluruh reaksi selesai yang dinyatakan dengan perubahan warna. Perubahan warna menandakan telah tercapainya titik akhir titrasi (Brady, 1999 : 217-218).
Pada titrasi asidi alkalimetri dapat dibagi menjadi dua macam bagian yaitu asidimetri dan alkalimetri.

2.4 Asidimetri
Asidimetri adalah pengukuran konsentrasi asam dengan menggunakan larutan baku basa, sedangkan alkalimeteri adalah pengukuran konsentrasi basa dengan menggunakan larutan baku asam. Oleh sebab itu, keduanya disebut juga sebagai titrasi asam basa. Titrasi adalah proses mengukur volume larutan yang terdapat dalam buret yang ditambahkan ke dalam larutan lain yang diketahui volumenya sampai terjadi reaksi sempurna. Atau dengan perkataan lain untuk mengukur volume titran yang diperlukan untuk mencapai titik ekivalen. Titik ekivalen adalah saat yang menunjukkan bahwa ekivalen pereaksi pereaksi sama. Di dalam prakteknya titik ekivalen sukar diamati, karena hanya meruapakan titik akhir teoritis atau titik akhir stoikometri. Hal ini diatasi dengan pemberian indikator asam-basa yang membantu sehingga titik akhir titrasi dapat diketahui. Titik akhir titrasi merupakan keadaan dimana penambahan satu tetes zat penitrasi (titran) akan menyebabkan perubahan warna indikator.Kedua cara diatas termasuk analisis titrimetri atau volumetrik.
Selama bertahun tahun istilah analisis volumetrik lebih sering digunakan daripada titrimetrik. Akan tetapi dilihat dari segi yang kata, “titrimetrik” lebih baik, karena pengukuran volume tidak perlu dibatasi oleh titrasi.
Reaksi-reaksi kimia yang dapat diterima sebagai dasar penentuan titrimetrik asam-basa adalah sebagai berikut :
Jika HA meruapakn asam yang akan ditentukan dan BOH sebabagi basa, maka reaksinya adalah :
HA + OH-→A- + H2O
Jika BOH merupakan basa yang akan ditentukan dan HA sebagi asam, maka reaksinya adalah :
BOH + H+ → B+ + H2O
2.5 Alkalimetri
Sedangkan Alkalimetri adalah titrasi yang menggunakan basa sebagai titran. Basa yang sering dipakai dalam analisis alkalimetri adalah NaOH. Larutan baku primer yang sering digunakan untuk standardisasi NaOH adalah larutan asam oksalat. NaOH perlu distandardisasi karena senyawa ini bersifat higroskopis sehingga mudah mengikat air dan bereaksi dengan CO2 di udara (Mathias 2000).
Analisis anorganik secara kualitatif yaitu proses atau operasi analisis yang digunakan untuk mengetahui atau mengidentifikasi penyusun penyusun dari suatu zat dan pengembang pengembang metode metode pemisahan masing-masing penyusun yang terdpat dalam suatu campuran.
Analisis anorganik kuantitatif yaitu proses analisis untuk menentukan atau mengidentifikasi banyaknya atau perbandingan banyaknya tiap-tiap penyusun yang terdapat dalam suatu zat atau senyawa.
Secara garis besar analisis kuantitatif dibagi menjadi :
1. Analisis secara volumetri.
2. Anallisis secara gravimetri
Analisis secara volumetric adalah analisis kimia kuantitatif yang dilakukan dengan menentukan banyaknya volume suatu larutan yang konsentrasinya telah diketahui dengan teliti yang bereaksi secara kuantitatif dengan larutan dari suatu zat yang akan ditentukan konsentrasinya.
Larutan yang konsentrasinya telah diketahui dengan teliti, disebut larutan standar atau larutan lembaga, dimana larutan ini setiap liternya mengandung sejumlah gram ekivalen tertentu. Sedang banyaknya zat yang akan ditentukan dapat dihitung dari banyaknya volume larutan standar dengan hokum ekivalen kimia biasa .
Proses penambahan larutan standar kedalam larutan yang akan ditentukan normalitasnya sampai terjadi reaksi yang sempurna disebut titrasi. Sedangkan larutan yang akan ditentukan normalitasnya disebut larutan yang dititrasi. Saat dimana reaksi sempurna tercapai disebut saat titik ekivalen atau titik stokiometri biasanya titik akhir titrasi disebut juga titik akhir teoritis. Titik akhir titrasi ini dapat dilihat dengan adanya perubahan warna yang terdapat dalam larutan yang dititrasi. Perubahan warna dalam larutan ini akan jelas bila dalam proses titrasi ditambahkan sedikit indicator .
Dalam analisis secara volumetric, reaksi yang terjadi antara zat yang ditentukan dengan larutan standar harus memenuhi syarat-syarat sebagai berikut :
1. Reaksi harus sederhana sehingga mudah dituliskan dengan persamaan reaksi kimianya. Zat yang akan ditentukan harus bereaksi secara kuantitatif dengan larutan standar atau larutan pereaksi dalam perbandi- ngan yang setara atau secara stokiometri.
2. Reaksi harus terjadi dengan cepat, apabila perlu untuk mempercepat reaksi dapat ditambahkan suatu katalisator.
3. Pada saat tercapainya titik setara atau ekivalen, di dalam larutan harus terjadi perubahan yang jelas, baik dalam sifat fisik maupun sifat kimianya
4. Indikator yang digunakan harus memberikan ketentuan yang jelas saat terjadinya titik akhir titrasi, misalnya perubahan warna atau terjadinya pembentukan endapan. Apabila ternyata tidak ada indi kator yang mampu menunjukkan saat tercapainya titik ekivalen, amak proses ini dapat dikerjakan dengan cara :
a. titrasi secara potensiometri.
b. Titrasi secara konduktometri
c. Titrasi secara amperometri
Reaksi dalam analisis volumetric terbagi menjadi :
1. Reaksi-reaksi yang tidak mengakibatkan terjadinya perubahan valensi, sehingga hanya terjadi penggabungan ion-ion saja.
2. Reaksi reaksi yang mengakibatkan terjadinya perubahan valensi atau perpindahan elektron yaitu reaksi-reaksi oksidasi-reduksi.
Sehingga berdasarkan reaksi reaksi diatas, pro-ses titrsi terbagi menjadi :
1. Titrasi netralisasi.
2. Titrasi pengendapan dan pembentukan kompleks.
3. Titrasi oksidasi-reduksi.
Proses titrasi asidimetri dan alkalimetri merupakan salah satu proses titrasi netralisasi. Asidimetri merupakan suatu titrasi terhadap larutan basa bebas atau ga ram yang berasal dari basa lemah dengan larutanstandar asam. Dalam proses ini terjadi penggabungan ion H+ dengan ion OHˉ membentuk molekul air. Sedangkan alkalimetri adalah suatu proses titrsi larutan asam bebas atau larutan garam yang berasal dari asam lemah dengan la rutan standar biasa.

Dalam perhitungan selanjutnya, digunakan per samaan antara volume dan konsentrasi masing-masing zat yang dititrasi dengan penetrasinya dan berlaku ru- mus sebagai berikut :
V1 X N1 = V2 X N2
V1 : Volume zat penetrasi/standar (mL).
N1 : Normalitas zat penetrasi/standar (gr ekivalen/L).
V2 : Volume zat yang dititrasi (mL).
N2 : Normalitas zat yang diititrasi (mL)

Asidimetri dan alkalimetri termasuk reaksi netralisasi yakni reaksi antara ion hidrogen yang berasal dari asam dengan ion hidroksida yang berasal dari basa untuk menghasilkan air yang bersifat netral. Netralisasi dapat juga dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) denganpenerima proton (basa) . Potensiometri yaitu pengukuran tunggal terhadap potensial dari suatu aktivitas ion yang diamati, hal ini terutama diterapkan dalam pengukuran pH larutan (Basset 1994).Proses potensiometri dapat dilakukan dengan bantuan elektroda indikator dan elektroda pembanding yang sesuai. Dengan demikian, kurva titrasi yang diperoleh dengan menggambarkan grafik potensial terhadap volume titran yang ditambahkan, mempunyai kenaikan yang tajam di sekitar titik kesetaraan. Dari grafik itu dapat diperkirakan titik akhir titrasi. Cara potensiometri ini dapat digunakan 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).

Rekasi-reaksi kima yang dapat diterima sebagai dasar penentuan titrimetrik asam-basa adalah sebagai berikut :
Jika HA meruapakn asam yang akan ditentukan dan BOH sebabagi basa, maka reksinya adalah : HA + OH→A- + H2O
Jika BOH merupakan basa yang akan ditentukan dan HA sebagi asam, maka reaksinya adalah ; BOH + H+ → B+ = H2O
Dari kedua reaksi di atas dapat disimpulkan bahwa prinsip reaksi titrasi asam basa adalah reaksi penetralan, yakni ; H+ + OH -→ H2O dan terdiri dari beberapa kemungkinan yaitu reaksi-rekasi antara asam kuat dengan basa kuat, asam kuat dan basa lemah, asam lemah dan basa kuat, serta asam lemah dan basa lemah.
Khusus reaksi antara asam lemah dan basa lemah tidak dapat digunakan dalam analisis kuantitatif, karena pada titik ekivalen yang terbentuk akan terhidrolisis kembali sehingga titik akhir titrasi tidak dapat diamati. Hal ini yang menyebabkan bahwa titran biasanya merupakan larutan baku elektrolit kuat seperti NaOH dan HCl.
(Underwood, 1986)
Reaksi antara titran dan zat yang dipilh sebagai suatu standar primer hendaknya memenuhi persyaratan untuk analisis titrimetrik. Lahi pula standar primer itu haruslah mempunyai karakteristik berikut:
1. Harus tersedia dengan mudah dalam bentuk murni atau dalam keadaan kemurnian tertentu yang diketahui dengan harga yang wajar. Pada umumnya, banyaknya ketidakmurnian tak boleh melebihi 0,01%-0,02%, dan harus dimungkinkan untuk menguji ketidakmurnian secara kualitatif dengan kepekaan yang diketahui.
2. Zat itu haruslah stabil. Mudah dikeringkan dan tak boleh terlalu higroskopik sehingga menyerap air, sementara ditimbang tak boleh terlalu susut bila dibiarkan di udara. Biasanya hidrat garam tidak digunakan sebagai standar primer.
3. Diiingkan agar standar primer itu mempunyai bobot ekuivalen yang wajar tingginya agar galat dalam penimbangan dapat diminumkan
Dalam analisis titrimetri sistem konsentrasi molaritas dan normalitas paling sering digunakan . Formalitas dan konsentrasi analitis bermanfaat dalam situasi-situasi dimana terjadi disosiasi atau pembentukan kompleks . Sistem persen bobot lazim digunakan untuk menyatakan konsentrasi kira-kira (dari) reagensia laboratorium . Untuk larutan yang sangat encer bagian tiap juta (ppm = parts per million) atau bagian tiap milyar (ppb = parts per billion) lebih sesuai .
Proses titrasi asidimetri dan alkalimetri merupa kan salah satu proses titrasi netralisasi. Asidimetri merupakan suatu titrasi terhadap larutan basa bebas atau garam yang berasal dari basa lemah dengan larutan standar asam. Dalam proses ini terjadi penggabungan ion H+ dengan ion OHˉ membentuk molekul air. Sedangkan alkalimetri adalah suatu proses titrsi larutan asam bebas atau larutan garam yang berasal dari asam lemah dengan la rutan standar biasa.

Dalam perhitungan selanjutnya, digunakan per samaan antara volume dan konsentrasi masing-masing zat yang dititrasi dengan penetrasinya dan berlaku ru- mus sebagai berikut :
V1 X N1 = V2 X N2
V1 : Volume zat penetrasi/standar (mL).
N1 : Normalitas zat penetrasi/standar
(gr ekivalen/L).
V2 : Volume zat yang dititrasi (mL).
N2 : Normalitas zat yang diititrasi (mL)

Asidimetri dan alkalimetri termasuk reaksi netralisasi yakni reaksi antara ion hidrogen yang berasal dari asam dengan ion hidroksida yang berasal dari basa untuk menghasilkan air yang bersifat netral. Netralisasi dapat juga dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) denganpenerima proton (basa) . Potensiometri yaitu pengukuran tunggal terhadap potensial dari suatu aktivitas ion yang diamati, hal ini terutama diterapkan dalam pengukuran pH larutan (Basset 1994).Proses potensiometri dapat dilakukan dengan bantuan elektroda indikator dan elektroda pembanding yang sesuai. Dengan demikian, kurva titrasi yang diperoleh dengan menggambarkan grafik potensial terhadap volume titran yang ditambahkan, mempunyai kenaikan yang tajam di sekitar titik kesetaraan. Dari grafik itu dapat diperkirakan titik akhir titrasi. Cara potensiometri ini dapat digunakan 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).

Rekasi-reaksi kima yang dapat diterima sebagai dasar penentuan titrimetrik asam-basa adalah sebagai berikut :
Jika HA meruapakn asam yang akan ditentukan dan BOH sebabagi basa, maka reksinya adalah : HA + OH→A- + H2O
Jika BOH merupakan basa yang akan ditentukan dan HA sebagi asam, maka reaksinya adalah ; BOH + H+ → B+ = H2O
Dari kedua reaksi di atas dapat disimpulkan bahwa prinsip reaksi titrasi asam basa adalah reaksi penetralan, yakni ; H+ + OH -→ H2O dan terdiri dari beberapa kemungkinan yaitu reaksi-rekasi antara asam kuat dengan basa kuat, asam kuat dan basa lemah, asam lemah dan basa kuat, serta asam lemah dan basa lemah.
Khusus reaksi antara asam lemah dan basa lemah tidak dapat digunakan dalam analisis kuantitatif, karena pada titik ekivalen yang terbentuk akan terhidrolisis kembali sehingga titik akhir titrasi tidak dapat diamati. Hal ini yang menyebabkan bahwa titran biasanya merupakan larutan baku elektrolit kuat seperti NaOH dan HCl.
(Underwood, 1986)

BAB III
Metodologi Percobaan

III.1 Variabel Bahan
1. HCl 0,54N
2. KOH 0,6N
3. Asam Oksalat 0,12N
4. Boraks 0,18N
III.2 Bahan yang Digunakan
1. HCl
2. NaOH
3. Asam Oksalat
4. Boraks
5. Indikator MO
6. Indikator PP
7. Aquadest
8. Sampel Asam
9. Sampel Basa
III.3 Alat yang Digunakan
1. Burret, statif dan klem holder
2. Beaker glass
3. Erlenmeyer
4. Corong
5. Gelas ukur
6. Gelas arloji
7. Labu ukur
8. Timbangan Elektrik
9. Pipet tetes
10. Spatula
III.4 Prosedur Percobaan
1. Membuat larutan standart :
• Membuat larutan NaOH 0,4 N dalam 250 ml air
• Mengambil 8 gr NaOH kemudian dilarutkan kedalam 250 ml air
• Membuat larutan HCL x N dalam 250 ml air
• Mengukur volume HCl x ml kemudian dilarutkan ke dalam 250 ml air
2. Membuat larutan boraks 0,03 N
• Mengambil x gram boraks kemudian dilarutkan ke dalam 100 ml air
3. Membuat larutan asam oksalat 0,025 N
• Mengambil x gram asam oksalat kemudian dilarutkan kedalam 100 ml air
4. Menitrasi larutan boraks yang telah diberikan indikator MO sebanyak 2-3 tetes dengan HCl . Warna yang terjadi sebelum titrasi orange dan setelah titrasi warnanya merah muda . Percobaan ini dilakukan sebanyak 3x sehingga diperoleh volume rata-rata dalam titrasi tersebut . Menghitung normalitas untuk larutan HCl yang sebenarnya .
5. Menitrasi larutan asam oksalat yang telah diberi indikator PP sebanyak 2-3 tetes dengan NaOH , warna yang terjadi sebelum titrasi tidak berwarna dan setelah titrasi warnanya menjadi merah anggur . Percobaan ini dilakukan sebanyak 3x sehingga diperoleh volume rata-rata dalam titrasi tersebut . Menghitung normalitas untuk larutan NaOH yang sebenarnya .
6. Menitrasi sample basa yang telah diberi indikator MO sebanyak 2-3 tetes dengan zat penitran HCl , warna sebelum titrasi orange dan setelah titrasi warnanya merah muda . Percobaan ini dilakukan sebanyak 3x sehingga diperoleh volume rata-rata dalam titrasi tersebut . Menghitung normalitas untuk larutan HCl yang sebenarnya dan persen kesalahan kurang dari 10%
7. Menitrasi sample asam yang telah diberi indikator PP sebanyak 2-3 tetes dengan zat penitran NaOH , sebelum titrasi tidak terjadi perubahan warna tetapi setelah di titrasi terjadi perubahan menjadi merah anggur . Percobaan ini dilakukan sebanyak 3x sehingga diperoleh volume rata-rata dalam titrasi tersebut . Menghitung normalitas untuk larutan NaOH yang sebenarnya dan persen kesalahan kurang dari 10% .

III.5 Diagram Alir Percobaan

III.5 Gambar Alat Percobaan

Burret
Statif

Klem Holder
Beaker Glass

Erlenmeyer
Gelas Ukur

Gelas Arloji
Labu Ukur

Timbangan Elektrik
Pipet Tetes

Corong
Spatula

Larutan Buffer

Kelompok IIIA
1. Adela Dea P. NRP. 2311030005
2. Moch. Murtadho NRP. 2311030025
3. Delita K NRP. 2311030043
4. Titis Pricilia E NRP. 2311030075
5. Khanifah Yuniar A. NRP. 2311030095

Tujuan
Tujuan melakukan percobaan ini adalah untuk membuat larutan buffer serta membuktikan bahwa larutan buffer dapat menahan pHnya dengan penambahan sedikit asam, sedikit basa dan pengenceran.

Larutan Buffer

I.1 Dasar Teori
Larutan buffer atau larutan penyangga adalah satu zat yang menahan perubahan pH ketika sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan kedalamnya.
larutan buffer mengandung pasangan asam – basa konjugasi atau terdiri dari campuran asam lemah dengan garam yang mengandung anion yang sama dengan asam lemahnya, atau basa lemah dengan garam yang mengandung kation yang sama dengan basa lemahnya. Oleh karena itu, penambahan sedikit asam ataupun sedikit basa ke dalam larutan buffer tidak mengubah pH-nya.
(Vogel,1985:52)
Kebutuhan buffer kadang menyulitkan karena hampir setiap analisa membutuhkan kondisi pH tertentu yang relatif stabil. Karena banyaknya macam dan jenis buffer, pemilihan buffer yang akan digunakan menjadi masalah tersendiri. Dalam memilih buffer, yang harus diperhatikan adalah pH optimum serta sifat-sifat biologisnya. Banyak jenis buffer yang mempunyai impact terhadap sistem biologis, aktivitas enzim, substrate, atau kofaktor. Sebagai contoh buffer phosphat akan menghambat aktivitas dari beberapa metabolik enzim termasuk karboksilase, fumarase, dan phosphoglucomutase. Barbiturate menghambat phophorilasi oksidatif. Tris buffer bereaksi dengan amin primer dan memodifikasi transport elektron dan phosphorilasi pada kloroplast. Tris juga menghambat enzim respirasi di mitokondria. Dan masih banyak efek lain yang diberikan buffer. Oleh karena itu pemilihan buffer terkadang menjadi kesulitan yang cukup merepotkan. Oleh karena itu, gunakan konsentrasi buffer serendah mungkin yang masih dapat untuk memaintain pH.
I.2 Komponen Larutan Penyangga
Secara umum, larutan penyangga digambarkan sebagai campuran yang
terdiri dari:
•Asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A-), campuran ini
menghasilkan larutan bersifat asam.
•Basa lemah (B) dan basa konjugasinya (BH+), campuran ini menghasilkan
larutan bersifat basa.
Komponen larutan penyangga terbagi menjadi:
1. Larutan penyangga yang bersifat asam
Larutan ini mempertahankan pH pada daerah asam (pH 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.
I.3 Prinsip kerja larutan penyangga
Telah disebutkan bahwa larutan penyangga mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikat baik ion H+ maupun ion OH-. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan. Berikut ini cara kerja larutan penyangga:
1. Larutan penyangga asam
Adapun cara kerjanya contohnya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan CH3COO- yang mengalami kesetimbangan.

•Pada penambahan asam

Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH.
CH3COO-(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq)

•Pada penambahan basa
Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH- dari basa itu
akan bereaksi dengan ion H+
membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi, penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (CH3COOH), bukan ion H+. Basa yang ditambahkan tersebut bereaksi dengan asam CH3COOH membentuk
ion CH3COO- dan air.
CH3COOH(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l)
2. Larutan penyangga basa
Adapun cara kerjanya contohnya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
•Pada penambahan asam
Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H+ dari asam akan mengikat ion OH-. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH3), bukannya ion OH-. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH3 membentuk ion NH4+.
NH3 (aq) + H+(aq) → NH4+ (aq)

•Pada penambahan basa
Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka kesetimbangan bergeser ke kiri, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Basa yang ditambahkan itu bereaksi dengan komponen asam (NH4+), membentuk komponen basa (NH3) dan air.
NH4+ (aq) + OH-(aq) → NH3 (aq) + H2O(l)
Menghitung pH Larutan Penyangga
1. Larutan penyangga asam
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion
H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[H+] =Ka x a/g
atau
pH = pKa – log a/g
Keterangan :
Ka = tetapan ionisasi asam lemah
a = jumlah mol asam lemah
g = jumlah mol basa konjugasi
2. Larutan penyangga basa
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion
H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[OH-] =Kb x b/g
atau
pH = pKb – log b/g
Keterangan :
Kb = tetapan ionisasi basa lemah
b = jumlah mol basa lemah
g = jumlah mol asam konjugasi

I.4 Cara kerja sistem buffer
1. CH3COOH (aq)+ H2O = CH3COO-(aq) + H30(aq)
2. Penambahan sedikit asam kuat, kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri.
3. Penambahan sedikit basa kuat, kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan.
4. Kemampuan buffer bergantung pada kuantitas dan komponen terlarutnya.
I.5 Penentuan pH Secara Eksperimen
Pada beberapa situasi mungkin penting untuk menentukan pH larutan secara eksperimen. Tergantung pada ketelitian yang kita perlukan dan instrument-instrumen yang tersedia. Kita memunyai pilihan dari beberapa teknik eksperimen. Beberapa di antaranya akan dijelaskan di sini.(Vogel,1985:56)
Harga PH dari suatu larutan bufer yang tidak diketahui dapat detentukan dengan menambahkan indikator asam basa ke bufer dan larutan yang diperoleh diukur absorbansinya secara spektrofotometri. Spektrofotometri merupakan metode analisis yang didasarkan pada absorpsi radiasi elektromagnet. Cahaya terdiri dari radiasi terhadap mana mata manusia peka, gelombang dengan panjang berlainan akan menimbulkan cahaya yang berlainan sedangkan campuran cahaya dengan panjang-panjang ini akan menyusun cahaya putih. Cahaya putih meliputi seluruh spektrum nampak 400-760 mm (Anonim, 1979). Dalam analisis spektrofotometri digunakan suatu sumber radiasi yang menjorok ke dalam daerah ultraviolet spektrum itu. Dari spektrum ini, dipilih panjang-panjang gelombang tertentu dengan lebar pita kurang dari 1 nm (Anonim, 1979).
pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H+) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetujuan internasional. Karena adanya overlapping antara spectra dari bentuk basa dan asam dari indicator, maka perlu untuk mengevaluasi absorptivitas molar untuk masing-masing bentuk (asam dan basa) pada dua panjang gelombang. Hubungan antara dua bentuk bromocresol green dalam larutan air digambar-kan sebagai berikut :
Hin + H2O H3O+ + In-
Dan harga tetapan disosiasi asam (Ka) dari HIn adalah sebagai berikut :
Ka = [H3O+] [In-] =1,6×10-5
[HIn]
Dalam pengujian pH untuk larutan buffer yang mudah diketahui bisa menggunakan cara sebagai berikut :
a. Pemakaian indicator dan kertas uji indicator
Indicator merupakan suatu zat yang memiliki warna berbeda-beda sesuai dengan konsentrasi ion-hidrogen. Indicator pada umumnya adalah suatu asam atau basa organic lemah, yang dipakai pada larutan yang sangat encer. Asam atau basa indicator yang tidak terdisosiasi memiliki warna yang berbeda dengan dengan hasil pada disosiasinya. Dalam hal indicator itu suatu asam, Hind, disosiasi berlangsung menurut kesetimbangan.
HInd ↔ H+ + Indˉ
Warna anion indicator, Indˉ, berbeda dari asam indikatornya. Bila pada suatu larutan ditambahkan indicator itu, adalah suatu asam, yaitu mengandung ion-ion hydrogen dalam jumlah besar, kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri, yaitu warna asam indicator yang tak-terdisosiasi semakin terlihat.
Tetapi jika larutan menjadi basa, yaitu ion-ion hydrogen dihilangkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan anion indicator, sehingga warna larutan berubah. Perubahan warna terjadi pada daerah jangka pH yang sempit, tetapi tertentu
I.6 Perubahan warna pH
Tabel II.1 perubahan pH

Dalam larutan asam, lakmus berubah menjadi merah, sedangkan dalam larutan basa lakmus akan menunjikkan warna biru. Jangka pH peralihannya atu transisinya terletak sekitar pH = 7
I.7 Keefektifan Buffer
Keefektifan suatu larutan buffer dalam menolak perubahan pH persatuan asam atau basa kuat yang ditambahkan, akan paling tinggi bila angka banding asam buffer ke garam sama dengan satu. (Underwood,1986:149)
I.8 Kapasitas Buffer
Kapasitas suatu buffer merupakan ukuran keefektifan dalam menolak perubahan pH dengan penambahan asam atau basa. Makin besar konsentrasi asam dan basa konjugasi , makin besar kapasitas buffer itu. Ini jelas pada tabel 6.1 dalam hal diperlukan basa dua kali lebih banyak untuk meningkatkan pH dari larutan pekat dari 3,79 ke 4,74 daripada untuk larutan encer.(Underwood,1986:150)
I.9 Secara umum larutan buffer dapat diartikan sebagai:
a. Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut.
Contoh:
– CH3COOH dengan CH3COONa
– H3PO4 dengan NaH2PO4
b. Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut.
Contoh:
– NH4OH dengan NH4Cl
Sifat larutan buffer:
– pH larutan tidak berubah jika diencerkan
– pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa
I.10 CARA MENGHITUNG LARUTAN BUFFER
1. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH 7), digunakan rumus:

[OH-] = Kb . Cb/Cg
pOH = pKb + log Cg/Cb
dimana:
Cb = konsentrasi basa lemah
Cg = konsentrasi garamnya
Kb = tetapan ionisasi basa lemah
I.11 Fungsi Larutan Penyangga
Adanya larutan penyangga ini dapat kita lihat dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat-obatan, fotografi, industri kulit dan zat warna. Selain aplikasi tersebut, terdapat fungsi penerapan konsep larutan penyangga ini dalam tubuh manusia seperti pada cairan tubuh. Cairan tubuh ini bisa dalam cairan intrasel maupun cairan ekstrasel. Dimana sistem penyangga utama dalam cairan intraselnya seperti H2PO4- dan HPO42- yang dapat bereaksi dengan suatu asam dan basa. Adapun sistem penyangga tersebut, dapat menjaga pH darah yang hampir konstan yaitu sekitar 7,4. Selain itu penerapan larutan penyangga ini dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat tetes mata.

Hello world!

Welcome to WordPress.com. After you read this, you should delete and write your own post, with a new title above. Or hit Add New on the left (of the admin dashboard) to start a fresh post.

Here are some suggestions for your first post.

  1. You can find new ideas for what to blog about by reading the Daily Post.
  2. Add PressThis to your browser. It creates a new blog post for you about any interesting  page you read on the web.
  3. Make some changes to this page, and then hit preview on the right. You can always preview any post or edit it before you share it to the world.