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.

About these ads

About blogoblogkuasyik

yuifdfghj

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s