Rabu, 11 April 2012

Reaksi Netralisasi

Reaksi Netralisasi

Konsep paling mendasar dan praktis dalam kimia asam basa tidak diragukan lagi adalah netralisasi. Fakta bahwa asam dan basa dapat saling meniadakan satu sama lain telah dikenal baik sebagai sifat dasar asam basa sebelum perkembangan kimia modern.



a. Netralisasi

Neutralisasi dapat didefinisikan sebagai reaksi antara proton (atau ion hidronium) dan ion hidroksida membentuk air. Dalam bab ini kita hanya mendiskusikan netralisasi di larutan dalam air.
H+ + OH-–> H2O (9.33)
H3O+ + OH-–> 2H2O (9.34)
Jumlah mol asam (proton) sama dengan jumlah mol basa (ion hidroksida).
Stoikiometri netralisasi
nAMAVA = nBMBVB
jumlah mol proton jumlah mol ion hidroksida
subskrip A dan B menyatakan asam dan basa, n valensi, M konsentrasi molar asam atau basa, dan V volume asam atau basa.
Dengan bantuan persamaan di atas, mungkin untuk menentukan konsentrasi basa (atau asam) yang konsentrasinya belum diketahui dengan netralisasi larutan asam (atau basa) yang konsentrasinya telah diketahui. Prosedur ini disebut dengan titrasi netralisasi.
Contoh soal
9.5 titrasi netralisasi
0,500 g NH4Cl tidak murni dipanasakan dengan NaOH berlebih menghasilkan amonia NH3 yang diserap dalam 25,0 cm3 0,200 mol dm-3 asam sulfat. Diperlukan 5,64 cm3 NaOH 0,200 mol.dm-3 untuk menetralkan asam sulfat berlebih. Hitung kemurnian NH4Cl.
Jawab
Ingat asam sulfat adalah asam diprotik. Dengan mengaasumsikan jumlah mol amonia yang dihasilkan x m mol, jumlah mol amonia dan natrium hidroksida dua kali lebih besar dari jumlah mol asam sulfat. Jadi,
x (mmol) + 0,200 (mol dm-3) x 5,64 x 10-3 (dm3)= 2 x 0,200 (mol dm-3) x 25,0 x 10-3(dm3)
x + 1,128 = 10,0
∴ x = 8,872 (mmol)
Karena massa molar amonium khlorida adalah 52,5, 8,872 mmol ekivalen dengan 0,466 g amonium khlorida.
Jadi kemurnian sampel adalah (0,466 g/0,500 g) x 100 = 93 %.

b. Garam

Setiap asam atau h=garam memiliki ion lawannya, dan reaksi asam basa melibatkan ion-ion ini. Dalam reaksi netralisasi khas seperti antara HCl dan NaOH,
HCl+NaOH–>NaCl+H2O(9.35)
asam
basa
garam
air
Selain air, terbentuk NaCl dari ion khlorida, ion lawan dari proton, dan ion natrium, ion lawan basa. Zat yang terbentuk dalam netralisasi semacam ini disebut dengan garam. Asalkan reaksi netralisasinya berlangsung dalam air, baik ion natrium dan ion khlorida berada secara independen sebagai ion, bukan sebagai garam NaCl. Bila air diuapkan, natrium khlorida akan tinggal. Kita cenderung percaya bahwa garam bersifat netral karena garam terbentuk dalam netralisasi. Memang NaCl bersifat netral. Namun, larutan dalam air beberapa garam kadang asam atau basa. Misalnya, natrium asetat, CH3COONa, garam yang dihasilkan dari reaksi antara asam asetat dan natrium hidroksida, bersifat asam lemah.
Sebaliknya, amonium khlorida NH4Cl, garam yang terbentuk dari asam kuat HCl dan basa lemah amonia, bersifat asam lemah. Fenomena ini disebut hidrolisis garam.
Diagram skematik hidrolisis ditunjukkan di Gambar 9.1. Di larutan dalam air, garam AB ada dalam kesetimbangan dengan sejumlah kecil H+ dan OH- yang dihasilkan dari elektrolisis air menghasilkan asam HA dan basa BOH (kesetimbangan dalam arah vertikal). Karena HA adalah asam lemah, kesetimbangan berat ke arah sisi asam, dan akibatnya [H+] menurun. Sebaliknya, BOH adalah basa kuat dan terdisosiasi sempurna, dan dengan demikian todak akan ada penurunan konsentrasi OH-. Dengan adanya disosiasi air, sejumlah H+ dan OH- yang sama akan terbentuk.
Dalam kesetimbangan vertikal di Gambar 9.1, kesetimbangan asam ke arah bawah, dan kesetimbangan basa ke arah atas. Akibatnya [OH-] larutan dalam air meningkat untuk membuat larutannya basa. Penjelasan ini juga berlaku untuk semua garam dari asam lemah dan basa kuat.
Gambar 9.1Hidrolisis garam.
Sebagai rangkuman, dalam hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat, bagian anion dari garam bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida.
A- + H2O –> HA + OH- (9.36)
Dengan menuliskan reaksi ini sebagai kesetimbangan, hidrolisis garam dapat diungkapkan dengan cara kuantitatif
A- + H2O HA + OH- (9.37)
Bila h adalah derajat hidrolisis yang menyatakan rasio garam yang terhidrolisis saat kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan hidrolisis Kh adalah:
Kh = [HA][OH-]/[A-] = (csh)2/cs(1 – h) = csh2/(1 – h) (9.38)
Kh disebut tetapan hidrolisis, dan cs adalah konsentrasi awal garam. A- adalah basa konjugat dari asam lemah HA dan Kh berhubungan dengan konstanta disosiasi basanya. Akibatnya, hubungan berikut akan berlaku bila konstanta disosiasi asam HA adalah Ka: jadi,
KaKh = Kw (9.39)
Bila h ≪ 1, Ka ≒csh; h ≒√(Kh/cs). Maka konsentrasi [OH-] dan [H+] diberikan oleh ungkapan:
[OH-] = csh ≒√(csKw/Ka) (9.40)
[H+] = Kw/[OH-] ≒√(KwKa/cs) (9.41)
Karena terlibat asam lemah,
Ka/cs < 1,
∴ [H+] < √Kw = 10-7 (9.42)
Jadi, garam dari asam lemah bersifat basa. Dengan cara yang sama, [H+] garam asam lemah dan basa kuta dinyatakan dengan:
[H+] = csh ≒√(csKw/Kb) (9.43)
Karena melibatkan basa lemah,
cs/Kb > 1,
∴ [H+] > √Kw = 10-7 (9.44)
Jadi, garamnya bersifat asam.

c. Kurva titrasi

Dalam reaksi netralisasi asam dan basa, atau basa dengan asam, bagaimana konsentrasi [H+], atau pH, larutan bervariasi? Perhitungan [H+] dalam titrasi asam kuat dengan basa kuat atau sebaliknya basa kuat dengan asam kuat tidak sukar sama sekali. Perhitungan ini dapat dilakukan dengan membagi jumlah mol asam (atau basa) yang tinggal dengan volume larutannya.
Perhitungannya akan lebih rumit bila kombinasi asam lemah dan basa kuat, atau yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. [H+] akan bergantung tidak hanya pada asam atau basa yang tinggal, tetapi juga hidrolisis garam yang terbentuk.
Plot [H+] atau pH vs. jumlah asam atau basa yang ditambahkan disebut kurva titrasi (Gambar 9.2). Mari kita menggambarkan kurva titrasi bila volume awal asam VA, konsentrasi asam MA, dan volume basa yang ditambahkan vB dan konsentrasinya adalah MB.

(1) TITRASI ASAM KUAT DAN BASA KUAT.

[1] sebelum titik ekivalen:
Karena disosiasi air dapat diabaikna, jumlah mol H+ sama dengan jumlah sisa asam yang tinggal
[H+] = (MAVA – MBvB)/(VA + vB) (9.45)
[2] Pada titik ekivalen:
Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.
[H+] = √Kw = 10-7 (9.46)
[3] setelah titik ekivalen:
Jumlah mol basa berlebih sama dengan jumlah mol ion hidroksida. [OH-] dapat diperoleh dengan membagi jumlah mol dengan volume larutan. [OH-] yang diperoleh diubah menjadi [H+].
[OH-] = (MBvB – MAVA)/(VA + vB) (9.47)
[H+] = Kw/[OH-] = (VA + vB)Kw/(MBvB – MAVA) (9.48)
Kurvanya simetrik dekat titik ekivalen karena vB ≒ VA.
Titrasi 10 x 10-3 dm3 asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm-3 dengan basa kuat misalnya NaOH 0,1 mol dm-3 menghasilkan kurva titrasi khas seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 9.2(a). Pada tahap awal, perubahan pHnya lambat. Perubahan pH sangat cepat dekat titik ekivalen (vB = 10 x10-3 dm3). Dekat titik ekivalen, pH berubah beberapa satuan hanya dengan penambahan beberapa tetes basa.
Gambar 9.2 Kurva titrasi: (a) Titrasi HCl dengan NaOH. Perubahan pH yang cepat di titik ekivalen bersifat khas.
(b) Titrasi CH3COOH dengan NaOH. Perubahan pH di titik ekivalen tidak begitu cepat.
Gambar 9.3 Kurva titrasi: titrasi NH3 dengan HCl.

2. TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT

Hasilnya akan berbeda bila asam lemah dititrasi dengan basa kuat. Titrasi 10 x 10-3 dm3 asam asetat 0,1 mol dm-3 dengan NaOH 0,1 mol dm-3 merupakan contoh khas (Gambar 9.2(b)).
[1] Titik awal: vB = 0. pH di tahap awal lebih besar dari di kasus sebelumnya.
[H+] = MAα (9.49)
α adalah tetapan disosiasi asam asetat.
[2] sebelum titik ekivalen: sampai titik ekivalen, perubahan pH agak lambat.
[3] pada titik ekivalen (vB = 10 x 10-3 dm3): pada titik ini hanya natrium asetat CH3COONa yang ada. [H+] dapat diperoleh dengan cara yang sama dengan pada saat kita membahas hidrolisis garam.
[4] setelah titik ekivalen. [H+] larutan ditentukan oleh konsentrasi NaOH, bukan oleh CH3COONa.
Perubahan pH yang perlahan sebelum titik ekivalen adalah akibat bekerjanya buffer (bagian 9.3 (d)). Sebelum titik ekivalen, terdapat larutan natrium asetat (garam dari asam lemah dan bas kuat) dan asam asetat (asam lemah). Karena keberadaan natrium asetat, kesetimbangan disosiasi natrium asetat
CH3COOH H+ + CH3COO- (9.50)
bergeser ke arah kiri, dan [H+] akan menurun. Sebagai pendekatan [CH3COO-] = cS [HA] ≒ c0.
cS adalah konsentrasi garam, maka
[H+]cS/ c0= Ka,
∴ [H+] = (c0/cS)Ka (9.51)
Bila asam ditambahkan pada larutan ini, kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena terdapat banyak ion asetat maa asam yang ditambahkan akan dinetralisasi.
CH3COOH H+ + CH3COO- (9.52)
Sebaliknya, bila basa ditambahkan, asam asetat dalam larutan akan menetralkannnya. Jadi,
CH3COOH + OH- H2O + CH3COO- (9.53) Jadi [H+] hampir tidak berubah.

(3) TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT

Titrasi 10 x 10-3 dm3 basa lemah misalnya larutan NH3 0,1 mol dm-3 dengan asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm-3 (Gambar 9.3). Dalam kasus ini, nilai pH pada kesetimbangan agak lebih kecil daripada di kasus titrasi asam kuat dengan basa kuat. Kurvanya curam, namun, perubahannya cepat di dekat titik kesetimbangan. Akibatnya titrasi masih mungkin asalkan indikator yang tepat dipilih, yakni indikator dengan rentang indikator yang sempit.

(4) TITRASI BASA LEMAH (ASAM LEMAH) DENGAN ASAM LEMAH (BASA LEMAH).

Dalam titrasi jenis ini, kurva titrasinya tidak akan curam pada titik kesetimbangan, dan perubahan pHnya lambat. Jadi tidak ada indikator yang dapat menunjukkan perubahan warna yang jelas. Hal ini berarti titrasi semacam ini tidak mungkin dilakukan.

d. Kerja bufer

Kerja bufer didefinisikan sebagai kerja yang membuat pH larutan hampir tidak berubah dengan penambahan asam atau basa. Larutan yang memiliki kerja bufer disebut larutan bufer. Sebagian besar larutan bufer terbentuk dari kombinasi garam (dari asam lemah dan basa kuat) dan aam lemahnya. Cairan tubuh organisme adalah larutan bufer, yang akan menekan perubahan pH yang cepat, yang berbahaya bagi makhluk hidup.
Nilai pH larutan bufer yang terbuat dari asam lemah dan garamnya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.
pH = pKa + log([garam]/[asam]) (9.54)
Tabel 9.2 memberikan beberapa larutan bufer.
Tabel 9.2 Beberapa larutan bufer.

Contoh soal 9.5 pH larutan bufer
Tiga larutan (a), (b) dan (c) mengandung 0,10 mol dm-3 asam propanoat (Ka = 1,80 x 10-5 mol dm-3) dan (a) 0,10 mol dm-3, (b) 0,20 mol dm-3 and (c) 0,50 mol dm-3 natrium propanoat. Hitung pH larutan.
Jawab
Substitusikan nilai yang tepat pada persamaan (9.54)
  1. pH = pKa + log([garam]/[asam]) = pKa + log([0,1]/[0,1]) = pKa + log1 = 4,75
  2. pH = pKa + log([0,2]/[0,1])= pKa + log 2 = 5,05
  3. pH = pKa + log([0,5]/[0,1]) = pKa + log5 = 5,45
Lihat bahwa nilai ([garam]/[asam]) berubah dari 1 ke 5, tetapi pH hanya berubah sebesar 0,7.

e. Indikator

Pigmen semacam fenolftalein dan metil merah yang digunakan sebagai indikator titrasi adalah asam lemah (disimbolkan dengan HIn) dan warnanya ditentukan oleh [H+] larutan. Jadi,
HIn H+ + In- …. (9.55)
Rasio konsentrasi indikator dan konjgatnya menentukan warna larutan diberikan sebagai:
KIn = [H+][In-]/[HIn], ∴ [In-]/[HIn] = KIn/[H+] … (9.56)
KIn adalah konstanta disosiasi indikator.
Rentang pH yang menimbulkan perubahan besar warna indikator disebut dengan interval transisi. Alasan mengapa ada sedemikian banyak indikator adalah fakta bahwa nilai pH titik ekivalen bergantung pada kombinasi asam dan basa. Kunci pemilihan indikator bergantung pada apakah perubahan warna yang besar akan terjadi di dekat titik ekivalen. Di Tabel 9.3 didaftarkan beberapa indikator penting.
Tabel 9.3 Indikator penting dan interval transisinya.
Indikatorinterval transisiperubahan warna(asam–>basa)
Biru timol1,2-2,8merah –> kuning
Metil oranye3,1-4,4merah –> kuning
Metil merah4,2-6,3merah –> kuning
bromotimol biru6,0-7,6kuning–> biru
merah kresol7,2-8,8kuning –> merah
fenolftalein8,3-10,0tak berwarna–> merah
alizarin kuning10,2-12,0kuning–> merah
Contoh soal 9.6 Titrasi netralisasi campuran, bagaimana menggunakan indikator.
25 dm3 larutan mengandung NaOH dan Na2CO3 dititrasi dengan 0,100 mol.dm-3 HCl dengan indikator fenolftalein. Warna indikator hilang ketika 30,0 dm3 HCl ditambahkan. Metil oranye kemudian ditambahkan dan titrasi dilanjutkan. 12,5 dm3 HCl diperlukan agar warna metil oranye berubah. Hitung konsentrasi NaOH dan Na2CO3 dalam larutan.
Jawab
Asam karbonat adalah asam diprotik, dan netralisasi berlangsung dalam reaksi dua tahap
CO32- + H+ –> HCO3- ;
HCO3 - + H+ –> H2O + CO2
Tahap pertama netralisasi campuran NaOH-Na2CO3 tercapai saat fenolftalein berubah warna.
Perubahan warna metil oranye menandakan akhir tahap kedua netralisasi natrium karbonat.
Jadi, jumlah NaOH-Na2CO3 adalah 0,100 mol dm-3 x 30,0 x 10-3 dm3 = 3,0 x 10-3 mol
sebagaimana dinyatakan dalam tahap pertama netralisasi. Jumlah Na2CO3 adalah 0,100 mol.dm-3 x 12,5 x 10-3 dm3 = 1,25 x 10-3 mol sebagaimana dinyatakan dalam tahap kedua netralisasi. Jumlah NaOH adalah selisih antara kedua bilangan tersebut, 1,75 x 10-3 mol. Jadi
[Na2CO3] = 1,25 x 10-3 mol/25,0 x 10-3 dm3 = 0,050 mol dm-3
[NaOH] = 1,75 x 10-3 mol/25,0 x 10-3 dm3 = 0,070 mol dm-3

Latihan

9.1 Asam basa konjugat
Tuliskan reaksi disosiasi senyawa berikut, termasuk air yang terlibat, dan tandai pasangan asam basa konjugasinya. (a) asam format HCOOH, (b) asam perkhlorat HClO4
9.1 Jawab
(a) HCOOH + H2O H3O+ + HCOO-
asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1
(b) HClO4 + H2O H3O+ + ClO4-
asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1
9.2 Asam basa konjugat
Tetapan disosiasi pasangan asam basa konjugat adalah Ka dan Kb. Buktikan bahwa Ka x Kb = Kw Kw adalah tetapan hasil kali ion air.
9.2 Jawab
Lihat halaman yang relevan di teks.
9.3 Asam basa Lewis
Nyatakan manakah asam dan basa Lewis dalam reaksi-reaksi berikut.
(a) Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+
(b) I- + I2 I3-
(c ) Fe2+ + 6H2O Fe(H2O)63+
9.3 Jawab
(a) Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+, Cu2+ : asam Lewis, NH3: basa Lewis.
(b) I- + I2 I3-, I- : asam Lewis, I2: basa Lewis.
(c ) Fe2+ + 6H2O Fe(H2O)63+ Fe2+: asam Lewis, H2O: basa Lewis.
9.4 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam kuat
Asam perkhlorat adalah asam kuat, dan disosiasinya dapat dianggap lengkap. Hitung konsentrasi ion hidrogen [H+] dan pH 5,0 mol dm-3 asam ini.
9.4 Jawab
[H+] = 5,0×10-3mol dm-3; pH = -log[H+] = 2,30
9.5 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam lemah
Hitung konsentrasi ion hidrogen dan pH asam asetat 0,001 mol dm-3, 0,01 mol dm-3 dan 0,1 mol dm-3. Ka asam asetat pada 25°C adalah 1,75 x 10-3 mol dm-3.
9.5 Jawab
Kira-kira [H+] = √(csKa). Maka [H+] dan pH dinyatakan sebagai berikut.
Asam asetat 0,001 mol dm-3; [H+] = 1,32 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,91. Asam asetat 0,01 mol dm-3; [H+] = 4,18 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,39. Asam asetat 0,1 mol dm-3; [H+] = 1,32 x 10-3 mol dm-3, pH = 2,28.
9.6 Perhitungan tetapan disosiasi
Dalam larutan 0,5 mol dm-3, disosiasi asam urat C5H4N4O3 sebesar 1,6 %. Tentukan Ka asam urat.
9.6 Jawab
1,6 x 10-2 = [C5H3N4O3-]/0,5 mol dm-3,
[C5H3N4O3-]= [H+] = 8,0 x 10-3 mol dm-3. Jadi,
Ka = (8,0 x 10-3)2/0,50 = 1,28 x 10-4 mol dm-3.
9.7 Titrasi Netralisasi
Suatu detergen mengandung amonia. 25,37 g detergen dilarutkan dalam air untuk menghasilkan 250 cm3 larutan. Diperlukan 37,3 cm3 asam sulfat 0,360 mol dm-3 ketika 25,0 cm3 larutan ini dititrasi. Hitung persen massa amonia dalam detergen.
9.7 Jawab
18,0 %.
9.8 Larutan Bufer
(1) Hitung pH bufer yang konsentrasi asam formatnya HCOOH (Ka = 1,8 x10-4 mol dm-3) 0,250 mol dm-3, dan konsentrasi natrium format HCOONa-nya 0,100 mol dm-3.
(2) Anggap 10 cm3 NaOH 6,00 x 10-3 mol dm-3 ditambahkan ke 500 cm3 larutan bufer ini. Hitung pH larutan setelah penambahan NaOH.
9.8 Jawab
(1) [H+] = 4,5 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,35. (2) Jumlah mol HCOOH, OH- dan HCOO- sebelum dan sesudah penambahan NaOH ditunjukkan dalam tabel berikut.
m molHCOOHOH-HCOO
Sebelum1256050
sesudah650110
Perhatikan setelah penambahan volume larutan menjadi 510 cm3. 1,8 x 10-4 mol dm-3 = ([H+] x 0,216)/(0,128), [H+] = 1,06 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,97 Perubahan pH agak kecil walaupun sejumlah cukup besar basa kuat ditambahkan.

0 komentar:

Poskan Komentar

Twitter Delicious Facebook Digg Stumbleupon Favorites More