Laporan Praktikum Titrasi Asam Basa

I.        Tujuan

Mengetahui molaritas suatu asam basa dengan menggunakan metode titrasi asam

basa

    II.        Dasar Teori

·         Titrasi merupakan suatu metoda untuk menentukan kadar suatu zat dengan menggunakan zat lain yang sudah dikethaui konsentrasinya. Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi yang terlibat di dalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut sebagai titrasi asam basa, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi kompleksometri untuk titrasi yang melibatan pembentukan reaksi kompleks dan lain sebagainya. (disini hanya dibahas tentang titrasi asam basa)

Zat yang akan ditentukan kadarnya disebut sebagai “titrant” dan biasanya diletakan di dalam Erlenmeyer, sedangkan zat yang telah diketahui konsentrasinya disebut sebagai “titer” dan biasanya diletakkan di dalam “buret”. Baik titer maupun titrant biasanya berupa larutan.

·         Titrasi asam basa disebut juga titrasi adisi alkalimetri. Kadar atau konsentrasi asam basa larutan dapat ditentukan dengan metode volumetri dengan teknik titrasi asam basa. Volumetri adalah teknik analisis kimia kuantitatif untuk menetapkan kadar sampel dengan pengukuran volume larutan yang terlibat reaksi berdasarkan kesetaraan kimia. Kesetaraan kimia ditetapkan melalui titik akhir titrasi yang diketahui dari perubahan warna indicator dan kadar sampel untuk ditetapkan melalui perhitungan berdasarkan persamaan reaksi.

Titrasi asam basa merupakan teknik untuk menentukan konsentrasi larutan asam atau basa. Reaksi yang terjadi merupakan reaksi asam basa (netralisasi). Larutan yang kosentrasinya sudah diketahui disebut larutan baku. Titik ekuivalen adalah titik ketika asam dan basa tepat habis bereaksi dengan disertai perubahan warna indikatornya. Titik akhir titrasi adalah saat terjadinya perubahan warna indicator.

Titrasi merupakan salah satu cara untuk menentukan konsentrasi larutan suatu zat dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan zat yang diketahui konsentrasinya secara tepat. Prinsip dasar titrasi asam basa didasarkan pada reaksi netralisasi asam basa.

Titik ekuivalen pada titrasi asam basa adalah pada saat dimana sejumlah asam dinetralkan oleh sejumlah basa. Selama titrasi berlangsung terjadi perubahan pH. Pada titik ekuivalen ditentukan oleh sejumlah garam yang dihasilkan dari netralisasi asam basa. Indikator yang digunakan pada titrasi asam basa adalah yang memiliki rentang pH dimana titik ekuivalen berada. Pada umumnya titik ekuivalen tersebut sulit diamati, yang mudah diamati adalah titik akhir yang dapat terjadi sebelum atau sesudah titik ekuivalen tercapai. Titrasi harus dihentikan pada saat titik akhir titrasi dicapai yang ditandai dengan perubahan warna indikator. Titik akhir titrasi tidak selalu berimpit dengan titik ekuivalen . Dengan pemilihan indikator yang tepat, kita dapat memperkecil kesalahan titrasi.

Pada titrasi asam kuat dan basa kuat, asam kuat dan basa kuat dalam air terurai dengan sempurna. Oleh karena itu, ion hidrogen dan ion hidroksida selama titrasi dapat langsung dihitung dari jumlah asam atau basa yang ditambahkan. Pada titik ekuivalen dari titrasi asam kuat dan basa kuat, pH larutan pada temperatur 25˚C sama dengan pH air yaitu sama dengan 7.

     ( Penuntun Praktikum Kimia Dasar II, UNG 2012 : 05 )

Jika suatu asam atau basa dititrasi, setia penambahan pereaksi akan mengakibatkan perubahan pH. Grafik yang diperoleh dengan menyalurkan pH terhadap volume pereaksi yang ditambahkan disebut kurva titrasi.

            Ada empat macam perhitungan jika suatu asam dititrasi dengan suatu basa.

-          Titik awal, sebelum penambahan basa.

-          Daerah antara (sebelum titik ekuivalen), larutan mengandung garam dan asam yang berlebih.

-          Titik ekuivalen, larutan mengandung garam.

-          Setelah titik ekuivalen, larutan mengandung garam dan basa berlebih.

Dalam titrasi, suatu larutan yang harus dinetralkan dimasukkan ke dalam wadah atau tabung. Larutan lain yaitu basa, dimasukkan ke dalam buret lalu dimasukkan ke dalam asam, mula-mula cepat, kemudian tetes demi tetes, sampai titik setara dari titrasi tersebut tercapai. Salah satu usaha untuk mencapai titik setara dalam melalui perubahan warna dari indikator asam basa. Titik pada saat titrasi dimana indikator berubah warna dinamakan titik akhir (end point) dari indikator. Yang diperlukan adalah memadankan titik akhir indikator yang perubahannya terjadi dalam selang pH yang meliputi pH sesuai dengan titik setara.

Indikator asam basa adalah asam lemah yang tak terionnya (Hln) mempunyai warna yang berbeda dengan warna anionnya. Jika sedikit indikator dimasukkan dalam larutan, larutan akan berubah warna menjadi warna (1) atau warna (2) tergantung pada apakah kesetimbangan bergerak ke arah bentuk asam atau anion. Arah pergeseran kesetimbangan dalam reaksi berikut tergantung pada [H₃O⁺] atau dengan kata lain pada pH. Dengan persamaan reaksi sebagai berikut.

Warna (2)

Warna (1)

Hln + H₂O              H₃O⁺ + ln^-

(Ralph H petrucci, Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern : 308-310)

Seorang analisis mengambil faedah dari perubahan besar dari pH yang terjadi dalam titrasi agar dapat menentukan kapan titik ekivalennya akan tercapai. Ada banyak asam dan basa organik dan basa organik lemah yang bentuk-bentuk tak berdisosiasi dan ionnya menunjukka wrana yang berbeda warna. Molekul-molekul demikian dapat digunakan untuk menentukan kapan cukup titran telah ditambahkan dan disebut indikator visual. Suatu contoh yang sederhana adalah para-nitrofenol, yang merupakan suatu asam lemah da berdisosiasi.

Bentuk tak terdisosiasi adalah tak berwarna, tetapi anionnya, yang mempunyai sistem ikatan tunggal dan ikatan rangkap dua yang berganti-ganti (suatu system terkonjugasikan), berwarna kuning. Molekul-molekul atau ion-ion yang mempunyai system terkonjugasikan, menyerap cahaya dengan panjang gelombang yang lebih panjang dibandingkan dengan molekul-molekul sebanding tetapi yang tanpa system terkonjugasikan. Cahaya yang diserap sering ada pada bagian spectrum yang tampak, dan dengan demikian molekul atau ionnya berwarna.

Indikator terkenal phenoftalein merupakan asam diprotik dan tak berwarna. Ia mula-mula berdisosiasi menjadi suatu bentuk tak berwarna dan kemudian, dengan kehilangan hidrogen ke dua, menjadi ion dengan system terkonjugasikan, maka dihasilakanlah wrana merah. Metal oranye, indikator lain yang secara luas digunakan, merupakan basa dan berwarna kuning dalam bentuk molekular. Penambahan ion hidrogen menghasilkan suatu kation yang berwarna merah muda.

Perubahan minimum dalam pH yang diperlukan untuk suatu perubahan warna disebut “jangkau indicator”. Pada harga pH antara,warna yang ditunjukkan bukan warna merah atau kuning, tetapi sedikit agak kuning. Pada pH 5,pK_a dari HIn, kedua bentuk berwarna sama konsentrasinya, yaitu HIn separuh tenetralisasikan. Seringkali kita mendengar terminology seperti suatu indikator yang berubah warna pada pH 5 telah digunakan ini berarti bahwa pK_a indicator sebesar 5 dan jangkauannya sebesar pH 4 sampai 6.

            Pada titrasi asam lemah, pemilihan indikator jauh lebih terbatas untuk suatu asam dengan pK_a 5 kira-kira kepunnyaan asma asetat, pH lebih tinggi dari 7 pada titik ekivalen, dan perubahan dalam pH relatif kecil. Phenoftalein berubah warna pada kira-kira titik ekivalen dan merupakan indicator yang cocok. Dalam hal asam yang sangat lemah, misalnya pK_a = 9, tidak ada perubahan dalam pH yang besar terjadi sekitar titik ekivalen. Jadi volume basa yang lebih besar akan diperlukan untuk merubah warna suatu indikator dan titik ekivalen tidak akan di deteksi dengan ketepatan yang biasa diharapkan.

            Kelarutan garam dari asam lemah tergantung pada pH larutan. Beberapa contoh yang lebih penting dari garam-garam demikian dalam kimia analitik adalah oksilat sulfida, hidrogsida, karbonat dan fosfat. Ion hidroksida bereaksi dengan anion garam untuk membentuk asam lemah, dengan demikian meningkatkan kelarutan garam.

                                                ( R.A. Day, Jr. Analisa Kimia Kuantitatif : 141-145)

            Teori bonsted lowry melukiskan reaksi asam basa dalam  peristiwa perpindahan proton, yaitu perbadingan kekuatan asam basa menentukan kearah mana reaksi asam basa akan terjadi., yaitu dari kombinasi asam basa yang lebih kuat ke yang lebih lemah. Teori lewis memnadang reaksi aram basa dari arah pembentukan ikatan kovalen antara zat penerima pasangn electron (asam) dengan pemberi (donor) electron (basa). Gunanya yang paling besar adalah dalam keadaan dimana reaksi terjadi tanpa kehadiran suatu pelarut atau pada saat suatu asam tidak mengandung atom hidrogen.

            Ada beberapa macam titrasi bergantung pada reaksinya.  Salah satunya adalah titrasi asam basa. Titrasi adalah suatu metode untuk menentukan konsentrasi zat didalam larutan. Titrasi dilakukan dengan mereaksikan larutan tersebut dengan larutan yang sudah diketahui konsentrasinya. Reaksi dilakukan secara bertahap (tetes demi tetes) hingga tepat mencapai titik stoikiometri atau titik setara.

                    (James E. Brady, Kimia Universitas Asas dan Struktur edisi 5 : 178)

Titik ekivalen pada titrasi asam basa adalah pada saat dimana sejumlah asam tepat di netralkan oleh sejumlah basa. Selama titrasi berlangsung terjadi perubahan pH. pH pada titik equivalen ditentukan oleh sejumlah garam yang dihasilkan dari netralisaasi asam basa. Indikator yang digunakan pada titrasi asam basa adalah yang memiliki rentang pH dimana titik equivalen berada. Pada umumnya titik equivalen tersebut sulit untuk diamati, yang mudah dimatai adalah titik akhir yaang dapat terjadi sebelum atau sesudah titik equivalen tercapai. Titrasi harus dihentikan pada saat titik akhir titrasi tercapai, yang ditandai dengan perubahan warna indikator. Titik akhir titrasi tidak selalu berimpit dengan titik equivalen. Dengan pemilihan indikator yang tepat, kita dapat memperkecil kesalahan titrasi.

Pada titrasi asam kuat dan basa kuat, asam lemah dan basa lemah dalam air akan terurau dengan sempurna. Oleh karena itu ion hidrogen dan ion hidroksida selama titrasi dapat langsung dihitung dari jumlah asam atau basa yang ditambahkan. Pada titik equivalen dari titrasi asam air, yaitu sama dengan 7.

Secara umum, asam memiliki sifat sebagai berikut:

1.    Rasa: masam ketika dilarutkan dalam air.

2.    Sentuhan: asam terasa menyengat bila disentuh, terutama bila asamnya asam kuat

3.    Kereaktifan: asam bereaksi hebat dengan kebanyakan logam, yaitu korosif terhadap logam

4.    Hantaran listrik: asam, walaupun tidak selalu ionik, merupakan elektrolit.

5.    mengubah lakmus biru menjadi merah

Sifat-sifat Basa :

1.       Kaustik

2.       Rasanya pahit

3.       Licin seperti sabun

4.       Nilai pH lebih dari sabun (>7)

5.        Mengubah warna lakmus merah menjadi biru

6.       Dapat menghantarkan arus listrik

   III.        Alat dan Bahan

1.     Statif dan klem

2.     Buret

3.     Gelas/labu Erlenmeyer 100ml (3buah)

4.     Gelas kimia 250ml (2buah)

5.     Pipet tetes

6.     Corong

7.     Gelas/silinder ukur

8.     Larutan NaOH 0,1M

9.     Larutan HCl yang akan ditentukan konsentrasinya

10.  Indicator phenolphthalein (PP)

11.  Pipet Volume

  IV.        Cara Kerja
1.   Mempersiapkan alat-alat yang akan digunakan (III. Alat dan Bahan)

2.    Bersihkan alat-alat sebelum digunakan (bila perlu)

3.    Memasang buret pada statif

4.    Menutup kran pada buret, kemudian masukkan larutan NaOH 0,1M ke buret menggunakan gelas kimia

5.    Membuka kran pada buret untuk mengepaskan larutan NaOH 0,1 M tepat pada skala 0 buret

6.    Ambil 10ml larutan HCl dengan pipet volume, tuangkan dalam tabung Elemeyer

7.    Teteskan larutan HCl dalam elemeyer dengan indicator PP sebanyak 2 tetes

8.    Letakkan erlenmayer pada ujung bawah buret.

9.    Lakukan titrasi, hingga larutan HCl berubah warna menjadi pink

10.  Bila telah terjadi perubahan warna hentikan proses titrasi

11.  Catatlah volume NaOH yang digunakan dengan menghitung V awal – V akhir

12.  Lakukan langkah 6-11 sebanyak 3 kali, dan usahakan perubahan warna sesedikit mungkin (tepat pada ekuivalen)

    V.        Hasil Pengamatan

Percobaan	Volume HCl (ml)	Volume NaOH (ml)
Pertama	10	15,3
Kedua	10	14,3
Ketiga	10	14,3
	Rata-rata Volume NaOH (ml)	14,8

  VI.        Analisa Data

-Pertanyaan :

a) Hitunglah Volume rata-rata NaOH !
b) Hitung Konsentrasi HCl !
-Jawaban :

a. Vrata-rata = (15,3 + 14,3 + 14,3) : 3 = 14,8 ml

b. V1 x M1 = V2 x M2

10 . x M1 = 14,8 . o,1

M1  = 0,148

Jadi konsentrasi HCl adalah 0,148 M.

 VII.        Kesimpulan

·         Kadar atau konsentrasi HCl (asam) dapat ditentukan melalui proses titrasi, yaitu dengan mereaksikan HCl (titrat) yang ditambahkan 2 tetes indicator PP dengan NaOH (titran). Titrasi harus dihentikan bila larutan HCl yang dicampurkan dengan 2 tetes indikator berubah warna dari bening hingga menjadi pink. Volume NaOH yang digunakan akan mempengaruhi hasil konsentrasi dari HCl tersebut, sehingga harus sangat berhati-hati melakukan praktikum ini. Setelah volume NaOH (basa) diketahui, barulah Konsentrasi HCl (asam) bisa dihitung.

·         Volume rata-rata NaOH untuk melakukan titrasi adalah 14,8 ml.

·         Konsentrasi HCl yang digunakan untuk titrasi adalah 0,148 M.

Laporan Praktikum Kimia Perbedaan Keasaman Larutan

I.     Tujuan

1.    Menentukan sifat asam dan basa dari bebrapa bahan melalui pengukuran pH.

2.    Menentukan harga pH dari bebrapa  konsentrasi asam.

II.   Dasar  Teori

Dalam mempelajari reaksi asam basa dalam larutan, konsentrasi ion hidrogen adalah kunci yang menunjukkan keasaman atau kebasaan suatu larutan.  Dalam air murni dengan temperature 25^oC konsentrasi ion hidrogen adalah 10^-7 M (mol per liter) yang akan sama dengan harga konsentrasi ion hidroksidanya.  Sedangkan hasil kali konsentrasi ion-ion dalam air adalah. 10^-7 M X 10^-7 M = 10^-14 M² disebut sebagai Kw (konstanta air).

Pada saat [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 M larutan tersebut disebut netral.  Dalam larutan asam akan terjadi kelebihan ion hydrogen sehingga [H⁺] > [OH^-] ini berarti [H⁺] > 10^-7 M, sedangkan dalam larutan basa akan terjadi kelebihan ion hidroksida [H⁺] < [OH^-] yang berarti [H⁺] < 10^-7 M.  konsentrasi ion [H⁺] atau [OH^-] ini sangat kecil sekali, maka pada tahun 1909 Sorensen, menyarankan pengukuran yang praktis yang disebut dengan pH atau derajat keasaman.  Jadi derajat keasaman adalah suatu bentuk cara yang digunakan untuk menentukan sifat asam suatu larutan.

Besar konsentrasi [H⁺] atau [OH^-] dalam larutan diketahui  salah satunya maka konsentrasi [H⁺] atau [OH^-] dapat dicari dengan memasukkan harga Kw (konstanta air).  Untuk asam kuat dan basa kuat besarnya konsentrasi dari ion hidrogen atau ion hidroksida dapat dihitung berdasarkan konsentrasi asam atau basa sutu larutan.

III.        Alat dan Bahan

A.      Alat

1)      Plat tetes

2)      Pipet tetes

3)      Indicator universal

4)      Gelas kimia

B.       Bahan

1)      HCl 0,1 M

2)      HCl 0,01 M

3)      HCl 0.001 M

4)      CH3COOH 0,1 M

5)      CH3COOH 0,01 M

6)      CH3COOH 0,001 M

7)      Dry ice

8)      NaHCO3

9)      Na2CO3

10)  NH4Cl

11)  CaCl2

12)  CH3COONa

13)  KCl

14)  CH3COOH

15)  MgCl2

16)  NaCl

17)  HCl

18)  NaOH

IV.        Langkah Kerja

1. Menentukan harga pH dari beberapa konsentrasi asam

1. HCl 0,1                           4. CH3COOH 0,1
2. HCl 0,01                         5. CH3COOH 0,01       

     3. HCl 0,001                       6. CH3COOH 0,001

1)Di masukkan indikator universal pada masing-masing lubang.  Kemudian diamati perubahan warna pada indikator universal, serta dibandingkan warna pada warna yang tertera pad a kemasan indikator universal.

2) Ditentukan nilai pHnya kemudian dimasukkan pada tabel.

3) Kemudian dihitung konsentrasi ion H⁺ nya dengan rumus:

Asam : pH       = - log [H⁺]

Basa   : pOH   = - log [OH^-]

      2. Menentukan sifat asam dan basa dari beberapa bahan melalui pengukuran pH.
               1. HCl                                     7.  CaCl

2. Na2CO3                             8.  KCl

4. NH4Cl                                10.NaCl    

5. CH3COONa                      11.NaOH

6. CH3COOH                        12.Dry ice

1) Di masukkan indikator universal, kemudian diamati perubahan warna yang terjadi pada indikator universal serta dibandingkan pada warna yang tertera pada kemasannya.

2) Ditentukan nilai pHnya, kemudian dimasukkan ke dalam tabel.

3) Dihitung konsentrasi pH-nya dengan rumus :

Jika asam lemah : (H⁺) = √ Ka.Ma                            Ka = 4,7 . 10^-7

Untuk asam kuat:   (H⁺) = x.Ma

                               pH = - log (H+)

V.      Hasil Pengamatan

A.    Nilai pH dari beberapa konsentrasi larutan asam.   

No.	Isi plat tetes	Warna kertas indikator	pH	Konsentrasi ion H+
1.	HCl 0,1 M	Merah pekat	1	10-1
2.	HCl 0,01M	Kuning	5	10-5
3.	HCl 0,001M	Kuning	5	10-5

No.	Isi plat tetes	Warna kertas indikator	pH	Konsentrasi ion H+
1.	CH3COOH 0,1M	orange	4	10-4
2.	CH3COOH 0,01M	Kuning	6	10-5
3.	CH3COOH 0,001M	Kuning	6	10-6

B.     Nilai pH dari beberapa zat atau larutan.

No.	Isi plat tetes	Warna kertas indikator	pH	Konsentrasi ion H+
1.	NaHCO3 0,1M	Hijau	8	10-8
2.	Na2CO3  0,1M	Biru	11	10-11
3.	NH4Cl     0,1M	Kuning	5	10-5
4.	CaCl2 0,1 M	Kuning	5	10-5
5.	Dry ice	Kuning	5	10-5
6.	CH3COONa 0,1M	Hijau muda	7	10-7
7.	KCl 0,1M	Kuning	6	10-6
8.	CH3COOH 0,1M	Hijau	4	10-4
9.	MgCl2 0,1 M	Kuning	5	10-5
10.	NaCl 0,1 M	Kuning	6	10-6
11.	HCl 0,1 M	Pink	2	10-2
12.	NaOH 0,1 M	Hijau	8	10-8

                                                                   

Pada konsentrasi asam kuat:

1.      HCl 0,1 M        H⁺ + Cl^-                                              pH = - log [H⁺]           

           [H⁺] = x.Ma                                                            = - log 10^-1

                   = 1. 0,1                                                           =  1

                   = 0,1=10^-1                                         

2.      HCl 0,01 M                                                      pH = - log [H⁺]

           [H⁺] = x.Ma                                                           = - log 10^-2

= 1.0,01                                                         = 2

= 0,01=10^-2

3.      HCl 0,001 M                                                    pH = - log [H⁺]

[H⁺] = x.Ma                                                            = - log 10^-3

        = 1.0,001                                                        = 3

        = 0,001=10^-3

Percobaan kedua

         1.      NaHCO₃ (pH = 8)                   5. Dry Ice (pH = 5)                 9. MgCl (pH = 5)

  pH   = - log (H⁺)                         pH     = - log (H⁺)                    pH     = - log (H⁺)

      8  = - log (H⁺)                             5    = - log (H⁺)                        5    = - log (H⁺)

(H⁺)  = 10^-8                                                (H⁺)  = 10^-5                                                         (H⁺)  = 10^-5

         2.      NaCO₃ (pH = 11)                    6. CH₃COONa (pH = 7)         10. NaCl (pH = 6)

pH   = - log (H⁺)                           pH    = - log (H⁺)                       pH    = - log (H⁺)

    11= - log (H⁺)                              7    = - log (H⁺)                          6    = - log (H⁺)

(H⁺) = 10^-11                                               (H⁺)  = 10^-5                                                          (H⁺)  = 10^-6

         3.      NH₄Cl (pH = 5)                      7. KCl (pH = 6)                       11. HCl (pH = 2)

pH   = - log (H⁺)                            pH    = - log (H⁺)                      pH    = - log (H⁺) 

    5  = - log (H⁺)                               6    = - log (H⁺)                         2    = - log (H⁺)

(H⁺) = 10^-5                                                 (H⁺)  = 10^-6                                                          (H⁺)  = 10^-2

      4.      CaCl (pH = 5)                         8. CH₃COOH (pH = 4)           12. NaOH (pH = 8)

pH    = - log (H⁺)                           pH    = - log (H⁺)                     pH    = - log (H⁺)

   5    = - log (H⁺)                              4    = - log (H⁺)                        8    = - log (H⁺)

(H⁺)  = 10^-5                                                (H⁺)  = 10^-4                                                        (H⁺)  = 10^-8

VI.   Pembahasan

Derajat keasaman adalah suatu cara atau metode yang digunakan untuk menentukan sifat asam atau basa suatu larutan dengan menggunakan pengukuran pH.

Praktikum kali ini yang bermaterikan derajat keasaman dengan tujuan untuk menentukan sifat asam serta sifat basa dari beberapa larutan atau bahan yang digunakan pada praktikum kali ini dengan melalui pengukuran pH serta menentukan harga pH dari beberapa konsentrasi larutan asam yang berlandaskan dari praktikum dengan menggunakan hasil pengamatan serta percobaan secara langsung dalam praktikum ini.

Pada praktikum kali ini dengan menggunakan bahan-bahan dan alat-alat seperti platetes dengan dimasukkannya bahan-bahan yang disebutkan diatas, kemudian dengan memperhatikan beberapa perubahan yang terjadi dengan kertas indicator universal, dengan adanya perubahan warna yang terjadi maka dapat dipastikan bahwa bahan tersebut merupakan bahan yang tergolong asam, dan bahan yang tergolong basa, dengan mencocokkan warna dari indicator universal dengan warna yang tertera dalam kemasannya. Maka akan didapatkan hasil bahwa yang perubahan warnanya dari warna orange menjadi kehitaman, maka larutan tersebut bersifat basa, sedangkan jika warna indicator universal tersebut berubah kearah warna merah, maka larutan tersebut bersifat asam.

Pada praktikum ini dilakukan dengan dua kali percobaan yakni pada percobaan pertama dengan menentukan harga pH suatu larutan asam (kuat-lemah) dengan menggunakan cara percobaan dengan kertas indikator universal, kemudian dibandingkan dengan metode perhitungan dengan menggunakan rumus [H⁺] =  x . Mauntuk menghitung asam kuat dan dengan menggunakan rumus [H⁺] =   untuk mencari nilai asam lemah.

Dengan menggunakan cara seperti diatas, kita akan mengetahui suatu sifat yang dimiliki suatu larutan apakah bersifat asam atau basa, serta menentukan pH dengan menggunakan metode perhitungan.  Suatu pH dapat diketahui dengan menggunakan bahan-bahan tersebut di atas yang dimasukkan ke dalam plat tetes, yang pertama kali yaitu untuk asam kuatnya adalah larutan HCl dari mulai konsentrasi 0,1 M sampai konsentrasi 0,001 M, yang dipasang dari jejeran lubang yang ada pada platetes, sedangkan untuk larutan asam lemahnya yaitu CH₃COOH mulai dari konsentrasi 0,1 M sampai konsentrasinya 0,001 M, kemudian dari larutan-larutan tersebut dimasukkan kedalamnya indikator universal yang akan kita amati perubahan warnanya maka dihasilkan sebagai berikut.  Untuk karutan HCl 0,1 M berwarna merah pekat atau sama dengan nilai pH yaitu 1 atau 10^-1 yang menandakan bahwa larutan ini bersifat asam kuat (perlu diketahui bahwa apabila nilai pH yang dikandung oleh suatu larutan lebih banyakdari 7, maka larutan tersebut bersifat basa, sedangkan apabila mengandung pH kurangdari 7, maka larutan tersebut mengandung atau merupakan asam), kemudian pada larutan HCl yang berkonsentrasi 0,01 dan 0,001 terjadi ketidakcocokan pH antara hasil pengamatan dengan menggunakan indikator universal dan secara perhitungan, yaitu nilai pH dari HCl 0,01 yang diketahui dengan menggunakan indikator universal adalah 5 sedangkan dengan menggunakan perhitungan secara teori bernilai 2. Pada larutan HCl 0,001 M dengan menggunakan indicator universal pH sebesar 5, sedangkan dengan menggunakan perhitungan secara teori didapatkan hasil yaitu 3 atau 10^-3, hal tersebut bias saja disebabkan karena kemungkinan adanya keteledoran kami para praktikan dalam memasukkan indicator universal terlalu lama, sehingga warnanya menjadi berubah dan mempengaruhi perbedaan pH tersebut, atau mungkin juga karena adanya pengaruh dari konsentrsai larutan berubah karena tercampur dengan larutan lain.

Pada praktikum atau percobaan kedua, yakni dengan menggunakan bahan-bahan seperti NaHCO3 0,1M, Na2CO3  0,1M, NH4Cl 0,1M, CaCl2 0,1 M, Dry ice, CH3COONa 0,1M, KCl 0,1M, CH3COOH 0,1M, MgCl2 0,1 M, NaCl 0,1 M, HCl 0,1 M dan NaOH 0,1 M. Pada bahan pertama sampai percobaan pada bahan kedua belas, hasil antara percobaan dengan menggunakan indicator universal dan dengan menggunakan perhitungan secara teori mendapatkan hasil yang sama.

VII. Kesimpulan

Dari beberapa percobaan dan hasil yang didapatkan dari percobaan diatas, dapat disimpulkan beberapa hal, yaitu.

1.      Derajat keasaman adalah suatu bentuk cara yang digunakan untuk menentukan sifat asam dan basa suatu larutan.

2.      Ada beberapa cara atau bahan yang digunakan dalam acara praktikum kali ini untuk mencari pH larutan, yakni dengan menggunakan indicator universal dan menggunakan perhitungan secara teori.

3.      Semakin tinggi konsentrasi suatu larutan, maka semakin rendah nilai pHnya, atau berbanding terbalik antara konsentrasi dengan nilai pH.

4.      Perlu diketahui bahwa apabila nilai pH yang dikandung oleh suatu larutanlebih banyak dari 7, maka larutan tersebut bersifat basa, sedangkan apabila mengandung pH kurang dari 7, maka larutan tersebut mengandung atau merupakan asam, sedangkan apabila nilai pH 7 sendiri yaitu bersifat netral.

5.      Adapun faktor yang mempengaruhi perbedaan pH tersebut yaitu diantaranya karena pengaruh indikator universal yang diletakkan terlalu lama di platetes hingga merubah warna kertas atau larutan, juga mungkin karena adanya pengaruh dari konsentrsai larutan yang berubah karena tercampur dengan larutan lain.