Reaksi Netralisasi SMA MAARIF NU PANDAAN TERAKREDITASI “B” 2009 Moh. Suwandi, S.Pt., M.Pd SMA MAARIF NU PANDAAN TERAKREDITASI “B” 2009

Reaksi Netralisasi 1 Kompetensi Dasar 2 Indikator 3 Reaksi Asam Basa 4 Titrasi Asam Basa

Kompetensi Dasar Menghitung banyaknya pereaksi dan hasil reaksi dalam larutan elektrolit Melakukan titrasi asam basa untuk menentukan konsentrasi larutan asam basa

Indikator Mengkomunikasikan hasil pengamatan tentang beberapa reaksi dalam larutan Menggunakan konsep mol, konsentrasi, volume larutan untuk perhitungan kimia pada reaksi dalam larutan

Reaksi Asam Basa Reaksi Netralisasi adalah reaksi penggaraman dimana perbandingan mol antara asam dan basa sama maka sifat asam dan sifat basa saling meniadakan. Pada reaksi netralisasi jika larutan asam dan larutan basa dalam jumlah yang ekuivalen, akan dihasilkan suatu larutan yang bersifat netral ( pH = 7 ). Adapun reaksi netralisasi yang sesungguhnya adalah reaksi : OH- + H+  H2O Reaksi diatas memperlihatkan bahwa 1 mol H+ dinetralkan oleh 1 mol OH-. Pada reaksi antara asam bivalen ( bervalensi 2 ) dengan basa monovalen maka 1 mol asam akan menetralkan 2 mol basa

Contoh Reaksi Netralisasi : KOH + HCl  KCl + H2O 2KOH + H2SO4  K2SO4 + 2H2O Ca(OH)2 + 2HCl  CaCl2 + 2H2O Pada reaksi antara asam / basa kuat dan asam / basa lemah dengan perbandingan mol asam – basa yang tidak sama, akan diperoleh larutan yang sifatnya tergantung pada reaktan yang tersisa. Jika reaktan yang tersisa berupa asam kuat maka larutan akan bersifat asam dan pH dihitung dengan rumus : pH = -log[H+]sisa Sebaliknya jika reaktan yang tersisa basa kuat maka larutan akan bersifat basa dan pH dihitung dengan rumus : pOH = -log[OH-]sisa pH = 14 - pOH

Contoh Soal : Larutan Ba(OH)2 mempunyai pH 13. Berapa mL larutan HCl 0,2 M yang harus ditambahkan ke dalam 100 mL larutan Ba(OH)2 supaya pH-nya menjadi 9. Jawab : pH Ba(OH)2 awal = 13 pOH = 14 – 13 = 1 [OH-] = 10-1 [OH-] = M . valensi asam 10-1 = M . 2 M = 0,5 . 10-1 Ba(OH)2 + 2HCl  BaCl2 + 2H2O Mula – mula 5 mmol 0,2 x mmol Reaksi 0,1 x mmol 0,2 x mmol 0,1 mmol 0,2 mmol ------------------------------------------------------------------------------------------------- Sisa (5 – 0,1x) mmol – 0,1 mmol 0,12mmol

Msisa = ( 5 – 0,1 x ) mmol ----------------------- (100 + x )mL pHakhir = 9 pOH = 5 [OH-] = Msisa . valensi asam 10-5 = ( 5 – 0,1 x ) . 2 -------------------- 100 + x (100 + x ) . 10-5 = ( 5 – 0,1 x ) . 2 10-3 + 10-5x = 10 – 0,2 x x = 103 ------ 0,2 = 5000 mL

Latihan Soal Berapa mL larutan NaOH yang pH-nya = 12 harus dicampur dengan 100 mL larutan H2SO4 yang pH-nya = 3 supaya pH campuran menjadi 11 ? Berapa gram NaOH yang harus ditimbang untuk membuat 20 mL larutan NaOH 0,2 M ? ( Ar Na : 23, O : 16, H : 1 )

Titrasi Asam Basa Pada reaksi antara asam dan basa di mana jumlah mol asam sama dengan jumlah mol basa akan dihasilkan garam dan air. Sejumlah tertentu larutan asam dititrasi dengan larutan basa sampai mencapai titik ekuivalen ( asam dan basa tepat habis bereaksi ), jika salah satu larutan diketahui molaritasnya maka molaritas larutan yang satu lagi dapat diketahui dengan menggunakan rumus : M1 . V1 = M2 . V2 Keterangan 1 = asam 2 = basa Titik ekuivalen dapat diketahui dengan menambahkan suatu indikator. Indikator ini haruslah berubah warna di sekitar titik ekuivalen. Titrasi dihentikan pada saat indikator menunjukkan perubahan warna. Keadaan ini disebut “titik akhir titrasi”

Perubahan pH pd Kurva Titrasi Bila larutan basa ditetesi dengan larutan asam maka pH akan turun. Sebaliknya, jika larutan asam ditetesi larutan basa maka pH larutan akan bertambah naik. Perubahan pH pada proses titrasi digambarkan dengan grafik “kurva titrasi”. Bentuk kurva titrasi tergantung kekuatan asam basa yang direaksikan. Ada 3 macam titrasi, yaitu : Asam kuat dengan basa kuat Basa lemah dengan asam kuat Asam lemah dengan basa kuat

a. Titrasi Asam Kuat – Basa Kuat Misalnya 50 mL larutan HCl 0,1 M di tritrasi dengan larutan NaOH 0,1 M, akan diperoleh kurva titrasi seperti gambar berikut :

Titik ekuivalen tercapai saat volume NaOH 50 mL Titik ekuivalen tercapai saat volume NaOH 50 mL. Sedikit penambahan volume NaOH akan menaikkan pH menjadi 10 dan sedikit pengurangan volume NaOH akan menurunkan pH menjadi 4. Titik ekuivalen terjadi pada pH = 7, saat asam dan basa tepat habis. Pada daerah sekitar titik ekuivalen terjadi perubahan pH yang cukup drastis. Secara stoikiometri, titik ekuivalen dicapai pada saat penambahan 50 mL NaOH 0,1 M.

b. Netralisasi Asam Lemah oleh Basa Kuat Perubahan pH pada titrasi 50 mL CH3COOH 0,1 M dengan larutan NaOH 0,1 M diperoleh kurva titrasi seperti gambar berikut : pH larutan akan naik sedikit demi sedikit dan lonjakan pH di sekitar titik ekuivalen lebih sempit, hanya sekitar 3 satuan ( pH ± 7 – 10 )

c. Netralisasi Basa Lemah oleh Asam Kuat Perubahan pH pada titrasi 50 mL NH3 0,1 M dengan larutan HCl 0,1 M diperoleh kurva titrasi seperti gambar berikut :

pH larutan turun sedikit demi sedikit dan penurunan pH di sekitar titik ekuivalen terjadi lonjakan pH yang cukup sempit yaitu sekitar 3 satuan ( pH ± 7 – pH ± 14 ). Titik ekuivalen terjadi pada pH dibawah 7 dan titik ekuivalen dapat diamati dengan indikator metil merah.

Latihan Soal Berapa mL larutan KOH 0,638 M yang diperlukan untuk menetralkan 430 mL larutan H2SO4 0,4 M ? Berapa molaritas larutan NH4OH yang kerapatannya 0,9 g/mL dan mengandung 28,33 % NH3 ? Berapa mL air yang diperlukan untuk mengencerkan 10 mL larutan asam cuka pada nomor 4, supaya molaritas larutannya menjadi 0,25 M ?

Thank You !