Menghitung skala pH dan penggunaan indokator
 |
| 2016 |
LAPORAN
PRAKTIKUM KIMIA DASAR
PRAKTIKUM
KE- 4
Menghitung Skala pH dan Penggunaan Indikator
Oleh
Nama : 1. Amirah Nabila Farina (06091381621032)
2. Mayitoh Wardati B.M (06091381621037)
3. Sinta Delyana
Fajar (06091381621038)
4. Indah Karunia Sari (06091381621049)
5. Aep Tampowi (06091381621052)
6. Puspa Nitasari (06091381621055)
7. Kurnia Utami (06091181621008)
Kelompok : IV (Empat)
Dosen
Pembimbing : Maefa Eka Hariani,
S.Pd., M.Pd
Tanggal
Praktikum : 23 September 2016
Tanggal
Penyerahan : 30 September 2016
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN BIOLOGI
FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU
PENDIDIKAN
UNIVERSITAS SRIWIJAYA
2016
I.
Judul Praktikum
Menghitung
skala pH dan penggunaan indikator
II.
Tujuan
Praktikum
1.
Membuat larutan standar asam dan basa dalam berbagai pH
2.
Mengamati berbagai perubahan pada larutan standar asam
dan basa dalam berbagai indikator.
3.
Menghitung pH larutan dengan indikator universal
III.
Dasar Teori
A.
Teori Asam – Basa
Asam dan basa (alkali) sudah dikenal sejak zaman dahulu. Hal ini dapat
dilihat dari nama mereka. Istilah asam berasal dari bahasa Latin acetum yang
berarti cuka. Unsur pokok cuka adalah asam asetat CH3COOH. Istilah alkali
diambil dari bahasa Arab untuk abu. Juga sudah diketahui paling tidak selama
tiga abad bahwa hasil reaksi antara asam dan basa (netralisasi) adalah garam.
Teori asam basa banyak dikemukakan oleh beberapa ahli.
Teori-teori yang mencoba menerangkan sifat-sifat asam basa merupakan suatu
babak yang penting didalam sejarah ilmu kimia.Lavoisier (1777) menyatakan bahwa
semua asam selalu mengandung suatu unsur dasar yaitu oksigen (nama oksigen
diajukan oleh Lavoisier, diambil dari bahasa Yunani yang berarti “pembentuk
asam”). Davy(1810) menunjukkan bahwa asam muriatat (asam hidroklorida) hanya mengandung
hydrogen dan klor, tidak mengandung oksigen dan dengan itu menetapkan bahwa
hidrogenlah dan bukan oksigen yang menjadi unsure dasar di dalam asam.
a.
Teori Arrhenius.
Dalam teorinya tentang
penguraian (disosiasi) elektrolit, Svante Arrhenius (1884) mengajukan bahwa
elektrolit yang dilarutkan di dalam air terurai menjadi ion-ion; elektrolit
yang kuat terurai sempurna; elektrolit yang lemah hanya terurai sebagian. Suatu
jenis zat yang jika terurai menghasilkan ion hidrogen (H+) disebut
asam, misalnya HCl.
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Basa jika terurai menghasilkan ion hidroksida (OH-)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Teori Arrhenius juga berhasil menerangkan aktifitas katalis dari asam dalam
reaksi-reaksi tertentu. Asam yang merupakan katalis paling efektif adalah asam
yang mempunyai daya konduksi yang paling aik, yaitu asam kuat. Semakin kuat
asam, semakin tinggi konsentrasi H+ di dalam larutannya. Ion H+
merupakan katalis yang sesungguhnya didalam sebagai basa kecuali yang
menghasilkan OH-.
b.
Teori Bronsted-Lowry.
Disamping keberhasilan dan
manfaatnya, teori Arrhenius mempunyai beberapa keterbatasan. Salah satu
diantaranya adalah teori ini tidak mengenal senyawa lain sebagai basa kecuali
yang menghasilkan OH-. Hal ini menjadi penyajian ionisasi larutan
amoni dengan pelarut air sebagai berikut :
NH4OH (aq) → NH+(aq)
+ OH-(aq)
Tetapi zat NH4OH
(ammonium hidroksida) tidak pernah ada, zat tersebut tidak dapat diisolasi
dalam bentuk murni seperti natrium hidroksida (NaOH).
Selain itu, sejak zaman Arrhenius reaksi-reaksi sudah dilakukan dalam pelarut buka air seperti ammonia cair. Beberapa dari reaksi-reaksi tersebut kelihatannya mempunyai sifat-sifat reaksi asam basa. Ternyata OH- tidak ada karena tidak ada atom oksigen dalam susunan tersebut.
Selain itu, sejak zaman Arrhenius reaksi-reaksi sudah dilakukan dalam pelarut buka air seperti ammonia cair. Beberapa dari reaksi-reaksi tersebut kelihatannya mempunyai sifat-sifat reaksi asam basa. Ternyata OH- tidak ada karena tidak ada atom oksigen dalam susunan tersebut.
Menurut teori
Bronsted-Lowry, suatu asam adalah donor proton suatu basa adalah akseptor
(penerima) proton.(Petrucci, Ralph H.1986.Kimia Dasar Jilid 2.Halaman 260-262)
B.
pH
pH atau derajat
keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaaman atau basa yang dimiliki
oleh suatu zat, larutan atau benda. pH normal memiliki nilai 7 sementara bila
nilai pH > 7 menunjukkan zat tersebut memiliki sifat basa sedangkan nilai
pH< 7 menunjukkan keasaman. pH 0 menunjukkan derajat keasaman yang tinggi, dan
pH 14 menunjukkan derajat kebasaan tertinggi. Umumnya indicator sederhana yang
digunakan adalah kertas lakmus yang berubah menjadi merah bila keasamannya
tinggi dan biru bila keasamannya rendah.
Selain
menggunakan kertas lakmus, indicator asam basa dapat diukur dengan pH meter
yang bekerja berdasarkan prinsip elektrolit/konduktivitas suatu larutan. Sistem
pengukuran pH mempunyai tiga bagian yaitu elektroda pengukuran pH, elektroda
referensi dan alat pengukur impedansi tinggi. Istilah pH berasal dari "p",
lambang matematika dari negative logaritma, dan "H", lambang kimia
untuk unsur Hidrogen. Defenisi yang formal tentang pH adalah negative logaritma
dari aktivitas ion Hydrogen. pH adalah singkatan dari power of Hydrogen.
pH = -log[H+]
C.
Indikator
Indikator asam-basa adalah zat warnanya berubah bergantung pada pH larutan
indicator asam-basa digunakan untuk menentukan sifat keasaman atau kebasaan
suatu larutan. Larutan asam mempunyai pH <7, larutan netral mempunyai pH=7,
dan larutan basa mempunyai pH>7. Semua indicator asam-basa merupakan
asam lemah atau basa lemah yang dapat memperlihatkan perbedaan warna didalam
larutan asam atau basa.
Trayek atau daerah perubahan warna adalah daerah batas pH yang merupakan
daerah transisi perubahan warna. Indicator yang berbeda mempunyai traek
perubahan warna yang berbeda. Sebagai contoh, larutan lakmus akan
berwarna merah pada pH <5,5 dan berwrna biru pada Ph >8. Pada larutan
dengan pH = 5,5 – 8, warna lakmus adalah antara pH = 5,5 dan pH=8. Sebuah indicator
biasanya hanya menunjukan sebuah rentang pH tertentu dan tidak menunjukkan
sebuah nilai pH yang pasti. Karenanya, diperlukan indicator lain untuk
mempersempit rentang perkiraan pH sampel yang diuji.
Untuk
mengetahui sifat asam atau basa suatu zat tidak dapat dilakukan langsung dengan
mencicipi atau memegangnya. Mencicipi atau memegang zat secara langsung sangat
berbahaya. Contohnya asam sulfat H2SO4, yang dalam kehidupan sehari-hari
digunakan sebagai accu zuur (air aki). Bila tangan atau kulit
terkena asam sulfat, akan melepuh seperti luka bakar dan bila mata terkena asam
sulfat akan buta. Cara yang tepat untuk menentukan sifat asam atau basa suatu
zat adalah dengan menggunakan zat petunuk yang disebut indikator.
Indikator asam-basa adalah zat yang dapat berbeda warna jika berada dalam lingkungan asam atau
lingkungan basa.(Sukardjo. 2009 :179).
Indikator asam
basa biasanya dibuat dalam bentuk larutan. Dalam titrasi asam basa, sejumlah
kecil larutan indikator ditanbahkan kedalam larutan yang ditritasi dalam bentuk
lain kemudian dikeringkan. Jika kertas ini dibasahi dengan larutan yang sedang
diuji, terjadi warna yang dapat digunakan sebagai penentu pH larutan. Kertas
ini disebut kertas pH.
Indikator asam
basa umumnya digunakan jika penentuan pH yang diteliti tidak terlalu
dipikirkan.Namun pengukuran pH yang paling tepat dilakukan adalah dengan alat
ukur yang disebut pH meter. (Petrucci.1987 : 309)
Indikator asam
basa merupakan senyawa yang warnanya dalam asam maupun basa berbeda. Tidak
semua indikator berubah warnanya pada pH yang sama. Perubahan warna indikator
bergantung pada [H+] dalam larutan keasaman atau kebasaan suatu
larutan. Berikut tabel perubahan warna dengan interval pH dari berbagai
indikator.
No.
|
Indikator
|
Interval pH
|
Perubahan Warna
|
1
|
Metil Ungu
|
0,2 - 3,0
|
Kuning –Ungu
|
2
|
Timol Biru
|
1,2 -2,8
|
Merah – Kuning
|
3
|
Metil Jingga
|
3,1 - 4,4
|
Merah - Jingga -Kuning
|
4
|
Bromfenol Biru
|
3,0 - 4,6
|
Kuning -Biru – Ungu
|
5
|
Bromkresol Hijau
|
3,0 - 5,0
|
Biru – Merah
|
6
|
Kongo merah
|
3,8 - 5,4
|
Kuning – Biru
|
7
|
Metil Merah
|
4,4 - 6,2
|
Merah – Kuning
|
8
|
Brom kresol merah hijau
|
5,2 - 6,8
|
Kuning - Merah Jambu
|
9
|
Lakmus
|
4,5 - 8,5
|
Merah- Biru
|
10
|
Brontimol Biru
|
6,0 - 7,6
|
Kuning – Biru
|
11
|
Fenol merah
|
6,8 - 8,2
|
Kuning – Merah
|
12
|
Timol Biru
|
8,0 - 9,6
|
Kuning – Biru
|
13
|
Fenolftalein
|
8,3 - 10,0
|
Tak Bewarna - Merah
|
14
|
Timolftalein
|
9,3 - 10,5
|
Kuning – Biru
|
15
|
Alizarin Kuning
|
10,0 - 12,0
|
Kuning – Merah
|
16
|
Indigokarmin
|
11,4 - 13,0
|
Biru – Kuning
|
17
|
Trinitrobenzena
|
12,0 - 14,0
|
Tak Bewarna- Jingga
|
D.
Pengukuran
pH Larutan dengan indikator
a)
Indikator Tunggal
Indikator
kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru fungsinya hanya untuk membedakan
larutan yang dituju itu bersifat asam atau basa. Indikator lainnya seperti
Fenolftalein, Metil Jingga, Metil Merah, dan Brontimol Blue dapat memberikan trayek
perubahan warna indikator tersebut.
b)
Indikator Universal
Dengan kertas
indikator universal, kita dapat mengetahui pH larutan tersebut dengan cara
mencelupkan sepotong indikator universal kedalam larutan. Perubahan warna
kertas indikator tersebut dicocokkan dengan tabel warna yang mempunyai trayek
pH dari 0 sampai 14.
c)
pH Meter
pH meter adalah
suatu alat yang dapat digunakan sebagai pengukur pH larutan. pH meter memiliki
elektroda jika dicelupkan ke dalam larutan dapat mengukur ion hidrogen. Nilai
pH larutan terlihat pada skala pH meter. Pengukuran pH larutan
dengan menggunakan pH meter lebih akurat dibandingkan dengan indikator lainnya.
(Horale, 2004 :37-39)
IV.
Alat dan Bahan
·
Alat
-
Tabung reaksi
-
Gelas kimia
-
Rak tabung reaksi
-
Pipet tetes
-
Plat tetes
·
Bahan
-
HCl
-
NH4OH
-
CH3COOH
-
NaOH
-
Indikator Universal
-
Indikator PP
-
Indikator Metil Orange (MO)
-
Indikator Metil Red (MM)
-
Aquadest
V.
Prosedur Kerja
a.
Daerah asam, pH = 2-16
1)
Isi tabung reaksi 10 mL dengan larutan standar HCL 0,01 M
(pH=2)
2)
Buat larutan pH=3 dengan melakukan pengenceran
larutan (untuk mendapatkan pH=3 ambil 1
mL larutan pH=2 encerkan dengan 9mL air)
b.
Daerah basa, ph= 6-12
1)
Isi tabung reaksi dengan larutan standar NaOH 0,1 M
(pH=12)
2)
Buatlah larutan pH 11
c.
Perubahan warna pada pH tertentu
1)
Beri label pada setip larutan
2)
Ambil 2 mL setiap larutan masukkan masing-masing ke dalam
tabung reaksi
3)
Teteskan tetes indikator yang sudah disesuaikan
4)
Amati dan catat perubahan warna
5)
Lakukan langkah 1-2 dengan menggunakan indikator lainnya.
VI.
Hasil
Pengamatan
No.
|
Larutan
|
pH
|
Jenis
Indikator
|
|||
MM
|
MO
|
PP
|
Universal
|
|||
1.
|
HCL
|
2
|
Merah Muda
|
Merah hati
|
Tidak berwarna
|
|
2.
|
HCL
|
3
|
Merah
|
Orange
kemerahan
|
Tidak berwarna
|
|
3.
|
CH3COOH
|
2
|
Merah muda
|
Orange
kemerahan
|
Tidak berwarna
|
|
4.
|
CH3COOH
|
3
|
Merah muda
|
Orange
|
Tidak Berwarna
|
|
5.
|
NaOH
|
11
|
Kuning
|
Orange
|
Tidak Berwarna
|
|
6.
|
NaOH
|
12
|
Kuning
|
Orange
|
Tidak Berwarna
|
|
7.
|
NH4OH
|
11
|
Kuning bening
|
Orange
|
Tidak Berwarna
|
|
*tambahke lg
tabel untuk larutan NH4OH ph 12 nyo
VII.
Pembahasan
VIII. Kesimpulan
IX.
Daftar Pustaka
Pedoman Pelaksanaan Praktikum Kimdas Modul 4
Komentar
Posting Komentar