Asidi–alkalimetri

Asam dan Basa
Asam Reaksi asam–basa Homeostasis asam–basa Kekuatan asam Fungsi keasaman Amfoterisme Basa Larutan dapar Konstanta disosiasi Kimia kesetimbangan Ekstraksi Fungsi keasaman Hammett pH Afinitas proton Swaionisasi air Titrasi Katalisis asam Lewis Pasangan Lewis terfrustasi Asam Lewis kiral
Tipe Asam
Brønsted–Lowry Lewis Akseptor Mineral Organik Oksida Kuat Superasam Lemah Padat
Tipe Basa
Brønsted–Lowry Lewis Donor Organik Oksida Kuat Superbasa Non-nukleofilik Lemah
l b s

Asidi–alkalimetri (lebih dikenal sebagai titrasi asam–basa) adalah suatu metode analisis kuantitatif untuk menentukan konsentrasi asam atau basa Brønsted–Lowry (titrat) dengan cara menetralkannya menggunakan larutan yang konsentrasinya diketahui (titran).^[1] Suatu indikator pH digunakan untuk memantau progres reaksi asam–basa sehingga kurva titrasi dapat dibuat.^[1]

Titrasi ini berbeda dengan jenis titrasi modern lainnya, seperti titrasi reduksi–oksidasi, titrasi presipitasi, dan titrasi kompleksometri.^[2] Meskipun jenis-jenis titrasi tersebut juga digunakan untuk menentukan jumlah zat yang tidak diketahui, zat yang dimaksud bervariasi dari ion hingga logam.^[2]

Titrasi asam–basa banyak diterapkan dalam berbagai bidang ilmu pengetahuan, seperti farmasi, pemantauan lingkungan, dan pengendalian mutu di industri.^[3] Ketepatan dan kesederhanaan metode ini menjadikannya alat penting dalam analisis kimia kuantitatif, memberikan kontribusi yang signifikan terhadap pemahaman umum kimia larutan.^[4]

Sejarah titrasi asam–basa dimulai pada akhir abad ke-19 ketika kemajuan kimia analitik mendorong pengembangan teknik sistematis untuk analisis kuantitatif.^[5] Asal usul metode titrasi dapat dikaitkan dengan karya para ahli kimia seperti Karl Friedrich Mohr pada pertengahan tahun 1800-an.^[5] Kontribusinya meletakkan dasar untuk memahami titrasi yang melibatkan asam dan basa.

Kemajuan teoretis datang dengan penelitian ahli kimia Swedia Svante Arrhenius, yang pada akhir abad ke-19, memperkenalkan teori Arrhenius, yang memberikan kerangka teoretis untuk reaksi asam–basa.^[6] Landasan teoretis ini, bersama dengan penyempurnaan eksperimental yang berkelanjutan, berkontribusi pada evolusi titrasi asam–basa sebagai metode analisis yang tepat dan dapat diterapkan secara luas.^[6]

Seiring berjalannya waktu, metode ini telah mengalami penyempurnaan dan adaptasi lebih lanjut, sehingga menjadikannya sebagai alat penting di laboratorium pada berbagai disiplin ilmu.

Alkalimetri dan asidimetri merupakan jenis analisis volumetri yang reaksi fundamentalnya adalah reaksi netralisasi. Reaksi ini melibatkan penambahan asam atau basa (titran) terkontrol yang konsentrasinya diketahui ke dalam larutan yang konsentrasinya tidak diketahui (titrat) hingga reaksi mencapai titik ekuivalen stoikiometrinya. Pada titik ini, mol asam dan basa memiliki nilai sama, sehingga menghasilkan larutan netral:^[7]

asam + basa → garam + air

Misalnya:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Asidimetri adalah penggunaan analitik khusus dari titrasi asam–basa untuk menentukan konsentrasi zat basa (alkali) menggunakan asam standar. Ini dapat digunakan untuk basa lemah dan basa kuat.^[8] Salah satu contoh titrasi asidimetri yang melibatkan basa kuat adalah sebagai berikut:

Ba(OH)₂ + 2 H⁺ → Ba²⁺ + 2 H₂O

Dalam kasus ini, basa kuat (Ba(OH)₂) dinetralkan oleh asam hingga seluruh basa bereaksi. Hal ini memungkinkan pengamat untuk menghitung konsentrasi basa dari volume asam standar yang digunakan.

Alkalimetri menggunakan konsep yang sama dengan titrasi asam–basa analitik khusus, tetapi untuk menentukan konsentrasi zat asam menggunakan basa standar.^[8] Salah satu contoh titrasi alkalimetri yang melibatkan asam kuat adalah sebagai berikut:

H₂SO₄ + 2 OH⁻ → SO₄^2- + 2 H₂O

Dalam kasus ini, asam kuat (H₂SO₄) dinetralkan oleh basa hingga seluruh asam bereaksi. Hal ini memungkinkan pengamat untuk menghitung konsentrasi asam dari volume basa standar yang digunakan.

Larutan standar (titran) diletakkan dalam buret, sedangkan larutan yang tidak diketahui konsentrasinya (analit/titrat) ditempatkan pada labu Erlenmeyer di bawahnya yang dilengkapi indikator.^[9]

Indikator pH yang sesuai harus dipilih untuk mendeteksi titik akhir titrasi.^[10] Perubahan warna atau efek lainnya harus terjadi di sekitar dengan titik ekuivalen reaksi sehingga peneliti dapat menentukan secara akurat kapan titik tersebut tercapai. pH titik ekuivalen dapat diperkirakan dengan menggunakan aturan berikut:

• Asam kuat akan bereaksi dengan basa kuat membentuk larutan netral (pH = 7).
• Asam kuat akan bereaksi dengan basa lemah membentuk larutan asam (pH < 7).
• Asam lemah akan bereaksi dengan basa kuat membentuk larutan basa (pH > 7).

Indikator-indikator ini merupakan alat penting dalam kimia dan biologi, yang membantu dalam penentuan keasaman atau alkalinitas suatu larutan melalui pengamatan transisi warna.^[10] Tabel di bawah ini berfungsi sebagai panduan referensi untuk memilih indikator yang tepat, yang memberikan informasi mengenai rentang pH dan transformasi warna yang terkait dengan indikator tertentu:

Fenolftalein dikenal luas sebagai salah satu indikator asam basa yang paling umum digunakan dalam kimia.^[12] Popularitasnya dikarenakan efektivitasnya dalam kisaran pH yang luas dan transisi warnanya yang berbeda.^[12] Perubahan warnanya yang tajam dan mudah dideteksi menjadikan fenolftalein sebagai alat yang sangat baik untuk menentukan titik akhir titrasi asam–basa, karena perubahan pH yang tepat menandakan selesainya reaksi.

Jika asam lemah bereaksi dengan basa lemah, larutan titik ekuivalennya akan bersifat basa jika basanya lebih kuat dan bersifat asam jika asamnya lebih kuat. Jika keduanya memiliki kekuatan yang sama, maka pH ekuivalennya akan netral.^[13] Akan tetapi, asam lemah jarang dititrasi dengan basa lemah karena perubahan warna yang ditunjukkan oleh indikator seringkali terjadi dengan cepat, sehingga sangat sulit bagi pengamat untuk melihat perubahan warna tersebut.

Titik dimana indikator berubah warna disebut titik akhir.^[10] Indikator yang sesuai haruslah dipilih, sebaiknya indikator yang akan mengalami perubahan warna (titik akhir) mendekati titik ekuivalen reaksi.

Selain beragamnya larutan indikator, kertas pH, yang dibuat dari kertas atau plastik yang dicampur dengan kombinasi indikator-indikator ini, dapat digunakan sebagai alternatif praktis.^[13] pH suatu larutan dapat diperkirakan dengan merendam selembar kertas pH ke dalamnya dan mencocokkan warna yang diamati dengan standar acuan yang terdapat pada wadah.^[13]

Titrasi berlebih merupakan fenomena umum dan mengacu pada situasi di mana volume titran yang ditambahkan selama titrasi kimia melebihi jumlah yang dibutuhkan untuk mencapai titik ekuivalen.^[14] Kelebihan titran ini menyebabkan larutan menjadi sedikit lebih basa atau terlalu asam.^[14]

Melewati titik ekuivalen dapat terjadi karena berbagai faktor, seperti kesalahan dalam pembacaan buret, stoikiometri reaksi yang tidak sempurna, atau masalah pada deteksi titik akhir titrasi.^[14] Konsekuensi dari titrasi berlebih dapat memengaruhi keakuratan hasil analisis, khususnya dalam analisis kuantitatif.^[14]

Para peneliti dan analis sering kali menerapkan tindakan korektif, seperti titrasi balik^[15] dan penggunaan teknik titrasi yang lebih tepat, untuk mengurangi kemungkinan terjadinya titrasi berlebih dan mendapatkan pengukuran yang andal dan tepat. Memahami penyebab, konsekuensi, dan solusi terkait titrasi berlebih sangatlah penting dalam mencapai hasil yang akurat dan dapat direproduksi di bidang kimia.

Untuk menghitung konsentrasi, maka diperlukan tabel MRS.^[16][1] MRS adalah singkatan dari mula-mula, reaksi, dan setimbang.

pH larutan asam lemah yang dititrasi dengan larutan basa kuat dapat ditemukan pada berbagai titik di sepanjang titrasi. Titik-titik ini termasuk ke dalam salah satu dari empat kategori berikut:^[17]

1. pH mula-mula
2. pH sebelum titik ekuivalen
3. pH pada titik ekuivalen
4. pH setelah titik ekuivalen

1. pH mula-mula larutan asam lemah dalam air diperkirakan dengan menggunakan persamaan:^[1]

${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log[{\ce {H3O+}}]_{0}}$ dengan ${\displaystyle {\ce {[H3O+]0}}}$ adalah konsentrasi awal dari ion hidronium.

2. pH sebelum titik ekuivalen bergantung pada banyaknya asam lemah yang tersisa dan banyaknya basa konjugasi yang terbentuk. pH-nya dapat dihitung menggunakan persamaan Henderson–Hasselbalch:^[1]${\displaystyle {\ce {pH}}=-\log K_{a}+\log {\frac {\text{[Basa Konjugasi]}}{\text{[Asam Lemah]}}}}$ dengan K_a adalah konstanta disosiasi asam.

3. pH pada titik ekuivalen bergantung pada seberapa banyak asam lemah yang dikonsumsi untuk diubah menjadi basa konjugasinya. Perhatikan bahwa ketika asam menetralkan basa, pH-nya mungkin netral (pH = 7) atau mungkin juga tidak. pH-nya bergantung pada kekuatan asam dan basa. Dalam kasus titrasi asam lemah dan basa kuat, pH-nya lebih besar dari 7 pada titik ekuivalen. Dengan demikian, pH-nya dapat dihitung menggunakan rumus berikut:^[1]

${\displaystyle {\ce {pH}}_{eq}=-\log[{\ce {H3O+}}]_{eq}=14+\log[{\ce {OH-}}]_{eq}}$ Dengan ${\displaystyle {\ce {[OH^{-}]}}}$ adalah konsentrasi ion hidroksida. Konsentrasi ion hidroksida dihitung dari konsentrasi ion hidronium dan menggunakan hubungan berikut:

${\displaystyle K_{a}K_{b}=K_{w}=10^{-14}}$ Dengan K_b adalah konstanta disosiasi basa, K_w adalah konstanta disosiasi air.

4. pH setelah titik ekuivalen bergantung pada konsentrasi basa konjugasi dari asam lemah dan basa kuat dari titran. Namun, basa titran lebih kuat dibandingkan basa konjugasi asam. Oleh karena itu, pH di wilayah ini dikendalikan oleh basa kuat. Dengan demikian, pH-nya dapat dihitung menggunakan yang berikut ini:^[1]

${\displaystyle {\ce {pH}}=14+\log[{\ce {OH^-}}]=14+\log {\frac {(C_{b}V_{b})-(C_{a}V_{a})}{V_{a}+V_{b}}}}$ dengan ${\displaystyle C_{b}}$ adalah konsentrasi basa kuat yang ditambahkan, ${\displaystyle V_{b}}$ adalah volume basa yang ditambahkan hingga mencapai kesetimbangan, ${\displaystyle C_{a}}$ adalah konsentrasi asam kuat yang ditambahkan, dan ${\displaystyle V_{a}}$ adalah volume awal asam.

Lebih tepatnya, rumus tunggal^[18] yang menjelaskan titrasi asam lemah dengan basa kuat dari awal sampai akhir diberikan di bawah ini:

${\displaystyle \phi ={\frac {C_{b}V_{b}}{C_{a}V_{a}}}}$

dengan " φ = fraksi penyelesaian titrasi (φ < 1 sebelum titik ekuivalen, φ = 1 adalah titik ekuivalen, dan φ > 1 setelah titik ekuivalen)

${\displaystyle C_{a},C_{b}}$ = konsentrasi asam dan basa masing-masing

${\displaystyle V_{a},V_{b}}$ = volume asam dan basa masing-masing

Mengidentifikasi pH yang terkait dengan setiap tahapan dalam proses titrasi relatif sederhana untuk asam dan basa monoprotik. Asam monoprotik adalah asam yang menyumbangkan satu proton. Basa monoprotik adalah basa yang menerima satu proton. Asam atau basa monoprotik hanya mempunyai satu titik ekuivalen pada kurva titrasi.^[13][9]

Asam diprotik menyumbangkan dua proton dan basa diprotik menerima dua proton. Kurva titrasi larutan diprotik mempunyai dua titik ekuivalen.^[13][9]

Suatu zat poliprotik mempunyai beberapa titik ekuivalen.^[9]

Semua reaksi titrasi mengandung daerah penyangga kecil yang tampak horizontal pada grafik. Daerah ini mengandung konsentrasi asam dan basa yang sebanding, sehingga mencegah perubahan pH secara tiba-tiba ketika asam atau basa tambahan ditambahkan.^[19][9]

Dalam industri farmasi, titrasi asam–basa berfungsi sebagai teknik analisis mendasar dengan beragam aplikasi. Salah satu kegunaan utamanya melibatkan penentuan konsentrasi Bahan Farmasi Aktif (Active Pharmaceutical Ingredients, APIs) dalam formulasi obat, memastikan kualitas produk dan kepatuhan terhadap standar peraturan.^[20]

Titrasi asam–basa sangat bermanfaat dalam mengukur gugus fungsi asam atau basa dengan senyawa farmasi. Selain itu, metode ini digunakan untuk analisis bahan atau aditif, sehingga lebih mudah untuk menyesuaikan dan mengontrol cara suatu produk dibuat.^[21] Laboratorium kendali mutu menggunakan titrasi asam–basa untuk menilai kemurnian bahan baku dan memantau berbagai tahapan proses pembuatan obat.^[21]

Keandalan dan kesederhanaan teknik ini menjadikannya alat integral dalam penelitian dan pengembangan farmasi, berkontribusi terhadap produksi obat-obatan yang aman dan efektif.

Titrasi asam–basa memainkan peran penting dalam pemantauan lingkungan dengan menyediakan metode analisis kuantitatif untuk menilai keasaman atau alkalinitas sampel air.^[22] Pengukuran parameter seperti pH, keasaman, dan alkalinitas total sangat penting dalam mengevaluasi dampak lingkungan dari limbah industri, limpasan pertanian, dan sumber kontaminasi air lainnya.^[22]

Titrasi asam–basa memungkinkan penentuan kapasitas penyangga sistem air alami, membantu penilaian kemampuan sistem tersebut dalam menahan perubahan pH.^[23] Pemantauan tingkat pH merupakan hal yang penting untuk melestarikan ekosistem perairan dan memastikan kepatuhan terhadap peraturan lingkungan.^[23]

Titrasi asam–basa juga digunakan dalam analisis dampak hujan asam pada tanah dan air, sehingga berkontribusi terhadap pemahaman dan pengelolaan kualitas lingkungan secara keseluruhan.^[24] Ketepatan dan keandalan metode ini menjadikannya alat penting dalam menjaga ekosistem dan menilai dampak aktivitas manusia terhadap sumber daya air alami.^[24]

• indikator pH
• Persamaan Henderson–Hasselbalch

Wikimedia Commons memiliki media mengenai Acid-base titration.

• (Inggris) Metode grafis untuk menyelesaikan soal asam–basa, termasuk titrasi
• (Inggris) Aplikasi penyelesaian grafik dan numerik untuk soal asam–basa yang umum - Perangkat lunak untuk telepon genggam dan tablet
• (Inggris) Khan, A.S.A. (2014). "Simple analytical formulas for the titration of polyprotic acids". The Nucleus. 51 (4): 448–454. ISSN 2306-6539.