Laporan ini memberikan ringkasan tentang percobaan kesetimbangan asam-basa yang dilakukan untuk menentukan tetapan kesetimbangan asam lemah HCOOH dan CH3COOH. Percobaan ini melibatkan pengenceran larutan asam lemah tersebut ke konsentrasi yang lebih rendah untuk mengukur nilai pHnya dan menentukan derajat ionisasi serta tetapan kesetimbangan asam lemah berdasarkan hasil pengukuran tersebut.

1. Laporan Hasil Praktikum
KESETIMBANGAN ASAM – BASA
AWAL S.
H 311 65 11
LABORATORIUM KIMIA DASAR
JURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS HASANUDDIN
MAKASSAR
2016

2. HASIL PERCOBAAN
KESETIMBANGAN ASAM – BASA
Disusun dan diajukan oleh ;
AWAL S
H 311 16 511
Laporan ini telah diperiksa dan disetujui oleh :
Makassar, 28 September 2016
Gicella Tamara M
H 311 12 259

3. BAB I
PENDAHULUAN
1.1.Latar Belakang
Reaksi kesetimbangan adalah reaksi dimana zat-zat hasil reaksi ( produk )
dapat bereaksi kembali membentuk zat-zat semula ( reaktan ). Jadi reaksi
berlangsung dua arah ( reversibel ).
Ciri suatu sistem kesetimbangan adalah adanya nilai tertentu yang tidak
berubah dengan berubahnya waktu. Hal inilah yang disebut sebagai tetapan
kesetimbangan. Nilai atau besaran dari tetapan ini sangat penting untuk diketahui
agar dapat menetapkan derajat lengkapnya suatu reaksi berjalan pada seperangkat
kondisi yang diberikan.
Proses kesetimbangan itu sendiri dapat dirumuskan untuk reaksi-reaksi
yang berlainan, salah satunya ialah kesetimbangan untuk asam dan basa.
Kesetimbangan asam basa adalah suatu kesetimbangan yang prinsip-
prinsipnya terjadi pada suatu senyawa asam, basa, atau asam dan basa. Asam dan
basa yang umumnya mengalami kesetimbangan adalah reaksi asam dan basa
lemah.
Tetapan kesetimbangan asam dan basa lemah sangat mempengaruhi nilai
pH dari suatu larutan. Oleh karena itu pembahasan mengenai kesetimbangan asam
basa sangat perlu untuk dipahami. Dengan pemahaman konsep tentang
kesetimbangan asam dan basa, sehingga dapat mudah memahami dan menentukan
pH suatu larutan.
1.2. Maksud dan Tujuan Percobaan

4. 1.2.1. Maksud Percobaan
Menentukan tetapan kesetimbangan asam lemah HCOOH dan CH3COOH
1.2.2. Tujuan Percobaan
1. Menentukan pH larutan asam lemah dengan menggunakan kertas pH
universal dan pH meter
2. Menentukan pengaruh pengenceran terhadap nilai pH, dan tetapan
kesetimbangan ionisasi, dan derajat ionisasi larutan asam lemah
3. Menentukan derajat ionisasi asam lemah berdasar nilai pH.
1.3. Prinsip Percobaan
Adapun prinsip percobaan yaitu menentukan tetapan kesetimbangan serta
derajat ionisasi asam lemah yaitu dengan mengencerkan HCOOH dan CH3COOH
dengan konsentrasi 1 M ke konsentrasi 0,1 M, 0,01 M, 0,001 M, 0,0001 M,
0,00001 M dengan cara dilarutkan dalam pelarut aquadest lalu menentukan pH-
nya dengan kertas pH universal atau pH meter.

5. BAB II
TINJAUAN PUSTAKA
2.1. Reaksi Asam – Basa
Gagasan tentang asam dan basa (atau alkali) dimulai sejak zaman dahulu. Kata
asam (acid) diturunkan dari kata Latim acidus (rasa asam). Alkali (basa) berasal
dari kata Arab al- qali, yang mengacu ke abu tumbuhan tertentu yang zat alkalinya
dapat diekstraksi. Konsep asa- basa merupakan tema utama dalam sejarah kimia
( Petrucci dkk, 2008 ).
2.1.1. Asam
Dari sudut pandang praktis, asam dapat didefinisikan dari rasanya yang masam,
kemampuannya bereaksi dengan berbagai logam dan mineral karbonat, dan
pengaruhnya pada warna zat yang dinamakan indikator asam- basa dari
pandangan kimiawan, asam ( acid 0 dapat didefinisikan sebagai suatu zatyang
memberikan ion hidrogen dalam larutan berair.
Bila hidrogen clorida dilarutkan didalam air, terjadi ionisasi sempurna menjadi
H+ dan Cl¯ (HCl adalah elektrolit kuat). ( Petrucci dkk, 2008 ).
Asam kuat (strong acid) adalah senyawa molekul yang nyaris mengion
sempurna manjadi H+ (aq) dan anion yang menyertainya bila berada dalam
larutan berair. Dalam larutan encer, kita akan menganggap ionisasi ini
sempurna.sebenarnya hanya sedikit asam kuat yang lazimdan daftarnya pendek
saja. Asam yang tidak mengion sempurana dalam larutan berair disebut asam
lemah (weak acid). Seperti halnya asetat, sebagian besar asam adalah asam lemah
( Petrucci dkk, 2008 ).

6. 2.1.2. Basa
dari sudut pandang praktis, kita dapat mengidentifikasi basamelalui rasanya
yang pahiit, kesan licin dan pengaruhnya pada indikator asam bas. Definisi
Arreheniustantang basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH¯)dalam
larutan berair. Perhatikan hidroksida ionik dapat larut seperti NaOH. Dalam
wujud padat, senyawa ini terdiri atas ion Na+ dan ion OH¯. Bila padatan ini
dilarutkan didalam air, ion akan berdisiosasi. (petrucci dkk, 2008 ).
2.2. Sifat Asam Basa
2.2.1. Asam
Asam (yang sering diwakili dengan rumus umum HA) secara umum
merupakan senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan
larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi modern, asam adalah suatu
zat yang dapat member proton (ion H+) kepada zat lain (yang disebut basa), atau
dapat menerima pasangan elektron bebas dari suatu basa. Suatu asam bereaksi
dengan suatu basa dalam reaksi penetralan untuk membentuk garam. Contoh asam
adalah asam asetat (ditemukan dalam cuka) dan asam sulfat (digunakan dalam
baterai atau aki mobil). Ciri-ciri asam diantaranya: rasanya asam, dapat mengubah
warna kertas lakmus biru menjadi merah, mempunyai pH (derajat keasaman)
kurang dari 7, dapat menghantarkan listrik (termasuk larutan elektrolit), dengan
logam tertentu dapat mengahasilkan gas hydrogen dan bersifat korosif atau
merusak bahan-bahan benda-benda yang dikenainya.
Istilah "asam" merupakan terjemahan dari istilah yang digunakan untuk hal yang
sama dalam bahasa-bahasa Eropa seperti acid (bahasa Inggris), zuur (bahasa

7. Belanda), atau Säure (bahasa Jerman) yang secara harfiah berhubungan dengan
rasa masam ( Amanda, 2007 ).
2.2.2. Basa
Seperti halnya asam, basa juga banyak kita jumpai dalam kehidupan sehari-
hari. Para ibu rumah tangga menggunakan abu gosok untuk mencuci piring. Basa
dalam abu gosok dapat bereaksi dengan kotoran berupa lemak atau minyak ,
sehingga menjadi larut. Sedangkan, untuk mencuci piring yang sangat berminyak
perlu menggunakan sabun. Sabun dapat melarutkan lemak dan minyak. Para
penderita magh selalu minum obat berupa magnesium hidroksida atau aluminium
hidroksida. Basa memiliki ciri-ciri seperti: pahit dan licin, mempunyai pH lebih
dari 7, mengubah warna lakmus merah menjadi biru, dapat menghantarkan listrik
(termasuk larutan elektrolit), dapat menetralkan sifat asam dan bersifat kausatik
atau dapat merusak kulit . ( Amanda, 2007 ).
2.3. Teori Asam Basa
Arrhenius: Menurut definisi ini, asam adalah suatu zat yang
meningkatkan konsentrasi ion hidronium (H3O+) ketika dilarutkan dalam air.
Definisi yang pertama kali dikemukakan oleh Svante Arrhenius ini membatasi
asam dan basa untuk zat-zat yang dapat larut dalam air, (Amanda, 2007 ).
Basa adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida
sehingga dapat meningkatkan konsentrasi ion hidroksida. (Amanda, 2007 ).
Brønsted-Lowry: Menurut definisi ini, asam adalah pemberi proton
kepada basa. Asam dan basa bersangkutan disebut sebagai pasangan asam-basa
konjugat. Brønsted dan Lowry secara terpisah mengemukakan definisi ini, yang
mencakup zat-zat yang tak larut dalam air (tidak seperti pada definisi Arrhenius).

8. Basa adalah zat yang dapat menerima proton (H+) dari zat lain (akseptor
proton). Suatu zat baik yang bermuatan positif, negatif, ataupun netral termasuk
basa Bronsted-Lowry jika mempunyai pasangan elektron bebas yang dapat
berikatan dengan atom H. Misalnya, NH3, CO3
-, dan OH-. ( Amanda, 2007 ).
Lewis: Menurut definisi ini, asam adalah penerima pasangan elektron dari
basa. Definisi yang dikemukakan oleh Gilbert N. Lewis ini dapat mencakup asam
yang tak mengandung hidrogen atau proton yang dapat dipindahkan, seperti besi
(III) klorida. Definisi Lewis dapat pula dijelaskan dengan teori orbital molekul.
Secara umum, suatu asam dapat menerima pasangan elektron pada orbital
kosongnya yang paling rendah (LUMO) dari orbital terisi yang tertinggi (HOMO)
dari suatu basa. Jadi, HOMO dari basa dan LUMO dari asam bergabung
membentuk orbital molekul ikatan ( Amanda 2007 ).
Suatu zat tergolong basa jika dapat memberi pasangan elektron.
Walaupun bukan merupakan teori yang paling luas cakupannya, definisi
Brønsted-Lowry merupakan definisi yang paling umum digunakan. Dalam
definisi ini, keasaman suatu senyawa ditentukan oleh kestabilan ion hidronium
dan basa konjugat terlarutnya ketika senyawa tersebut telah memberi proton ke
dalam larutan tempat asam itu berada. Stabilitas basa konjugat yang lebih tinggi
menunjukkan keasaman senyawa bersangkutan yang lebih tinggi (Amanda,
2007).
suatu produk deodoran menggunakan kertas lakmus yang ditempelkan di
bawah lengan. Nah, kertas lakmus biru akan berubah warna menjadi merah jika
kondisinya asam. Begitu pula kertas lakmus merah akan berubah warna menjadi
biru dalam kondisi basa (Amanda, 2007).

9. BAB III
METODOLOGI PERCOBAAN
3.1. Bahan Percobaan
Adapun bahan – bahan yang digunakan dalam percobaan adalah ; aquades,
kertas pH universal, larutan asam formiat dan larutan cuka.
3.2. Alat Percobaan
Adapun alat alat yang digunakan dalam percobaan adalah ; erlemeyer 100
mL, Pipet volume 25 mL, Labutakar 100 mL, Thermometer dan Bulb.
3.3. Prosedur Percobaan
3.3.1 Prosedur Percobaan Asam Forniat
Diambil 5 mL larutan asam formiat sebanyak 0,1 M lalu dimasukkan
kedalam labu takar 50 mL kemudian ditambahkan akuades sampai batas tanda.
Dikocok sampai merata lalu diambil 10 mL larutan asam asetat lalu dimasukkan
kedalam erlemeyer kemudian dimasukkan thermometer untuk mengukur suhu
larutan tersebut kemudian setelah selesai masukkan kertas pH universal kedalam
larutan tersebut untuk mengukur pH darilarutan tersebut. Diulangi pengenceran
ini sebanyak empat kali pengenceran dengan menggunakan sisa-sisa larutan dari
pengenceran sebelumnya.
3.3.2 ProsedurPercobaanAsamCuka
Diambil 5 mL larutan asam cuka sebanyak 0,1 M lalu dimasukkan
kedalam labu takar 50 mL kemudian ditambahkan akuades sampai batas tanda.
Dikocok sampai merata lalu diambil 10mL larutan asam asetat lalu dimasukkan
kedalam erlemeyer kemudian dimasukkan thermometer untuk mengukur suhu

10. larutan tersebut kemudian setelah selesai masukkan kertas pH universal kedalam
larutan tersebut untuk mengukur pH dari larutan tersebut.Diulangi pengenceran
ini sebanyak empat kali pengenceran dengan menggunakan sisa-sisa larutan dari
pengenceran sebelumnya.

11. BAB V
PENUTUP
5.1. Kesimpulan
Dari hasil percobaa keesetimbangan asam basa dapat disimpulkan bahwa :
1. Semakin encer suatu larutan asam lemah maka pH larutannya akan semaki
tinggi.
2. Pengaruh pengenceran terhadap nilai Ka akan semakin kecil, jika larutan
semakin diencerkan. Pengaruh pengenceran terhadap suhu yaitu semakin encer
suatu larutan maka semakin rendah suhunya.
3. Derajat ionisasi asam lemah semakin kecil jika larutan diencerkan. Artinya,
derajat ionisasi asam lemah berbanding lurus dengan faktor pengencerannya.
5.2. Saran
5.2.1. Saran Untuk Laboratorium
Sebaiknya diadakan pembeharuan untuk alat yang mulai rusak, kebersihan
laboratorium agar diperhatikan.
5.2.2. Saran Untuk Asisten
Cara menjelaskannya dipertahankan.

12. DAFTAR PUSTAKA
Amanda, Y. N. W. Dkk., 2007, Identifikasi sifat asam basa dengan menggunakan
indikator alami, Jurnal Kimia Indonesia.
Petrucci dkk, 2007, General Chemistry principles and modern applications, Edisi
Kesembilan, Diterjemahkan Oleh Pearson Education, Jakarta : Erlangga.

13. LAMPIRAN III PERHHITUNGAN
1. PERHITUNGAN ASAM FORMIAT
a. Pengenceran
M1 . V1 = M2 . V2
1. 0,01 M = M1 . V1 = M2 . V2
0,01 M . 5 Ml = M2 . 50 mL
M2 = 0,01 M . 5 mL
50 mL
M2 = 0,001 M
2. 0,001 M = M1 .V 1 = M2 . V2
0,001 M . 5 mL = M2 . 50 mL
M2 = 0,001 M . 5 mL
50 mL
M2 = 0,0001 M
3. 0,0001 M = M1 . V1 = M2 . V2
0,0001 M . 5 Ml = M2 . 50 mL
M2 = 0,0001 M . 5 mL
50 mL
M2 = 0,00001 M
4. 0, 00001 M = M1 . V1 = M2 . V2
0,00001 M . 5 mL = M2 . 50 mL
M2 = 0,00001 M . 5 mL
50 mL
M2 = 0,000001 M
b. Kesetimbangan Asam Lemah 10 -pH
𝐾𝑎 =
[10−pH
]
[ 𝑀 ]

14. 𝐾𝑎1 =
[10−3
]2
[ 𝑀 ]
𝐾𝑎1 =
[10−3
]2
[ 0,01 𝑀]
𝐾𝑎1 =
[10−6
]
[ 0,01 ]
Ka1 = 10-4
𝐾𝑎2 =
[10−5
]2
[ 0,001 ]
𝐾𝑎2 =
[10−10
]
[ 0,001 𝑀]
𝐾𝑎2 =
[10−10
]
[ 0,001 ]
Ka2 = 10-7
𝐾𝑎3 =
[10−6
]2
[ 0,001 ]
𝐾𝑎3 =
[10−12
]
[ 0,0001 𝑀]
Ka3 = 10-8
𝐾𝑎4 =
[10−6
]2
[ 0,0001 ]
𝐾𝑎4 =
[10−12
]
[ 0,00001 𝑀]
Ka4 = 10-7
c. Penentuan Derajat Ionisasi
∝=
[10−pH
]
[M]
× 100

15. ∝1=
[10−3
]
[0,01]
× 100 %
∝1= 10%
∝2=
[10−5
]
[0,001]
× 100 %
∝2= 1%
∝3=
[10−6
]
[0,0001]
× 100 %
∝3= 1%
∝4=
[10−6
]
[0,00001]
× 100 %
∝4= 10%
∝ =
∝1 + ∝2 +∝3 + ∝4
n
∝ =
10% + 1% + 1% + 10%
4
∝ = 5, 5 %
2. PERHITUNGAN ASAM CUKA
a. Pengenceran
M1 . V1 = M2 . V2
1. 0,01 M = M1 . V1 = M2 . V2
0,01 M . 5 mL = M2 . 50 mL
M2 = 0,01 M . 5 mL
50 mL
M2 = 0,001 M
2. 0,001 M = M1 .V 1 = M2 . V2
0,001 M . 5 mL = M2 . 50 mL
M2 = 0,001 M . 5 mL
50 mL

16. M2 = 0,0001 M
3. 0,0001 M = M1 . V1 = M2 . V2
0,0001 M . 5 Ml = M2 . 50 mL
M2 = 0,0001 M . 5 mL
50 mL
M2 = 0,00001 M
4. 0, 00001 M = M1 . V1 = M2 . V2
0,00001 M . 5 mL = M2 . 50 mL
M2 = 0,00001 M . 5 mL
50 mL
M2 = 0,000001 M
b. Kesetimbangan Asam Lemah 10 -pH
𝐾𝑎 =
[10−pH
]
[ 𝑀 ]
𝐾𝑎1 =
[10−4
]2
[ 0,01 𝑀]
𝐾𝑎1 =
[10−8
]
[ 0,01 ]
Ka1 = 10-6
𝐾𝑎2 =
[10−6
]2
[ 0,001 ]
𝐾𝑎2 =
[10−12
]
[ 0,001 𝑀]
Ka2 = 10-9
𝐾𝑎3 =
[10−6
]2
[ 0,0001 ]
𝐾𝑎3 =
[10−12
]
[ 0,0001 𝑀]

17. Ka3 = 10-4
𝐾𝑎4 =
[10−7
]2
[ 0,00001 ]
𝐾𝑎4 =
[10−14
]
[ 0,00001 𝑀]
Ka3 = 10-9
c. Penentuan Derajat Ionisasi
∝=
[10−pH
]
[M]
× 100
∝1=
[10−4
]
[0,01]
× 100 %
∝1= 1%
∝2=
[10−6
]
[0,001]
× 100 %
∝2= 0,1%
∝3=
[10−6
]
[0,0001]
× 100 %
∝3= 1%
∝4=
[10−7
]
[0,00001]
× 100 %
∝4= 1%
∝ =
∝1 + ∝2 +∝3 + ∝4
n
∝ =
1% + 0, 1% + 1% + 1%
4
∝ = 0, 775 %