1. KIMIA ANALISIS FARMASI
(KUALITATIF DAN KUANTITATIF)
TITRASI ASAM BASA
OLEH:
NAMA : NISHFAH HASIK
NIM : 70100112001
KELAS : FARMASI A
FAKULTAS ILMU KESEHATAN
UNIVERSITAS ISLAM NEGERI ALAUDDIN
MAKASSAR
SAMATA – GOWA
2013/2014

2. KATA PENGANTAR
Assalamu Alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh.
Alhamdulillah, puji dan puja saya haturkan kehadirat Allah SWT. Atas
Rahmat dan Anugerah serta Hidayah-Nya sehingga penyusunan makalah ini dapat
terselesaikan dengan baik. Salawat dan salam senantiasa tercurah kepada
junjungan kita Nabi Muhammad saw. Sebagai Uswatun Hasanah bagi manusia.
Saya menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari kesempurnaan,
meskipun kami telah mendayagunakan kemampuan semaksimal mungkin untuk
menjadikan makalah ini berbobot ilmiah sekalipun dalam kategori sederhana.
Keterbatasan potensi ilmu dan waktu yang kami miliki menyebabkan adanya
kekurangan dan kesalahan yang tidak disadari baik menyangkut materi
penyusunan maupun pembahasannya. Oleh karena itu, dengan penuh kerendahan
hati kami mengharapkan saran dan kritikan yang sifatnya membangun dari
berbagai pihak demi kesempurnaan makalah ini.
Akhirnya, saya ingin mengucapkan terima kasih kepada orang tua saya,
dosen mata kuliyah, dan pihak-pihak yang membantu dalam penyusunan makalah
ini. Semoga makalah ini dapat berguna bagi semua pihak yang membacanya dan
terutama bagi saya yang menyusunnya dan dunia pendidikan pada umumnya.
Wassalamu Alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh.
Makassar, 6 April 2013
Penyusun

3. DAFTAR ISI
Halaman Judul
Kata Pengantar
Daftar Isi
BAB I PENDAHULUAN
BAB II PEMBAHASAN
A. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat
B. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat
C. Titrasi Asam Lemah Poliprotik
D. Indikator Asam-Basa
E. Kurva Asam-Basa
BAB III PENUTUP
A. Kesimpulan
DAFTAR PUSTAKA

4. BAB I
PENDAHULUAN
Titrasi merupakan salah satu cara untuk menentukan konsentrasi suatu
larutan suatu zat dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan zat lain yang
diketahui konsentrasinya. Prinsip dasar titrasi asam basa didasarkan pada reaksi
netralisasi asam basa.
Titik eqivalen pada titrasi asam basa adalah pada saat dimana sejumlah
asam dapat dinetralakan oleh sejumlah basa. Selama titrasi berlangsung terjadi
perubahan pH. pH pada titik eqivalen ditentukan oleh sejumlah garam yang
dinetralisasi asam basa. Indikator yang digunakan pada titrasi asam basa adalah
yang memilki rentang pH dimana titik eqivalen berada. Pada umumnya titik
eqivalen tersebut sulit untuk diamati, yang mudah diamati adalah titik akhir yang
dapat terjadi sebelum atau setelah titik eqivalen tercapai. Titrasi harus dihentikan
pada saat titik akhir titrasi dicapai, yang ditandai dengan perubahan warna
indiator. Titik akhir titrasi tidak selalu berimpit dengan titik eqivalen. Dengan
pemisahan indikator yang tepat, kita dapat memperkecil kesalahan titrasi.
Pada titrasi asam kuat dan basa kuat, asam kuat dan basa kuat kan terurai
dengan sempurna. Oleh karena itu ion hidrogen dan ion hidroksida selama titrasi
dapat dihitung dari jumlah asam atau basa yang ditambahkan. Pada titik eqivalen
dari titrasi asam kuat da basa kuat, pH larutan pada temperature 200C sama
dengan pH air, yaitu sama dengan 7.

5. BAB II
PEMBAHASAN
Titrasi merupakan salah satu cara untuk menentukan konsentrasi suatu
larutan suatu zat dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan zat lain yang
diketahui konsentrasinya. Prinsip dasar titrasi asam basa adalah reaksi penetralan
antara asam dengan basa atau sebaliknya, maka untuk dapat melakukan titrasi ini,
kita terlebih dahulu harus memahami konsep teori asam basa, macam-macam
reaksi penetralan, dan indikator yang dapat dipakai pada titrasi ini:
Konsep Teori Asam Basa
a. Menurut Arrhenius (Akhir Abad ke-19)
Asam adalah suatu senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan melepaskan
H+
sebagai satu-satunya ion positif. Contoh : HCl, HNO3, CH3COOH, dll.
Basa adalah suatu senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan melepaskan
OH+
sebagai satu-satunya ion negatif. Contoh : NaOH, NH4OH, dll.
b. Menurut Bronsted dan Lowrey
Asam adalah suatu senyawa yang dapat memberikan proton, disebut sebagai
proton donor.
Basa adalah suatu senyawa yang dapat menerima proton, disebut sebagai
aseptor proton.
c. Menurut G.N. Lewis
Asam adalah suatu senyawa yang dapat menerima sepasang elektron bebas,
disebut sebagai akseptor pasangan elektron bebas.
Basa adalah suatu senyawa yang dapat memberi sepasang elektron bebas,
disebut sebagai donor pasangan elektron bebas.

6. A. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat
pH pada titik ekuivalen, dimana ekuivalen basa = ekuivalen asam adalah
7. Karena tidak ada indikator yang tepat pada pH 7 maka alternatif yang dipilih
ada 2, yaitu:
1. Jika asam dititrasi dengan basa, maka indikator yang dipakai adalah PP,
karena kelebihan satu tetes basa, akan terjadi loncatan pH ke arah basa.
2. Jika basa dititrasi dengan asam, maka indikator yang dipakai adalah metal
merah, karena kelebihan satu tetes asam, akan terjadi loncatan pH kearah
asam.
Perubahan pH terjadi pada penetralan asam kuat oleh basa kuat.
Misalnya, 50 mL asam kuat (HCl 0,1 M) dititrasi oleh basa kuat (NaOH 0,1 M)
dengan menggunakan indikator fenolftalein.
Mula mula jumlah mol HCl = 50 x 0,1 = 5 mmol
Pada saat ditambahkan 10 mL NaOH, jumlah mol NaOH = 10 x 0,1 = 1 mmol
HCl(aq) + NaOH(aq) --
--
>
NaCl(aq) + H2O(l)
Mula 5 1 - -
Reaksi 1 1 - -
Terbentuk - - 1 1
Sisa 4 - 1 1
Maka, setelah bereaksi dengan NaOH 0,1 M sebanyak 10 mL,
konsentrasi [H+
] adalah :
[H+
] = Jumlah sisa mol asam/volume total

7. Maka, setelah bereaksi dengan NaOH 0,1 M sebanyak 10 mL,
konsentrasi [H+
] adalah : 4/60
= 0,0667
= 6,7 x 10-2
pH = 2 – log 6,7
= 1,17
Jadi, ketika penambahan NaOH 0,1 M sebanyak 10 mL, pH larutan
adalah 1,17.
Penghitungan pH selanjutnya juga dilakukan seperti diatas untuk
volume NaOH yang lebih banyak. Harga pH larutan saat sebelum ditambahkan
NaOH hingga penambahan NaOH sebanyak 10 mL dapat dilihat pada tabel
berikut :
Tabel pH Titrasi HCl oleh NaOH
Volume NaOH 0,1 M (mL) [H+
] pH
0 0,1 1,00
10 0,0667 1,17
20 0,0428 1,37
30 0,025 1,60
40 0,011 1,95
50 Habis bereaksi 7,00
Volume NaOH 0,1 M (mL) [OH-] pOH pH
60 0,0090909 2,04 11,96
70 0,1667 1,78 12,22
80 0,02307 1,64 12,36
90 0,02857 1,54 12,46
100 0,03333 1,48 12,52

8. Berdasarkan data pada tabel tersebut, diperoleh kurva plot pH larutan
(sumbu y) sebagai fungsi dari volume larutan penitrasi (sumbu x). Mula –
mula, dalam labu erlenmeyer hanya terdapat 50 mL HCl 0,1 M dan beberapa
tetes indikator fenolftalein (trayek perubahan warna pH = 8,0 – 9,6).
Konsentrasi HCl adalah 0,1 M, berarti pH = 1. Pada keadaan ini, fenolftalein
tidak berwarna. Berdasarkan data pada tabel tersebut, setelah ditambahkan 10
mL larutan NaOH 0,1 M, masih terdapat HCl dengan konsentrasi 0,067 M
sehingga pH larutan adalah 1,17.
Titik ekuivalen akan tercapai setelah penambahan 50 mL NaOH 0,1 M.
Pada kondisi tersebut, pH larutan netral (pH=7) dan seluruh HCl telah habis
bereaksi, larutan fenolftalein masih tidak berwarna. Kemudian, penambahan
NaOH menjadi 60 mL menyebabkan nilai pH larutan meningkat mencapai
11,96 sehingga indikator fenolftalein berubah menjadi merah muda (trayek
perubahan warna pH = 8,0 – 9,6) dan titik akhir titrasi tercapai. Pada titrasi ini,
titik ekuivalen berbeda dengan titik akhir titrasi.

9. B. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat
Titik ekuivalen berada di daerah basa, maka indikator yang dapat
digunakan adalah fenoftalein, timol biru dan timolftalein.
Penetralan asam lemah oleh basa kuat agak berbeda dengan penetralan asam
kuat oleh basa kuat.
Contohnya, 25 mL CH3COOH 0,1 M dititrasi oleh NaOH 0,1 M. Mula-mula
sebagian besar asam lemah dalam larutan berbentuk molekul tak mengion
CH3COOH, bukan H+
dan CH3COO+
.
Dengan basa kuat, proton dialihkan langsung dari molekul CH3COOH yang
tak mengion ke OH-
Untuk penetralan CH3COOH oleh NaOH, persamaan ion bersihnya sebagai
berikut (James E. Brady, 1990).
CH3COOH(aq) + OH-
(aq) ⎯⎯→ H2O(l) + CH3COO-
(aq)
Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat dapat ditunjukkan pada gambar.
1. Asam lemah mempunyai pH yang rendah pada awalnya.
2. pH naik lebih cepat pada awalnya, tetapi kurang cepat saat mendekati titik
ekuivalen.
3. pH titik ekuivalen tidak tepat 7.
pH yang dihasilkan oleh titrasi asam lemah dan asam kuat lebih dari 7.
Pada titrasi asam lemah dan basa kuat, pH akan berubah agak cepat pada
awalnya, naik sedikit demi sedikit sampai mendekati titik ekuivalen. Kenaikan
sedikit demi sedikit ini adalah karena larutan buffer (penyangga) yang
dihasilkan oleh penambahan basa kuat. Sifat penyangga ini mempertahankan
pH sampai basa yang ditambahkan berlebihan. Dan kemudian pH naik lebih
cepat saat titik ekuivalen.
C. Titrasi Asam Lemah Poliprotik
Asam lemah monoprotik (HA) di dalam larutan selalu berada dalam
kesetimbangan dengan ion-ionnya (H3O+
dan A-
)
HA + H2O H3O+
+ A-

10. Dengan tetapan disosiasi (Ka)
atau jika dinyatakan dalam –log Ka = pKa
pKa = pH + log
Nilai Ka atau pKa sangat karakteristik untuk asam-asam lemah
sehingga dapat digunakan untuk mengidentifikasi sebuah asam lemah.
Persamaan menunjukkan bahwa pKa akan sama dengan pH larutan jika
[HA] = [A-
]. Keadaan ini terpenuhi pada titik tengah titrasi penetralan
asam lemah oleh basa kuat (volume titran = volume titran pada titik
ekivalen), sehingga nilai pKa dari asam lemah yang dititrasi dapat
ditentukan dari pH larutan pada titik tengah titrasi tersebut.
Disosiasi asam lemah poliprotik di dalam larutan melibatkan
beberapa kesetimbangan. Oleh karena itu asam lemah poliprotik memiliki
beberapa tetapan disosiasi (Ka1, Ka2,….dst) yang juga sangat karakteristik
untuk asam tersebut, asam diprotik memiliki dua nilai tetapan disosiasi:
Ka1 dan Ka2. Nilai Ka1 dari asam dapat ditentukan dengan cara yang sama
seperti di atas, sementara nilai Ka2 dapat dihitung dengan persamaan
berikut:
pKa = 2pHekv – pKa1
dimana pHekv adalah pH larutan pada titik ekivalen pertama. Dengan
mengetahui pH larutan pada titik tengah titrasi proton pertama dari pH
larutan titik ekivalen pertama maka nilai Ka1 dan Ka2 dapat ditentukan.
Nilai pH larutan yang diperlukan untuk menetapkan nilai-nilai
tetapan disosiasi asam lemah tersebut dapat ditentukan secra langsung dari
kurva titrasi asam-basa. Kurva titrasi asam-basa berbentuk sigmoid dan
dapat dibuat dengan mudah melalui titrasi potendiometri.
Asam-asam seperti H2SO4, H2CO3, H2C2O4, dan H3PO4 tergolong
asam poliprotik. Berdasarkan contoh tersebut, Anda dapat menyimpulkan
bahwa asam poliprotik adalah asam yang dapat melepaskan lebih dari
satu proton (ion H+
). Di dalam air, asam-asam tersebut melepaskan proton
secara bertahap dan pada setiap tahap hanya satu proton yang dilepaskan.

11. Jumlah proton yang dilepaskan bergantung pada kekuatan asamnya. Untuk
asam-asam kuat seperti H2SO4, pelepasan proton yang pertama sangat
besar, sedangkan pelepasan proton kedua relatif kecil dan
berkesetimbangan. Asam-asam lemah seperti H2CO3, pelepasan proton
pertama dan kedua relatif kecil dan berkesetimbagan.
Tinjaulah asam lemah diprotik, misalnya H2CO3. Di dalam air,
H2CO3terionisasi membentuk kesetimbangan. Persamaannya:
H2CO3(aq) ⇄ H+
(aq) + HCO3
–
(aq) Ka1 = [H+] [HCO3
-
] [H2CO3]-1
= 4,3×10-7
HCO3
–
(aq) ⇄ H+(aq) + CO3
2–
(aq) Ka2 = [H+
][CO3
2-
] [HCO3
-
] -1
=
5,6×10-11
Oleh karena ada dua tahap ionisasi maka ada dua harga tetapan
kesetimbangan, ditandai dengan Ka1 dan Ka2, dimana Ka1 >> Ka2.
a. Asam Fosfat (H3PO4)
Asam fosfat tergolong asam triprotik yang terionisasi dalam tiga
tahap. Persamaan reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut.
H3PO4(aq) ⇄ H+
(aq) + H2PO4
–
(aq)
Ka1 = [H+
][H2PO4
-
] [H3PO4]-1
= 7,5×10-3
H2PO4
–
(aq) ⇄ H+(aq)+ HPO4
2–
(aq)
K
a2
= [H+][H
2
PO
4
2-] [H
3
PO
4
-]-1 = 6,2×10-8
HPO4
2–
(aq) ⇄ H+(aq)+PO4
3–
(aq)
K
a3
= [H+][H
2
PO
4
3-] [H
3
PO
4
2-]-1 = 4,8×10-13

12. Berdasarkan nilai tetapan ionisasinya, dapat diprediksi bahwa
ionisasi tahap pertama sangat besar dan ionisasi berikutnya sangat kecil,
seperti ditunjukkan oleh nilai Ka, dimana Ka1 >> Ka2 >> Ka3.
Konsentrasi spesi asam fosfat dalam larutan: H3PO4 >> H2PO4–
>>HPO4
2–
. Artinya, hanya ionisasi tahap pertama yang memberikan
sumbangan utama pada pembentukan [H+
]. Hal ini dapat
menyederhanakan perhitungan pH untuk larutan asam fosfat.
b. Asam Sulfat (H2SO4)
Asam sulfat berbeda dari asam-asam poliprotik yang lain karena
asam sulfat merupakan asam kuat pada ionisasi tahap pertama, tetapi
merupakan asam lemah pada ionisasi tahap kedua:
H2SO4(aq) → H+
(aq) + HSO4
–
(aq) Ka1 sangat besar
HSO4
–
(aq) ⇄ H+
(aq) + SO4
2–
(aq) Ka2 = 1,2 × 10–2
D. Indikator Asam Basa
Untuk menentukan titik akhir titrasi asam-basa, digunakan indikator.
Indikator ini merupakan suatu asam atau basa organik lemah yang akan
mengalami perubahan warna pada lingkungan pH tertentu, dalam hal ini adalah
pH yang merupakan titik akhir dari reaksi asam-basa tersebut.
Perubahan warna indikator disebabkan karena daya perubahan komposisi
atau perbandingan banyaknya bentuk ion dan bentuk molekul dari indikator
dalam larutan tersebut, dimana bentuk ion dan bentuk molekulnya mempunyai
warna yang berbeda. Adapun kesetimbangan bentuk molekul dan ion dari
indikator dalam larutan air dapat ditulis sebagai berikut:
1. Indikator Asam
HIn H+
+ In-
Warna indikator dalam bentuk molekul (HIn) berbeda dengan warna
bentuk ionnya (In-
). Dalam larutan asam, dengan adanya kelebiahan ion H+
,
maka ionsasi akan ditekan (efek ion sejenis), sehingga konsentrasi In-

13. menjadi kecil sekali, akibatnya warna indikator cenderung menunjukkan
warna bentuk molekulnya. Bila larutan bersifat basa, maka akan terjadi
penguraian H+
, sehingga kesetimbangan bergeser ke kanan dan warna
indikator cenderung menunjukkan warna ionnya.
2. Indikator Basa
InOH In+
+ OH-
Bila suasana larutan basa, maka efek ion sejenis (OH-
) akan menggeser
kesetimbangan ke arah kiri, sehingga akan terdapat warna indikator bentuk
molekulnya, sebaliknya bila suasana larutan asam, maka kesetimbangan
akan bergeser ke kanan, sehingga indikator akan terdapat dalam bentuk
warna ionnya.
3. Indikator Anhydro-Basa
Misalnya asam amino atau amino tersubstitusi, dimana persamaan
reaksinya adalah :
In + H2O OH-
+ HIn+
Contoh indikator asam basa yang biasa digunakan adalah sebagai berikut:
1. Kertas Lakmus
Kertas lakmus pasti sudah populer di kalangan sobat hitung yang pernah
praktik indikator asam basa waktu sma. Lakmus sendiri sejatinya
merupakan asam lemah. Indikator asam basa ini mudah sekali
penggunaannya, kita tinggal merobek kertas lakmus lalu memasukkan ke
dalam larutan yang akan diuji.Berikut tabel indikator asam basa kertas
lakmus:
IndikatorAsam
Basa
Larutan
Asam
Larutan
Basa
Lakmus Merah Merah Biru
Lakmus Biru Merah Biru

14. Untuk menghafalnya gampang pegang prinsip mau apapun warna kertas
lakmus nya pasti Asam Merah Basa Biru
2. Indikator Asam Basa Universal
Ini merupakan indikator asam basa yang mirip lakmus tapi lebih canggih.
Tidak hanya bisa membedakan zat yang diuji itu termasuk asam atau basa,
tetepi juga bisa menentukan berapa Ph dari larutan yang diuji. Cara
Penggunaannya mudah, cukup masukkan kertas Indikator asam basa
universal ke dalam larutan yang akan diuji. Kertas tersebut akan berubah
warna. Cocokan warna tersebut dengan tabel warna yang telah disediakan.
Ketemu deh asam atau basa sekaligus Phnya. Lihat gambar berikut:
3. Metil merah, Metil Kuning, Metil Orange, dan Kawan-kawan.
Banyak sekali sebenarnya zat atau senyawa kimia yang bisa dijadikan
indikator asam basa, termasuk metil merah, metil kuning, bromfenol, dan
lain-lain yang biasanya berbentuk cairan. Berikut ini dirangkum dalam tabel
indikator asam basa lainnya..
Indikator
Asam Basa
Rentang
pH
Kuantitas
penggunaan per 10 ml
Asam Basa
Timol biru 1,2-2,8 1-2 tetes 0,1% larutan merah kuning
Pentametoksi
merah
1,2-2,3
1 tetes 0,1% dlm larutan
0% alkohol
merah-
ungu
tak
berwarna

15. Tropeolin OO 1,3-3,2 1 tetes 1% larutan merah kuning
2,4-
Dinitrofenol
2,4-4,0
1-2 tetes 0,1% larutan dlm
50% alkohol
tak
berwarna
kuning
Metil kuning 2,9-4,0
1 tetes 0,1% larutan dlm
90% alkohol
merah kuning
Metil oranye 3,1-4,4 1 tetes 0,1% larutan merah oranye
Bromfenol biru 3,0-4,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru-ungu
Tetrabromfenol
biru
3,0-4,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru
Alizarin
natrium
sulfonat
3,7-5,2 1 tetes 0,1% larutan kuning ungu
α-Naftil merah 3,7-5,0
1 tetes 0,1% larutan dlm
70% alkohol
merah kuning
p-
Etoksikrisoidin
3,5-5,5 1 tetes 0,1% larutan merah kuning
Bromkresol
hijau
4,0-5,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru
Metil
merah
4,4-6,2 1 tetes 0,1% larutan merah kuning
Bromkresol
ungu
5,2-6,8 1 tetes 0,1% larutan kuning ungu
Klorfenol
merah
5,4-6,8 1 tetes 0,1% larutan kuning merah
Bromfenol
biru
6,2-7,6 1 tetes 0,1% larutan kuning biru
p-Nitrofenol 5,0-7,0 1-5 tetes 0,1% larutan
tak
berwarna
kuning

16. Azolitmin 5,0-8,0 5 tetes 0,5% larutan merah biru
Fenol
merah
6,4-8,0 1 tetes 0,1% larutan kuning merah
Neutral
merah
6,8-8,0
1 tetes 0,1% larutan dlm
70% alkohol
merah kuning
Rosolik
acid
6,8-8,0
1 tetes 0,1% larutan dlm
90% alkohol
kuning merah
Kresol
merah
7,2-8,8 1 tetes 0,1% larutan kuning merah
α-Naftolftalein 7,3-8,7
1-5 tetes 0,1% larutan dlm
70% alkohol
merah
mawar
hijau
Timol
biru
8,0-9,6 1-5 tetes 0,1% larutan kuning biru
Fenolftalein
(pp)
8,0-10,0
1-5 tetes 0,1% larutan dlm
70% alkohol
tak
berwarna
merah
α-
Naftolbenzein
9,0-11,0
1-5 tetes 0,1% larutan dlm
90% alkohol
kuning biru
Timolftalein 9,4-10,6
1 tetes 0,1% larutan dlm
90% alkohol
tak
berwarna
biru
Nile
biru
10,1-
11,1
1 tetes 0,1% larutan biru merah
Alizarin
kuning
10,0-
12,0
1 tetes 0,1% larutan kuning lilac
Salisil
kuning
10,0-
12,0
1-5 tetes 0,1% larutan dlm
90% alkohol
kuning
oranye-
coklat
4. Bunga Sepatu
Bunga sepatu merupakan salah satu indikator alami asam basa. Bagaimana
caranya? Percobaan indikator asam basa ini cukup mudah, tumbuk saja

17. mahkota bunga sepatu. Peras airnya. Misal masih kurang tambahkan sedikit
air lalu pisahkan menjadi dua wadah. Sekarang masukkan cuka makan ke
wadah satu dan air kapur ke wadah lainnya. larutan bunga sepatu yang
berwarna merah akan berubah menjadi biru jika terkena larutan basa (air
kapur) dan tetap merah jika terkena larutan asam (cuka makan).
5. Indikator Asam Basa Alami lainnya
Selain bunga sepatu atau Hibiscus rosa-sinensis ada masih banyak lagi
indikator alami yang bisa digunakan, misalnya seperti kamboja, bunga
terompet (warna puti keunguan), kunyit, anggrek dan lain-lain. Berikut ini
tabel indikator asam basa alami
Nama
Bunga
Warna
Bunga
Warna
Air Bunga
Warna
(Asam)
Warna
(Basa)
Kembang sepatu Merah Ungu muda Merah Hijau tua
Terompet Kuning Kuning keemasan Emas muda Emas tua
Kamboja Merah Coklat tua Coklat oranye Coklat kehitaman
Asoka Merah Coklat muda Oranye muda Coklat
Euphorbia Pink Pink semu putih Pink muda Hijau lumut
Kunyit Kuning Oranye Oranye cerah Coklat kehitaman
Bougenville Ungu Pink tua Pink muda Coklat teh
Anggrek Ungu Ungu tua Pink tua Hijau kemerahan
E. Kurva Titrasi
Seperti pembahasan sebelumnnya, titrasi merupakan sebuah cara untuk
mengetahui konsentrasi sebuah larutan dengan jalan mereaksikannya dengan
larutan lain, yang biasanya berupa asam atau basa. Titrasi umumnya dilakukan
dengan menambahkan titran yang sudah diketahui konsentrasinya melalui buret
pada titrat dengan volume tertentu yang dicari konsentrasinya. Pada reaksi

18. antara asam dan basa, titrasi sangat berguna untuk mengukur pH pada berbagai
variasi titik melalui reaksi kimia. Hasilnya adalah sebuah titrasi. Kurva titrasi
adalah grafik sebagai fungsi pH dengan jumlah titran yang ditambahkan.
Kurva Titrasi Asam Kuat dan Basa Kuat
Inilah contoh kurva titrasi yang dihasilkan ketika asam kuat (titrat)
dititrasi dengan basa kuat (titran).
Titik ekivalen titrasi adalah titik dimana titran ditambahkan tepat bereaksi
dengan seluruh zat yang dititrasi tanpa adanya titran yang tersisa. Dengan
kata lain, pada titik ekivalen jumlah mol titran setara dengan jumlah mol
titrat menurut stoikiometri.
Pada gambar di atas, awalnya pH naik sedikit demi sedikit. Hal ini
dikarenakan skala naiknya pH bersifat logaritmik, yang berarti pH 1
mempunyai keasaman 10 kali lipat daripada pH 2. Ingat bahwa log 10
adalah 1. Dengan demikian, konsentrasi ion hidronium pada pH 1 adalah
10 kali lipat konsentrasi ion hidronium pada pH 2. Kemudian naik tajam di
dekat titik ekivalen. Pada titik ini, ion hidronium yang tersisa tinggal
sedikit, dan hanya membutuhkan sedikit ion hidroksida untuk menaikkan
pH.

19. Kurva Titrasi Asam Lemah dan Basa Kuat
Inilah kurva titrasi yang dihasilkan ketika asam lemah dititrasi
dengan basa kuat:
Kurva titrasi asam lemah dan basa kuat di atas dapat dijelaskan sebagai
berikut:
1. Asam lemah mempunyai pH yang rendah pada awalnya.
2. pH naik lebih cepat pada awalnya, tetapi kurang cepat saat mendekati titik
ekivalen.
3. pH titik ekivalen tidak tepat 7.
pH yang dihasilkan oleh titrasi asam lemah dan asam kuat lebih dari 7. Pada
titrasi asam lemah dan basa kuat, pH akan berubah agak cepat pada awalnya,
naik sedikit demi sedikit sampai mendekati titik ekivalen. Kenaikan sedikit
demi sedikit ini adalah karena larutan buffer (penyangga) yang dihasilkan oleh
penambahan basa kuat. Sifat penyangga ini mempertahankan pH sampai basa
yang ditambahkan berlebihan. Dan kemudian pH naik lebih cepat saat titik
ekivalen.

20. Kurva Titrasi Asam Kuat dan Basa Lemah
Inilah kurva titrasi yang dihasilkan ketika asam kuat dititrasi dengan
basa lemah:
Kurva titrasi asam kuat dan basa lemah di atas dapat dijelaskan sebagai
berikut:
1. Asam kuat mempunyai pH yang rendahi pada awalnya.
2. pH naik perlahan saat permulaan, namun cepat saat mendekati titik
ekivalen.
3. pH titik ekivalen tidak tepat 7.
Titik ekivalen untuk asam kuat dan basa lemah mempunyai pH kurang dari 7.
Kurva Titrasi Asam Lemah dan Basa Lemah
Kurva titrasi asam lemah dan basa lemah adalah sebagai berikut:

21. Asam lemah dan basa lemah pada gambar di atas tidak menghasilkan
kurva yang tajam, bahkan seperti tidak beraturan. Dalam kurva titrasi asam
lemah dan basa lemah, ada sebuah titik infleksi yang hampir serupa
dengan titik ekivalen.

22. BAB III
PENUTUP
A. Kesimpulan
1. Titrasi merupakan salah satu cara untuk menentukan konsentrasi suatu
larutan suatu zat dengan cara mereaksikan larutan tersebut dengan zat lain
yang diketahui konsentrasinya.
2. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat
pH pada titik ekuivalen, dimana ekuivalen basa = ekuivalen asam adalah 7.
3. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat
Titik ekuivalen berada di daerah basa, maka indikator yang dapat
digunakan adalah fenoftalein, timol biru dan timolftalein.
4. Disosiasi asam lemah poliprotik di dalam larutan melibatkan beberapa
kesetimbangan. Oleh karena itu asam lemah poliprotik memiliki beberapa
tetapan disosiasi (Ka1, Ka2,….dst) yang juga sangat karakteristik untuk
asam tersebut
5. Untuk menentukan titik akhir titrasi asam-basa, digunakan indikator.
Indikator ini merupakan suatu asam atau basa organik lemah yang akan
mengalami perubahan warna pada lingkungan pH tertentu, dalam hal ini
adalah pH yang merupakan titik akhir dari reaksi asam-basa tersebut.

23. DAFTAR PUSTAKA
Harmita. 2006. Buku Kimia Analisis Kuantitatif Sediaan Obat Farmasi.
Universitas Muslim Indonesia Makassar Press.
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/pemisahan-kimia-dan-
analisis/titrasi-asam-basa/