Reaksi titrasi asam-basa digunakan untuk menentukan kadar analit yang bersifat asam atau basa. Titrasi dilakukan dengan menambahkan titran secara bertahap hingga mencapai titik ekivalen, yang ditandai perubahan warna indikator. Kurva titrasi memberikan informasi tentang kesesuaian reaksi untuk analisis kuantitatif.

1. 1
1. Perhitungan yang tercakup di dalamnya didasarkan pada
hubungan stoikiometrik dari reaksi kimia yang sederhana
2. Analisis dengan metode titrimetrik didasarkan pada reaksi
kimia seperti aA + tT --------- produk
3. Titik ekivalen = titik dimana jumlah T (titran) secara kimiawi
sama dengan A (analit).
4. Titik akhir = titik dimana indikator berubah warna, atau cara lain
dengan tanda lain yang menunjukkan titik akhir.
5. Reaksi yang dipergunakan untuk titrasi meliputi : asam-basa,
redoks, pengendapan dan pembentukan kompleks.

2. 2
1. Reaksi harus diproses sesuai persamaan
kimiawi tertentu dan tidak boleh ada reaksi
samping.
2. Reaksi harus benar-benar selesai pada titik
ekivalensi. Untuk ini konstanta
kesetimbangan reaksi haruslah amat besar
sehingga akan ada perubahan yang besar
dalam konsentrasi analit atau titran pada titik
ekivalensi.
3. Harus tersedia beberapa metode untuk
menentukan kapan titik ekivalen tercapai,
atau harus tersedia indikator atau metode
instrumental agar titik ekivalen terdeteksi.
4. Reaksi harus berjalan cepat, sehingga titrasi
dapat diselesaikan dalam beberapa menit.

3. 3
STANDAR PRIMER
• Standar primer harus mempunyai karakteristik sebagai berikut :
1. Harus tersedia dalam bentuk murni, atau dalam suatu tingkat kemurnian
yang diketahui. Secara umum jumlah pengotor tidak boleh melebihi 0,01
sampai 0,02%.
2. Substansi tersebut harus stabil. Harus mudah dikeringkan dan tidak
terlalu higroskopis sehingga tidak banyak menyerap air selama
penimbangan.
3. Standar primer diharapkan mempunyai berat ekivalen yang cukup tinggi
agar dapat meminimalisasi konsekuensi galat pada saat penimbangan.
Contoh standarisasi:
Sebuah sampel Na2CO3, dengan berat 0,3542 g dilarutkan dalam air dan
dititrasi dengan larutan HCl. Volume HCl yang dibutuhkan untuk
mencapai titik ekivalen = 30,23 ml. Hitung molaritas dari HCl.
Reaksi yang terjadi : Na2CO3 + 2HCl ------------- NaCl + H2O + CO2

4. 4
Penyelesaian
Pada titik ekivalen :
mmol HCl = 2 x mmol Na2CO3
VHCl x MHCl = 2 x mg Na2CO3/BM Na2CO3
30,23 x M HCl = 2 x 354,2/106,0
M HCl = 0,2211 mmol/mL

5. 5
• Salah satu metode Titrimetri adalah Titrasi Asam Basa
• Titrasi asam - basa digunakan untuk menentukan kadar analit yang bersifat
asam/basa atau zat yang dapat diubah menjadi asam/basa.
• Air umumnya digunakan sebagai pelarut karena mudah diperoleh, murah,
tidak beracun dan mempunyai koefisien suhu muai yang rendah.
• Penentuan titik ekivalen secara umum dapat dilakukan dengan dua metode,
yaitu dengan penambahan indikator (penambahan dilakukan sebelum
titrasi) atau monitoring perubahan pH dengan pH meter selama proses
titrasi berlangsung yang kemudian dilakukan plot perubahan pH terhadap
volume titran. Titik tengah dari kurva titrasi tersebut merupakan titik
ekivalen.
• Indikator yang dipakai dalam titrasi asam basa adalah indikator yang
perubahan warnanya dipengaruhi oleh pH. Penambahan indikator
diusahakan sesedikit mungkin dan umumnya adalah dua hingga tiga tetes.
• Pada saat titik ekuivalen maka mol-ekuivalent asam akan sama dengan
mol-ekuivalent basa, maka hal ini dapat kita tulis sebagai berikut:
mol-ekuivalen asam = mol-ekuivalen basa
• Mol ekivalen = perkalian antara Normalitas dengan volume = N x V
• Normalitas = Molaritas x jumlah H+
pada asam atau OH-
pada basa

6. 6
MOLARITAS
• Molaritas = jumlah mol per liter larutan atau M = n/V
M = molaritas, n = jumlah mol dalam larutan; V = volume larutan dalam liter
n = g/BM; dimana g = gram zat terlarut; BM = berat molekul larutan
maka, M = g/BM x V atau g = M x V x BM
Contoh soal:
Hitung molaritas larutan yang mengandung 6,00 g NaCl (BM = 58,44) dalam
200 mL larutan.
M (mol/liter) = 6,00 g NaCl x 1000 mL/liter/ 58,44g/mol NaCl x 200 mL
M = 0,513 mol/liter.

7. 7
Nama pH range Warna Tipe (sifat)
Biru timol 1,2 – 2,8
8,0 – 9,6
Merah – kuning
Kuning - biru
asam
Kuning metil 2,9 – 4,0 Merah - kuning basa
Jingga metil 3,1 – 4,4 Merah - jingga basa
Hijau bromkresol 3,8 – 5,4 Kuning - biru asam
Merah metil 4,2 – 6,3 Merah - kuning basa
Ungu bromkresol 5,2 – 6,8 Kuning - ungu asam
Biru bromtimol 6,2 – 7,6 Kuning - biru asam
Merah fenol 6,8 – 8,4 Kuning - merah asam
Ungu kresol 7,6 – 9,2 Kuning - ungu asam
Fenolftalein 8,3 - 10 t.b - merah asam
Timolftalein 9,3 – 10,5 t.b - biru asam
Kuning alizarin 10,0 – 12,0 Kuning - ungu basa

8. 8
Indikator adalah asam dan basa organik lemah yang bentuk tak-
terurainya dan bentuk ioniknya memiliki warna yang berbeda. Salah
satu contoh adalah p-nitrofenol, yang merupakan asam lemah.
Dalam bentuk tak-terurai p-nitrofenol tidak berwarna, tetapi
anionnya, yang mempunyai suatu sistem pengubah ikatan tunggal
dan ganda (sistem terkonjugasi) berwarna kuning.
Indikator fenolftalein merupakan asam diprotik dan tidak berwarna.
Pada penguraian pertama masih tetap tidak berwarna dan
kemudian dengan hilangnya proton kedua, menjadi ion dengan
sistem terkonjugasi dan memberikan warna merah.
Metil oranye, indikator ini merupakan basa dengan warna kuning
dalam bentuk molekulnya. Adanya penambahan proton
menghasilkan kation berwarna merah muda.

9. 9
• Sebagai ilustrasi kita permisalkan Indikator asam sebagai HIn dan Indikator
basa sebagai In.
• Persamaan penguraiannya :
HIn + H2O H3O+
+ In-
In + H2O InH+
+ OH-
Tetapan penguraian dari asam = Ka = (H3O+
)(In-
)/(HIn)
Dalam bentuk logaritma : pH = pKa – log (HIn)/(In)
Diasumsikan molekul HIn berwarna merah dan ion In-
berwarna kuning
Warna yang terlihat tergantung pada jumlah relatif kedua bentuk itu. Pada
pH rendah, HIn asam menonjol sehingga akan terlihat merah. Dalam
larutan ber pH tinggi, In-
akan menonjol sehingga terlihat kuning. Pada nilai
pH menengah dimana kedua bentuk memiliki konsentrasi hampir sama,
warnanya mungkin oranye.

10. 10
• Selanjutnya kita asumsikan pKa dari HIn adalah 5,00, dan larutan tampak
berwarna merah bila rasio(HIn)/(In) sebesar 10 : 1, dan kuning bila rasionya
1 : 10 atau kurang.
• Perubahan pH minimum untuk merubah warna indikator kita sebut sebagai
Δ pH. Hal ini bisa diperkirakan denganperhitungan sbb:
Kuning : pHy = pKa + log 10/1 = 5 + 1
Merah : pHr = pKa + log 1/10 = 5 – 1
Δ pH = pHy – pHr = 6 – 4 = 2
Ini berarti bahwa dibutuhkan perubahan pH sebesar 2 satuan untuk
terjadinya perubahan warna dari merah ke kuning.

11. 11
• Supaya reaksi kimia cocok untuk proses titrasi, reaksinya harus sempurna
pada titik ekivalen. Semakin besar tetapan kesetimbangan, semakin
sempurna reaksinya dan semakin besar perubahan pH pada titik ekivalen.
• Tetapan kesetimbangan untuk asam kuat – basa kuat sangat besar :
H3O+
+ OH-
2H2O ; K = 1/Kw = 1,0 x 1014
• Konsentrasi zat yang dititrasi dan titran mempengaruhi besarnya ΔpH
• Diinginkan bahwa pH berubah 1 atau 2 satuan untuk penambahan
beberapa tetes titran pada titik ekivalen, jika digunakan indikator visual.
• Contoh perhitungan:
Sebanyak 50,0 mL HA 0,10 M dititrasi dengan basa kuat 0,10 M. (a) hitung
nilai K minimum agar bila 49,95 mL titran ditambahkan, reaksi antara HA
dan OH-
pada dasarnya sempurna dan pH berubah 2 satuan pada
penambahan 2 tetes lagi (0,10 mL) titran. (b) Ulangi perhitungan untuk ΔpH
= 1 satuan.

12. 12
Solusi
(a) pH 0,05 mL di luar titik ekivalen dapat dihitung sbb:
(OH-
) = 0,05 x 0,10/100,05 = 5 x 10-5
M
pOH = 4,30; pH = 9,70
Jika ΔpH sama dengan 2 satuan, pH 0,05 mL sebelum titik ekivalen
harus sebesar 7,70. Pada titik ini, jika reaksi sempurna, kita hanya
memiliki 0,005 mmol HA yang tidak bereaksi. Sehingga :
pH = pKa + log (A-
)/(HA)
7,70 = pKa + log (4,995)/(0,005) pKa = 4,70
Ka = 2,0 x 10-5
K = Ka/Kw = 2,0 x 10-5
/1,0 x 10-14
= 2,0 x 109
(b) Jika ΔpH = 1, maka
8,70 = pKa + log 4,995/0,005
pKa = 5,7; Ka = 2,0 x 10-6
; K = 2,0 x 108

13. CONTOH PERCOBAAN TITRASI ASAM BASA
Alat dan Bahan
A. Alat :
1. Labu erlenmayer 125 ml
2. Pipet Volumetrik 10 ml
3. Buret
4. Labu ukur
5. Statif dan Klem
6. Corong Kecil
7. Botol Semprot
8. Pipet tetes
9. Gelas Kimia 100 ml
B. Bahan :
1. Larutan HCl 0,1 M
2. Larutan asam cuka
3. Larutan NaOH 0,1 M
4. Indikator PP
13

14. Cara Kerja
Percobaan A: Titrasi Asam Kuat dan Basa Kuat
1. Diambil sebanyak 10 ml larutan HCl M dengan pipet volumetrik
lalu dipindahkan ke dalam labu erlenmayer 125 ml
2. Sebanyak 5 tetes indikator PP ditambahkan ke dalam labu
erlenmayer tersebut
3. Disiapkan buret, statif dan klem
4. Buret diisi dengan larutan NaOH 0,1 M tepat ke garis nol
5. Kran buret dibuka secara perlahan sehingga NaOH tepat mengalir
ke dalam labu erlenmayer
6. Titrasi dilakukan hingga didapatkan titik akhir titrasi (pink muda).
Selama penambahan NaOH goyangkan labu erlenmayer agar
NaOH merata ke seluruh larutan . Diamati perubahan warna yang
terjadi. Dicatat volume NaOH yang dibutuhkan untuk mencapai titik
akhir titrasi.
7. Langkah 1 dan 6 diulangi, sehingga di dapatkan dua data titrasi
14

15. 15
Percobaan B : Titrasi Asam cuka (Asam Lemah) dengan Basa Kuat
1.Diambil 10 ml larutan asam cuka dengan pipet volumetric lalu dipindahkan
ke dalam labu ukur 100 ml, tambahkan air hingga tanda batas
2.Dipipet sebanyak 10 ml larutan tersebut ke dalam labu erlenmayer 125 ml,
ditambahkan 5 tetes larutan indicator PP
3.Titrasi dilakukan hingga di dapatkan titik akhir titrasi. Catat volume NaOH
yang dibutuhkan untuk mencapai titik akhir titrasi
4.Langkah 2 dan 3 diulangi, hingga diperoleh dua data titrasi

16. 16
• Untuk menentukan bisa atau tidaknya suatu reaksi digunakan dalam titrasi,
kita perlu membuat suatu kurva titrasi. Kurva ini merupakan plot antara pH
atau pOH dengan mililiter titran. Kurva ini juga berguna dalam pemilihan
indikator yang sesuai.
mL NaOH
pH
50
Kurva asam kuat –
basa kuat
Metil merah
Bromtimol biru
Fenolftalein

17. KURVA TITRASI ASAM KUAT – 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.
17

18. 18
• Contoh kasus:
Sebanyak 50 mL HCl 0,10 M dititrasidengan NaOH 0,10 M. Hitung pH pada
awal titrasi dan setelah penambahan 10; 50; dan 60 mL titran.
(a) pH awal, HCl merupakan asam kuat dan terurai sempurna. Maka
(H3O+
) = 0,10; pH = 1,0
(b) pH setelah penambahan 10,0 mL basa.
Kita mulai dengan 50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5,0 mmol HCl, dan
menambahkan 10,0 mL x 0,10 mmol/mL NaOH. Reaksinya :
mmol H3O+
+ OH-
2H2O
Awal : 5,0 1,0
Berubah: -1,0 -1,0
Kesetimbangan: 4,0 -

19. 19
• Reaksi selesai dengan baik, karena tetapan kesetimbangannya, K, sama
dengan 1/Kw atau 1,0 x 1014.
Konsentrasi H3O+
sama dengan
(H3O+
) = 4,0 mmol/60,0 mL = 6,67 x 10-2
mmol/mL
pH = 2 – log 6,67 = 1,18
(c) pH pada titik ekivalen. Kita mulai dengan 50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5 mmol
HCl dan telah menambahkan 50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5,0 mmol NaOH.
Reaksinya
mmol H3O+
+ OH-
2H2O
Awal : 5,0 5,0
Berubah : -5,0 -5,0
Kesetimbangan - -
Kesetimbangannya : 2H2O H3O+
+ OH-
dan (H3O+
)(OH-
) = Kw = 1,0 x 1014
Karena (H3O+
) = (OH-
) ------ (H3O+
)2
= 1,0 x 10-14
(H3O+
) = 1,0 x 10-7
---------- pH = 7,0

20. 20
(d) pH setelah penambahan 60,0 mL basa. Kita mulai dengan 50,0 mL x
0,10 mmol/mL = 5,0 mmol HCl dan telah menambahkan 60,0 mL x 0,10
mmol/mL = 6,0 mmol NaOH. Reaksinya :
mmol H3O+
+ OH-
2H2O
Awal : 5,0 6,0
Berubah : -5,0 -5,0
Kesetimbangan : - 1,0
Konsentrasi ion OH-
adalah
(OH-
) = 1,0 mmol/110 mL = 9,1 x 10-3
M
pOH = 3 – log 9,1 = 2,04
pH = 14,0 – 2,04 = 11,96.

21. KURVA TITRASI ASAM LEMAH – 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:
– Asam lemah mempunyai pH yang rendah pada awalnya.
– pH naik lebih cepat pada awalnya, tetapi kurang cepat saat mendekati titik
ekivalen.
– 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. 21

22. 22
• Contoh kasus :
Sebanyak 50,0 mL larutan 0,10 M asam lemah, HB dengan
Ka = 1,0 x 10-5
, dititrasi dengan NaOH 0,10 M. Hitung pH pada awal titrasi
dan setelah penambahan 10,0; 50,0; dan 60,0 mL titran.
(a) pH awal. Karena HB terurai dengan lemah, menghasilkan satu B-
dan
satu H3O+
,
HB + H2O H3O+
+ B-
Kita berasumsi bahwa (H3O+
) ≈ (B-
)
dan (HB) = 0,10 – (H3O+
) ≈ 0,10
Dengan mensubstitusikan nilai ini kedalam persamaan Ka, didapatkan
(H3O+
)(B-
)/(HB) = Ka ------------ (H3O+
)2
/0,10 = 1,0 x 10-5
(H3O+
) = 1,0 x 10-3
--------------- pH = 3,00
(b) pH setelah penambahan 10,0 mL basa. Kita mulai dengan 50,0 mL x
0,10 mmol/mL = 5,0 mmol HB dan kemudian menambahkan 10,0 mL x
0,10 mmol/mL = 1,0 mmol OH-
. Reaksi yang terjadi :

23. 23
mmol HB + OH B-
+ H2O
Awal : 5,0 1,0 -
Berubah : -1,0 -1,0 + 1,0
Kesetimbangan : 4,0 - 1,0
Reaksi penguraian dan konsentrasi kesetimbangannya adalah:
HB + H2O H3O+
+ B-
4,0/60,0 – (H3O+
) (H3O+
) 1,0/60,0 + (H3O+
)
Karena (H3O+
) kecil --------- (HB) ≈ 4,0/60,0 dan (B-
) ≈ 1,0/60,0
Ka = (H3O+
)(B-
)/(HB) = (H3O+
)(1,0/60,0) : 4,0/60,0 = 1,0 x 10-5
(H3O+
) = 4,0 x 10-5 ------------------
pH = 5,0 – log 4,0 = 4,40
Cara lain: pH = pKa + log (B-
)/(HB)
pH = 5,0 + log (1,0/6,0 : 4,0/60,0)------ pH = 4,40

24. 24
(c) pH pada titik ekivalen. Kita mulai dengan 5,0 mmol HB dan menambahkan
50,0 mL x 0,10 mmol/mL = 5,0 mmol OH-
. Reaksi yang terjadi :
mmol HB + OH-
B-
+ H2O
Awal : 5,0 5,0 -
Berubah : -5,0 -5,0 + 5,0
Kesetimbangan : - - 5,0
B-
adalah basa. Reaksi penguraian dan konsentrasi kesetimbangannya
adalah: B-
+ H2O HB + OH-
5,0/100 – (OH-
) (HB) (OH-
)
Persamaan untuk Kb :
(HB)(OH-
)/(B-
) = Kb = Kw/Ka = 1,0 x 10-14
/1,0 x 10-5
= 1,0 x 10-9
Karena B-
adalah basa lemah, kita berasumsi bahwa (OH-
) kecil
(B-
) = 5,0/100 – (OH-
) ≈ 0,05
Karena penguraian menghasilkan satu HB dan satu OH-
kita asumsikan :
(HB) ≈ (OH-
), maka (OH-
)2
/0,05 = 1,0 x 10-9
; (OH-
) = 7,1 x 10-6
pOH = 5,15; dan pH = 8,85

25. 25
(d) pH setelah penambahan 60,0 mL basa.
Kita mulai dengan 5,0 mL HB dan menambahkan 60 mL x 0,1 mmol/mL
= 6,0 mmol OH-
. Reaksi yang terjadi :
mmol HB + OH-
B-
+ H2O
Awal : 5,0 6,0 -
Berubah : -5,0 -5,0 +5,0
Kesetimbangan : - 1,0 5,0
Ini berarti terdapat 1 mmol kelebihan OH-
dan juga sedikit OH-
yang
dihasilkan oleh basa B-
(kebalikan dari reaksi di atas)
B-
+ H2O HB + OH-
Namun reaksi ini dapat diabaikan karena OH-
menggeser kesetimbangan
kekiri. Sehingga :
(OH-
) = 1,0 mmol/110 mL = 9,1 x 10-3
mmol/mL
pOH = 2,04 dan pH = 11,96

26. KURVA TITRASI ASAM KUAT – 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:
– Asam kuat mempunyai pH yang rendahi pada awalnya.
– pH naik perlahan saat permulaan, namun cepat saat mendekati titik
ekivalen.
– pH titik ekivalen tidak tepat 7.
• Titik ekivalen untuk asam kuat dan basa lemah mempunyai pH kurang dari 7.
26

27. • Contoh:
Reaksi antara 25 ml HCl 0,1 M dengan NH3 0,1 M (Kb =
10-5
). Reaksinya sebagai berikut :
HCl(aq) + NH3(aq) ---->NH4Cl(aq)
• Sebelum penambahan NH3, pH =1, setelah penambahan
10 ml NH3, pH =1,37
• penambahan 25 ml NH3, pH=5,15 yang merupakan titik
ekuivalen. Penambahan 26 ml NH3, pH berubah sedikit,
yaitu 6,1.
• Penambahan sedikit basa maka pH garam hamper tidak
berubah, sehingga merupakan larutan penyangga. Titik
ekuivalen terjadi pada pH<7,>karena garam yang
terbentuk mengalami hidrolisis sebagian yang bersifat
asam.
27

28. KURVA TITRASI ASAM LEMAH – BASA LEMAH
• Kurva titrasi asam lemah dan basa lemah adalah sebagai berikut:
• 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.
28

29. • Contoh:
Reaksi antara 25 ml HC2H3O2 0,1 M (Ka= 1,74.10-5
)
dengan NaOH 0,1 M.
Reaksi : HC2H3O2(aq) +NaOH(aq) ---> C2H3O2Na(aq) + H2O(l)
• Penambahan 10 ml NaOH pH berubah menjadi 4,58,
penambahan 25 ml terjadi titik ekuivalen
• Pada pH = 8,72. Penambahan 26 ml NaOH pH =10,29.
Pada grafik diatas,
• penambahan sedikit basa, maka pH akan naik sedikit,
sehingga termasuk larutan penyangga. Titik ekuivalen
diperoleh pada pH >7. Hal itu disebabkan garam yang
terbentuk mengalami hidrolisis sebagian yang bersifat
basa.
29