SKALA Ph dan PENGGUNAAN INDIKATOR

loading...

SKALA Ph dan PENGGUNAAN INDIKATOR
1. TUJUAN :
1. Membuat larutan standar asam dan basa dalam berbagai konsentrasi.
2. Mengukur pH larutan dengan berbagai indikator.
3. Memilih indikator yang sesuai dengan pH.
4. Mengukur pH larutan dengan pH meter.

2. PERTANYAAN PRA PRAKTEK
1. Fenolftalein adalah salah satu indikator yang lazim. Bagaimana warnanya dalam larutan asam? dalam larutan basa?
Jawab:
• Dalam larutan asam : Tidak bewarna (bening)
• Dalam larutan basa : Merah
2. Apa yang dimaksud dengan pH? Berapa pH larutan netral?
Jawab:
• pH adalah parameter yang menunjukkan keasaman atau kebasaan suatu zat yang dinyatakan dengan konsentrasi H+
Rumus pH adalah pH = - log H+
• pH netral adalah 7
3. Apabila 0,01 mol HCl ada dalam 10 liter larutan, berapa molaritasnya, berapa konsentrasi H+ , dan berapa pH-nya?
Jawab
Dik: mol HCl = 0,01 mol
Volume = 10 liter
HCl H+ + Cl-
Dit: a. M
b. [H+]
c. pH
a. M HCl =
M HCl = 0,001 M = 10-3 M

b. [H+] = M valensi asam
[H+] = 10-3 M 1
[H+] = 10-3 M

c. pH = -log [H+]
pH = -log10-3 M
pH = 3
4. Bagaimana hubungan [H+] dengan [OH-] dalam larutan air, jika [H+] = 10-4 M
Jawab : H2O H+ + OH-
Kw = [H+] [OH-]
Kw = [10-4] [OH-]
[OH-] = 10-14
10-4
[OH-] = 10-10 M


3.LANDASAN TEORI
Konsep mengenai asam dan basa didasarkan pada beberapa sifat yang ditunjukkan oleh sekelompok senyawa dalam larutan air. Berdasarkan sifat-sifat yang ditunjukkan tersebut, asam adalah senyawa yang mempunyai rasa asam dan memerahkan lakmus biru. Basa adalah senyawa yang mempunyai rasa pahit dan membirukan lakmus merah. Dalam larutan air, asam menghasilkan H+ dan basa menghasilkan OH-. Ion H+ dari asam dan ion OH- dari basa akan bereaksi membentuk H2O sehingga larutan bersifat netral.

Keasaman dan kebasaan suatu larutan tergantung pada ion mana yang dominan dalam larutan, jika [OH-] = [H+] maka larutan bersifat netral, contoh:
[H+] = 10-3mol/L, dari persamaan untuk kesetimbangan air diperoleh :
Kw = [H+] [OH-] = 1 x 10-14
10-3 x [OH-] = 1 x 10-14
jadi,
[OH-] = 10-11mol/L
Skala pH
Berdasarkan pengertian [H+] dan [OH-], kita dapat mengetahui skala pH, pH adalah logaritma negative [H+] atau ditulis sebagai berikut : pH = -log [H+] dan, pOH = -log [OH-]
Contoh:
Bila [H+] = 10-3mol/L, maka pH = 3. Bila diketahui [OH-] = 10-2mol/L, maka [H+] = 10-14/10-2 mol/L = 10-12mol/L, maka pH = 12.
Untuk asama dan basa lemah [H+] dan [OH-] adalah sebagai berikut :
[H+] = [asam] x a, atau [OH-] = [basa] x b
Indikator asam basa merupakan senyawa yang warnanya dalam larutan asam maupun basa berbeda. Tidak semua indikator berubah waranya pada pH. Beberapa indikator berubah warnanya berubah pada pH 7, yang lainnya pada pH 4,5 atau 6,8 dan seterusna. Perubahan warna indikator tergantung pada [H+] dalam larutan, maka indikator asam basa digunakan memperkirakan keasaman atau kebasaan larutan.
Indikator Asam Basa
Indikator asam basa merupakan asam organik lemah dan basa organik lemah yang mempunyai dua warna dalam pH larutan yang berbeda. Pada titrasi asam dengan basa, maka indikator yang digunakan adalah asam kedua yang merupakan asam yang lebih lemah dan konsentrasi indikator berada pada tingkat kecil. Pada titrasi asam dengan basa, indikator (asam lemah) akan bereaksi dengan basa sebagai penitrasi setelah semua asam dititrasi (bereaksi) dengan basa sebagai penitrasi. Beberapa indikator asam basa mempunyai harga kisaran pH dan perubahan warna dalam bentuk asam (HInd) dan basa (Ind-). Indikator yang dipilihuntuk titrasi asam basa, adalah indikator yang mempunyai kisaran harga pH yang berada pada sekitar harga pH titik ekivalen.
Asam dan basa merupakan dua golongan zat kimia yang sangat penting dalam kehidupan sehari-hari.Untuk menentukan suatu larutan bersifat asam atau basa, ada beberapa cara. Yang pertama menggunakan indikator warna, yang akan menunjukkan sifat suatu larutan dengan perubahan warna yang terjadi. Misalnya Lakmus, akan berwarna merah dalam larutan yang bersifat asam dan akan berwarna biru dalam larutan yang bersifat basa. Sifat asam basa suatu larutan juga dapat ditentukan dengan mengukur pH-nya pH merupakan suatu parameter yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman larutan.
Lihat tabel
No. Indikator Interval 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. Brom fenol biru 3,0 - 4,6 Kuning – biru - ungu
5. Kongo merah 3,0 - 5,0 Biru – merah
6. Brom kesol hijau 3,8 - 5,4 Kuning – biru
7. Metil merah 4,4 - 6,2 Merah - kuning
8. Bromeksol merah hijau 5,2 - 6,8 Kuning - merah jambu
9. Lakmus 4,5 - 8,5 Merah – biru
10. Bromtimol 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. Fenolpftalain 8,3 - 10,0 Tak berwana - merah
14. Timolptalain 9,3 - 10,5 Kuning – biru
15. Alizarin kuning 10 – 12 Kuning – merah
16. Indigokarmin 11,4 - 13,0 Biru – kuning
17 Trinitro benzene 12,0 - 14,0 Tak berwana – jingga
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 H3CCOOH. 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.
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 hydrogen (H+) di sebut asam, misalnya HCl.
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Basa jika terurai menghasilkan ion hidroksida (OH-)
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-.
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. Misalnya ammonium khlorida dan natrium amida bereaksi didalam ammonia cair, sebagai berikut :
Reaksi lengkap : NH4Cl + NaNH2 → NaCl + 2 NH3 (17.7)
Reaksi ion : NH4+ + Cl- + Na+ + NH2-→ Na+ + Cl- + 2NH3 (17.8)
Reaksi ion bersih : NH4+ + NH2- → 2 NH3 (17.9)
Reaksi (17.9) dapat dianggap suatu reaksi asam-basa dengan NH4+ analog dengan H+ dan NH2- dengan OH-. Reaksi tersebut dapat dijelaskan melalui teori yang diajukan secara terpisah oleh J.N. Bronsted di Denmark dan T.M Lowry di inggris tahun 1923. 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)
pH
pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H+) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetujuan internasional.Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan "p" pada "pH". Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk power (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat), dan ada pula yang merujuk pada kata potential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti "logaritma negatif".
Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah. pH didefinisikan sebagai minus logaritma dari aktivitas ion hidrogen dalam larutan berpelarut air.[5] pH merupakan kuantitas tak berdimensi.
dengan aH adalah aktivitas ion hidrogen. Alasan penggunaan definisi ini adalah bahwa aH dapat diukur secara eksperimental menggunakan elektrode ion selektif yang merespon terhadap aktivitas ion hidrogen ion. pH umumnya diukur menggunakan elektrode gelas yang mengukur perbedaan potensial E antara elektrode yang sensitif dengan aktivitas ion hidrogen dengan elektrode referensi. Perbedaan potensial pada elektrode gelas ini idealnya mengikuti persamaan Nernst:
dengan E adalah potensial terukur, E0 potensial elektrode standar, R tetapan gas, T temperatur dalam kelvin, F tetapan Faraday, dan n adalah jumlah elektron yang ditransfer. Potensial elektrode E berbanding lurus dengan logartima aktivitas ion hidrogen. Definisi ini pada dasarnya tidak praktis karena aktivitas ion hidrogen merupakan hasil kali dari konsentrasi dengan koefisien aktivitas. Koefisien aktivitas ion hidrogen tunggal tidak dapat dihitung secara eksperimen. Untuk mengatasinya, elektrode dikalibrasi dengan larutan yang aktivitasnya diketahui.Definisi operasional pH secara resmi didefinisikan oleh Standar Internasional ISO 31-8 sebagai berikut: Untuk suatu larutan X, pertama-tama ukur gaya elektromotif EX sel galvani elektrode referensi | konsentrasi larutan KCl || larutan X | H2 | Pt dan kemudian ukur gaya elektromotif ES sel galvani yang berbeda hanya pada penggantian larutan X yang pHnya tidak diketahui dengan larutan S yang pH-nya (standar) diketahui pH(S). pH larutan X oleh karenanya
Perbedaan antara pH larutan X dengan pH larutan standar bergantung hanya pada perbedaan dua potensial yang terukur. Sehingga, pH didapatkan dari pengukuran potensial dengan elektrode yang dikalibrasikan terhadap satu atau lebih pH standar. Suatu pH meter diatur sedemikiannya pembacaan meteran untuk suatu larutan standar adalah sama dengan nilai pH(S). Nilai pH(S) untuk berbagai larutan standar S diberikan oleh rekomendasi IUPAC. Larutan standar yang digunakan sering kali merupakan larutan penyangga standar. Dalam prakteknya, adalah lebih baik untuk menggunakan dua atau lebih larutan penyangga standar untuk mengijinkan adanya penyimpangan kecil dari hukum Nerst ideal pada elektrode sebenarnya. Oleh karena variabel temperatur muncul pada persamaan di atas, pH suatu larutan bergantung juga pada temperaturnya.
Pengukuran nilai pH yang sangat rendah, misalnya pada air tambang yang sangat asam, memerlukan prosedure khusus. Kalibrasi elektrode pada kasus ini dapat digunakan menggunakan larutan standar asam sulfat pekat yang nilai pH-nya dihitung menggunakan parameter Pitzer untuk menghitung koefisien aktivitas. PH merupakan salah satu contoh fungsi keasaman. Konsentrasi ion hidrogen dapat diukur dalam larutan non-akuatik, namun perhitungannya akan menggunakan fungsi keasaman yang berbeda. pH superasam biasanya dihitung menggunakan fungsi keasaman Hammett, H0. Umumnya indikator asam-basa sederhana yang digunakan adalah kertas lakmus yang berubah menjadi merah bila keasamannya tinggi dan biru bila keasamannya rendah.Selain menggunakan kertas lakmus, indikator asam basa dapat diukur dengan pH meter yang bekerja berdasarkan prinsip elektrolit / konduktivitas suatu larutan.

4.ALAT DAN BAHAN
-ALAT
Tabung Reaksi Pipet Tetes
Batang Pengaduk Elektrode / pH Meter
Pembakar Bunsen Korek Api
Gelas Piala

-BAHAN
HCl 0.01 M Meti Merah
Aquades Metil Jingga
NaOH 0,01 M Alizarin Kuning
Fenolftalein Metil Ungu
Kongo Merah Timol Biru
Brontimol Biru Larutan Cuka
Sari Buah Jeruk Aspirin
Minuman Berkarbonat Amonia
Detergen Cair

5.PROSEDUR KERJA
A. Daerah Asam pH 2 sampai 6
Larutan standar HCl 0,01 M (pH=2)
Dimasukkan dalam tabung reaksi
Diambil 1 M
Diencerkan dengan 9 mL air suling yang sudah dididihkan
Diaduk pelan-pelan
Larutan HCl pH=3


Diambil 1 mL
Dimasukkan ke dalam tabung reaksi ke-2
Diencerkan dengan9 mL air suling yang sudah dididihkan
Diaduk pelan-pelan
Larutan HCl pH=4

Dengan cara yang sama dibuat larutan pH 5 dan 6
Hasil

B. Daerah Netral pH 7
Air yang telah dididihkan
Dimasukkan dalam tabung reaksi
Hasil

C. Daerah basa pH 8-12
NaOH 0,01 M (pH=12)
Dimasukkan ke dalam tabung reaksi
Diencerkan 1mL dengan 9 mL air yang telah dididihkan
Diaduk
Larutan NaOH pH = 11
Dengan cara yang sama dibuat pH 10, 9, dan 8
1 mL setiap larutan dibuat bagian A, B,dan C
Diberi label setiap larutan sesuai pH
Diteteskan 1 tetes indikator pada setiap tabung reaksi sampai
berubah warna
Diamati dan dicatat perubahan warna indikator pada setiap pH
Indikator yang digunakan berturut-turut adalah jingga metil,
fenolftalein, brontimol biru, alizarin kuning, dan metil merah
Hasil

 
D. Penunjuk pH berbagai zat
a. Larutan cuka (diencerkan 10´)
b. Sari buah anggur/jeruk
c. Minuman bikarbonat (diencerkan 50%)
d. Shampo
e. Detergen cair ( larutan 5%)
f. Amoniak untuk keperluan rumah tangga
g. Soda kue (larutan 10%)
h. Tablet Aspirin (asam salisilat dilarutkan dalam 200 mL air)
2 mL setiap larutan dimasukkan masing-masing ke dalam
tabung reaksi
Ditetesi 2 tetes indikator yang telah disediakan ke dalam
masing-masing tabung reaksi
Dibandingkan warnanya dengan larutan standar
Ditentukan pH sesuai warna
Hasil

E. Penentuan pH dengan menggunakan pH meter
pH Meter
Dikalibrasi
Elektrode dicelupkan ke dalam larutan standar
Dicatat pembacaan pH meter
Hasil

6.DATA PENGAMATAN

pH Standar Jenis Indikator
Fenolftalein Kongo Merah Brontimol Biru Metil Merah
2 Tak Berwarna Merah Biru Pink
3 Tak Berwarna Merah Hijau Kuning
4 Tak Berwarna Merah Biru Kuning
5 Tak Berwarna Merah Biru Kuning
6 Tak Berwarna Merah Biru Kuning
7 Tak Berwarna Hitam Hijau Pink Muda
8 Tak Berwarna Hitam Hijau Pink
9 Tak Berwarna Hitam Hijau Tak Berwarna
10 Pink Merah Biru Kuning
11 Pink Merah Biru Kuning
12 Pink Merah Biru Kuning

Trayek pH Indikator Kongo Merah = 3,8 - 5,4
Trayek pH Indikator Metil Merah = 4,4 -6,2
Trayek pH Indikator Brontimol Biru = 6,0 - 7,6
Trayek pH Indikator Fenolftalein = 8,3 - 10,0

No Nama
Zat / Sampel Jenis Indikator
Fenolftalein Kongo Merah Brontimol Biru Metil Merah
1 Cuka Kuning Ungu Gelap Kuning Pekat Merah Muda
2 Pulpy Kuning Pudar Hitam Kuning Merah Muda
3 Sprite Tak Berwarna Hitam Kuning Pekat Merah Muda
4 Shampoo Merah Muda Merah Kuning Merah Muda
5 Sunlight Hijau Merah Hijau Kuning Kuning Bening
6 Soda Kue Merah Muda Merah Darah Biru Tua Kuning Pudar
7 Aspirin Ungu Merah Darah Biru Hijau

pH Standar Jenis Indikator
Metil Jingga Alizarin Kuning Metil Ungu Timol Biru
2 Merah Kuning Ungu Jingga
3 Jingga Kuning Ungu Kuning
4 Merah Kuning Ungu Orange
5 Merah Kuning Ungu Orange
6 Merah Kuning Ungu Orange

Trayek pH Indikator Metil Ungu = 0,2 - 3,0
Trayek pH Indikator Timol Biru = 1,2 - 2,8
Trayek pH Indikator Metil Jingga = 3,1 - 4,4
Trayek pH Indikator Alizarin Kuning = 10,0 - 12,0

No Nama
Zat / Sampel Jenis Indikator
Metil Jingga Alizarin Kuning Metil Ungu Timol Biru
1 Cuka Merah Kuning Ungu Biru
2 Pulpy Jingga Kuning Ungu Orange
3 Sprite Merah Orange Ungu Kuning
4 Shampoo Jingga Kuning Ungu Jingga
5 Sunlight Jingga Merah Ungu Kuning
6 Soda Kue Orange Merah Ungu Kuning
7 Aspirin Kuning Ungu Ungu Biru


8.PEMBAHASAN

Dalam percobaan ini dilakukan beberapa percobaan yang terdiri dari 11 jenis larutan yaitu larutan dengan pH 2 sampai pH 12, serta 7 macam jenis sampel yaitu shampoo, soda kue, sprite, cuka , pulpy, sunlight dan aspirin.
Untuk masing-masing larutan dengan pH yang berbeda ( dari pH 2-12) ditetesi dengan 8 macam indikator. Pada percobaan I, pH 2 sampai pH 12 ditetesi dengan 4 macam indikator yaitu, Metil Merah, Brontimol Biru, Kongo Merah, dan Fenolftalein.
Pada percobaan II, pH 2 sampai pH 12 seharusnya ditetesi dengan 4 macam indikator yaitu, Metil Ungu, Alizarin Kuning, Metil Jingga, dan Timol Biru, namun karena praktikan salah mengartikan petunjuk yang diberikan oleh asisten, sehingga larutan yang diuji hanya dari pH 2 sampai pH 6..
Kemudian percobaan I dan II dicatat perubahan warnanya. Setelah masing-masing larutan menunjukkan warna yang berbeda, 7 sampel yang sudah disiapkan tadi juga masing-masing ditetesi dengan 8 indikator diatas, kemudian diamati perubahan warnanya lalu ditentukan pH nya.
a. Membuat pH 2
Untuk membuat larutan standar dengan pH 2, digunakan larutan HCl 0,01 M dan telah disediakan oleh asisten.
HCl H+ + Cl-
b. Larutan pH 3
Untuk membuat pH 3, diambil 1 mL larutan HCl 0,01 M kemudian ditambahkan aquades 9 mL, sehingga volumenya manjadi 10 mL.
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-3]
10-2 1 = M2 10 = - log 10-3
M2 = 10-3 pH = 3

 
c. Membuat pH 4
1 mL dari pH 3 ditambahkan air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-4]
10-3 1 = M2 10 = - log 10-4
M2 = 10-4 pH = 4

d. Membuat pH 5
1 mL dari pH 4 ditambahkan air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-5]
10-4 1 = M2 10 = - log 10-5
M2 = 10-5 pH = 5

e. Membuat pH 6
1 mL dari pH 5 ditambahkan air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-6]
10-5 1 = M2 10 = - log 10-6
M2 = 10-6 pH = 6

f. Membuat pH 7
Dengan mendidihkan air , dan dimasukkan kedalam tabung reaksi.
g. Membuat pH 12
Larutan dengan ph 12 telah disediakan oleh asisten dengan menggunakan NaOH 0,01 M.
h. Membuat pH 11
1 mL dari pH 12 ditambah air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pOH = - log [OH-] pH = 14 - pOH
10-2 1 = M2 10 = - log 10-3 = 14 - 3
M2 = 10-3 pOH = 3 pH = 11
Untuk mendapatkan pH 10, 9 dan 8, digunakan cara untuk memperoleh pH 11.
 
Ketujuh sampel yang diujikan pada percobaan kali ini, yaitu sprite, soda, shampoo, aspirin, cuka, soda kue dan sunlight yang kemudian masing-masing ditetesi 8 indikator, yaitu Metil Merah, Brontimol Biru, Kongo Merah, Fenolftalein, Metil Ungu, Alizarin Kuning, Metil Jingga, dan Timol Biru. Kemudian dicatat perubahan warnanya dan ditentukan pH berdasarkan perubahan warna yang terjadi.
Dari hasil percobaan,dari perubahan warna yang terjadi dapat disimpulkan bahwa shampoo, detergen cair, soda kue, bersifat basa , cuka, pulpy, dan sprite bersifat asam, serta aspirin bersifat netral.
9.DISKUSI

Pada percobaan ini, larutan yang bersifat asam adalah cuka, pulpy, dan sprite yang mempunyai trayek pH dibawah 7. Aspirin bersifat netral dengan pH 7, sedangkan shampoo, detergen cair, soda kue bersifat basa karena memiliki trayek pH di atas 7. Banyak kesalahan yang tejadi pada percobaan ini, contohnya pada pH 2- 6, pada penambahan Kongo Merah, sesuai dengan teori, perubahan warna yang terjadi adalah Kuning-Biru, namun perubahan yang terjadi adalah warna merah, hal ini tidak sesuai dengan teori.
Kesalahan-kesalahan pada percobaan ini kemungkinan disebabkan karena kadar pH yang dimasukkan tidak sesuai dengan petunjuk atau pada saat memasukkan indikator tidak tepat atau mengenai dinding tabung reaksi atau pula karena tabung reaksi yang digunakan tidak bersih, dapat pula karena kurang teliti dalam pengocokan warna larutan.
10.PERTANYAAN PASCA PRAKTEK
1. Mengapa soda kue bersifat basa? Jelaskan.
Jawab : Karena pH soda kue diatas 7, maka soda kue tergolong basa.
2. Setelah anda melakukan percobaan, kelompokkanlah zat pada percobaan D menjadi kelompok Asam , Netral dan Basa.
Jawab : Shampoo, detergen cair, soda kue, bersifat basa , cuka, pulpy, dan sprite bersifat asam, serta aspirin bersifat netral.







11.KESIMPULAN

Larutan basa: pH > 7
Larutan netral : pH = 7
Larutan asam : pH < 7
Pengukuran pH dengan indikator dapat dilakukan dengan meneteskan salah satu indikator yang sesuai dan membandingkan larutan tersebut dengan larutan standar yang telah diketahui ph-nya.
pH dapat ditentukan dengan berbagai indikatoor. Jika suatu larutan bersifat asam, sebaiknya indikator yang dipakai adalah Metil Jingga, Metil Ungu, BTB, Bromkresol Hijau, Metil Merahdan Bromkresol Merah. Indikator-indikator ini memiliki trayek pH dibawah 7. Namun, jika larutan bersifat basa, maka indikator yang digunakan harus memiliki trayek pH diatas 7, seperti Fenolftalein, Lakmus, Alizarin Kuning.
Shampoo, detergen cair, soda kue, bersifat basa. Cuka, pulpy, dan sprite bersifat asam, serta aspirin bersifat netral.


DAFTAR PUSTAKA

Agus, Akhril.1939. Kimia Dasar. Jakarta : Erlangga.
Bird, Tony.1985. Kimia Fisika untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.
Petrucci, Ralph.1987. Kimia Dasar. Bogor : Erlangga.
Sukardjo.2009.Kimia SMA/MA. Jakarta : Bailmu.
Sutresna, Nana. 1984. Penuntun Pelajaran Kimia. Bandung : Ganeca Exact Bandung.

loading...

Tweet