Perhitungan PH Titrasi Amonia Dengan Asam Klorida Pada Berbagai Volume

by ADMIN 71 views

Guys, kali ini kita akan membahas soal titrasi yang cukup menarik, yaitu titrasi antara amonia (NH3) dengan asam klorida (HCl). Soal ini meminta kita untuk menghitung pH pada berbagai titik penambahan titran (HCl). Jadi, kita akan melihat bagaimana pH larutan berubah seiring dengan penambahan HCl. Yuk, kita bahas satu per satu!

Soal Titrasi Amonia dengan Asam Klorida

Sebelum kita mulai menghitung, mari kita pahami dulu soalnya. Kita punya 40 ml larutan NH3 0,09 N yang diencerkan menjadi 100 ml. Larutan ini kemudian dititrasi dengan HCl 0,1000 N. Pertanyaannya adalah, berapa pH larutan setelah penambahan HCl sebanyak:

  • 0,00 ml
  • 10,00 ml
  • 18,00 ml
  • 30,00 ml
  • 35,95 ml
  • 36,05 ml
  • 40,00 ml

Soal ini melibatkan konsep titrasi asam-basa, larutan buffer, dan perhitungan pH. Jadi, kita akan menggunakan beberapa rumus dan konsep kimia untuk menyelesaikannya. Siap? Mari kita mulai!

Langkah-Langkah Perhitungan pH

Untuk menghitung pH pada setiap titik penambahan, kita akan mengikuti langkah-langkah berikut:

  1. Hitung mol NH3 awal: Kita perlu tahu berapa mol NH3 yang ada dalam larutan awal sebelum titrasi.
  2. Hitung mol HCl yang ditambahkan: Pada setiap titik penambahan, kita hitung berapa mol HCl yang sudah ditambahkan.
  3. Tentukan reaksi yang terjadi: Reaksi antara NH3 dan HCl adalah reaksi netralisasi, di mana NH3 akan bereaksi dengan H+ dari HCl membentuk NH4+.
  4. Hitung mol NH3 dan NH4+ setelah reaksi: Setelah reaksi terjadi, kita hitung berapa mol NH3 yang tersisa dan berapa mol NH4+ yang terbentuk.
  5. Hitung pH larutan: Tergantung pada kondisi larutan (apakah larutan buffer atau tidak), kita akan menggunakan rumus yang sesuai untuk menghitung pH.

1. pH pada Penambahan 0,00 ml HCl

Pada titik ini, belum ada HCl yang ditambahkan, jadi kita hanya punya larutan NH3. NH3 adalah basa lemah, jadi kita perlu menghitung pH larutan basa lemah.

  • Hitung konsentrasi NH3 setelah pengenceran:
    • Awalnya, kita punya 40 ml NH3 0,09 N. Setelah diencerkan menjadi 100 ml, konsentrasinya berubah. Kita gunakan rumus pengenceran: M1V1 = M2V2.
    • (0,09 N) * (40 ml) = M2 * (100 ml)
    • M2 = (0,09 N * 40 ml) / 100 ml = 0,036 N
    • Karena NH3 adalah basa monoprotik, Normalitas (N) sama dengan Molaritas (M), jadi konsentrasi NH3 adalah 0,036 M.
  • Hitung pOH: Kita gunakan rumus kesetimbangan basa lemah:
    • NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-
    • Kb NH3 = 1,8 x 10-5
    • pOH = 1/2 (pKb - log [NH3])
    • pKb = -log(1,8 x 10-5) = 4,74
    • pOH = 1/2 (4,74 - log 0,036) = 1/2 (4,74 - (-1,44)) = 3,09
  • Hitung pH: pH = 14 - pOH = 14 - 3,09 = 10,91

Jadi, pH larutan sebelum penambahan HCl adalah 10,91.

2. pH pada Penambahan 10,00 ml HCl

Pada titik ini, kita sudah menambahkan HCl, jadi sebagian NH3 akan bereaksi dengan HCl membentuk NH4+. Kita akan punya campuran NH3 dan NH4+, yang merupakan larutan buffer.

  • Hitung mol NH3 awal:
    • Mol NH3 = (0,036 mol/L) * (0,1 L) = 0,0036 mol (Ingat, kita sudah encerkan larutan menjadi 100 ml = 0,1 L)
  • Hitung mol HCl yang ditambahkan:
    • Mol HCl = (0,1000 mol/L) * (0,01 L) = 0,001 mol
  • Reaksi: NH3 + HCl → NH4Cl
  • Hitung mol NH3 dan NH4+ setelah reaksi:
    • Mol NH3 yang bereaksi = 0,001 mol
    • Mol NH3 sisa = 0,0036 mol - 0,001 mol = 0,0026 mol
    • Mol NH4+ yang terbentuk = 0,001 mol
  • Hitung pH larutan buffer: Kita gunakan persamaan Henderson-Hasselbalch:
    • pH = pKa + log ([NH3]/[NH4+])
    • Ka = Kw/Kb = (1 x 10-14) / (1,8 x 10-5) = 5,56 x 10-10
    • pKa = -log(5,56 x 10-10) = 9,26
    • pH = 9,26 + log (0,0026/0,001) = 9,26 + log(2,6) = 9,26 + 0,41 = 9,67

Jadi, pH larutan setelah penambahan 10,00 ml HCl adalah 9,67.

3. pH pada Penambahan 18,00 ml HCl

Kita ulangi langkah-langkah yang sama seperti sebelumnya.

  • Mol NH3 awal: 0,0036 mol
  • Mol HCl yang ditambahkan: (0,1000 mol/L) * (0,018 L) = 0,0018 mol
  • Reaksi: NH3 + HCl → NH4Cl
  • Mol NH3 dan NH4+ setelah reaksi:
    • Mol NH3 sisa = 0,0036 mol - 0,0018 mol = 0,0018 mol
    • Mol NH4+ yang terbentuk = 0,0018 mol
  • Hitung pH larutan buffer:
    • pH = 9,26 + log (0,0018/0,0018) = 9,26 + log(1) = 9,26

Jadi, pH larutan setelah penambahan 18,00 ml HCl adalah 9,26. Pada titik ini, jumlah mol NH3 sama dengan jumlah mol NH4+, sehingga pH sama dengan pKa.

4. pH pada Penambahan 30,00 ml HCl

  • Mol NH3 awal: 0,0036 mol
  • Mol HCl yang ditambahkan: (0,1000 mol/L) * (0,03 L) = 0,003 mol
  • Reaksi: NH3 + HCl → NH4Cl
  • Mol NH3 dan NH4+ setelah reaksi:
    • Mol NH3 sisa = 0,0036 mol - 0,003 mol = 0,0006 mol
    • Mol NH4+ yang terbentuk = 0,003 mol
  • Hitung pH larutan buffer:
    • pH = 9,26 + log (0,0006/0,003) = 9,26 + log(0,2) = 9,26 - 0,70 = 8,56

Jadi, pH larutan setelah penambahan 30,00 ml HCl adalah 8,56.

5. pH pada Penambahan 35,95 ml HCl

  • Mol NH3 awal: 0,0036 mol
  • Mol HCl yang ditambahkan: (0,1000 mol/L) * (0,03595 L) = 0,003595 mol
  • Reaksi: NH3 + HCl → NH4Cl
  • Mol NH3 dan NH4+ setelah reaksi:
    • Mol NH3 sisa = 0,0036 mol - 0,003595 mol = 0,000005 mol
    • Mol NH4+ yang terbentuk = 0,003595 mol
  • Hitung pH larutan buffer:
    • pH = 9,26 + log (0,000005/0,003595) = 9,26 + log(0,00139) = 9,26 - 2,86 = 6,40

Jadi, pH larutan setelah penambahan 35,95 ml HCl adalah 6,40. Kita sudah mendekati titik ekuivalen!

6. pH pada Penambahan 36,05 ml HCl

Pada titik ini, kita sudah melewati titik ekuivalen. Artinya, semua NH3 sudah bereaksi, dan kita punya kelebihan HCl dalam larutan.

  • Mol NH3 awal: 0,0036 mol
  • Mol HCl yang ditambahkan: (0,1000 mol/L) * (0,03605 L) = 0,003605 mol
  • Reaksi: NH3 + HCl → NH4Cl
  • Mol HCl sisa: 0,003605 mol - 0,0036 mol = 0,000005 mol
  • Hitung konsentrasi H+:
    • Volume total larutan = 100 ml + 36,05 ml = 136,05 ml = 0,13605 L
    • [H+] = (0,000005 mol) / (0,13605 L) = 3,67 x 10-5 M
  • Hitung pH:
    • pH = -log [H+] = -log (3,67 x 10-5) = 4,44

Jadi, pH larutan setelah penambahan 36,05 ml HCl adalah 4,44. pH sudah turun drastis karena kelebihan asam.

7. pH pada Penambahan 40,00 ml HCl

Kita masih punya kelebihan HCl dalam larutan.

  • Mol NH3 awal: 0,0036 mol
  • Mol HCl yang ditambahkan: (0,1000 mol/L) * (0,04 L) = 0,004 mol
  • Reaksi: NH3 + HCl → NH4Cl
  • Mol HCl sisa: 0,004 mol - 0,0036 mol = 0,0004 mol
  • Hitung konsentrasi H+:
    • Volume total larutan = 100 ml + 40 ml = 140 ml = 0,14 L
    • [H+] = (0,0004 mol) / (0,14 L) = 0,00286 M
  • Hitung pH:
    • pH = -log [H+] = -log (0,00286) = 2,54

Jadi, pH larutan setelah penambahan 40,00 ml HCl adalah 2,54. pH semakin rendah karena semakin banyak asam yang ditambahkan.

Kesimpulan

Dari perhitungan di atas, kita bisa melihat bagaimana pH larutan berubah seiring dengan penambahan HCl. Awalnya, pH tinggi karena larutan bersifat basa (NH3). Kemudian, pH menurun perlahan saat kita menambahkan HCl dan terbentuk larutan buffer (campuran NH3 dan NH4+). Pada titik ekuivalen, pH turun drastis, dan setelah melewati titik ekuivalen, pH menjadi rendah karena kelebihan HCl.

Semoga penjelasan ini membantu kalian memahami konsep titrasi asam-basa dan cara menghitung pH pada berbagai titik titrasi. Jika ada pertanyaan, jangan ragu untuk bertanya ya! Semangat terus belajarnya, guys!