tindak balas asid-bes

T i n d a k b a l a s A s i d - B e s | 72

UNIT 4

TINDAK BALAS ASID-BES

HASIL PEMBELAJARAN

Di akhir pembelajaran ini, anda diharap dapat:

1. Menjelaskan perubahan dalam nilai pH semasa titratan bagi tindak balas yang melibatkan:

asid kuat dan bes kuat

asid kuat dan bes lemah

asid lemah dan bes kuat

asid lemah dan bes lemah

2. Membezakan corak keluk titratan bagi titratan asid bes.

PETA KONSEP TAJUK

4.1 Pengenalan

Rajah 4.1 menunjukkan satu proses titratan. Dalam industri kelapa sawit proses titratan lazim digunakan untuk

mengenal pasti kualiti minyak kelapa sawit. Ini dilakukan dengan menambahkan larutan natrium hidroksida untuk

menentukan kandungan asid lemak bebas dalam minyak kelapa sawit. Proses ini merupakan satu contoh titratan

asid-bes. Secara ringkasnya titratan asid-bes adalah proses untuk menentukan amaun sesuatu larutan sama

ada berasid (atau berbes) melalui penambahan suatu isipadu larutan bes (atau asid) yang diketahui

kepekatannya sehingga tindak balas tersebut lengkap. Bagi mengetahui suatu tindak balas titratan telah

lengkap/selesai ianya dapat ditentukan oleh dua takat berikut iaitu takat akhir dan takat setara.

TINDAK BALAS ASID-BES

TITRATAN ASID-BES

ASID KUAT-BES KUAT ASID KUAT-BES LEMAH

ASID LEMAH-BES KUAT ASID LEMAH-BES LEMAH


Rajah 4.1: Proses titratan

4.2 Kaedah Menjalankan Titratan Asid Bes

Berikut adalah langkah-langkah yang perlu diikuti semasa menjalankan titratan asid bes (Rajah 4.2).

i. Larutan piawai atau titran dimasukkan ke dalam buret.

ii. Analit atau larutan yang tidak diketahui kepekatannya ditempatkan dalam kelalang erlenmeyer

dan diletakkan di bawah buret yang berisi titran.

iii. Tambahkan indikator (penunjuk) yang sesuai pada analit (Jadual 4.1), contohnya fenoftalien.

iv. Pastikan radas dipasang dengan betul seperti buret harus berdiri tegak, kelalang berisi analit

berada tepat di bawah hujung buret, dan letakkan sehelai kertas putih atau jubin putih di

bawah kelalang tersebut bagi memudahkan pencerapan warna.

v. Buka pili buret dan biarkan titran mengalir sedikit demi sedikit sehingga larutan analit di dalam

kelalang erlenmeyer menunjukkan perubahan warna yang bermaksud takat akhir titratan telah

tercapai. Setelah takat akhir tercapai, proses titratan hendaklah diberhentikan.

Rajah 4.2: Set alat radas titratan

Info:

Titran - larutan yang diketahui kepekatannya dan diisi ke dalam buret Analit - larutan yang ingin

ditentukan kepekatannya dan diletakkan dalam kelalang kun

Info:

Takat akhir – takat di mana berlaku perubahan secara fizikal (penunjuk berubah warna) iaitu sebaik sahaja tindak balas lengkap berlaku dan

terdapat sedikit asid/bes berlebihan. Asid atau bes yang berlebihan ini akan bertindak balas dengan penunjuk dan menghasilkan kompleks yang

berwarna. Jadual 4.1 menyenaraikan beberapa penunjuk yang biasa digunakan. Takat setara – takat di mana kuantiti

setara asid dan bes telah bertindak balas. Ia hanya dapat ditentukan secara teori atau melalui pengiraan yang melibatkan stoikiometri tindak balas.

Asid/bes kuat

Bes/asid lemah

Perubahan atau keadaan akhir

berlaku dalam kelalang kun

Buret

Analit


Jadual 4.1: Beberapa penunjuk dalam tindak balas asid-bes

Penunjuk Warna penunjuk Julat pH

dalam asid dalam berbes

Timol biru Merah Kuning 1.2 - 2.8

Bromofenol biru Kuning Ungu kebiruan 3.0 – 4.6

Bromokresol hijau Kuning Biru 3.8 - 5.4

Metil jingga Jingga/oren Kuning 3.1 – 4.4

Metil merah Merah Kuning 4.2 – 6.3

Klorofenol biru Kuning Merah 4.8 – 6.4

Bromotimol biru Kuning Biru 6.0 – 7.6

Kresol merah Kuning Merah 7.2 – 8.8

Fenolftalein Tanpa warna Merah jambu 8.3 -.10.0

Seterusnya, kita akan membincangkan empat jenis proses penitratan iaitu:

1. Titratan asid kuat dan bes kuat

2. Titratan asid kuat dan bes lemah

3. Titratan asid lemah dan bes kuat

4. Titratan asid lemah dan bes lemah

4.3 Titratan Asid-Bes

4.3.1 Titratan asid kuat dan bes kuat

Satu contoh tindak balas titratan antara asid kuat dengan bes kuat adalah antara asid hidroklorik, HCl dan

larutan natrium hidroksida, NaOH. Persamaan tindak balas adalah seperti berikut:

HCl (ak) + NaOH (ak) NaCl (ak) + H2O (c)

atau dalam persamaan ion bersih diberikan sebagai:

H+ (ak) + OH- (ak) H2O (c)

Rajah 4.3: Keluk titratan bagi asid kuat bes kuat

Info: pH pada takat setara adalah 7. Ini kerana hidrolisis garam daripada asid kuat bes kuat tidak berlaku.

Penambahan NaOH kepada HCl

Takat setara

[bes] = [asid]


Rajah 4.3 merupakan suatu keluk titratan iaitu graf pH melawan isipadu titran yang ditambahkan. Titratan ini

melibatkan 50.00 mL 0.0500 M HCl dititrat dengan 0.1000 M NaOH. Sebelum titran (NaOH) ditambah, pH asid

diberikan sebagai – log (0.05) atau 1.3. Apabila NaOH ditambah, pH larutan akan meningkat secara perlahan-

lahan pada awalnya di mana larutan masih bersifat asid. Nilai pH kemudiannya kelihatan meningkat dengan

cepat di sekitar takat setara. Seterusnya pada takat setara, keluk meningkat secara drastik dari pH 3 hingga pH

11 (keluk paling curam).

Dalam titratan asid kuat bes kuat, kepekatan kedua-dua ion H+ dan OH- pada takat kesetaraan adalah sangat

kecil iaitu 1x10-7 M. Akibatnya penambahan setitik sahaja NaOH akan menyebabkan peningkatan kepada [OH-]

dan juga pH larutan. Apabila melebihi takat setara, pH larutan akan meningkat secara perlahan dengan

penambahan NaOH.

Uji minda

Bolehkah timol biru dan bromokresol hijau digunakan sebagai penunjuk dalam titratan ini? Jelaskan

Berdasarkan perbincangan di atas, kita boleh mengira pH larutan pada setiap peringkat dalam proses

pentitratan.

Contoh 4.1:

Hitung pH larutan dengan penambahan NaOH (a) 20 mL, (b) 25 mL dan (c) 25.50 mL NaOH.

Penyelesaian:

(a) Penambahan 20 mL 0.1000 M NaOH kepada 50.00 mL 0.0500 M HCl

HCl + NaOH NaCl + H2O

mol (awal)

-

mol (bertindak

balas

-

mol (akhir) -

pH larutan bergantung kepada amaun HCl yang tinggal selepas peneutralan. Jumlah isipadu larutan

ialah 70 mL.

Didapati

Ini bermaksud

Tip: Fenoftalein, metil merah dan bromotimol biru sesuai digunakan sebagai penunjuk dalam proses titratan ini bagi mendapatkan takat akhirnya.


(b) Penambahan 25 mL 0.1000 M NaOH kepada 50.00 mL 0.0500 M HCl (c) Takat setara dicapai. Ion Na+ dan Cl- tidak menjalani hidrolisis, maka dan

pH larutan

(d) Penambahan 25.50 mL 0.1000 M NaOH kepada 50.00 mL 0.0500 M HCl

HCl + NaOH NaCl + H 2O

mol (awal)

-

mol

(bertindak

balas

-

mol (akhir) -

pH larutan bergantung kepada amaun NaOH yang berlebihan. Jumlah isipadu larutan ialah 75.50 mL

Didapati

Ini bermaksud

Maka pH larutan, –

–

4.3.2 Titratan asid lemah dan bes kuat

Satu contoh tindak balas ini adalah tindak balas antara asid asetik (asid lemah), CH3COOH dan larutan natrium

hidroksida, NaOH. Persamaan tindak balas adalah seperti berikut:

CH3COOH (ak) + NaOH (ak) CH3COONa (ak) + H2O (c)

Persamaan ini diringkaskan menjadi:

CH3COOH (ak) + OH- (ak) CH3COO- (ak) + H2O (c)


Ion asetat menjalani proses hidrolisis seperti di bawah:

CH3COO- (ak) + H2O(c) CH3COOH (ak) + OH- (ak)

Rajah 4.4: Keluk titratan bagi asid lemah bes kuat

Rajah 4.4 mewakili keluk titratan bagi 20.00 mL 0.15 M CH3COOH dititrat dengan dengan 0.25 M NaOH. Pada

takat setara, natrium asetat sahaja yang wujud, pH lebih besar daripada 7 disebabkan terdapat lebihan ion OH-

.Ini bermakna garam yang terbentuk lebih berbes kerana ion asetat, CH3COO− mengalami hidrolisis.

Di peringkat awal, titratan nilai pH lebih besar dari HCl dengan kepekatan yang sama kerana asid asetik ialah

asid lemah. pH yang meningkat secara perlahan-lahan pada awalnya didapati meningkat secara mendadak di

sekitar nilai takat setara iaitu antara pH 7 hingga 11.

Sekarang, mari kita cuba selesaikan masalah berkaitan titratan asid lemah dan bes kuat.

Contoh 4.2:

50.0 mL 0.200 M HClO ditirat dengan 0.100 M NaOH. Anda dikehendaki menghitung pH larutan yang

terhasil selepas penambahan 0.0, 10.0, 50.0 dan 100.0 mL NaOH.

Penyelesaian:

Secara umumnya tindak balas antara asid lemah dan bes kuat digambarkan seperti persamaan di bawah:

HA (ak) + OH- (ak) A- (ak) + H2O(c)

Ada 2 perkara yang perlu diberi perhatian dalam menghitung pH larutan selepas penambahan NaOH.

i. Stoikiometri: Tindak balas OH- dengan asid akan membentuk bes konjugat di samping terdapat

lebihan/baki larutan asid lemah.

Tip: Fenoftalein sesuai digunakan sebagai penunjuk dalam proses titratan ini bagi mendapatkan takat akhirnya. Kerana ia boleh berubah warna dalam julat pH bagi keluk yang paling curam. Penunjuk bromkresol hijau tidak sesuai digunakan kerana perubahan warna berlaku di luar keluk yang curam.

Info: pH pada takat setara adalah 9. Ini kerana hidrolisis garam daripada asid lemah-bes kuat berlaku.

Takat setara

Isipadu NaOH (mL)


ii. Keseimbangan: Kedudukan keseimbangan asid lemah perlu dikenalpasti bagi menghitung nilai pH.

Baiklah, mari kita mulakan dengan:

(a) 0 mL NaOH

HClO adalah asid lemah dan mengalami penceraian separa lengkap. Maka larutannya terdiri daripada ion:

H+, ClO-, HClO, H2O

Tanpa penambahan OH-, situasi ini hanya melibatkan keseimbangan asid lemah, maka jadual

keseimbangan asid lemah diperlukan bagi mendapatkan kepekatan H+ pada keseimbangan.

HClO(ak) H+(ak) + ClO-(ak)

awal (M)

bertindak

balas (M)

akhir (M) –

Gantikan nilai kepekatan pada keseimbangan ke dalam persamaan pemalar penceraian bes:

–

Nilai Ka tersangat kecil (3.0 x 10-8) disebabkan HClO adalah asid lemah maka tindak balas ke hadapan

terlalu sedikit dan nilai x tersangat kecil sehinggakan nilai –

maka atau

(b) 10.0 mL NaOH

Sebelum tindak balas: spesies yang wujud ialah HClO, H2O, Na+ dan OH-. Tindak balas akan berlaku antara

HClO dan OH- seperti di bawah:

Hasil tindak balas sifar kerana tindak balas belum berlaku

Untuk setiap mol HClO yang digunakan (tanda negatif) akan menghasilkan 1 mol H+ dan 1 mol ClO- (tanda +)


HClO(ak) + OH-(ak) ClO- (ak) + H2O(c)

mol (awal)

-

mol

(bertindak

balas

-

mol (akhir) -

Selepas tindak balas: spesies yang wujud ialah HClO, H2O, Na+ dan OH-. Daripada jadual di atas ke semua

OH- telah bertindakbalas dengan H+ . Justeru didapati wujud lebihan HClO dan ClO- maka keseimbangan

kimia dituliskan sebagai:

HClO (ak) H+ (ak) + ClO- (ak)

Keadaan ini menyerupai larutan penimbal kerana wujud asid lemah (HClO) serta bes konjugat (ClO-) yang

terhasil melalui tindak balas antara asid lemah dan bes kuat.

Kemudian tuliskan jadual keseimbangan asid lemah untuk menghitung kepekatan H+ pada keseimbangan

Kepekatan

(M)


awal

bertindak

balas

akhir

Oleh itu

Maka,

Sejumlah 0.001 mol HClO bertindakbalas dengan NaOH dan meninggalkan baki 0.009 mol HClO serta menghasilkan 0.001 mol ClO-

Info Oleh kerana Ka << 1 atau Co/Ka > 100 maka kepekatan Co - x ≈ Co

(Rujuk Bab 3).


Perhatian!!!

Persamaan Henderson - Hesselbalch boleh digunakan untuk menghitung nilai pH pada mana-mana takat

titratan yang menunjukkan kehadiran asid lemah dan bes konjugat dalam suatu larutan-konsep penimbal

Contohnya dalam tindak balas 10.0 mL 0.100 M NaOH telah ditambahkan kepada 50.0 mL 0.200 M HClO.

Kita telah menghasilkan 0.001 mol ClO- dan ini bermakna terdapat lebihan 0.009 mol HClO.

(sama seperti menggunakan jadual keseimbangan)

(c) 50.0 mL NaOH

Sebelum tindak balas: spesies yang wujud ialah HClO, H2O, Na+ dan OH-. Tindak balas akan berlaku antara

HClO dan OH- seperti di bawah:


mol (awal) 0

-

mol

(bertindak

balas

-

mol (akhir) -

Selepas tindak balas: spesies yang wujud ialah HClO, H2O, Na+ dan OH-. Daripada Jadual di atas kesemua

OH- telah bertindakbalas dengan H+. Justeru didapati wujud lebihan HClO dan ClO- maka keseimbangan

kimia dituliskan sebagai:

HClO (ak) H+ (ak) + ClO- (ak)

Keadaan ini dikenali sebagai halfway point di mana bes yang ditambah telah bertindakbalas dengan

separuh kuantiti asid.

Kemudian tuliskan jadual keseimbangan asid lemah untuk menghitung kepekatan H+ pada keseimbangan.

Jumlah isipadu 0.05 L + 0.01 L = 0.06 L


Kepekatan

(M)


awal

bertindak

balas

akhir

Dalam kes ini, nilai

Pada halfway point, amaun bes yang ditambah adalah bersamaan dengan setengah amaun asid yang

wujud.

(d) 100.0 mL NaOH

Sebelum tindak balas: spesies yang wujud ialah HClO, H2O, Na+ dan OH-. Tindak balas antara HClO dan

OH- akan berlaku seperti di bawah. Ini menunjukkan takat setara tercapai di mana kedua-dua reaktan telah

habis bertindak balas dan garam terbentuk.


mol (awal)

-

mol

(bertindak

balas

-

mol (akhir) -

Selepas tindak balas: spesies yang wujud ialah ClO- maka keseimbangan kimia dituliskan sebagai:

ClO- (ak) + H2O (c) HClO (ak) + OH- (ak)

Sejumlah 0.005 mol HClO telah bertindakbalas dengan NaOH dan meninggalkan baki 0.005 mol HClO serta menghasilkan 0.005 mol ClO-

Info Oleh kerana Ka << 1 atau Co/Ka > 100 maka kepekatan Co - x ≈ Co

(Rujuk unit 3).


Keadaan ini merupakan takat setara di mana sejumlah bes yang cukup telah ditambah untuk bertindakbalas

dengan asid. Oleh it, pH larutan ditentukan melalui bes konjugat (ClO-) daripada asid lemah.

Kemudian jadual keseimbangan diberikan seperti berikut

Kepekatan (M) ClO-(ak) + H2O(c) HClO(ak) + OH-(ak)

awal

bertindak

balas

keseimbangan

Oleh itu

maka,

–

Semua HClO telah bertindakbalas dengan NaOH menghasilkan 0.010 mol ClO-

Info:

Penentuan pH larutan boleh didapati berdasarkan konsep hidrolisis garam yang telah dibincang dalam unit 3.

Info: Oleh kerana 0.0667/Kb > 100, maka

0.0067 – x ≈ 0.0667

(Rujuk Bab 3).


4.3.3 Titratan Asid Kuat Bes Lemah

Bagi menjelaskan titratan jenis ini mari kita lihat tindak balas antara 25.0 ml 0.100 M HCl iaitu sejenis asid kuat

dan 0.100 M larutan ammonium hidroksida, NH4OH yang merupakan bes lemah. Tindak balas ini ditunjukkan

dalam persamaan di bawah:

HCl (ak) + NH4OH (ak) NH4Cl (ak) + H2O (c)

Persamaan ini diringkaskan menjadi:

H+ (ak) + NH4OH (ak) NH4+ (ak) + H2O (c)

Ion ammonium menjalani proses hidrolisis seperti di bawah:

NH4+ (ak) + H2O (c) NH3 (ak) + H3O+ (ak)

Rajah 4.5: Keluk titratan asid kuat – bes lemah

Keluk titratan dalam Rajah 4.5 adalah sama seperti dalam keluk titratan asid lemah dan bes kuat. Akan tetapi

takat setara kurang daripada 7 kerana garam NH4Cl yang terbentuk mengalami tindak balas dengan air

(hidrolisis). Semasa hidrolisis, ion ammonium NH4+ (asid konjugat bagi ammonia) bertindak balas dengan

molekul air dan menghasilkan ion hidroksonium, H3O+. Apabila menghampiri takat setara pH didapati bertambah

dengan pantas daripada 3 ke 7. Takat setara bagi titratan ini lebih berasid iaitu 5.3 mencadangkan metil oren

(julat pH dari 3.1 ke 4.4) merupakan penunjuk yang sesuai kerana ia berubah warna dalam julat pH 3 hingga 7.

Fenoltalein (julat pH dari 8.0 ke 9.8) tidak sesuai kerana ia hanya menunjukkan perubahan warna selepas takat

setara.

Sekarang, mari kita lihat penyelesaian tindak balas dalam contoh berikut:

Contoh 4.3

Kirakan pH bagi titratan 50.00 mL 0.200 M ammonia dengan 0.200 M asid hidroklorik; (Kb ammonia ialah

1.8 x 10-5).

a) Pada permulaan titratan

Takat setara

Isipadu alkali (cm3)


b) Selepas penambahan 50 ml asid hidroklorik

c) Pada takat setara

Penyelesaian:

a) Pada permulaan titratan, hanya terdapat larutan amonia (bes lemah) sahaja, maka pH boleh didapati

berdasarkan keseimbangan bes lemah dan jadual kepekatan di sebelah:

NH3 (ak) + H2O (c) NH4+ (ak) + OH- (ak)

Kepekatan awal amonia, NH3 ialah 0.200 M. Andaikan sebanyak x molar NH3 tercerai kepada ion NH4+ dan

OH-. Maka dengan menggunakan jadual berikut kita dapati kepekatan pada keseimbangan adalah:

Kepekatan (M) NH3(ak) + H2O(c) NH4+ (ak) + OH-(ak)

awal

bertindak

balas

keseimbangan

Gantikan nilai kepekatan pada keseimbangan ke dalam persamaan pemalar penceraian bes

–

1

Maka;

b) Selepas penambahan 50 ml asid hidroklorik

Perhatian! Anda boleh menggunakan kaedah pengiraan yang sama seperti yang ditunjukkan di

mukasurat 13 untuk menyelesaikan masalah ini. Di bawah ini disertakan penyelesaian dengan cara

kerja yang sedikit berlainan.

Penambahan 20.00 ml HCl akan meneutralkan sebahagian ammonia. Penambahan HCl juga akan

mengubah isipadu akhir larutan (proses pencairan) dan ianya perlu diambilkira dalam pengiraan. Dalam

Info: Oleh kerana 0.200/Kb > 100, maka

0.200 – x ≈ 0.200

(Rujuk Bab 3).


menyelesaikan masalah ini, langkah pertama yang anda perlu lakukan ialah mengira kemolaran HCl dan

ammonia dalam campuran sebelum tindak balas berlaku.

Jumlah isipadu campuran HCl dan ammonia ialah 20.00 ml + 50.00 ml = 70.00 ml

kemolaran HCl dan ammonia dalam campuran diberikan oleh perkaitan berikut:

MiVi MfVf i – sebelum dicampur

f – selepas dicampur

Langkah seterusnya, anda perlu mengetahui kepekatan setiap komponen selepas tindak balas berlaku

antara HCl dan NH3 (proses peneutralan). Jika diperhatikan kepekatan HCl adalah kurang berbanding NH3

dan ini bermakna HCl merupakan reagen penghad dan akan habis digunakan semasa tindak balas.

Tuliskan persamaan tindak balas peneutralan dan tuliskan kepekatan awal (iaitu selepas pencairan).

Anggap tindak balas lengkap dan kira kemolaran selepas tindak balas berdasarkan jadual di bawah.

Kepekatan

(M)

H+(ak) + NH3(ak) NH4+(ak)

awal

bertindak

balas

akhir

Larutan yang terhasil mengandungi 0.086 M ammonia dan 0.0571 M ion ammonium (ion sepunya). Oleh itu

anda boleh mengira pH berdasarkan keseimbangan bes lemah daripada jadual kepekatan di bawah:

Kepekatan

(M)

NH3(ak) NH4+ (ak) + OH-

(ak)

awal

bertindak

balas

akhir –

Gantikan nilai kepekatan pada keseimbangan ke dalam persamaan pemalar penceraian bes


–

Maka,

Perhatikan pH menurun dengan penambahan HCl. Jika pH meningkat maka menunjukkan terdapat

kesilapan dan pH sepatutnya berada di atas 7 kerana ammonia belum dineutralkan sepenuhnya.

c) Pada takat setara

Pada takat setara ammonia telah dineutralkan dengan lengkap. Oleh itu anda hendaklah mengira isipadu

HCl yang diperlukan untuk meneutralkan sepenuhnya 50.00 ml 0.200 M ammonia.

Anda boleh menggunakan perkaitan di bawah untuk mengira isipadu HCl memandangkan nisbah tindak

balas HCl dan ammonia ialah 1:1

MHCl VHCl MNH3 VNH3 (ingat: mol M x V)

Pada takat setara, jumlah isipadu larutan adalah 50.00 ml + 50.00 ml. Sekarang anda boleh mengira

kemolaran HCl dan NH3 selepas dicampurkan sama seperti di bahagian b) di atas. Walau bagaimanapun

jika diperhatikan isipadu akhir larutan adalah dua kali isipadu larutan asal. Ini bermakna kemolaran selepas

pencairan adalah setengah daripada kemolaran asal.

Seterusnya anda perlu mengira kepekatan ion ammonium yang terbentuk pada takat takat setara iaitu

apabila semua ammonia telah dineutralkan.

Kepekatan (M) H+(ak) + NH3(ak) NH4+(ak)

awal

bertindak balas

akhir

Info: Oleh kerana 0.086/Kb >

100, maka 0.086 – x ≈

0.086

(Rujuk Unit 3).


Pada ketika ini larutan hanya mengandungi ion ammonium (asid lemah). Garam dari asid konjugat akan

mengalami hidrolisis berdasarkan persamaan keseimbangan di bawah. Keseimbangan baharu ini

berperanan dalam menentukan pH larutan iaitu

Kepekatan

(M)

NH4+(ak) + H2O(c) NH3(ak) + H3O+(ak)

awal

bertindak

balas

akhir –

Nilai x boleh ditentukan daripada Ka ion ammonium dengan anggapan x << 0.100. Ka didapati melalui

perkaitan berikut:

Dalam kes ini Ka adalah sama dengan Kh di mana

Kh [H3O+][NH3] Ka Kw 1.0 x 10-14 5.6 x 10-10

[NH4+] Kb(NH3) 1.8 x 10-5

Maka,

Perhatikan pH pada takat setara bagi titratan asid kuat bes lemah berada dalam julat berasid.

4.3.4 Titratan asid lemah dengan bes lemah

Tindak balas yang biasa berlaku adalah antara asid etanoik, CH3COOH dan larutan ammonia, NH3 seperti yang

diberikan oleh persamaan di bawah

CH3COOH (ak) + NH3 (ak) CH3COONH4 (ak)

Oleh kerana kedua-dua asid dan bes masing-masingnya mempunyai nilai Ka dan Kb yang sama (1.8 x 10-5)

maka pH pada takat setara adalah lebih kurang 7.

Info:

Oleh kerana 0.100/Ka > 100, maka 0.100 – x ≈ 0.100

(Rujuk Unit 3).


Rajah 4.6: Keluk titratan asid lemah dengan bes lemah

Corak keluk titratan pada Rajah 4.6 mendapati tiada keluk curam (tiada kenaikan mendadak dalam nilai pH)

pada takat setara. Keluk menunjukkan pH meningkat secara konsisten dengan pertambahan asid. Ini

menyebabkan tindak balas antara asid lemah dan bes lemah sukar dilakukan kerana tiada penunjuk yang sesuai

dapat digunakan dalam tindak balas jenis ini.

Keluk titratan bagi keempat-empat jenis titratan di atas diperolehi dengan menambahkan alkali (titran) ke dalam

asid (analit). Justeru dalam Rajah 4.7 disertakan ringkasan dan corak keluk titratan bagi keempat-empat titratan

yang melibatkan penambahan asid kepada alkali agar pelajar mendapat gambaran yang berbeza dan lebih

memahami konsep titratan asid bes.

Rajah 4.7: Ringkasan keluk titratan asid kepada bes

Tiada keluk curam

Asid lemah – Bes Kuat Asid lemah – Bes lemah

Asid kuat – Bes Kuat Asid kuat – Bes lemah

Isipadu asid Isipadu asid

Isipadu asid Isipadu asid

pH

Isipadu NH3 /cm3

0.47

25


Latihan

4.1. Lakarkan set radas untuk titratan 25 ml 0.10 M asid nikotinik dengan 0.10 M natrium hidroksida dan

hitungkan pH larutan pada takat setara (Ka asid nikotinik ialah 1.4 x 10-5).

4.2. Lakarkan keluk titratan apabila 35.0 ml 0.20 M larutan ammonia dititratkan dengan 0.12 M asid

hidroklorik. (Kb ammonia ialah 1.8 x 10-5).

4.3. Jelaskan mengapa pH takat setara bagi titratan antara asid hidroklorik dan larutan ammonia adalah 5

dan bukan 7.

4.4 Seorang pelajar telah menjalankan titratan antara 50.0 mL 0.1 M CH3COOH dan 0.1 M NaOH. Anda

diminta untuk membantu beliau untuk menghitung pH a) sebelum titratan b) separuh takat setara c)

takat setara dan d) selepas takat setara dengan penambahan 60 mL NaOH. Diberi Ka CH3COOH 1.8 x

10-5

Jawapan

4.1 Jawapan seperti di muka surat 2.

4.2 pH takat setara 8.78

4.3. Pada takat setara , larutan mengandungi ammonium klorida akueus.

HCl(ak) + NH3(ak) NH4+(ak) + Cl-(ak)

Ion ammonium menjalani hidrolisis kationik.

NH4+(ak) + H2O(c) NH3(ak) + H3O+(ak)

Ion hidroksonium terbentuk, H3O+ maka larutan bersifat asid (pH<7)

4.4 2.87, 4.74, 8.72 dan 11.95

Rujukan

Clark, J. (2000). Calculations in AS/A Level Chemistry Edinburgh: Pearson Education Limited

Ebbing, D. D. & Gammon, S. D. (1999). General Chemistry 6th Edition. Boston: Houghton Mifflin Company

Hill, J. C. (2000). Chemistry the Central Science. New Jersey: Prentice Hall, Inc.

Loh Yew Lee & N. Sivaneson (2011). Pre-U STPM & Matriculation Physical Chemistry. Bangi: Penebitan Pelangi

Sdn Bhd.

tindak balas asid-bes

Documents