pH meter dan Potensiometri

Sebuah pH meter adalah alat elektronik yang digunakan untuk mengukur pH ( keasaman atau alkalinitas ) dari cairan (meskipun probe khusus kadang-kadang digunakan untuk mengukur pH-zat semi padat). Sebuah pH meter khas terdiri dari probe mengukur khusus (a elektroda gelas ) yang terhubung ke meter elektronik yang mengukur dan menampilkan pembacaan pH.
Kalibrasi dan penggunaan
Untuk bekerja sangat tepat pH meter harus dikalibrasi sebelum dan sesudah pengukuran masing-masing Untuk penggunaan normal kalibrasi harus dilakukan pada awal setiap hari. Alasan untuk ini adalah bahwa elektroda kaca tidak memberikan ggl direproduksi selama periode waktu yang lebih lama.
Kalibrasi harus dilakukan dengan setidaknya dua standar solusi buffer yang mencakup rentang nilai pH yang diukur. Untuk buffer tujuan umum pada pH 4 dan pH 10 dapat diterima. PH meter memiliki satu kontrol (kalibrasi) untuk mengatur meter membaca sama dengan nilai standar buffer pertama dan kedua kontrol (kemiringan) yang digunakan untuk mengatur meter membaca dengan nilai buffer kedua. Suatu pengendalian ketiga memungkinkan suhu yang disetel. sachet buffer Standar, yang dapat diperoleh dari berbagai pemasok, biasanya negara bagaimana perubahan nilai buffer dengan suhu.
Proses kalibrasi tegangan berhubungan yang dihasilkan oleh probe (sekitar 0,06 volt per pH unit) dengan skala pH. Setelah setiap pengukuran tunggal, ujung itu dibilas dengan air suling atau deionized air untuk menghilangkan bekas apapun larutan yang diukur, mengusap dengan tisu bersih untuk menyerap air yang tersisa yang dapat mencairkan sampel dan dengan demikian mengubah membaca, dan lalu cepat-cepat terbenam dalam larutan lain. Bila tidak digunakan, ujung probe harus disimpan basah setiap saat. Hal ini biasanya disimpan direndam dalam larutan asam sekitar pH 3.0. Dalam keadaan darurat, air keran diasamkan dapat digunakan, tetapi suling atau deionised air tidak boleh digunakan untuk penyimpanan jangka panjang probe sebagai air yang relatif ionless "sucks" ion keluar dari penyelidikan melalui difusi, yang merusak itu.
Kadang-kadang (sekitar sekali sebulan), pesawat itu dapat dibersihkan dengan menggunakan elektroda-pH larutan pembersih, umumnya 0,1 M larutan Asam klorida (HCl) digunakan [1] , mempunyai pH sekitar satu.
pH meter
Sebuah sederhana pH meter
pH meter berkisar dari perangkat seperti pena sederhana dan murah hingga mahal laboratorium instrumen dan kompleks dengan antarmuka komputer dan beberapa masukan indikator ( ion-sensitif , redoks ), elektroda referensi , dan temperatur sensor seperti thermoresistors atau termokopel model yang lebih murah kadang-kadang mengharuskan pengukuran suhu dimasukkan untuk menyesuaikan untuk variasi sedikit pada pH yang disebabkan oleh suhu. Meter dan probe khusus tersedia untuk digunakan dalam aplikasi khusus, lingkungan yang keras, dll Pocket pH meter yang siap saat ini tersedia untuk beberapa puluh dolar yang secara otomatis memberikan kompensasi untuk suhu (ATC, Suhu Otomatis Kompensasi)
Sejarah
PH meter komersial pertama dibangun sekitar 1936 oleh Radiometer di Denmark dan Arnold Orville Beckman di Amerika Serikat. Sementara Beckman adalah asisten profesor kimia di Institut Teknologi California , ia diminta untuk merancang sebuah metode yang cepat dan akurat untuk mengukur keasaman lemon jus untuk California Buah penumbuh Exchange ( Sunkist ). Penemuan Beckman's membantunya untuk meluncurkan perusahaan Instrumen Beckman (sekarang Beckman Coulter). Pada tahun 2004, pH meter Beckman ditetapkan suatu ACS Nasional Kimia Bersejarah Landmark dalam pengakuan signifikansi sebagai pH meter elektronik komersial pertama yang sukses.
Pada 1970-an Jenco Elektronika Taiwan dirancang dan diproduksi pH meter portabel digital pertama. This meter was sold under Cole-Palmer's label. meter ini dijual di bawah label Cole-Palmer's.
Membangun pH meter
Karena sirkuit dari pH meter dasar cukup sederhana, adalah mungkin untuk membangun berguna pH meter atau pH controller dengan komponen yang tersedia di lingkungan pengecer elektronik. Bagaimanapun, tidak begitu mudah diperoleh dan biasanya harus dipesan dari pemasok instrumen ilmiah.) Untuk panduan bagaimana membangun pH meter paling sederhana atau penjelasan rinci tentang bagaimana membangun pH meter / pH controller , lihat ini Halaman pH . Catatan aplikasi untuk LM6001 chip di Semikonduktor Nasional Web site ini juga memiliki rangkaian demonstrasi yang sangat sederhana. Meskipun aplikasi catatan khusus adalah untuk sebuah IC, pH meter berguna dapat dibangun dari penguat operasional dengan impedansi masukan yang tinggi, seperti National Semiconductor murah dan umum TL082 atau setara.
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.[1]
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 powerp[2] (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat)[3], 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"[4].
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
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 elektroda ion selektif yang merespon terhadap aktivitas ion hidrogen ion. pH umumnya diukur menggunakan elektroda gelas yang mengukur perbedaan potensial E antara elektroda yang sensitif dengan aktivitas ion hidrogen dengan elektroda referensi. Perbedaan energi pada elektroda gelas ini idealnya mengikuti persamaan Nernst:
dengan E adalah potensial terukur, E0 potensial elektroda standar, R tetapan gas, T temperatur dalam kelvin, F tetapan Faraday, dan n adalah jumlah elektron yang ditransfer. Potensial elektroda 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, elektroda dikalibrasi dengan larutan yang aktivitasnya diketahui.
Definisi operasional pH secara resmi didefinisikan oleh Standar Internasional ISO 31-8 sebagai berikut: [6] Untuk suatu larutan X, pertama-tama ukur gaya elektromotif EX sel galvani
elektroda 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 elektroda 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.[7] 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 elektroda 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,[8] memerlukan prosedure khusus. Kalibrasi elektroda pada kasus ini dapat digunakan menggunakan larutan standar asam sulfat pekat yang nilai pH-nya dihitung menggunakan parameter Pitzer untuk menghitung koefisien aktivitas.[9]
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 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.
p[H]
Menurut definisi asli Sørensen [2], p[H] didefinisikan sebagai minus logaritma konsentrasi ion hidrogen. Definisi ini telah lama ditinggalkan dan diganti dengan definisi pH. Adalah mungkin untuk mengukur konsentrasi ion hidrogen secara langsung apabila elektroda yang digunakan dikalibrasi sesuai dengan konsentrasi ion hidrogen. Salah satu caranya adalah dengan mentitrasi larutan asam kuat yang konsentrasinya diketahui dengan larutan alkali kuat yang konsentrasinya juga diketahui pada keberadaan konsentrasi elektrolit latar yang relatif tinggi. Oleh karena konsentrasi asam dan alkali diketahui, adalah mudah untuk menghitung ion hidrogen sehingga potensial yang terukur dapat dikorelasikan dengan kosentrasi ion. Kalibrasi ini biasanya dilakukan menggunakan plot Gran.[10] Kalibrasi ini akan menghasilkan nilai potensial elektroda standar, E0, dan faktor gradien, f, sehingga persamaan Nerstnya berbentuk
Persamaan ini dapat digunakan untuk menurunkan konsentrasi ion hidrogen dari pengukuran eksperimental E. Faktor gradien biasanya lebih kecil sedikit dari satu. Untuk faktor gradien kurang dari 0,95, ini mengindikasikan bahwa elektroda tidak berfungsi dengan baik. Keberadaan elektrolit latar menjamin bahwa koefisien aktivitas ion hidrogen secara efektif konstan selama titrasi. Oleh karena ia konstan, maka nilainya dapat ditentukan sebagai satu dengan menentukan keadaan standarnya sebagai larutan yang mengandung elektrolit latar. Dengan menggunakan prosedur ini, aktivitas ion akan sama dengan nilai konsentrasi.
Perbedaan antara p[H] dengan pH biasanya cukup kecil. Dinyatakan bahwa[11] pH = p[H] + 0,04. Pada prakteknya terminologi p[H] dan pH sering dicampuradukkan dan menyebabkan kerancuan.
pOH
pOH kadang-kadang digunakan sebagai satuan ukuran konsentrasi ion hidroksida OH−. pOH tidaklah diukur secara independen, namun diturunkan dari pH. Konsentrasi ion hidroksida dalam air berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen berdasarkan persamaan
[OH−] = KW /[H+]
dengan KW adalah tetapan swaionisasi air. Dengan menerapkan kologaritma:
pOH = pKW − pH.
Sehingga, pada suhu kamar pOH ≈ 14 − pH. Namun hubungan ini tidaklah selalu berlaku pada keadaan khusus lainnya.


pH meter

Potensiometri merupakan aplikasi langsung dari persamaan Nernst dengan cara pengukuran potensial dua elektroda tidak polarisasi pada kondisi arus nol. Persamaan Nernst memberikan hubungan antara potensial relatif suatu elektroda dan konsentrasi spesies ioniknya yang sesuai dalam larutan. Dengan pengukuran potensial reversible suatu elektroda, maka perhitungan aktivitas atau konsentrasi suatu komponen dapat dilakukan.
Pengukuran potensial sel menjadi cukup penting dalam kimia analisis, karena potensial sel Galvani bergantung pada aktivitas spesies ion tertentu dalam larutan sel. Dalam banyak kasus suatu sel dapat direka sehingga potensialnya bergantung pada aktivitas suatu spesies ion tunggal dalam larutan itu. Salah satu elektroda sel haruslah sedemikian rupa sehingga potensialnya bergantung pada aktivitas ion yang akan ditetapkan, elektroda itu disebut elektrode indikator. Elektroda yang lain adalah pembanding, seperti kolamel, yang potensialnya diketahui dan tetap konstan selama penetapan.


Konsentrasi Ag+ pada bejana sebelah kiri ingin ditentukan. Bejana yang di tengah menghubungkan larutan KCl yang terdapat pada elektroda kalomel jenuh dengan bejana yang berisi larutan perak yang melalaui jembatan garam yang berisi agar dan NH4NO3. Jika alat pengukur potensial dihubungkan dengan dua elektroda, Ag menjadi elektroda positif, sedangkan elektroda kalomel jenuh, SCE adalah elektroda negatif.

Terdapat dua metode yang digunakan dalam melakukan pengukuran eksperimen, pertama dilakukan pengukuran tunggal terhadap potensial itu, ini cukup untuk menetapkan aktivitas ion yang diminati. Kedua, ion itu dapat diititrasi dan potensialnya diukur sebagai fungsi volume titran.
Metode pertama disebut potensiometri langsung dan terutama telah digunakan dalam pengukuran pH larutan air. Dewasa ini juga diterapkan secara meluas dalam penetapan ion-ion lain lewat penggunaan electrode selektif-ion.
Metode kedua, yang disebut titrasi langsung, merupakan pengukuran potensial untuk mendeteksi titik kesetaraan suatu titrasi. Metode ini dapat diterapkan pada semua jenis reaksi yang ternyata sesuai untuk analisis titrimetri.

Pengukuran potensiometri langsung sangat berguna untuk menetapkan aktivitas suatu spesies dalam suatu campuran kesetimbangan, karena kesetimbangan tidak dikacaukan oleh pengukuran itu. Misalnya, pH suatu larutan 0,10 F asam asetat mungkin diukur dan konsentrasi ion hydrogen (diperkirakan dari aktivitasnya) dijumpai sebesar 0,003 M. dipihak lain, jika larutan itu dititasi, kita akan menjumpai konsentrasi sebesar 0,10 M. titrasi menghasilkan informasi stoikiometri mengenai jumlah total proton yang tersedia, sedangkan pengukuran langsung memberikan aktivitas kesimbangan proton dalam larutan itu pada saat kapan saja.
Karena hubungan logaritma antara potensial dan aktivitas, penetapan dengan potensiometri langsung biasanya tidaklah sangat akurat sekali bila diambil langkah-langkah istimewa.

Terdapat suatu soal lain dalam potensiometri langsung. Untuk maksud-maksud tertentu (misalnya, penerapan tetapan keseimbangan termodinamika) mungkin diinginkan aktivitas suatu spesies elektroaktif, namun dalam tugas analisis biasanya kita ingin tahu konsentrasinya. Kecuali bila komposisi larutan semua ion dikhaskan, mengubah aktivitas menjadi konsentrasi mengandung risiko, dan bahkan dalam hal tanpa risiko, belum tentu orang mampu menemukan koefisien aktivitas yang cocok dalam literatur untuk kondisi yang dinyatakan itu. Masalah ini dapat dilawan dengan kalibrasi jika semua sample mempunyai komposisi kasar yang sama. Disiapkan standar-standar dimana ion yang akan ditetapkan itu divariasi konsentrasinya, tetapi di segi lain standar-standar ini hendaknya semirip mungkin dengan larutan itu. Pembacaan potensial kemudian diubahmenjadi konsentrasi dengan menggunakan grafik E lawan log C yang dialurkan dari hasil-hasil pengukuran terhadap larutan-larutan standar itu (sebagai contoh: penetapan konsentrasi suatu ion logam minoritas dalam laut, larutan standar adalah air laut buatan yang semirip mungkin dengan air laut murni dalam hal kadar garam dan zat-zat terlarut lain, kemudian dilarutkan ion logam tersebut pada berbagai macam konsentrasi). Masalah seperti ini (pengaruh komposisi keseluruhan dari sampel, terutama mengenai komponen-komponen utama, terhadap respon kepada unsure yang akan ditetapkan) kadang-kadang disebut efek matriks.

Meskipun ada masalah-masalah semacam itu, keuntungan dari potensiometri-langsung adalah :
Proses berlangsung cepat
Biaya yang dikeluarkan tidak terlalu mahal
Mudah diautomasikan
Sifatnya tidak merusak sample
Apabila efek matrik itu dapat diimbali, dan bila ketepatan yang tinggi tidak ditutut, metode-metode dapat diterima secara meluas.

Suatu eksperimen dapat diukur dengan menggunakan dua metode yaitu, pertama (potensiometri langsung) yaitu pengukuran tunggal terhadap potensial dari suatu aktivitas ion yang diamati, hal ini terutama diterapkan dalam pengukuran pH larutan air. Kedua (titrasi langsung), ion dapat dititrasi dan potensialnya diukur sebagai fungsi volume titran. Potensial sel, diukur sehingga dapat digunakan untuk menentukan titik ekuivalen. Suatu petensial sel galvani bergantung pada aktifitas spesies ion tertentu dalam larutan sel, pengukuran potensial sel menjadi penting dalam banyak analisis kimia (Basset, 1994).
Proses titrasi potensiometri dapat dilakukan dengan bantuan elektroda indikator dan elektroda pembanding yang sesuai. Dengan demikian, kurva titrasi yang diperoleh dengan menggambarkan grafik potensial terhadap volume pentiter yang ditambahkan, mempunyai kenaikan yang tajam di sekitar titik kesetaraan. Dari grafik itu dapat diperkirakan titik akhir titrasi. Cara potensiometri ini bermanfaat bila tidak ada indikator yang cocok untuk menentukan titik akhir titrasi, misalnya dalam hal larutan keruh atau bila daerah kesetaran sangat pendek dan tidak cocok untuk penetapan titik akhir titrasi dengan indikator (Rivai, 1995).
Titik akhir dalam titrasi potensiometri dapat dideteksi dengan menetapkan volume pada mana terjadi perubahan potensial yang relatif besar ketika ditambahkan titran. Dalam titrasi secara manual, potensial diukur setelah penambahan titran secara berurutan, dan hasil pengamatan digambarkan pada suatu kertas grafik terhadap volum titran untuk diperoleh suatu kurva titrasi. Dalam banyak hal, suatu potensiometer sederhana dapat digunakan, namun jika tersangkut elektroda gelas, maka akan digunakan pH meter khusus. Karena pH meter ini telah menjadi demikian biasa, maka pH meter ini dipergunakan untuk semua jenis titrasi, bahkan apabila penggunaannya tidak diwajibkan (Basset, 1994).
Reaksi-reaksi yang berperan dalam pengukuran titrasi potensiometri yaitu reaksi pembentukan kompleks reaksi netralisasi dan pengendapan dan reaksi redoks. Pada reaksi pembentukan kompleks dan pengendapan, endapan yang terbentuk akan membebaskan ion terhidrasi dari larutan. Umumnya digunakan elektroda Ag dan Hg, sehingga berbagai logam dapat dititrasi dengan EDTA. Reaksi netralisasi terjadi pada titrasi asam basa dapat diikuti dengan elektroda indikatornya elektroda gelas. Tetapan ionisasi harus kurang dari 10-8. Sedangkan reaksi redoks dengan elektroda Pt atau elektroda inert dapat digunakan pada titrasi redoks. Oksidator kuat (KMnO4, K2Cr2O7, Co(NO3)3) membentuk lapisan logam-oksida yang harus dibebaskan dengan reduksi secara katoda dalam larutan encer (Khopkar, 1990).
Persamaan Nernst memberikan hubungan antara potensial relatif suatu elektroda dan konsentrasi spesies ioniknya yang sesuai dalam larutan. Potensiometri merupakan aplikasi langsung dari persaman Nernst dengan cara pengukuran potensial dua elektroda tidak terpolarisasi pada kondisi arus nol. Dengan pengukuran pengukuran potensial reversibel suatu elektroda, maka perhitungan aktivitas atau konsentrasi suatu komponen dapat dilakukan (Rivai, 1995).
Potensial dalam titrasi potensiometri dapat diukur sesudah penambahan sejumlah kecil volume titran secara berturut-turut atau secara kontinu dengan perangkat automatik. Presisi dapat dipertinggi dengan sel konsentrasi. Elektroda indikator yang digunakan dalam titrasi potensiometri tentu saja akan bergantung pada macam reaksi yang sedang diselidiki. Jadi untuk suatu titrasi asam basa, elektroda indikator dapat berupa elektroda hidrogen atau sesuatu elektroda lain yang peka akan ion hidrogen, untuk titrasi pengendapan halida dengan perak nitrat, atau perak dengan klorida akan digunakan elektroda perak, dan untuk titrasi redoks (misalnya, besi(II)) dengan dikromat digunakan kawat platinum semata-mata sebagai elektroda redoks (Khopkar, 1990).
Titrasi potensiometri yang digunakan dalam percobaan ini merupakan salah satu metode elektroanalisis untuk menentukan konsentrasi suatu zat. Dalam percobaan ini, metode ini digunakan untuk menentukan konsentrasi asam fosfat H3PO4. Asam fosfat merupakan suatu asam poliprotik, artinya asam ini dapat memberikan lebih dari satu proton yang berupa ion H+ dan apabila bereaksi dengan suatu basa, akan membentuk air. Karena itu, dalam titrasi potensiometri, dapat dilakukan pengukuran pH berdasarkan konsentrasi H+ yang dilepaskan asam fosfat.
Karena sifatnya yang dapat memberikan lebih dari satu proton, asam fosfat memiliki 3 titik kesetimbangan asam (Ka). Kesetimbangan ini berasal dari nilai perbandingan konsentrasi produk dengan konsentrasi reaktan untuk masing-masing pelepasan H+.
H3PO4 + OH- H2PO4- + H2O Ka1 =
H2PO4- + OH- HPO42- + H2O Ka2 =
HPO42- + OH- PO43- + H2O Ka3 =
Nilai konsentrasi H2O sebenarnya merupakan nilai konsentrasi oksonium H3O+, dan pereaksinya adalah H2O. Akan tetapi, untuk menyederhanakan penulisan dan menghindari kesalahpahaman karena pereaksi yang digunakan merupakan NaOH, maka penulisan reaksi kesetimbangan seperti yang telah dituliskan. Adanya 3 nilai kesetimbangan inilah yang membedakan perhitungan konsentrasi asam poliprotik seperti asam fosfat, dengan asam monoprotik dan asam diprotik. Dalam percobaan ini, asam fosfat direaksikan dengan NaOH dengan persamaan reaksi sebagai berikut:
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
Hal tersebut menunjukkan terjadinya suatu reaksi penetralan larutan asam lemah yaitu asam posfat, H3PO4 dengan titran berupa basa kuat, NaOH. Larutan NaOH merupakan golongan oksidator kuat, yang mampu mengubah larutan yang bersifat asam menjadi larutan yang bersifat basa dengan penambahan volume NaOH ke dalam larutan asam yang berperan sebagai titrat.
Titrasi potensiometri yang digunakan untuk menentukan konsentrasi asam fosfat dilakukan dengan pengukuran pH pada setiap penambahan basa dengan volume tertentu. Penambahan basa (larutan NaOH) ini menyebabkan pH larutan semakin meningkat. Maka volume penambahan NaOH diatur atau berkurang dari 1 mL agar nilai pH yang terukur konstan. Pada titik-titk penambahan tertentu peningkatan pH mengalami lonjakan yang cukup besar. Lonjakan ini merupakan titik pH dimana larutan mencapai kesetaraan yaitu sebagai titik kesetaraan pH larutan.
Sebelum penambahan basa, pH asam fosfat yang telah diencerkan adalah 2,63. Penambahan basa yaitu NaOH secara teratur dengan volume yang telah ditentukan meningkatkan pH hingga setelah 50 mL NaOH ditambahkan, pH akhir larutan adalah 2,79. Kenaikan pH akibat penambahan basa tidak dapat ditentukan secara matematis. Hal ini disebabkan faktor waktu yang digunakan dalam penetesan, kesempurnaan pengadukan dengan magnetik stirrer sehingga diperoleh larutan yang homogen, dan kepekaan pH meter yang digunakan.
pH meter merupakan suatu elektroda gelas atau kaca, dimana diketahui bahwa elektroda gelas merupakan elektroda yang paling sensitif karena membrannya sensitif terhadap ion H+ serta paling sering digunakan, namun satu kelemahan yang utama dari elektroda ini yaitu tidak efektif pada pengukuran pH di atas 10. Sebenarnya dalam titrasi potensiometri juga dilakukan pengukuran voltase atau tegangan untuk membandingkan besarnya voltase yang ditimbulkan akibat penambahan basa. Hanya saja dalam percobaan ini tidak dilakukan.
Dari grafik hubungan pH dengan volume penambahan titran nampak terjadi kenaikan kurva yang tidak berbeda jauh ketika titik ekivalen tercapai. Sebelum dan sesudah titik ekivalen tercapai, kurva kembali melandai. Pada penambahan NaOH mencapai 38 mL, terjadi kenaikan nilai pH yang cukup signifikan sehingga pada titik ini ditandai sebagai titik ekivalen pertama dengan pH yang tercatat sebesar 2,71. Kenaikan juga terjadi pada saat penambahan NaOH mencapai 46 mL, dengan pH sebesar 2,77. Titik ini ditandai sebagai titik ekivalen kedua. Sedangkan titik ekivalen ketiga terjadi saat penambahan volume NaOH mencapai 49 mL dengan pH yang terukur sebesar 2,79. Titik ekivalen merupakan titik pada saat dimana tercapainya suatu kesetimbangan kimia dalam larutan. Kesetimbangan kimia terjadi pada saat laju pembentukan produk sama dengan laju penguraian reaktan.
Untuk membandingkan apakah pada saat kurva titrasi naik dengan curam, benar-benar tercapai titik kesetimbangan, maka dibuat grafik hubungan antara pH dengan volume titan, grafik ΔpH/ΔV dengan volum titran, grafik hubungan Δ2pH/ΔV2 dengan volume titran. Maka dapat dihitung konsentrasi dari ion (H+) yaitu Titik ekuivalen pertama terjadi pada saat penambahan volume NaOH sebanyak 38 mL dengan pH 2,71 diperoleh konsentrasi [H+] sebesar 1,9498. 10-3 M dan konsentrasi larutan yaitu 5,07.10-4 M. Titik ekivalen kedua terjadi pada penambahan volume NaOH sebanyak 46 mL dengan pH 2,77 diperoleh konsentrasi [H+] sebesar 1,6982.10-3 M dan konsentrasi larutan yaitu 46,51 M. sedangkan titik ekivalen ketiga terjadi pada penambahan NaOH sebanyak 49 mL dengan pH 2,79 dengan konsentrasi [H+] sebesar 1,6218.10-3 M dan konsentrasi larutan yaitu 5,4797. 106 M.
Grafik yang ditunjukkan pada percobaan ini merupakan grafik hubungan antara volume NaOH dengan pH, DpH/DV dan D2pH/(DV)2. Titik ekuivalen ditunjukkan oleh grafik yang mengalami kenaikan yang cukup drastis. Setelah titik ekuivalen tercapai, maka konsentrasi asam fosfat dapat dihitung melalui nilai pH pada titik kesetaraan. Grafik yang diperoleh bervariasi, dengan kurva naik turun dan tidak linear. Grafik hubungan antara volume NaOH dengan pH larutan tersebut didapatkan berbentuk integral seperti pada literatur. Dari semua grafik yang diperoleh, grafik tersebut memiliki puncak dan penurunan pH yang sangat drastis pada saat penambahan larutan NaOH.


1. ^ The Measurement of pH - Definition, Standards and Procedures – Report of the Working Party on pH, IUPAC Provisional Recommendation]. A proposal to revise the current IUPAC 1985 and ISO 31-8 definition of pH.
2. ^ a b Carlsberg Group Company History Page, http://www.carlsberggroup.com/Company/Research/Pages/pHValue.aspx
3. ^ University of Waterloo - The pH Scale, http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c123/ph.html
4. ^ Nørby, Jens. 2000. The origin and the meaning of the little p in pH. Trends in The Biochemical Sciences 25:36-37
5. ^ pH. IUPAC Goldbook.
6. ^ Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.
7. ^ Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. Pure Appl. Chem. (1985), 57, pp 531–542.
8. ^ Nordstrom, DK et al. (2000) Negative pH and extremely acidic mine waters from Iron Mountain California. Environ Sci Technol,34, 254-258.
9. ^ Zemaitis, J.F.; Clark, D.M; Rafal, M; Scrivner, N.C. (8 April 1986). Handbook of Aqueous Electrolyte Thermodynamics: Theory & Application. Wiley. ISBN 978-0-8169-0350-4. Chapter 4
10. ^ Rossotti, F.J.C., Rossotti, H. (1965). "Potentiometric titrations using Gran plots: A textbook omission". J. Chem. Ed. 42: 375–378.
11. ^ Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K. (2000), ditulis di New York, Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6th ed.), Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7 Section 13.23, "Determination of pH"