LAPORAN PRAKTIKUM INDIKATOR ALAMI ASAM BASA

Author Unknown - -

Home» MAHAR » LAPORAN PRAKTIKUM INDIKATOR ALAMI ASAM BASA

BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Asam dan basa sudah dikenal sejak dulu. Istilah asam berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Istilah basa berasal dari bahasa Arab yang berarti abu. Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga sudah lama diketahui bahwa asam dan basa saling menetralkan. Di alam, asam ditemukan dalam buah-buahan, misalnya asam nitrat dalam buah jeruk berfungsi untuk member rasa limun yang tajam. Cuka mengandung asam asetat, dan asam tanak dari kulit pohon digunakan untuk menyamak kulit. Asam mineral yang lebuh kuat telah dibuat sejak adab pertengahan. Salah satunya adalah aqua forti (asam nitrat) yang digunakan oleh para peneliiti untuk memisahkan emas dan perak. Suatu larutan dapat diketahui sifat asam atau basanya dengan menggunakan indikator asam-basa, yaitu zat yang mempunyai warna berbeda dalam larutan asam dan larutan basa. Salah satu contohnya adalah kertas lakmus.

Sedangkan untuk menentukan besarnya derajat keasaman/pH larutan asam basa dapat digunakan pH meter atau dapat juga dengan indikator asam-basa yang lain seperti larutan indikator contohnya metil jingga, metil merah, bromtimol biru, dan fenolptalein serta dapat juga menggunakan indikator universal. Perubahan warna indikator pada pH tertentu disebut trayek pH atau jarak pH. Namun indikator tersebut hanya dapat dipergunakan di laboratorium saja bahkan seperti pH meter sangat jarang digunakan karena harganya yang tidak terjangkau, oleh karena itu dapat digunakan indikator alami yang dibuat dari bahan-bahan alami untuk menentukan apakah sifat suatu larutan asam ataupun basa.

B. Tanggal Praktikum

Selasa, 7 Januari 2014.

C. Judul Praktikum

Membuat indikator asam basa dari bahan alami.

D. Tujuan Praktikum

Membuat indikator asam basa dari bahan alami serta mengawetkannya dalam bentuk kertas.

E. Alat dan Bahan

1) Blender

2) Penyaring

3) Gelas

4) Kemasan Obat

5) Baki Plastik

6) Kertas Buram

7) Penjepit

8) Cutter, gunting, penggaris, dan hekter

9) Bunga rose putih

10) Bunga kembang sepatu

11) Air

12) Larutan Cuka dan Air Sabun

F. Cara Kerja

1) Menyiapkan alat dan bahan.

2) Memasukan air sebanyak 1 gelas ke dalam blender.

3) Memasukan bunga rose putih ke dalam blender yang telah berisi air.

4) Mencampurkan bunga rose putih dengan air serta menghaluskannya.

5) Memisahkan larutan bunga rose putih dari ampasnya dengan

menggunakan penyaring.

6) Memasukan kertas buram ke baki palstik yang telah terisi larutan

rose putih.

7) Mengeringkan kertas buram yang telah di rendam dalam larutan

bunga rose putih dengan penjepit.

8) Menguji perubahan warna kertas buram yang telah direndam dalam

larutan rose putih pada larutan asam dan larutan basa.

9) Memotong kertas buram yang telah kering, menjadi bagian-bagian

kecil.

10) Memberikan label indikator pada kertas buram yang telah dipotong

dan memasukannya ke dalam kotak yang telah dibuat.

11) Untuk bahan bunga bunga sepatu cara kerjanya seperti langkah

langkah di atas.

BAB II

KAJIAN PUSTAKA

Istilah asam dan basa sudah dikenal oleh masyarakat ilmiah sejak dulu. Istilah asam diberikan kepada zat yang rasanya asam, sedangkan basa untuk zat yang rasanya pahit. Pada 1777, Lavoisier menyatakan bahwa oksigen adalah unsur utama dalam senyawa asam. Pada 1808, Humphry Davy menemukan fenomena lain, yaitu HCl dalam air dapat bersifat asam, tetapi tidak mengandung oksigen. Seiring perkembangan zaman teori-teori mengenai asam basa pun ikut berkembang dan saling melengkapi satu sama lain.

A. Teori Asam Basa Menurut Beberapa Ahli

1. Teori Asam Basa Svante August Arrhenius

Konsep asam dan basa sudah dikenal sejak abad 18-an. Untuk pertama kalinya, pada tahun 1884 seorang ilmuwan Swiss, Svante August Arrhenius, mengemukakan suatu teori tentang asam basa. Arrhenius berpendapat bahwa dalam air, larutan asam dan basa akan mengalami penguraian menjadi ion-ionnya. Asam merupakan zat yang di dalam air dapat melepaskan ion hidrogen (H⁺). Sedangkan basa merupakan zat yang di dalam air dapat melepaskan ion hidroksida (OH^–).

HA(aq) ®H⁺(aq) + A^–(aq)

Asam Ion hidrogen

B(aq) + H₂O(l) ® BH⁺(aq) + OH^–(aq)

Basa Ion hidroksida

Teori ini cukup rasional, akan tetapi setelah beberapa saat, para ahli kimia berpendapat bahwa ion H⁺ hampir tidak bisa berdiri sendiri dalam larutan. Hal ini dikarenakan ion H⁺ merupakan ion dengan jari-jari ion yang sangat kecil. Oleh karena itu, ion H⁺ terikat dalam suatu molekul air dan sebagai ion oksonium (H₃O⁺). Sehingga reaksi yang benar untuk senyawa asam di dalam air adalah sebagai berikut.

HA(aq) + H₂O(aq) ® H₃O⁺(aq) + A^–(aq)

Asam Ion oksonium

Akan tetapi, ion H₃O⁺ lebih sering ditulis ion H⁺, sehingga penulisannya menjadi seperti berikut.

HA(aq) ® H⁺(aq) + A^–(aq)

a. Jenis Senyawa Asam dan Basa

a) Senyawa Asam

Berdasarkan jumlah ion H⁺ yang dapat dilepas, senyawa asam dapat dikelompokan dalam beberapa jenis, yaitu:

a) Asam monoprotik, yaitu senyawa asam yang dapat melepaskan satu ion H⁺. Contoh HCl, HBr, HNO₃, dan CH₃COOH.

b) Asam poliprotik, yaitu senyawa asam yang dapat melepaskan lebih dari satu ion H⁺. Asam ini dapat dibagi menjadi dua, yaitu asam diprotik dan triprotik.

· Asam diprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan dua ion H⁺. Contoh H₂SO₄, H₂CO₃ dan H₂S.

· Asam triprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan tiga ion H⁺. Contoh H₃PO4.

Berdasarkan kemampuan senyawa asam untuk bereaksi dengan air membentuk ion H⁺, senyawa asam dibedakan menjadi:

a) Asam biner, yaitu asam yang mengandung unsur H dan unsur non logam lainnya (hidrida non logam). Contoh HCl, HBr, dan HF.

b) Asam oksi, yaitu asam yang mengandung unsur H, O, dan unsur lainnya. Contoh HNO₃, H₂SO₄, HClO₃.

c) Asam organik, yaitu asam yang tergolong senyawa organik. Contoh CH₃COOH dan HCOOH.

Tabel 2.1

Asam dan Reaksi Ionisasinya

b) Senyawa Basa

Senyawa basa dapat dikelompokan berdasarkan jumlah gugus OH^– yang dapat dilepas, yaitu basa monohidroksi dan polihidroksi.

a) Basa monohidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan satu ion OH^–. Contoh NaOH, KOH, dan NH₄OH.

b) Basa polihidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan lebih dari satu ion OH^–. Basa ini dapat dibagi menjadi :

· Basa dihidroksi, yaitu senyawa basa yang dapat melepaskan dua ion OH^–. Contoh Mg(OH)₂ dan Ba(OH)₂.

· Basa trihidroksi adalah senyawa basa yang melepaskan tiga ion OH^–. Contoh Fe(OH)₃ dan Al(OH)₃.

Tabel 2.2

Beberapa Basa dan Ionisasinya

c) Sifat Asam dan Basa

Pada awalnya, suatu zat diklasifikasikan sebagai asam atau basa berdasarkan sifat zat pada larutannya di dalam air. Sifat asam atau basa suatu zat dapat diketahui dengan mencicipinya.

Ada dua jenis kertas lakmus, yaitu

1) Kertas lakmus merah

Kertas lakmus merah berubah menjadi berwarna biru dalam larutan basa dan pada larutan asam atau netral warnanya tidak berubah (tetap merah).

2) Kertas lakmus biru

Kertas lakmus biru berubah menjadi berwarna merah dalam larutan asam dan pada larutan basa atau netral warnanya tidak berubah (tetap biru).

Teori Arrhenius memiliki beberapa kekurangan.

1. Hanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi dalam air

2. Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 (seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.

3. Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH-, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.

2. Asam Basa Brønsted-Lowry

Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu: Asam memberikan ion H⁺ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H⁺ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H₃O⁺ dan OH.

2H₂O(l) ↔H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak berdisosiasi dalam air membentuk ion H⁺ dan Cl-. Tetapi, ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H₃O⁺, seperti berikut ini.

HCl(g) + 2H₂O(l) ↔H₃O⁺(aq) + Cl(aq)

Sebagai sebuah proton, ion H⁺ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H⁺ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H⁺ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H⁺ ada dalam larutan encer.

Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H⁺ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.

HCl(g) + NH₃(aq) ↔NH₄⁺(aq) + Cl^–(aq)

Bisa ion positif

NH₄ ⁺(aq) + OH^–(aq) ↔NH₃(aq) + H₂O(l)

Atau ion negatif

H₂PO₄ ^–(aq) + H₂O(l) ↔ HPO₄ ^2–(aq) + H₃O⁺(aq)

Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H₂S, H₂CO₃, H₂PtF₆, NH₄ ⁺, HSO₄^-, dan HMnO_4.

Basa Brønsted dapat diidentifikasi dari struktur Lewis. Berdasarkan model Brønsted, sebuah basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk memahami pengertian ini, lihat pada bagaimana suatu basa seperti ion OH^- menerima proton.

H₂PO₄^–(aq) + H₂O(l) ↔ HPO₄ ^2–(aq) + H₃O⁺(aq)

Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H⁺yang tidak memiliki elektron valensi, harus tersedia dua elektron untuk membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H⁺ atau basa Brønsted.

Gambar 2.1 Struktur Lewis asam Bronsted-Lowry

Model Brønsted menambah jenis zat yang dapat bertindak sebagai basa, baik yang berbentuk ion ataupun molekul, selama senyawa tersebut memiliki satu atau lebih pasangan elektron valensi tak berikatan dapat menjadi basa Brønsted.

Teori Brønsted menjelaskan peranan air pada reaksi asam-basa. Air terdisosiasi membentuk ion dengan mentransfer ion H⁺ dari salah satu molekulnya yang bertindak sebagai asam ke molekul air lain yang bertindak sebagai basa.

H₂O(l) + H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

asam basa

Asam bereaksi dengan air dengan mendonorkan ion H+ pada molekul air yang netral untuk membentuk ion H₃O⁺.

HCl(g) + H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)

asam basa

Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam. Sebuah asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam basa konjugasi.

H – A + :B ® B – H⁺ + A^–

Asam Basa Asam Basa

Sehingga pada:

H₂O(l) + H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

Asam Basa Asam Basa

Terdapat pasangan asam basa konjugasi: H2O - OH- dan H3O+- H2O, juga

dalam reaksi pelarutan HCl:

HCl(g) + H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + Cl^–(aq)

Asam Basa Asam Basa

dengan pasangan asam basa konjugasi: HCl-Cl^- dan H₃O⁺- H₂O

Tabel 2.3

Pasangan Asam Basa Konjugasi

Model Brønsted bahkan dapat diperluas untuk reaksi yang tidak terjadi dalam larutan. Contoh yang paling klasik adalah reaksi antara gas hidrogen klorida dengan uap amoniak membentuk amonium klorida.Reaksi ini mencakup transfer ion H+ dari HCl ke NH3 dan kemudian reaksi asam basa terjadi melalui fasa gas.

Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa ini.

3. Teori Asam Basa Lewis

Teori asam basa terus berkembang dari waktu ke waktu. Pada tahun 1923, seorang ahli kimia Amerika Serikat, Gilbert N. Lewis, mengemukakan teorinya tentang asam basa berdasarkan serah terima pasangan elektron. Lewis berpendapat asam adalah partikel (ion atau molekul) yang dapat menerima (akseptor) pasangan elektron. Sedangkan basa didefinisikan sebagai partikel (ion atau molekul) yang memberi (donor) pasangan elektron. Reaksi asam basa menurut Lewis berkaitan dengan pasangan elektron yang terjadi pada ikatan kovalen koordinasi. Perhatikan reaksi di bawah ini.

Pada reaksi antara BF₃ dan NH₃, BF₃ bertindak sebagai asam, sedangkan NH₃ bertindak sebagai basa. Perhatikan pula reaksi berikut.

Pada reaksi di atas, H₂O bertindak sebagai basa sedangkan CO₂ bertindak sebagai asam. Teori asam basa Lewis lebih luas dari pada teori asam basa Arrhenius dan teori asam basa Bronsted-Lowry. Hal ini disebabkan

· Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa dalam pelarut air, pelarut selain air, bahkan tanpa pelarut.

· Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa tanpa melibatkan transfer proton (H⁺), seperti reaksi antara NH₃ dengan BF₃.

B. Kekuatan Asam dan Basa

Asam dan basa merupakan zat elektrolit, sehingga asam dan basa dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah serta basa kuat dan basa lemah. Kemampuan suatu asam menghasilkan ion H⁺ menentukan kekuatan asam zat tersebut. Jika semakin banyak ion H⁺ yang dihasilkan, maka sifat asam akan semakin kuat. Demikian pula dengan kekuatan basa, ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion OH^–. Jika ion OH^– yang dihasilkan semakin banyak, maka sifat basa semakin kuat.

Jumlah ion H⁺ atau ion OH^– yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi (α). Derajat ionisasi (α) adalah perbandingan antara jumlah mol zat yang terionisasi dengan jumlah mol mulamula. Derajat ionisasi (α) dirumuskan sebagai berikut.

α = derajat ionisasi

n = jumlah mol …..(mol)

Asam dan basa yang mempunyai derajat ionisasi besar (mendekati 1) merupakan asam dan basa kuat, sedangkan asam dan basa yang derajat ionisasinya kecil (mendekati 0) disebut asam dan basa lemah. Asam dan basa kuat merupakan elektrolit kuat, sedangkan asam dan basa lemah merupakan elektrolit lemah.

Selain itu, kekuatan asam dan basa dapat dinyatakan oleh tetapan kesetimbangannya, yaitu tetapan ionisasi asam (K_a) dan tetapan ionisasi basa (K_b) .

1. Tetapan Ionisasi Asam (K_a)

Suatu larutan asam HA terionisasi dalam air dengan derajat ionisasi sebesar α αmenurut persamaan reaksi berikut.

Karena larutan asam HA bersifat encer, maka tetapan ionisasi asam (K_a) dapat dirumuskan sebagai berikut.

Ka = tetapan ionisasi asam

[H⁺] = molaritas H⁺ .................. (M)

[A^–] = molaritas A^– .................. (M)

[HA] = molaritas HA ............... (M)

Jika molaritas awal asam HA dinyatakan sebagai [HA], makapersamaan di atas dapat dituliskan

Untuk asam kuat ( ), nilai pembagi sangat kecil ( ) sehingga nilai K_a sangat besar dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kanan (hasil reaksi). Pada asam kuat, misal HCl, molaritas ion H⁺ dalam larutan sama dengan molaritas asam (M_a) dikalikan dengan jumlah atom H⁺ yang dilepas (valensi asam = a). Secara matematika dapat dirumuskan sebagai berikut.

A = valensi asam

[H⁺] = molaritas H⁺ .................. (M)

M_a = molaritas asam .............. (M)

Untuk asam lemah (α << 1), akibatnya Ka sangat kecil dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kiri. Persamaan tetapan ionisasi asam di atas dapat ditulis

Molaritas ion H⁺ dari asam lemah dapat ditentukan dari nilai K_a dan molaritas asam lemah HA. Jika molaritas ion H⁺sama dengan molaritas A^–, maka dari persamaan K_a sebelumnya diperoleh persamaan

Jadi, molaritas asam lemah dapat ditentukan dengan rumus berikut.

2. Tetapan Ionisasi Basa (K_b)

Suatu larutan basa B terionisasi dalam pelarut air denganderajat ionisasi sebesar α menurut persamaan reaksi berikut.

Karena larutan basa B bersifat encer, dimana molaritas pelarut H2O tidak berubah. Tetapan ionisasi basa (Kb) dapat dirumuskan sebagai berikut.

K_b = tetapan ionisasi basa

[BH⁺] = molaritas ion BH⁺ ......... (M)

[OH^–] = molaritas ion OH^– ......... (M)

Jika molaritas awal basa B dinyatakan sebagai [B], maka persamaan di atas dapat dituliskan menjadi

Untuk basa kuat ( ), nilai pembagi sangat kecil ( 0) sehingga nilai K_b sangat besar dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kanan (hasil reaksi). Pada basa kuat, misal NaOH, molaritas ion OH^– dalam larutan sama dengan molaritas basa (M_b) dikalikan dengan jumlah atom OH⁺ yang dilepas (valensi basa = b). Dapat dirumuskan

b = valensi basa

[OH^-] = molaritas ion OH^– ......... (M)

M_b = molaritas ion BH⁺ ......... (M)

Untuk basa lemah ( << 1), akibatnya K_b sangat kecil dan posisi kesetimbangan berada di sebelah kiri. Persamaan tetapan ionisasi basa di atas dapat ditulis

atau

Molaritas ion OH^– dari basa lemah dapat ditentukan dari nilai Kb dan molaritas basa lemah B. Jika molaritas ion OH^– sama dengan molaritas BH⁺, maka dari persamaan K_b sebelumnya diperoleh persamaan

Jadi, molaritas ion OH^– dari basa lemah dapat dihitung dengan rumus berikut.

C. Konsep pH

1. Reaksi Ionisasi Air

Air merupakan elektrolit yang sangat lemah. Air murni akan mengalami ionisasi menghasilkan H⁺ dan OH^– dengan jumlah sangat kecil. Persamaan reaksinya sebagai berikut.

Tetapan kesetimbangan air (K_w) dapat dinyatakan dengan penurunan rumus sebagai berikut.

K_w = tetapan kesetimbangan air

[H⁺] = molaritas ion H⁺ ............ (M)

[OH^–] = molaritas ion OH^– ......... (M)

Harga K_w dipengaruhi suhu. Jika suhu semakin tinggi, maka semakin banyak air yang terionisasi. Harga K_w pada berbagai suhu dapat dilihat pada Tabel.

Tabel 2.4

Ketetapan Harga K_w

Dari tabel di atas terlihat bahwa pada suhu kamar (25^oC) harga Kw adalah 1,0 × 10^–14, sehingga

Untuk air murni harga [H⁺] dan [OH^–] adalah sama, yaitu

Jika dalam air murni ditambahkan zat yang bersifat asam atau basa, maka akan merubah kesetimbangan air. Artinya [H⁺] dan [OH^–] akan berubah. Pada penambahan asam, [H⁺] akan meningkat , sehingga larutan akan bersifat asam. Sedangkan pada penambahan basa,[OH^–] akan meningkat. Karena K_w adalah tetap (pada suhu tertentu), maka [H⁺] akan berkurang sehingga larutan bersifat basa.

Jadi, besarnya nilai [H⁺] akan menentukan apa larutan tersebut bersifat asam, basa, atau netral.

· Jika [H⁺] > 10^–7 M, maka larutan bersifat asam.

· Jika [H⁺] < 10^–7 M, maka larutan bersifat basa.

· Jika [H⁺] = 10^–7 M, maka larutan bersifat netral.

2. pH Larutan

Tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada molaritas ion H⁺ dalam larutan. Jika m olaritas ion H⁺ semakin besar, maka semakin asam larutan itu. Tetapi, pernyataan kekuatan asam menggunakan [H⁺] memberikan angka yang sangat kecil dan penulisannya tidak sederhana. Untuk menyederhanakan penulisan, seorang ahli kimia Denmark, Soren Peer Lauritz Sorensen, pada tahun 1909 mengajukan penggunaan istilah pH untuk menyatakan derajat keasaman. Nilai pH diperoleh sebagai hasil negatif logaritma 10 dari molaritas ion H⁺. Secara matematika dapat dituliskan

pH = derajat keasaman

[H⁺] = molaritas ion H⁺ ........... (M)

Analog dengan pH, untuk molaritas ion OH^–dan K_w diperoleh

Karena K_w = [H⁺] [OH^–], maka hubungan antara pH, pOH,dan pK_w dapat dirumuskan sebagai berikut.

sehingga diperoleh

3. Pengukuran pH

Beberapa metode pengukuran pH larutan yang biasa dilakukan, yaitu

a. Indikator

Pada pembahasan sebelumnya telah disebutkan bahwa indikator asam basa adalah zat-zat yang memiliki warna berbeda dalam larutan yang bersifat asam dan larutan yang bersifat basa. Perubahan warna larutan indikator memiliki rentang tertentu yang disebut trayek indikator. Untuk lebih jelasnya, perhatikan Tabel.

Tabel 2.5

Ketetapan Trayek Indikator

b. Indikator Universal dan pH Meter

Alat yang sering digunakan dalam laboratorium adalah kertas indikator universal dan pH meter. Penggunaan kertas indikator universal dilakukan dengan meneteskan larutan yang akan diukur pH-nya. Kemudian warna yang timbul pada kertas indikator dibandingkan dengan suatu kode warna untuk menentukan pH larutan tersebut.

Gambar 2.2 Indikator Universal

Sedangkan pH meter adalah suatu sel elektrokimia yang memberikan nilai pH dengan ketelitian tinggi. Pada pH meter terdapat suatu elektrode yang sangat sensitif terhadap molaritas ion H⁺ dalam larutan. Sebelum digunakan, pH meter dikalibrasi terlebih dahulu dengan larutan standar yang sudah diketahui pH-nya.

Gambar 2.3 _PH Meter

c. Indikator Alami

Indikator alami adalah indikator yang dibuat dari bahan-bahan alami. Indikator alami hanya bisa menunjukkan apakah zat tersebut bersifat asam atau basa, tetapi tidak dapat menunjukan nilai pH-nya. Kimia merupakan ilmu yang dekat dengan kehidupan sehari-hari. Indikator asam dan basa alami dapat diperoleh dari bahan-bahan di sekitar kita. Misalnya, beberapa jenis tumbuhan, seperti mahkota bunga sepatu, kunyit, kol merah, kol ungu, kulit manggis, dan bunga pacar air. Ekstrak kunyit berwarna kuning, tetapi dalam larutan asam warna kuning dari kunyit akan menjadi lebih cerah. Jika bereaksi dengan larutan basa, maka akan berwarna jingga kecokelatan. Indikator asam-basa yang baik adalah zat warna yang memberi warna berbeda dalam larutan asam dan larutan basa

BAB III

PEMBAHASAN HASIL PRAKTIKUM

A. Cara Kerja dan Pengamatan

No	Cara Kerja	Pengamatan
1.	Menyiapkan alat dan bahan	Semua alat dan bahan yang diperlukan sudah tersedia.
2.	Memasukan air sebanyak 1 gelas ke dalam blender.
3.	Memasukan bunga rose putih ke dalam blender yang telah berisi air
4.	Mencampurkan bunga rose putih dengan air serta menghaluskannya	Air yang dicampurkan berubah menjadi larutan bunga rose putih berwarna putih kecoklatan
5.	Memisahkan larutan bunga rose putih dari ampasnya dengan menggunakan penyaring	Ampas larutan bunga rose putih yang tidak sempurna tersaring
6.	Memasukan kertas buram ke baki palstik yang telah terisi larutan bunga rose putih	Saat dimasukan kertas buram larutan bunga rose putih langsung diserap
7.	Mengeringkan kertas buram yang telah di rendam dalam larutan bunga rose putih dengan penjepit	Ketas buram yang telah di keringkan berubah warnanya menjadi agak putih
8.	Menguji perubahan warna kertas buram yang telah direndam dalam larutan bunga rose putih pada larutan asam dan larutan basa	Kertas buram yang telah di keringkan di uji dengan larutan asam dan basa, menjadi berwarna putih di larutan asam dam berwarna kuning di larutan basa
9.	Memotong kertas buram yang telah jadi menjadi bagian-bagian kecil.
10.	Memberikan label indikator pada kertas buram yang telah dipotong dan memasukannya ke dalam kotak yang telah dibuat
11.	Untuk bunga sepatu cara kerjanya seperti langkah-langkah di atas

B. Kesimpulan

Di sekitar lingkungan kita sangat banyak bahan dasar yang bisa dijadikan indikator alami asam basa. Kita menjadi semakin mudah untuk mengenali larutan yang bersifat asam atau basa yang ada di lingkungan kita. Dari hasil praktikum yang telah dilakukan, dengan mencoba tiga bahan dasar yaitu bunga rose putih, bunga pacar ungu, dan bunga sepatu. Perubahan warna yang terjadi sebagai berikut:

Tabel 3.1

Perubahan Warna Indikator

No	Bahan dasar	Perubahan warna
No	Bahan dasar	Larutan asam	Larutan basa
1.	Bunga rose putih	Putih	Kuning
3.	Bunga sepatu	Tak berwarna	Kuning

DAFTAR PUSTAKA

Utami, Budi, dkk. 2009. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI Program Ilmu Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.

Fauziah, Nenden. 2009. Kimia 2 untuk SMA dan MA Kelas XI IPA. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.

Setiabudi, Agus dan Yayan Sunarya. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia 2 untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/ Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.

Wiyarsi, Antuni dan Partana Fajar, Crys. 2009. Mari Belajar Kimia 2 untuk SMA XI IPA.Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional,.

Permana, Irvan. 2009. Memahami Kimia 2 SMA/MA untuk Kelas XI, Semester 1 dan 2 Program Ilmu Pengetahuan Alam.Jakarta :Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.

MAHAR

2 Responses so far.

bismillah says:

16 Oktober 2015 pukul 04.23
Komentar ini telah dihapus oleh pengarang.
Chachacha says:

23 Mei 2016 pukul 14.51

Hallo, Kak.
Izin mengambil materi diatas sebagai salah satu sumber referensi dalam tugas laporan praktikum. Sangat bermanfaat. Terimakasih. :)

ChemIsTry Tobe Easy

CTE Translator

LAPORAN PRAKTIKUM INDIKATOR ALAMI ASAM BASA

2 Responses so far.

Popular Posts

Profil

TimeZone CTE

Lunar CTE

Sahabat CTE