BAB-5 LARUTAN ASAM-BASA

BAB V

LARUTAN ASAM - BASA

A. Teori / Konsep Asam-Basa

1). Menurut Svante Arrhenius

a).    Asam

Menurut Svante Arrhenius, asam adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidrogen ( H⁺ ).

Merupakan senyawa kovalen dan akan bersifat asam jika sudah larut dalam air.

Contoh :

Berdasarkan jumlah ion H⁺ yang dapat dilepaskan, maka senyawa asam dapat dikelompokkan menjadi :

a)   Asam monoprotik ( asam berbasa 1 ) = senyawa asam yang melepaskan ( 1 ) satu ion H⁺.

Contoh : HCl; HBr; HNO₃

b)   Asam diprotik ( asam berbasa 2 ) = senyawa asam yang melepaskan ( 2 ) dua ion H⁺.

Contoh : H₂SO₄; H₂C₂O₄; H₂CO₃.

c)   Asam triprotik ( asam berbasa 3 ) = senyawa asam yang melepaskan ( 3 ) tiga ion H⁺.

Contoh : H₃PO₄.

Asam diprotik dan triprotik disebut juga asam poliprotik ( memiliki lebih dari 1 atom H ).

Catatan :

“ Ion H⁺ bersifat tidak stabil, ion ini akan bereaksi dengan H₂O membentuk ion hidronium ( H₃O⁺ ). “

Reaksinya :

Berdasarkan jumlah ion yang dihasilkan, asam dibedakan menjadi :

v Asam kuat = asam yang mudah terionisasi dan banyak menghasilkan ion H⁺ dalam larutannya.

Contoh : HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃ dan HClO₄

v Asam lemah = asam yang sedikit terionisasi dan menghasilkan sedikit ion H⁺ dalam larutannya.

Contoh : CH₃COOH, HCOOH ( asam format ), HCN

b).   Basa

Menurut Svante Arrhenius, basa adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion hidroksida ( OH^- ).

Pada umumnya merupakan senyawa ion, kecuali NH₃ ( amonia ) merupakan senyawa kovalen.

Contoh :

Catatan :

“ Tidak semua senyawa yang mempunyai gugus OH^- merupakan suatu basa. “

Contoh : CH₃OH ( tidak menunjukkan sifat asam atau basa dalam air ); C₆H₅OH ( asam ).

Berdasarkan jumlah gugus OH^- yang diikat, senyawa basa dikelompokkan menjadi :

Ø  Basa monohidroksi = senyawa basa yang memiliki satu ( 1 ) gugus OH^-.

Contoh : NaOH; KOH; NH₄OH

Ø  Basa dihidroksi = senyawa basa yang memiliki dua ( 2 ) gugus OH^-.

Contoh : Mg(OH)₂; Ca(OH)₂

Ø  Basa trihidroksi = senyawa basa yang memiliki tiga ( 3 ) gugus OH^-.

Contoh : Al(OH)₃; Fe(OH)₃

Basa dihidroksi dan trihidroksi disebut juga basa polihidroksi ( memiliki lebih dari 1 gugus OH^- ).

Berdasarkan derajat ionisasinya, basa dikelompokkan menjadi :

a)       Basa kuat = basa yang terionisasi sempurna dalam air (  a = 1 ).

Contoh : NaOH; KOH; Ba(OH)₂.

b)       Basa lemah = basa yang hanya sedikit terionisasi dalam air ( 0 < a < 1 ).

Contoh : NH₃; Al(OH)₃.

2). Menurut Bronsted – Lowry

o  Teori asam – basa menurut Arrhenius hanya terbatas untuk senyawa asam – basa dalam pelarut air.

o  Menurut Arrhenius, air bertindak sebagai pelarut yang bersifat netral.

o  Asam asetat akan bersifat asam jika dilarutkan ke dalam air, tetapi sifat asamnya tidak akan tampak jika dilarutkan dalam benzena.

o  Larutan amonia ( NH₃ ) dalam natrium amida ( NaNH₂ ) menunjukkan sifat basa meskipun tidak mengandung ion OH^-.

o  Muncullah teori asam-basa yang lebih luas dan tidak terbatas hanya pada pelarut air, yaitu teori asam-basa Bronsted–Lowry               ( dikemukakan oleh Johannes Bronsted dan Thomas Lowry ).

o  Menurut Bronsted-Lowry, yang berperan dalam memberikan sifat asam dan basa suatu larutan adalah ion H⁺ atau proton ( ingat = bahwa dalam ion H⁺ yang tertinggal hanyalah 1 proton ).

a). Asam

Adalah suatu ion atau molekul yang berperan sebagai pemberi ( donor ) proton atau ion H⁺ kepada ion atau molekul lain.

Contoh :

Untuk reaksi ke kanan :

HCl merupakan asam karena memberikan ion H⁺ ( donor proton ) kepada molekul H₂O, sehingga H₂O berubah menjadi ion H₃O⁺.

Untuk reaksi ke kiri :

Ion H₃O⁺ merupakan asam karena memberikan ion H⁺ ( donor proton ) kepada ion Cl^-, sehingga ion Cl^- berubah menjadi molekul HCl.

b). Basa

Adalah suatu ion atau molekul yang menerima ( akseptor ) ion H⁺ atau proton.

Contoh :

Untuk reaksi ke kanan :

H₂O merupakan basa karena menerima ion H⁺ ( akseptor proton ) dari molekul HCl, sehingga HCl berubah menjadi ion Cl^-.

Untuk reaksi ke kiri :

Ion Cl^- merupakan basa karena menerima ion H⁺ ( akseptor proton ) dari ion H₃O⁺, sehingga ion H₃O⁺ berubah menjadi molekul H₂O.

Catatan :

o  HCl ( asam 1 ) dan ion Cl^- ( basa 1 ) merupakan pasangan asam-basa konjugasi, demikian juga dengan ion H₃O⁺ ( asam 2 ) dan H₂O ( basa 2 ).

oPasangan asam-basa konjugasi mempunyai ciri khas yaitu : hanya berbeda 1 atom H.

oSuatu asam setelah melepas proton akan membentuk basa konjugasi dari asam tersebut.

oSuatu basa setelah menerima proton akan membentuk asam konjugasi dari basa tersebut.

oSenyawa amfoter / amfiprotik adalah suatu senyawa yang dapat berperan sebagai asam maupun basa.

Contoh :

Senyawa HF

Keunggulan teori asam-basa Bronsted-Lowry :

·     Setiap zat tidak ada yang bersifat netral, tetapi akan bersifat asam atau pun basa bergantung pada apakah zat tersebut menerima atau melepaskan proton ( tergantung pada pasangan reaksinya ).

·     Bersifat luas, tidak hanya bergantung pada pelepasan ion H⁺ atau ion OH^-.

Kelemahan teori ini :

o  Tidak berlaku untuk pelarut yang tidak mengandung proton ( ion H⁺ ) atau zat aprotik.

o  Sifat suatu zat tidak pasti ( bisa asam atau pun basa ), tergantung pada pasangan reaksinya.

Contoh : air bisa bersifat asam, jika bereaksi dengan NH₃ dan akan bersifat basa, jika bereaksi dengan CH₃COOH.

3). Menurut Lewis

a). Asam

Menurut G.N Lewis, asam adalah suatu ion atau molekul yang dapat menerima pasangan elektron ( akseptor pasangan elektron ).

b). Basa

Adalah suatu ion atau molekul yang dapat memberikan pasangan elektron kepada zat lain ( donor pasangan elektron ).

Konsep asam-basa yang dikembangkan oleh Lewis didasarkan pada ikatan kovalen koordinasi ( pelajari kembali materi kelas X tentang Ikatan Kimia !)

Contoh :

Spesi yang memberikan pasangan elektron dalam membentuk ikatan kovalen koordinasi akan bertindak sebagai basa; sedangkan spesi yang menerima pasangan elektron bertindak sebagai asam.

Dalam dunia kedokteran dan farmasi, dikenal adanya senyawa basa Lewis yang digunakan untuk obat keracunan logam berat, misalnya : merkuri, timbel, kadmium.

Obat tersebut dikelompokkan sebagai British Anti Lewis Acid ( BAL ), yang berperan untuk mengikat logam berat sehingga tidak mengganggu kerja enzim.

Reaksinya :

B.   Konsep pH, pOH dan pKw

Derajat atau tingkat keasaman ( pH ) suatu larutan bergantung pada konsentrasi ion H⁺ dalam larutan tersebut.

Tingkat keasaman berbanding terbalik dengan nilai pH, artinya : semakin asam larutan, maka semakin kecil nilai pH-nya dan sebaliknya.

Dirumuskan :

pH = - log [ H⁺ ]

[ H⁺ ] = 10^{- pH}

Analogi dengan pH ( sebagai cara untuk menyatakan konsentrasi ion H⁺ ), maka konsentrasi ion OH^- juga dapat dinyatakan dengan cara yang sama, yaitu dengan pOH.

pOH = - log [OH^- ]

[OH^- ] = 10^{- pOH}

Tetapan Kesetimbangan Air ( Kw )

Air merupakan elektrolit sangat lemah, karena sebagian molekul air akan terionisasi sebagai berikut :

Besarnya tetapan kesetimbangannya ( Kc ) :

Oleh karena jumlah molekul air yang terionisasi sangat sedikit, maka dapat dianggap bahwa [H₂O] tetap; sehingga :

Harga Kw akan berubah jika suhunya berubah. Reaksi ionisasi air merupakan reaksi endoterm, sehingga jika suhunya dinaikkan; maka harga Kw akan semakin besar.

Pada suhu kamar ( 25 ^oC ), harga Kw = 10^-14

Dalam air murni :

[ H⁺ ] = [OH^- ]

Sehingga :

Catatan :

Dalam larutan berair          :

Dalam air murni ( netral )   : [ H⁺ ] = [OH^- ] ; pH = pOH = 7

Dalam larutan asam           : [ H⁺ ] > [OH^- ] ; pH < 7

Dalam larutan basa            : [ H⁺ ] < [OH^- ] ; pH > 7

Hubungan pH dengan pOH

Pengukuran pH

o  Menggunakan beberapa indikator

Indikator asam-basa memiliki daerah pH yang berbeda-beda.

No	Indikator	Trayek pH	Perubahan Warna
1	Metil jingga / oranye ( MO )	3,1 – 4,4	Merah ke kuning
2	Metil merah ( MR )	4,2 – 6,2	Merah ke kuning
3	Kertas lakmus	4,5 – 8,3	Merah ke biru
4	Bromtimol biru ( BTB )	6,0 – 7,6	Kuning ke biru
5	Fenolftalein ( PP )	8,0 – 9,6	Tak berwarna ke merah ungu

o  Menggunakan indikator universal

Adalah gabungan dari beberapa indikator tunggal, yaitu : metil jingga, metil merah, bromtimol biru dan fenolftalein.

Salah 1 indikator jenis ini adalah kertas pH.

Caranya : kertas pH dicelupkan ke dalam larutan yang akan ditentukan pH-nya, kemudian kertas pH akan mengalami perubahan warna sesuai dengan pH larutan. Kemudian warna dicocokkan dengan warna yang tertera pada kemasan indikator universal ( tabel panduan warna ).

o  Menggunakan pHmeter

Adalah alat untuk mengukur pH larutan dengan cara mencelupkan elektrode’nya ke dalam larutan yang akan ditentukan pH-nya. Besarnya pH larutan dapat dibaca pada layar pHmeter.

C.   Kekuatan Asam

Dipengaruhi oleh 2 hal yaitu :

a)   Derajat Ionisasi

Banyak sedikitnya zat yang terion dinyatakan dengan derajat ionisasi ( a ), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat mula-mula.

Dengan : 0 ≤ a ≤ 1

b)   Tetapan Ionisasi Asam ( Ka )

Hubungan antara derajat ionisasi ( a ) dengan tetapan ionisasi asam ( Ka ) :

Awal           :           

Reaksi        :            - M. a                      + M. a     + M. a

Setimbang  :            M( 1-a )                  M. a        M. a

Karena HA merupakan asam lemah, maka a mendekati nol sehingga nilai ( 1 - a ) ≈ 1 :

Catatan :

Semakin encer larutan, maka semakin besar nilai a.

Semakin besar harga a, maka kekuatan asam akan relatif lebih kuat.

Semakin besar harga Ka, maka kekuatan asam akan relatif lebih kuat.

1). Asam Kuat

Contoh :

2). Asam Lemah

3). Asam Polivalen ( Poliprotik )

Asam jenis ini akan mengion secara bertahap.

Asam bervalensi 2, akan mengion dalam 2 tahap sedangkan asam bervalensi 3, akan mengion dalam 3 tahap.

Contoh :

H₂SO₄

Untuk asam lemah polivalen :

Keterangan :

Ma = konsentrasi asam

D.   Kekuatan Basa

Dipengaruhi oleh 2 hal yaitu :

a)   Derajat Ionisasi

b)   Tetapan Ionisasi Basa ( Kb )

Dengan cara yang sama dengan perhitungan di asam lemah, maka untuk basa lemah :

1). Basa Kuat

Contoh :

2). Basa Lemah

Keterangan :

Mb = konsentrasi basa

o  Reaksi antara Asam dengan Basa ( Reaksi Penetralan )

Ion L⁺ dengan ion A^- akan bereaksi membentuk garam, sedangkan antara ion H⁺ dengan OH^- akan bereaksi membentuk molekul air.

Reaksi antara asam dengan basa disebut juga reaksi penggaraman.

Secara umum :

Latihan :

Tuliskan persamaan reaksi yang setara untuk reaksi berikut ini :

a)   Larutan asam nitrat dengan larutan kalium hidroksida

b)   Larutan asam klorida dengan larutan kalsium hidroksida

o  Beberapa reaksi yang lain :

o  Campuran Asam dengan Basa

Campuran ekivalen antara asam dengan basa belum tentu bersifat netral, kecuali campuran antara asam kuat dengan basa kuat.

Reaksi antara asam kuat dengan basa kuat dapat dituliskan sebagai reaksi antara ion H⁺ dengan OH^-.

Dalam hal ini; ion H⁺ mewakili asam sedangkan OH^- mewakili basa.

Keterangan :

o  Jika mol H⁺ = mol OH^- maka campuran bersifat netral.

o  Jika mol H⁺  > mol OH^- maka campuran bersifat asam dan konsentrasi ion H⁺ dalam campuran hanya ditentukan oleh jumlah mol ion H⁺ yang tersisa.

o  Jika mol H⁺ < mol OH^- maka campuran bersifat basa dan konsentrasi ion OH^- dalam campuran hanya ditentukan oleh jumlah mol ion OH^- yang tersisa.

Latihan :

Tentukan pH campuran berikut ini :

a)   50 mL HCl 0,1 M dengan 50 mL NaOH 0,1 M

b)   50 mL HCl 0,1 M dengan 50 mL Ca(OH)₂ 0,1 M

c)    50 mL H₂SO₄ 0,1 M dengan 50 mL KOH 0,1 M

Stoikiometri Reaksi dan Titrasi Asam – Basa

v Persamaan Ion

Persamaan ion melibatkan larutan yang bersifat elektrolit.

Zat elektrolit kuat dituliskan dalam bentuk ion-ionnya sedangkan untuk elektrolit lemah tetap dituliskan dalam bentuk molekulnya atau senyawa netralnya.

Contoh 1 :

Reaksi antara gas karbondioksida dengan larutan natrium hidroksida membentuk larutan natrium karbonat dan air.

Contoh 2 :

v Berbagai macam zat yang terkait dengan reaksi dalam larutan elektrolit :

a)   Senyawa Asam

b)   Senyawa Basa

c)   Senyawa Garam

d)   Oksida Asam

Adalah suatu senyawa yang tersusun oleh unsur non logam dengan unsur oksigen ( = oksida non logam )

Oksida asam disebut juga anhidrida asam, karena merupakan bagian dari asam setelah melepas molekul air.

Misalnya :

Contoh :

SO₂; SO₃; N₂O₃; CO₂

e)   Oksida Basa

Adalah suatu senyawa yang tersusun oleh unsur logam dengan unsur oksigen ( = oksida logam )

Contoh :

Na₂O; CaO; MgO

f)    Logam

Merupakan spesi yang melepas elektron.

v Senyawa-Senyawa Hipotetis

Adalah senyawa-senyawa yang tidak stabil ( akan mengalami penguraian lebih lanjut ).

a)   Senyawa Asam

Misalnya :

b)   Senyawa Basa

Misalnya :

c)   Senyawa Garam

Misalnya :

v Deret Kereaktifan Logam

Kereaktifan logam tergantung pada kemudahannya untuk melepaskan elektron.

Unsur-unsur di sebelah kiri hidrogen lebih reaktif daripada unsur-unsur di sebelah kanan hidrogen.

v Reaksi Pembentukan Endapan

Semua asam mudah larut dalam air; sedangkan basa dan garam ada yang mudah larut, ada pula yang sukar larut dalam air.

Semua garam natrium, kalium, amonium, nitrat dan asetat mudah larut dalam air.

Jika 2 larutan elektrolit direaksikan dan dimungkinkan bertemunya 2 ion yang dapat menghasilkan senyawa yang sukar larut, maka senyawa tersebut akan mengendap.

Contoh :

v Tabel Kelarutan Beberapa Senyawa Ion dalam Air

No	Senyawa	Kelarutan	Keterangan
1	Nitrat ( NO3- )	Semua larut
2	Asetat ( CH3COO- )	Semua larut	Kecuali Ag+; Hg22+;Bi3+
3	Klorida ( Cl- )	Semua larut	Kecuali Ag+; Hg22+;Pb2+;Cu+
4	Bromida ( Br- )	Semua larut	Kecuali Ag+; Hg22+;Pb2+
5	Iodida ( I- )	Semua larut	Kecuali Ag+; Hg22+;Pb2+; Bi3+
6	Sulfat ( SO42- )	Semua larut	Kecuali Pb2+;Ba2+;Sr2+;Ca2+
7	Klorat ( ClO3- )	Semua larut
8	Na+; K+; NH4+	Semua larut
9	PbCl2; PbBr2; PbI2	Mudah larut dalam air panas
10	Sulfida ( S2- )	Semua tidak larut	Semua sulfida dari IA dan IIA kecuali Be; NH4+
11	Fosfat ( PO43- )	Semua tidak larut	Kecuali Na+; K+; NH4+
12	Karbonat ( CO32- )	Semua tidak larut	Kecuali Na+; K+; NH4+
13	Oksalat ( C2O42- )	Semua tidak larut	Kecuali Na+; K+; NH4+
14	Oksida ( O2- )	Semua tidak larut	Kecuali Na+; K+; Ba2+; Sr2+; Ca2+
15	Hidroksida ( OH- )	Semua tidak larut	Kecuali Na+; K+; Ba2+; Sr2+; Ca2+; NH4+

v Reaksi Pergantian ( Dekomposisi ) Rangkap

Secara umum :

Senyawa AB dan CD ( reaktan ) dapat berupa asam, basa maupun garam.

Reaksi dapat berlangsung jika senyawa AD atau CB ( produk reaksi ) atau keduanya memenuhi paling tidak 1 kriteria yaitu :

v Sukar larut dalam air ( mengendap ).

v Merupakan senyawa yang tidak stabil ( hipotetis ).

v Merupakan elektrolit yang lebih lemah dari AB atau CD ( reaktan ).

v Reaksi antara Logam dengan Asam Kuat Encer

Secara umum :

Reaksi dapat terjadi karena ion H⁺ dari asam akan menyerap elektron dari logam ( logam mereduksi ion H⁺ )

Logam-logam yang dapat mereduksi ion H+  terletak di sebelah kiri unsur H dalam Deret Kereaktifan Logam.

Contoh :

v Reaksi Logam dengan Garam

Secara umum :

Reaksi logam dengan garam merupakan reaksi pendesakan ( logam L mendesak logam M ).

Reaksi hanya akan berlangsung jika logam L terletak di sebelah kiri logam M dalam deret kereaktifan logam.

Contoh :

Hitungan Stoikiometri Sederhana

Langkah-langkah penyelesaiannya :

ü  Menuliskan persamaan reaksi yang setara.

ü  Menentukan jumlah mol zat yang diketahui.

ü  Menentukan jumlah mol zat lain yang ditanyakan dengan menggunakan perbandingan koefisien reaksi.

ü  Menyesuaikan jawaban dengan hal yang ditanyakan.

Contoh soal :

Gas hidrogen dapat dibuat dari reaksi antara logam zink dengan larutan asam sulfat. Hitunglah volume asam sulfat 2 M yang diperlukan untuk dapat menghasilkan 6,72 L gas hidrogen ( STP )?

Hitungan Stoikiometri dengan Pereaksi Pembatas

Campuran reaktan disebut ekuivalen jika perbandingan jumlah molnya sesuai dengan koefisien reaksinya.

Pereaksi pembatas adalah zat / pereaksi yang habis terlebih dulu ketika reaksi kimia berlangsung.

Langkah-langkah penyelesaiannya :

§  Menuliskan persamaan reaksi yang setara.

§  Menentukan jumlah mol zat yang diketahui.

§  Membandingkan jumlah mol masing-masing zat dengan koefisien reaksinya, sehingga dapat diketahui pengali yang digunakan.            ( pereaksi pembatas adalah zat / pereaksi yang hasil bagi pengalinya paling kecil.

§  Pergunakan pengali terkecil untuk menentukan jumlah mol hasil reaksi.

§  Tentukan jumlah mol zat yang ditanyakan berdasarkan perbandingan koefisien reaksi dengan pereaksi pembatas.

Contoh soal :

Hitunglah massa endapan yang terbentuk dari reaksi antara 50 mL larutan timbel ( II ) nitrat 0,1 M dengan 50 mL larutan kalium iodida 0,1 M! ( Ar. Pb = 207; I = 127 )

Hitungan Stoikiometri yang Melibatkan Campuran

Jika suatu campuran direaksikan, maka masing-masing komponen mempunyai persamaan reaksi sendiri.

Langkah-langkah penyelesaiannya :

§  Menuliskan persamaan reaksi yang setara untuk masing-masing komponen campuran.

§  Memisalkan salah 1 komponen campuran dengan variabel ( a – z ), maka komponen lainnya = selisihnya.

§  Menentukan jumlah mol masing-masing komponen.

§  Menentukan jumlah mol zat lain yang diketahui.

§  Membuat persamaan untuk menentukan nilai variabel.

§  Menyesuaikan jawaban dengan pertanyaan.

Contoh soal :

Sebanyak 5,1 gram campuran CaO dan Ca(OH)₂ memerlukan 150 mL larutan asam klorida 1 M. Tentukan susunan / komposisi campuran tersebut! ( Mr. CaO = 56; Ca(OH)₂ = 74 ).

Titrasi Asam – Basa

o    Reaksi netralisasi asam-basa dapat digunakan untuk menentukan kadar ( konsentrasi ) larutan asam atau basa.

o    Sejumlah tertentu larutan asam dititrasi dengan larutan basa sampai mencapai titik ekuivalen ( asam dan basa tepat habis bereaksi ).

o    Jika salah 1 larutan diketahui molaritasnya, maka molaritas larutan yang lain, dapat dihitung dengan rumus :

o   V₁ x ( M₁ . a ) =  V₂ x ( M₂ . b )

a = valensi larutan penitrasi

b = valensi larutan yang dititrasi

o    Titik ekuivalen dapat diketahui dengan menambahkan suatu indikator.

o    Indikator akan berubah warna di sekitar titik ekuivalen.

o    Titrasi dihentikan  pada saat indikator menunjukkan perubahan warna ( keadaan ini disebut = titik akhir titrasi ).

o    Kurva titrasi dibedakan menjadi 3 yaitu kurva titrasi antara :

a)   Asam kuat dengan basa kuat ( saat ekuivalen, pH = 7 )

b)   Asam kuat dengan basa lemah ( saat ekuivalen, pH < 7 )

c)   Asam lemah dengan basa kuat  ( saat ekuivalen, pH > 7 )

Contoh soal :

1)   Pada titrasi 25 mL larutan NH₃ 0,12 M dengan HCl 0,1 M :

a)   Perkirakan pH awal

b)   Perkirakan pH saat titik ekuivalen

c)    Perkirakan volume HCl yang diperlukan

d)   Tentukan indikator yang diperlukan

e)   Gambarkan ( sketsa ) kurva titrasinya

2)   Untuk menentukan kadar asam asetat, diambil 10 mL asam asetat kemudian diencerkan dengan aquades sampai volumenya 200 mL. Dari larutan encer tersebut diambil 10 mL, kemudian dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M dengan indikator PP. Titik akhir titrasi tercapai pada saat volume NaOH 25,4 mL. Berapa % kadar asam asetat tersebut , bila kadar asam asetat murni = 17,4 M ?