A.
Konsep pH dan Poh
pH atau derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau ke
basaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan “keasaman” di sini
adalah konsentrasi ion hidrogen dalam pelarut air. Nilai pH berkisar dari
0 hingga 14. Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada
konsentrasi H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ makin asam larutan.
Nilai pH 7 dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion OH- terlarut (sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7 pada kesetimbangan. Penambahan senyawa ion H+ terlarut dari suatu asam akan mendesak kesetimbangan ke kiri (ion OH- akan diikat oleh H+ membentuk air). Akibatnya terjadi kelebihan ion hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya.
Sorensen (1868 – 1939), seorang ahli kimia dari Denmark mengusulkan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H+, yaitu sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+. Secara sistematis diungkapkan dengan persamaan sebagai berikut :
pH
= - log [H+]
Analog dengan di atas, maka :
pH = - log [OH-]
Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah :
Kw
= [H+] [OH-]
Kw
= - log [H+] + - log [OH-]
Maka :
pKw = pH + pOH
**Pada temperatur kamar : pKw = pH +
pOH = 14
Atas dasar pengertian ini, maka :
1. Netral : [H+] =
1,0 x 10-7 M atau PH = 7 dan [OH-] = 1,0 x 10-7 M atau PH = 7
2. Asam : [H+] >
1,0 x 10-7 M atau PH < 7 dan [OH-] < 1,0 x 10-7 M atau POH > 7
3. Basa : [H+] <
1,0 x 10-7 M atau PH > 7 dan [OH-] > 1,0 x 10-7 atau POH < 7
Dari definisi tersebut, dapat disimpulkan
beberapa rumus sebagai berikut :
Jika [H+] = 1 x 10-n, maka pH = n
Jika [H+] = x x 10-n, maka pH = n - log x
Sebaliknya, jika pH = n, maka [H+] = 10-n
v Contoh
soal menyatakan hubungan pH dengan [H+]
1. Berapa pH
larutan jika konsentrasi ion [H+] sebesar :
a. 1 x 10-3 b.
5 x 10-6
Jika diketahui log 2 = 0,3
Jawab
:
a. [H+] = 1
x 10-3 → pH = - log (1 x 10-3)
= 3
b. [H+] = 5
x 10-6 → pH = -log (5 x 10-6)
= 6 – log 5
= 6 – log 10/2
= 6 –
( log 10 – log 2)
= 5 + log 2
= 5,3
B. Penghitungan
pH
Telah disinggung dalam pembahasan sebelumnya bahwa asam terbagi menjadi dua,
yaitu asam kuat dan asam lemah. Begitu juga pada larutan basa terbagi menjadi
dua, yaitu basa kuat dan basa lemah. Pembagian ini sangat membantu
dalam penentuan derajat keasaman (pH).
1. Asam
kuat
Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α =
1). Untuk menyatakan derajat keasamannya, dapat ditentukan langsung dari
konsentrasi asamnya dengan melihat valensinya.
Rumus :
[H+] = x . [HA]
pH = - log [H+]
Contoh :
v Hitung
pH larutan dari 100 ml larutan 0.01 M HCl!
Jawab :
HCL → H+ + Cl-
[H+] = x . [HA]
= 1 x 0.01 M
= 10-2 M
pH = - log 10-2
pH = 2
a. Larutan HCL 0,1
M
b. Larutan H2SO4 0,001 M
Jawab
a. HCL → H+ + Cl-
b. H2SO4 → 2 H+ + SO42-
[H+] = x .
[HA]
[H+] = x .
[HA]
= 1 . 0,1 = 0,1
M
= 2 . 0,001 = 2 x 10-3 M
pH = - log 0,1 = - log 10-1
pH = - log 2 x 10-3
=
1 =
3 – log 2
v Hitung
pH larutan dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat!
Jawab :
Molaritas = mol/v = 0,1 /
2 = 0.05 M
H2SO4 → 2 H+ + SO42-
[H+] = x . [HA]
= 2 . 0.05
= 0,1 = 10-1 M
pH = - log 10-1
= 1
2. Asam
lemah
Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion
seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya derajat keasaman tidak
dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam
kuat).
Penghitungan derajat keasaman dilakukan dengan menghitung konsentrasi [H+]
terlebih dahulu dengan rumus :
[H+]
= √ Ka . [HA] atau [H+]
= M x α
pH = -
log [H+]
Ket : Ka = tetapan ionisasi asam lemah
[HA] = konsentrasi asam lemah
Contoh :
v Hitunglah
pH dari 0,025 mol CH3COOH dalam 250 mL larutannya, jika Ka =10-5 !
Jawab :
Molaritas = mol/v = 0,025/0,25 = 0.1
[H+]
= √ Ka . [HA]
= √ 10-5 .
0,1
= √ 10-6
= 10-3 M
pH = - log 10-3
= 3
Cat
: Semakin besar konsentrasi ion H+, semakin kecil
nilai pH. Larutan dengan pH = 1 adalah 10 kali lebih asam dari larutan dengan
pH = 2.
v Hitunglah
pH larutan dari HCOOH 0,05 M (Ka = 1,8 x 10-4)
Jawab :
[H+]
= √ Ka . [HA]
pH
= - log 3 x 10-3
= √ 1,8 x 10-4 . 0,05
= 3 – log 3
= √ 9 x 10-6
= 3 x 10-3 M
v Hitunglah
pH larutan H2S 0,01 jika diketahui Ka1 = 8,9
x 10-8 dan
Ka2 = 1.2 x 10-13 !
Jawab
[H+]
= √ Ka . [HA]
= 8,9 x 10-8 x
0,01
= 3 x 10-5 M
pH = -log 3 x
= 5 – log 3
= 4,52
Cat
: Perhatikan bahwa asam yang dinyatakan ( S) mempunyai
nilai yang relatif kecil (kurang dari 1 x , maka konsentrasi
ion praktis hanya ditentukan oleh ionisasi tahap pertama. Oleh karena itu,
tinggal memasukkan data yang ada (konsentrasi dan ) ke dalam rumus yang
digunakan untuk asam lemah.
v Hitunglah
pH dari HCOOH 0,1 M (α = 0,01)
Jawab
[H+ ] = M
x α
= 0,1 x 0,01
= 0,001 = 10-3 M
pH = - log 10-3
= 3
3. Basa
kuat
Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α =
1). Pada penentuan derajat keasaman dari larutan basa terlebih dulu dihitung
nilai pOH dari konsentrasi basanya.
Rumus
:
[OH-] = x. [M(OH)]
pOH = - log [OH-]
pH = 14 - pOH
pH larutan basa kuat dapat ditentukan dengan alur sebagai berikut.
· Tentukan [OH-] berdasarkan perbandingan koefisien
· Tentukan
pOH dengan rumus pOH = - log [OH-]
· Tentukan
pH berdasarkan pH = 14 – pOH
Contoh :
v Hitung
pH dari :
a. 100 mL larutan KOH
0,1 M !
b. Larutan Ca(OH)2 0,001 !
Jawab :
a. KOH → K+ + OH-
[OH-] = x.
[M(OH)]
= 1 . 0,1 M = 10-1 M
pOH = - log 10-1
= 1
pH =
14 – pOH
= 14 – 1
= 13
b. Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-
[OH-] = x. [M(OH)]
= 2 . 0,001 = 2
x 10-3 M
pOH = - log 2 x 10-3
= 3 – log 2
pH = 14 - pOH
= 14 – (3-log 2)
= 11 + log 2
4. Basa
lemah
Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion
seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya
konsentrasi OH- tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya
(seperti halnya basa kuat), akan tetapi harus dihitung dengan menggunakan rumus
:
Rumus :
[OH-] = √Kb .
[M(OH)] atau [OH-] =
M x α
pOH = - log [OH-]
pH = -14 - pOH
Contoh
v Hitung
pH dari larutan 500 mL amonia 0,1M (Kb= 4 x 10-5
Jawab
NH4OH → NH4+ + OH-
[OH- ]= √Kb .
[M(OH)]
= √ 4x 10-5 . 0,1
= √ 4 x 10-6
= 2 x 10-3 M
pOH = - log 2 x 10-3
= 3 – log 2
pH = 14 – pOH
= 14 – (3 - l0g 2)
= 11 + log 2
