DERAJAT KEASAMAN ( pH )

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 :

                                                K_w  = [H⁺] [OH^-]

                                    K_w  = - log [H⁺] + - log [OH^-]

Maka :

                                    pK_w  = pH + pOH

**Pada temperatur kamar : pK_w = 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

Karena pH dan konsentrasi ion H⁺ dihubungkan dengan tanda negatif, maka makin besar konsentrasi ion H⁺ makin kecil pH, dan karena bilangan dasar logaritma adalah 10, maka larutan yang nilai pH-nya berbeda sebesar n mempunyai perbedaan ion H⁺ sebesar 10ⁿ.

Perhatikan contoh di bawah ini:

Jika konsentrasi ion H⁺ = 0,01 M, maka pH = – log 0,01 = 2

Jika konsentrasi ion H⁺ = 0,001 M (10 kali lebih kecil)

maka pH = – log 0,001

             = 3 (naik 1 satuan)

Jadi dapat disimpulkan

• Makin besar konsentrasi ion H⁺ makin kecil pH
• Larutan dengan pH = 1 adalah 10 kali lebih asam daripada larutan dengan pH = 2.

v     Contoh soal menyatakan hubungan pH dengan [H⁺]

         Berapa pH larutan jika konsentrasi ion [H⁺] sebesar :

a         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    

   v Berapa pH dari :

       a.     Larutan HCL 0,1 M

       b.     Larutan H₂SO₄ 0,001 M

Jawab

      a.     HCL → H⁺ + Cl^-                           b. H₂SO₄ → 2 H⁺ + SO₄^2-

          [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⁺ + SO₄^2-

[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⁺] = √ K_a . [HA]  atau    [H⁺] = M x α

pH = - log [H⁺]

Ket :    K_a      = tetapan ionisasi asam lemah

[HA]   = konsentrasi asam lemah

Contoh :

      v Hitunglah pH dari 0,025 mol CH₃COOH dalam 250 mL larutannya, jika K_a =10^-5 !

Jawab :

Molaritas = mol/v = 0,025/0,25 = 0.1

[H⁺] = √ K_a . [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

       

      v Hitunglah pH larutan H₂S 0,01 jika diketahui K_a1 = 8,9 x 10^-8 dan

K_a2 = 1.2 x 10^-13 !

Jawab

[H⁺]  = √ K_a . [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^-] = √K_b . [M(OH)]       atau   [OH^-] = M x α

pOH = - log [OH^-]              pH = -14 - pOH

            

Contoh

       v Hitung pH dari larutan 500 mL amonia 0,1M (K_b= 4 x 10^-5

Jawab                                                                                                           

NH₄OH → NH₄⁺ + OH^-

[OH^- ]= √K_b . [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

Sekian :)