DERAJAT KEASAMAN (pH) LARUTAN

1. Konsep pH

Sorensen (1868-1939) dari Denmark: pH larutan menyatakan konsentrasi ion H+ dalam larutan dan sangat menentukan derajat keasaman suatu larutan.

Nilai pH dapat ditulis:

pH = - log [H+]

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

Contoh Soal:

Berapakah pH larutan jika konsentrasi ion H+ adalah:

a. 1 x 10-3 b. 2 x 10-4 c. 5 x 10-6 d. 8 x 10-5

Jawab:

a. [H+] =1 x 10-3 sehingga pH = - log 1 x 10-3

= 3

b. [H+] = 2 x 10-4 sehingga pH = - log 2 x 10-4

= 4 log 2 = 3,7

c. [H+] = 5 x 10-6 sehingga pH = - log 5 x 10-6

= 6 log 10/2

= 6 (log 10 log 2)

= 6 1 + log 2

= 5 + 0,3 = 5,3

Log 2 = 0,3

2. Berapakah konsentrasi ion H+ dalam larutan yang pH-nya:

a. 2 b. 3,7

Jawab:

a. Jika pH = 2, maka [H+] = 10-2 M

b. Jika pH = 3,7; maka cara:

(i). [H+] = 10-3,7 M = 1,995 x 10-4

(ii). pH = 3,7; sehingga - log [H+] = 3,7

- log [H+] = -3,7

= 0,3 -4

= log 2 + log 10-4

= log 2 x 10-4

[H+] = 2 x 10-4

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

Contoh:

Jika konsentrasi ion H+ = 0,1 M,maka nilai pH = -log 0,1 = 1

Jika konsentrasi ion H+ = 0,01 M (10 kali lebih kecil)

Maka nilai pH = - log 0,01

= 2 (naik 1 satuan)

Analogi dengan pH, maka besaran [OH-], Ka, Kw, Kb, dapat dinyatakan sebagai pOH, pKa, pKw, pKb

pOH = -log [OH-] pKa = -log Ka

pKw = -log Kw pKb = -log Kb

2. Hubungan pH dengan pOH

Dapat diturunkan dari tetapan kesetimbangan air (Kw)

Kw = [H+] . [OH-]

Jika kedua ruas persamaan tsb diambil harga negatif logaritmanya, diperoleh:

-log Kw = -log ([H+].[OH-])

-log Kw = (-log [H+]) + (-log [OH-])

Dengan p = -log, maka:

pKw = pH + pOH

Atau : pH + pOH = pKw, suhu kamar Kw = 1 x 10-14, maka

Dalam larutan bersifat netral: pH = pOH = 7

Dalam larutan bersifat asam : pH < 7

Dalam larutan bersifat basa : pH > 7

3. Pengukuran pH

Untuk menentukan pH dari suatu larutan dapat dilakukan dengan cara sbb:

a. Menggunakan beberapa indikator

Indikator memiliki trayek perubahan warna yang berbeda-beda.

Indikator Trayek perubahan warna

Perubahan warna

Metil jingga Metil merah Bromtimol biru Fenolftalein

2,9 4,0 4,2 6,3 6,0 7,6

8,3 10,0

Merah kuning Merah kuning Kuning biru

Tidak berwarna -

merah

Trayek Perubahan Warna dari Beberapa Indikator

b. Menggunakan indikator universal

Merupakan gabungan dari beberapa indikator. Indikator2 itu memberi warna yang berbeda bergantung pada pH larutan.

pH Warna indikator universal

3 4 5 6 7 8 9

10

Merah Merah jingga

Jingga Kuning

Hijau kekuning-kuningan Biru kehijau-hijauan

Biru Ungu

Daerah Warna pH Indikator Universal

c. Menggunakan pH meter

pH-meter adalah alat pengukur pH dengan ketelitian yang sangat tinggi.

4. Menghitung pH Larutan Asam

a. Asam Kuat : mengion sempurna, maka pH larutan dapat ditentukan jika konsentrasi asam diketahui:

[H+] = M x valensi asam

b. Asam Lemah: tidak mengion sempurna, pH larutan tidak dapat ditentukan dengan hanya mengetahui konsentrasi asam. pH dapat ditentukan jika derajat ionisasi () atau tetapan ionisasi (Ka) asam juga diketahui.

[H+] = M. atau [H+] = Ka . M

Contoh Soal:

Hitunglah pH larutan berikut:

a. H2SO4 0,005 M

b. HCOOH 0,1 M ; = 0,01

c. CH3COOH 0,05 M ; Ka = 1,8 x 10-5

Jawab:

a. H2SO4 0,005 M

Asam sulfat adalah asam kuat, mengion sempurna

[H+] = 0,005 M x 2 = 0,01 M

pH = -log 0,01 = 2

b. HCOOH 0,1 M ; = 0,01

[H+] = M . = 0,1 x 0,001 = 1 x 10-3

pH = -log 1 x 10-3 = 3

c. CH3COOH 0,05 M ; Ka = 1,8 x 10-5

[H+] = 1,8 x 10-5 x 0,05 = 9 x 10-7 = 3 x 10-3,5

pH = -log 3 x 10-3,5 = -log 3 = 3,02

Konsentrasi Larutan

pH

HCl CH3COOH

0,1 M 0,01 M

0,001 M

1 2 3

3 3,5 4

Perbandingan pH Larutan HCl dengan Larutan CH3COOH

Cat: didapat dari hasil perhitungan, Ka CH3COOH = 1 x 10-5

Dari tabel di atas dapat diambil beberapa kesimpulan:

1. Pada konsentrasi yang sama, asam kuat mempunyai pH lebih kecil daripada asam lemah

2. Pengenceran larutan asam memperbesar pH. Khusus untuk asam kuat, pengenceran 10 kali menaikkan pH satu satuan.

c. Asam Polivalen

Asam polivalen (asam bervalensi banyak) mengion secara bertahap. Asam valensi 2 mengion dalam dua tahap dan asam valensi mengion dalam tiga tahap.

Contoh: 1. H2SO4

Tahap 1 : H2SO4 (aq) H+(aq) + HSO4-(aq)

Tahap 2 : HSO4-(aq) H+(aq) + SO42-(aq)

H2SO4 tergolong asam kuat karena pada tahap 1 mengion hampir sempurna. Akan tetapi pada tahap 2, HSO4- hanya mengion sebagian sehingga membentuk suatu kesetimbangan dengan tetapan kesetimbangan.

[H+] . [SO42-]

[H2SO4]

Ka = = 1,1 x 10-2

2. H2S

Tahap 1 : H2S (aq) H+(aq) + HS-(aq)

[H+] . [HS-]

[H2S]

Tahap 2: HS-(aq) H+(aq) + S2-(aq)

[H+] . [S2-]

[HS-]

Bila H2S dianggap mengion dalam 1 tahap

H2S 2H+(aq) + S2-(aq)

[H+]2 . [S2-]

[H2S]

Ka = = 8,9 x 10-8

Ka =

= 1,2 x 10-13 Ka =

Dalam hal ini terdapat relasi sebagai berikut: Ka = Ka1 . Ka2.

[H+] . [HS-] . [H+] . [S2-]

[H2S] [HS-]

[H+]2 . [S2-]

[H2S]

= Ka

Ka1 . Ka2 =

=

3. H3PO4

Tahap 1: H3PO4(aq) H+(aq) + H2PO4-(aq)

[H+] . [H2PO4-]

[H3PO4]

Tahap 2 : H2PO4-(aq) H+(aq) + HPO42-(aq)

[H+] . [HPO42-]

[H2PO42-]

Ka = = 6,9 x 10-3

Ka = = 6,2 x 10-8

Tahap 3: HPO42-(aq) H+(aq) + PO42-(aq)

[H+] . [PO42-]

[HPO42-]

Dapat dibuktikan relasi: Ka = Ka1 .Ka2. Ka3

Dapat dilihat bahwa Ka2 jauh lebih kecil dari Ka1, demikian juga harga perbandingan Ka2 dengan Ka3. Oleh karen itu, konsnetrasi ion H+ dalam larutan asam lemah polivalen praktis sama dengan konsnetrasi ion H+ dari tahap 1, karena ion H+ yang berasal dari tahap 2 atau 3 sangat kecil, dapat diabaikan. Jadi pH larutan asam polvaeln dapat dihitung dengan rumus asam monovalen.

Untuk asam lemah polivalen:

H+ = Ka1 . M

Ka = = 4,8 x 10-13

Contoh:

Hitunglah pH larutan H2S 0,01 M jika diketahui Ka1 = 8,9 x 10-8 dan Ka2 = 1,2 x 10-13

Jawab: [H+] = Ka1 . M

= 8,9 x 10-8 x 0,01

= 3 x 10-5

pH = -log 3 x 10-5

= 5 log 3

= 4,52

5. Menghitung pH Larutan Basa

a. Basa Kuat, pH larutan basa kuat dapat ditentukan hanya dengan mengetahui konsnetrasi basa.

[OH-] = M x valensi basa

b. Basa Lemah, pH larutan dapat ditentukan jika konsentrasi dan derajat ionisasi atau tetapan ionisasi basa diketahui.

[OH-] = M x

Atau : [OH-] = Kb x M

Contoh:

Hitunglah pH larutan yang dibuat dengan

a. Melarutkan 0,4 gram NaOH dalam 500 ml air (H = 1; O = 16; Na = 23)

b. Melarutkan 4,48 lt (STP) gas NH3 dalam 2 lt air (vol larutan dianggap sama dengan 2 lt). Kb NH3 = 1 x 10-3

Jawab:

a. Mol NaOH = (0,4 gr / 40 gmol-1) = 0,01 mol

M = ( 0,01 mol / 0,5 L ) = 0,02 M

[OH-] = M x valensi basa

= 0,02 x 1 = 0,02 M (basa kuat)

pOH = -log 0,02 = 2 log 2

pH = 14 pOH = 12 + log 2 = 12,3

b. Mol NH3 = ( 4,48 lt / 22,4 lt.mol-1) = 0,2 mol

M = ( 0,2 mol / 2 lt ) = 0,1 M

[OH-] = Kb x M (basa lemah)

= 1 x 10-5 x 0,1 = 1 x 10-3

pOH = -log 1 x 10-3 = 3

pH = 14 pOH = 14 3 = 11

Konsentrasi Larutan pH

NaOH NH3

0,1 M 0,01 M

0,001 M

13 12 11

11 10,5 10

Perbandingan pH Larutan NaOH dengan larutan NH3

Dapat disimpulkan beberapa hal sbb:

1. Pada konsentrasi yang sama, basa kuat mempunyai pH lebih besar daripada basa lemah.

2. Pengenceran larutan basa menurunkan pH.Khusus untuk basa kuat, pengenceran 10 kali menurunkan pH satu satuan.