Hubungan antara Kekuatan Asam Basa dengan Derajat Ionisasi dan Kesetimbangan Ionisasinya, Contoh Soal, Pembahasan, Kimia


Hubungan antara Kekuatan Asam Basa dengan Derajat Ionisasi dan Kesetimbangan Ionisasinya, Contoh Soal, Pembahasan, Kimia - Elektrolit kuat dapat memiliki daya hantar listrik yang kuat karena mengalami ionisasi sempurna. Apa yang dimaksud dengan ionisasi sempurna? Suatu larutan dapat mengalami ionisasi sempurna jika derajat ionisasinya mendekati satu. Derajat ionisasi adalah perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan. (Bacalah juga : cara menentukan pH dan pOH)

Ionisasi dan Disosiasi 

Istilah ionisasi sering digunakan untuk reaksi penguraian senyawa ion menjadi ionionnya, sedangkan disosiasi digunakan untuk penguraian semua zat menjadi zat yang lebih sederhana. Tidak hanya senyawa ion, tetapi molekulpun bisa menghasilkan ion ketika bereaksi dengan air membentuk elektrolit. Karena hal inilah, istilah disosiasi lebih sering dipakai tanpa membedakan pengionan dari elektrolit ion maupun molekul. (Brady, 1999, hlm. 175)

Derajat ionisasi dilambangkan dengan α dan dirumuskan sebagai berikut.

α = jumlah zat yang mengion / jumlah mula-mula zat yang dilarutkan

Beberapa contoh larutan elektrolit kuat adalah HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, KOH, Ba(OH)2, dan Ca(OH)2. Bagaimanakah mencari pH masing- masing larutan? Perhatikanlah penjelasan berikut.

1. Asam Kuat

HCl, HBr, HNO3, dan H2SO4 adalah asam kuat dan tergolong elektrolit kuat sehingga akan mengalami ionisasi sempurna dan reaksi ionnya berkesudahan, tidak bolak-balik. Secara umum, apabila suatu asam kuat dilarutkan dalam air, maka reaksi yang terjadi adalah reaksi ionisasi dari asam kuat tersebut dan dituliskan sebagai berikut.

HnA(aq) n
H+(aq)
+
An-(aq)
a M

(n.a) M

a M

Dengan :

a = konsentrasi asam
M = molaritas larutan
n = jumlah ion H+ yang dihasilkan dari proses ionisasi asam

Sebagai contoh adalah reaksi ionisasi asam klorida berikut.

HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)

pH larutan asam klorida di atas dapat ditentukan apabila konsentrasi asamnya diketahui. Secara umum, untuk asam kuat, konsentrasi H+ dapat dihitung dengan rumus berikut.

[H+] = M x valensi asam

dengan M = konsentrasi larutan asam

Perhatikan contoh soal di bawah ini agar kalian lebih jelas memahaminya.

Contoh Soal Asam Kuat (1) :

Hitunglah konsentrasi ion H+ dan pH dari larutan HCl 0,01 M.

Penyelesaian:

Diketahui : 

[HCl] = 0,01 M

Ditanyakan : 

[H+] dan pH.

Jawaban :

HCl(aq)
H+(aq)
+
Cl-(aq)
0,01 M

0,01 M

0,01 M

Konsentrasi ion H+ = 0,01 M x 1 = 0,01 M

pH = -log [H+] = - log 10-2 = 2

Jadi, konsentrasi H+ dari HCl 0,01 M adalah 0,01 M dan pH-nya 2.

Asam yang mengion sempurna memiliki derajat ionisasi 1 dan disebut sebagai asam kuat. Untuk mencari pH asam kuat digunakan rumus berikut.

pH = -log n [H+]

dengan n = valensi asam

Dari perumusan di atas dapat dinyatakan bahwa pH asam kuat hanya ditentukan oleh banyaknya konsentrasi ion [H+]. Bagaimana halnya dengan basa kuat?

2. Basa Kuat

NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, dan Ba(OH)2 merupakan basa kuat dan termasuk dalam elektolit kuat sehingga jika dilarutkan dalam air akan terionisasi sempurna menjadi ion-ionnya. Sama halnya dengan asam kuat, reaksi ini adalah reaksi berkesudahan. Salah satu contohnya adalah reaksi ionisasi NaOH berikut.

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)

Untuk menentukan pH NaOH, perlu menghitung pOH-nya terlebih dahulu. pOH yaitu konsentrasi ion OH- yang dapat dihitung dengan rumus berikut.

[OH-] = M x valensi basa

Sebagai contoh, simaklah soal di bawah ini.

Contoh Soal Basa Kuat (1) :

Hitunglah konsentrasi ion OH- dan pH dalam larutan NaOH 0,01 M

Penyelesaian:

Diketahui : [NaOH] = 0,01 M
Ditanyakan : [OH-] dan pH.

Jawaban :

Kita tuliskan dulu persamaan ionisasinya sebagai berikut.

NaOH(aq)
Na+(aq)
+
OH-(aq)
0,01 M

0,01 M

0,01 M

Konsentrasi ion OH- kita hitung berdasarkan rumus di atas.

[OH-] = 0,01 M x 1 = 0,01 M

Karena valensi basa =1, maka konsentrasi hidroksida dikalikan dengan angka 1. Dari nilai [OH-] maka pOH dapat dihitung sebagai berikut.

pOH = -log[OH-] = -log 10-2 = 2

Karena : pH + pOH = pKw = 14
Maka : pH= pKw – pOH = 14-2 = 12

Jadi, [OH-] dalam NaOH adalah 0,01 M dan pH-nya 12.

Selanjutnya, untuk penentuan pH larutan basa dengan valensi berapapun dapat dilakukan tanpa menghitung pOH terlebih dahulu. Perhatikanlah persamaan berikut.

L(OH)n(aq)
Ln+(aq)
+
n OH-(aq)
b M

b M

n b M

dengan :

b = konsentrasi basa,
M = molaritas, 
n = jumlah ion OH- yang dihasilkan dari proses ionisasi basa.

Karena : pH + pOH = pKw = 14
Maka : pH = pKw - pOH
Dengan : pOH = -log [OH-]
Maka : pH = pKw – (-log [OH-])

Dan dikarenakan pKw = 14, maka pH dapat dirumuskan sebagai berikut.

pH = 14 – (-log [OH-])

Perhitungan untuk asam kuat dan basa kuat melibatkan konsentrasi asam/basanya dan valensi asam/basanya. Akan lain halnya dengan asam dan basa lemah. Bagaimana cara perhitungan mereka?

3. Asam Lemah

Golongan elektrolit lemah adalah zat yang memiliki derajat disosiasi antara 0 < α <1 dan apabila dilarutkan dalam air hanya terurai sebagian. Salah satu contoh asam lemah adalah CH3COOH. Selanjutnya bagaimanakah menentukan pH asam elektrolit lemah?

Tentu saja lain antara perhitungan asam elektrolit lemah dengan asam elektrolit kuat. Asam lemah hanya mengalami ionisasi sebagian. Sehingga dalam pelarutan asam lemah terjadi kesetimbangan reaksi antara ion yang dihasilkan asam dengan molekul asam yang terlarut dalam air, jadi bukan reaksi berkesudahan.

Dalam reaksi kesetimbangan akan diperoleh tetapan kesetimbangan apabila reaksi sudah setimbang. Dengan kata lain, konsentrasi reaktan sudah berkurang ketika mengalami reaksi. Banyaknya konsentrasi yang bereaksi/mengion sangat tergantung pada derajat ionisasi (α), dan dirumuskan sebagai berikut.

α = jumlah zat yang mengion / jumlah mula-mula zat yang dilarutkan

Jumlah zat yang mengion = α x jumlah mula-mula zat yang dilarutkan.

Secara umum, reaksi kesetimbangan tersebut dapat digambarkan sebagai berikut.

HnA(aq) D H+(aq) + A-n(aq)

Jika konsentrasi HA mula-mula = M, maka jumlah zat yang mengion atau bereaksi adalah α x M = αM, sehingga reaksi di atas dapat ditulis sebagai berikut.



HA(aq)
D
H+(aq)
+
A-(aq)

Mula-mula
:
M

-

-

Bereaksi
:
-αM

+αM

+αM

Setimbang
:
M(1–α)

αM

αM
……….1

Sesuai perumusan matematika,

x – ax = x (1 - a)

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi ionisasi asam disebut tetapan ionisasi asam (Ka) sehingga tetapan kesetimbangan reaksi di atas dapat dinyatakan sebagai berikut.

Ka = 

Ka =  ………………………………………............ 2 

Tetapan Ionisasi Asam (Ka)

Harga Ka merupakan gambaran kekuatan asam. Semakin besar harga Ka, berarti semakin besar ion H+ yang dihasilkan, atau semakin asam larutan tersebut. (Mulyono, 2006, hlm. 410)

Dalam larutan asam lemah terdapat dua macam kesetimbangan, yaitu kesetimbangan asam lemah dan kesetimbangan air. Kesetimbangan asam lemah dituliskan berikut.

HA(aq)
D
H+(aq)
+
A-(aq)
M(1–α)

αM

αM

Sedangkan kesetimbangan air dituliskan sebagai persamaan berikut.

H2O(aq) D H+(aq) + OH-(aq)

Ion H+ yang berasal dari HA lebih besar dibandingkan H+ yang berasal dari air sehingga kesetimbangan air bergeser ke kiri. Sebagai akibatnya [H+] dari air makin kecil dan dapat diabaikan terhadap H+ yang berasal dari HA. Karena sangat kecil maka (1 – α) 1 sehingga persamaan kesetimbangannya menjadi :

Ka =  atau Ka = α2M

α2 =  sehingga α = 

Dari persamaan di atas dapat disimpulkan bahwa derajat disosiasi sangat berpengaruh terhadap tetapan ionisasi asam. Semakin besar derajat disosiasinya, semakin besar pula kekuatan asam tersebut.

Selanjutnya, bagaimanakah menghitung pH larutan asam lemah?

Seperti telah kita ketahui, besarnya konsentrasi ion H+ sangat dipengaruhi oleh nilai derajat disosiasi (α) dan tetapan kesetimbangan ionisasi (Ka). Dengan demikian, untuk menghitung besarnya pH kalian harus memperhatikan kembali reaksi ionisasi asam dan tetapan kesetimbangannya.

Reaksi Ionisasi asam : HA(aq) D H+(aq) + A-(aq)

Tetapan Kesetimbangan:

Ka =  ; Ka =  ………………....................3

Derajat ionisasi (α) asam sangat kecil mendekati nol, sehingga konsentrasi asam HA tetap. Karena [H+] [A-], maka tetapan kesetimbangan pada persamaan 3 dapat dituliskan:

Ka =  ; Ka = 

jadi, [H+]2 = Ka x [HA] sehingga [H+] = 

[HA]= M (karena konsentrasinya tetap), sehingga :

[H+] =  x M

Untuk memperjelas uraian di atas, perhatikan baik-baik contoh soal berikut.

Contoh Soal Asam Lemah (3) :

Jika kesetimbangan ionisasi asam asetat 1 x 10-5 , maka berapakah pH larutan CH3COOH 0,001 M.

Penyelesaian:

Diketahui : 

Ka CH3COOH = 1 x 10-5
[CH3COOH] = 0,001 M

Ditanyakan = pH = ....?

Jawaban :

Mula-mula kita can konsentrasi ion H+.

[H+] = 
[H+] =  =  =  = 10-4

Dan konsentrasi ion H+ kita hitung pH-nya

pH = - log [H+] = - log 10-4 = 4

Jadi pH dart CH3COOH 0,001 M adalah 4.

4. Basa Lemah

Basa lemah adalah suatu basa yang jika dilarutkan dalam air hanya akan terurai sebagian saja. Karena hanya sedikit yang terurai, maka dalam pelarutan basa lemah terjadi kesetimbangan reaksi antara ion OH- yang dihasilkan basa dengan molekul basa yang terlarut dalam air. Menghitung basa lemah pada prinsipnya sama dengan menghitung asam lemah.

Reaksi kesetimbangan dalam basa lemah dapat digambarkan sebagai berikut.

LOH(aq) D L+(aq) + OH-(aq)

Jika konsentrasi LOH mula-mula = M, maka jumlah zat yang mengion/ bereaksi adalah α x M = αM sehingga reaksi di atas dapat ditulis sebagai berikut.



LOH(aq)
D
L+(aq)
+
OH-(aq)
Mula-mula
:
M

-

-
Bereaksi
:
-αM

+αM

+αM
Setimbang
:
M(1–α)

αM

αM

Berdasarkan persamaan kesetimbangan di atas, maka tetapan ionisasi basa (Kb) bisa dirumuskan sebagai berikut.

Kb =  = 

Karena α sangat kecil, maka (1–α) ≈ 1 sehingga persamaan kesetimbangannya menjadi:

Kb =  atau Kb = α2M


α2 =  sehingga α = 

Selanjutnya, bagaimanakah menghitung pH larutan basa lemah?

Karena besarnya konsentrasi ion OH- sangat dipengaruhi oleh nilai derajat disosiasi (α) dan tetapan kesetimbangan ionisasi (Kb), maka perhitungannya sebagai berikut.

[OH-] =  ; [LOH] = M

Karena konsentrasinya tetap, maka [OH-] = 

pOH = - log 

Contoh Soal Basa Lemah (4) :

Hitunglah pH larutan AgOH 0,011 M (Kb = 1,1 x 10-4).

Penyelesaian :

Diketahui : 

[AgOH] = 0,011 M
Kb = 1,1 × 10-4

Ditanyakan : pH.

Jawaban :

AgOH merupakan basa lemah karena memiliki Kb. Mula-mula kita hitung [OH-]nya dahulu.

[OH-] = 
[OH-] =  = 
[OH-] = 11 × 10-4 = 1,1 × 10-3 M

Dengan harga [OH-] yang kita peroleh, kemudian kita cari nilai pOHnya.

pOH = -log [OH-] = -log 1,1 × 10-3 = 3-log 1,1

Karena: pH + pOH = 14, maka :

pH = 14 – pOH =14 – (3-log 1,1)
pH = 11 + log 1,1

Jadi, harga pH dari 0,011 M AgOH adalah 11 + log 1,1.

Menghitung pH larutan dengan rumus dapat dilakukan kalau konsentrasi larutannya diketahui. Lantas bagaimana cara memperkirakan pH suatu larutan yang tidak diketahui konsentrasinya?

Baca : Cara Memperkirakan pH Larutan dengan Beberapa Indikator

Reaksi Kesetimbangan dan Reaksi Berkesudahan

Reaksi berkesudahan merupakan reaksi searah sehingga penulisannya menggunakan tanda panah searah, sedangkan reaksi kesetimbangan merupakan reaksi bolak-balik sehingga pada penulisannya menggunakan tanda panah 2 arah, baik ke arah produk maupun ke arah reaktan. (Brady, 1999, hlm. 173-174)

Anda sekarang sudah mengetahui Hubungan antara Kekuatan Asam Basa dengan Derajat Ionisasi dan Kesetimbangan Ionisasi. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.


Cara Menentukan, Menghitung pH dan POH Larutan, Sifat Asam dan Basa, Indikator, Contoh Soal, Pembahasan, Kimia


Cara Menentukan, Menghitung pH dan POH Larutan, Sifat Asam dan Basa, Indikator, Contoh Soal, Pembahasan, Kimia - Apakah suatu larutan bersifat asam atau basa dapat kita ketahui kalau kita mempunyai alat untuk mendeteksinya. Dalam pendeteksian ini, ada beberapa alat yang dapat digunakan. Agar kalian tahu lebih jelas tentang alat itu, simak penjelasan.

1. Konsep pH (Derajat Keasaman) [1]

Dari uraian tetapan kesetimbangan air dapat disimpulkan bahwa besarnya [H+] dalam suatu larutan merupakan salah satu ukuran untuk menentukan tingkat keasaman suatu larutan.

Untuk menyatakan tingkat atau derajat keasaman suatu larutan, pada tahun 1910, seorang ahli dari Denmark, Soren Lautiz Sorensen memperkenalkan suatu bilangan yang sederhana. Bilangan ini diperoleh dari hasil logaritma konsentrasi H+. Bilangan ini kita kenal dengan skala pH. Harga pH berkisar antara 1 – 14 dan ditulis:

pH = – log [H+]

Analog dengan di atas, maka:

pOH = – log [OH]

Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah:

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

pKw = pH + pOH

Pada suhu 25 ºC, pKw = pH + pOH = 14.

Dari uraian di atas dapat kita simpulkan bahwa :

a. Larutan bersifat netral jika [H+] = [OH] atau pH = pOH = 7.
b. Larutan bersifat asam jika [H+] > [OH] atau pH < 7.
c. Larutan bersifat basa jika [H+] < [OH] atau pH > 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.

2. Menunjukan Sifat Asam dan Basa dengan Menggunakan Indikator

Sifat asam dan basa dapat diketahui dengan mencicipinya, namun amat berbahaya untuk zat-zat kimia di laboratorium. Selain dengan mencicipi, kita juga dapat mengetahui sifat asam atau basa dari pengaruhnya terhadap indikator. Indikator adalah suatu zat kimia yang warnanya tergantung pada keasaman atau kebasaan larutan. Indikator yang biasa digunakan adalah kertas lakmus. Apabila dicelupkan ke dalam larutan basa, kertas lakmus merah akan berubah warna menjadi biru, sedangkan kertas lakmus biru akan berwana merah jika dicelupkan ke dalam larutan asam.

Warna lakmus semakin merah tua dengan nilai pH semakin kecil, sedangkan warna lakmus semakin biru tua dengan nilai pH semakin besar, meskipun konsentrasi larutannya sama. Hal ini menunjukkan kekuatan asam dan basa tiap-tiap larutan berbeda.

2.1. Menggunakan Beberapa Indikator [1]

Indikator adalah asam organik lemah atau basa organik lemah yang dapat berubah warna pada rentang harga pH tertentu (James E. Brady, 1990). Harga pH suatu larutan dapat diperkirakan dengan menggunakan trayek pH indikator. Indikator memiliki trayek perubahan warna yang berbeda-beda. Dengan demikian dari uji larutan dengan beberapa indikator akan diperoleh daerah irisan pH larutan. Contoh, suatu larutan dengan brom timol biru (6,0 – 7,6) berwarna biru dan dengan fenolftalein (8,3 – 10,0) tidak berwarna, maka pH larutan itu adalah 7,6–8,3. Hal ini disebabkan jika brom timol biru berwarna biru, berarti pH larutan lebih besar dari 7,6 dan jika dengan fenolftalein tidak berwarna, berarti pH larutan kurang dari 8,3.
Trayek perubahan pH beberapa indikator asam-basa.
Gambar 1. Trayek perubahan pH beberapa indikator asam-basa. (Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000.)
2.2. Menggunakan Indikator Universal [1]

pH suatu larutan juga dapat ditentukan dengan menggunakan indikator universal, yaitu campuran berbagai indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya. Warna indikator universal larutan dapat dilihat pada tabel 1.

Tabel 1. Warna indikator universal pada berbagai pH

pH
Warna Indikator Universal
pH
Warna Indikator Universal
1
merah
8
biru
2
merah lebih muda
9
biru muda
3
merah muda
10
ungu sangat muda
4
merah jingga
11
ungu muda
5
jingga
12
ungu tua
6
kuning
13
ungu tua
7
hijau
14
ungu tua

2.3. Menggunakan pH–meter [1]

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

3. Cara Menghitung pH Larutan

Telah dijelaskan sebelumnya bahwa sifat asam suatu larutan ditentukan oleh adanya ion H+ yang ada pada senyawa ketika dilarutkan dalam air (Baca : Teori Asam Basa Arrhenius). Dengan demikian, tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada konsentrasi ion H+ tersebut. Sebagai contoh, larutan 0,01M HCI akan terionisasi menjadi:

HCI(aq)
H+(aq)
+
CI-(aq)
0,01 M

0,01 M

0 ,01 M

Konsentrasi ion H+ di atas 0,01 M. Konsentrasi ini didapatkan dari perbandingan koefisien, di mana koefisien H+ = koefisien HCl, sehingga konsentrasi ion H+ = konsentrasi HCI = 0,01 M.

Larutan 0,01 M HCI sering ditulis dengan larutan pH 2 bukan larutan pH 0,01; padahal konsentrasi ion H+-nya 0,01 M. Mengapa demikian?

Konsentrasi ion H+ seringkali memiliki nilai yang kecil sehingga seorang ilmuwan kimia dari Denmark yang bernama Sorensen mengusulkan untuk penulisan tingkat keasaman suatu larutan ditulis dengan pH agar menyatakan konsentrasi ion H+. Nilai pH sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+. Secara matematis, untuk mencari pH suatu larutan dirumuskan sebagai berikut.

pH = -log [H+]

Dan perumusan di atas, maka pH larutan dapat dicari dengan perhitungan berikut.

pH 0,01 M HCI = -log 1 x 10-2 = 2

Dan uraian di atas dapat disimpulkan bahwa semakin besar konsentrasi larutannya, maka nilai pH-nya semakin kecil dan tingkat keasamannya bertambah besar. Begitu pula sebaliknya, semakin kecil konsentrasi larutan, semakin besar nilai pH nya tetapi tingkat keasamannya semakin

4. Cara Menghitung pOH Larutan

Untuk mencari pOH suatu larutan basa, caranya sama dengan mencari pH larutan asam. Analog dengan pH, konsentrasi ion OH- dapat ditulis dengan pOH sehingga diperoleh persamaan berikut.

pOH = - log [OH-]

Contoh soal berikut akan membuat kalian lebih paham.

Contoh Soal Menentukan nilai POH (1) :

Berapakah pOH larutan NaOH 0,01M ?

Jawab:

Jika dilarutkan dalam air, larutan NaOH akan mengalami ionisasi sebagai berikut.

NaOH (aq)
Na+(aq)
+
OH-(aq)
0,01 M

0,01 M

0 ,01 M

Koefisien OH- sama dengan koefisien NaOH, sehingga konsentrasi ion OH- juga sama, yaitu 0,01 M dan pOHnya = -log 1 x 10-2 =2.

Jadi, pOH larutan NaOH adalah 2.

5. Kesetimbangan Air

Air sumur yang terasa tawar memiliki nilai pH = 7 atau bersifat netral. Mengapa demikian? Setelah diteliti dan diukur, ternyata air murni mengandung ion dalam jumlah yang kecil sekali. Hal ini disebabkan terjadinya reaksi asam basa sesama molekul air dan membentuk kesetimbangan berikut ini.

H2O(l) D H+(aq) + OH-(aq)

Menurut hukum kesetimbangan, maka Kc = 

Karena derajat disosiasi (α) air sangat kecil, maka jumlah air yang terionisasi dapat diabaikan sehingga konsentrasi air yang tidak terionisasi  dapat dianggap konstan. Persamaan kesetimbangan di atas menjadi :

Kc [H2O] = [H+] [OH-]
Kc [H2O] = Kw

sehingga dapat ditulis : Kw = [H+] . [OH-]

Kw adalah konstanta ionisasi air pada suhu kamar (25° C) dan mempunyai nilai 10-14, sehingga dalam air murni terdapat ion-ion dengan konsentrasi berikut.

10-14 = [H+] [OH-]
[H+] = [OH-] = 10-7
pH = -log 10-7 = 7

Jadi, air memiliki pH 7 atau netral.

Dalam persamaan kesetimbangan di atas, tertulis konsentrasi H+ dan OH-. [H+] dapat dinyatakan dengan pH dan [OH-] dapat dinyatakan dengan pOH. Adakah hubungan antara pH dengan pOH? Simak uraian berikut.

6. Hubungan pH dengan pOH

Nilai Kw = 10-14 tidak hanya untuk air murni, tetapi juga berlaku untuk larutan asam atau basa karena adanya kesetimbangan ion. Perhatikan reaksi

H2O(l)  H+(aq) + OH-(aq)

Jika larutan mengandung asam, berarti menambah jumlah H+ dan akan menggeser kesetimbangan ke kiri sampai tercapai kesetimbangan baru Pada kesetimbangan baru jumlah konsentrasi H+ lebih besar daripada konsentrasi OH-, tetapi hasil perkalian [H+] dan [OH-] tetap 10-14. Hal yang sama akan terjadi jika air ditambah basa sehingga dicapai kesetimbangan baru dengan nilai [OH-] > [H+] dan hasil perkaliannya pun tetap 10-14.

Berdasarkan perbedaan jumlah konsentrasi ion H+ dan OH-, maka larutan dapat dibagi menjadi tiga, yaitu:

Larutan asam : [H+] > [OH-]
Larutan netral : [H+] = [OH-] = 10-7
Larutan basa : [H+] < [OH-]

Dari reaksi kesetimbangan air ini diperoleh:

Kw = [H+] x [OH-]

Apabila diambil dalam bentuk harga negatif, logaritma persamaan di atas menjadi sebagai berikut.

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

Sesuai rumus matematika,

log ( a x b ) = log a + log b

Pada suhu kamar (25 °C), pKw = 14 sehingga pH + pOH = 14.

Untuk lebih sederhananya, penentuan larutan bersifat asam, basa, atau netral dapat dituliskan seperti di bawah ini.

No.
Sifat Larutan
pH
pOH
1.
Asam
< 7
>7
2.
Basa
> 7
< 7
3.
Netral
7
7

Agar lebih paham dengan penjelasan di atas, perhatikan contoh soal berikut.

Contoh Soal (2) :

Berapa pH larutan berikut (diketahui log 2 = 0,301)?

a. HCl 0,2 M 
b. NaOH 0,1 M

Penyelesaian:

a. Diketahui : 

[HCl] = 0,2 M
Log 2 = 0,301

Ditanyakan : pH = .... ?

Jawaban :

HCl
H+
+
Cl-
0,02 M

0,02 M

0 ,02 M

Koefisien HCl = koefisien H+ sehingga

[H+] = [HCl] = 0,2 M

maka 

pH = -log [H+] = -log 2 x 10-1 = 1 – log 2 = 1 – 0,301 = 0,691

Jadi, pH larutan HCl 0,2 M adalah 0,691.

b. Diketahui : 

[NaOH] = 0,1 M

Ditanyakan : pH = .... ?

Jawaban :

NaOH(aq)
Na+(aq)
+
OH-(aq)
0,01 M

0,02 M

0 ,01 M

Koefisien OH- = koefisien NaOH sehingga :

[OH-] = [NaOH] = 0,1

maka pOH = -log [OH-] = -log 10-1 = 1

pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

Jadi, pH larutan NaOH 0,1 M adalah 13.

Dari contoh soal yang telah dibahas, kita dapat mengetahui bahwa harga kekuatan asam dan basa ditentukan oleh besar kecilnya konsentrasi ion H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ dalam larutan, semakin kecil harga pH-nya. Begitu pula sebaliknya, semakin besar konsentrasi ion OH- dalam larutan, semakin kecil konsentrasi ion H+, sehingga semakin kecil harga pH-nya.

Larutan elektrolit akan terionkan dalam air menjadi ion-ionnya. Sewaktu pengionan, belum tentu semua zat terionkan. Ada sebagian zat yang terionkan sempurna, ada yang terionkan sebagian besar, dan ada pula yang terionkan sebagian kecilnya saja. Apakah besarnya pengionan ini mempengaruhi pH larutan? Simak materi berikut, dan kalian akan tahu jawabannya.


Contoh Soal Menghitung pH larutan (3) : [1]

Hitunglah pH larutan berikut.

a. H2SO4 0,04 M
b. CH3COOH 0,1 M (Ka = 10–5)
c. Ca(OH)2 0,3 M
d. NH4OH 0,1 M (Kb = 10–5)

Jawaban :

a. H2SO4 0,04 M

Asam sulfat adalah asam kuat, mengion sempurna.

H2SO4 → 2H+ + SO42–
[H+] = x . [HA] = 2 . 0,04 = 0,08 M
pH = – log 0,08
pH = 2 – log 8

b. CH3COOH 0,1 M (Ka = 10−5)

CH3COOH D Η+ + CH3COO

[Η+] = 
[Η+] = 
[Η+] = 
[Η+] = 10−3 M
pH = 3

c. Ca(OH)2 0,3 M

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH

[OH] = x . [M(OH)] = 2 . 0,3 = 0,6 M
pOH = 1 – log 6
pH = 14 – pOH = 14 – (1–log 6) = 13 + log 6

d. NH4OH 0,1 M (Kb = 10−5)

NH4OH D NH4+ + OH

[OH] = 
[OH] = 
[OH] = 10−3 M
pOH = 3
pH = 14 – pOH = 14 – 3 = 11

7. Percobaan / Praktikum Mengukur pH Larutan

Teman-teman masih ingat bukan, bahwa untuk mengetahui sifat asam atau basa suatu larutan dapat dilakukan dengan menggunakan indikator. Salah satu contoh indikator yang sudah kalian ketahui adalah kertas lakmus. Suatu indikator bekerja pada trayek pH tertentu dan akan memberikan suatu warna gradasi disekitat trayek pH tersebut. Sebagai contoh indikator bromtimol biru yang memiliki trayek pH antara 6,0 – 7,6 dengan perubahan warna indikator dari kuning menjadi biru. Bagaimanakah jika larutan yang ditetesi dengan indikator itu tidak memberikan warna? Berapakah pH larutan tersebut? Bagimanakah cara kita menentukan pH-nya? Untuk itu diperlukan beberapa indikator sehingga pH larutan dapat ditentukan. Agar kalian lebih paham lakukanlah kegiatan di rubrik Aktivitas berikut.

A. Dasar Teori

lndikator adalah alat untuk mengetahui apakah larutan bersifat asam atau basa. lndikator merupakan zat warna larut yang perubahan warnanya tampak jelas dalam rentang pH yang sempit. lndikator yang baik mempunyai intensitas warna sedemikian rupa sehingga untuk mengetahui perubahan pH pada larutan uji hanya memerlukan beberapa tetes indikator encer. Konsentrasi indikator yang sangat rendah ini hampir tidak berpengaruh terhadap pH larutan.

Ada berbagai macam indikator, mulai dari yang sintetis sampai zat pewarna alami yang ditemukan pada buah buahan, sayur-sayuran, dan bunga. Beberapa indikator sintetis dan jangkauan warnanya dapat dilihat pada tabel berikut.

Tabel Jangkauan Warna Beberapa Indikator

Indikator
Perubahan Warna
Trayek pH
metil merah
merah ke kuning
4,2 - 6,2
metil jingga
merah ke kuning
3,1 - 4,4
fenolftalin
tak berwarna ke merah ungu
8,0 - 9,6
ekstrak kol merah
merah-ungu-kuning

Sumber : Oxtoby, 2001, hlm. 304 (dengan pengembangan).

B. Tujuan Percobaan

Memperkirakan pH suatu larutan menggunakan beberapa indikator

C. Alat dan Bahan

Alat :
  1. Erlenmeyer 25 mL 
  2. Gelas ukur 20 mL
  3. Pipet tetes
Bahan :
  1. Air sabun
  2. Air sumur
  3. Air jeruk
  4. Air kapur
  5. Larutan cuka
  6. lndikator metil merah
  7. lndikator metil jingga
  8. Indikator fenolftalein
D. Langkah Percobaan

1. Ambillah 20 mL larutan sabun, kemudian tuangkan ke dalam tiga erlenmeyer.
2. Tambahkan ke dalam masing-masing erlenmeyer tersebut 2 tetes indikator berturut-turut.

▪ erlenmeyer 1 dengan metil merah
▪ erlenmeyer 2 dengan metil jingga
▪ erlenmeyer 3 dengan fenolftalein

praktikum pH dan pOH
Gambar 1. Memperkirakan pH sampel dengan 3 macam indikator.
3. Amati perubahan warna yang terjadi dan catatlah.
4. Lakukan langkah percobaan seperti 1-3 terhadap larutan lainnya.

E. Hasil Percobaan

Isilah tabel berikut ini sesuai dengan hasil pengamatan.

No.
Larutan
Perubahan Warna yang Terjadi
Metil Merah
Metil Jingga
Fenolftalein
1.
air sabun



2.
air jeruk



3.
air kapur



4.
larutan cuka



5.
air sumur




F. Pembahasan

Dari hasil pengamatan yang telah kalian lakukan, jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut.
  1. Perkirakanlah pH dari masing-masing larutan. Kalian bisa melihat tabel indikator dan jangkauan warnanya pada dasar teori untuk membantu menentukan pH larutan.
  2. Klasifikasikan larutan-larutan tersebut ke dalam golongan asam, basa, atau netral.
  3. Bagaimana sifat-sifat asam dan basa berdasarkan percobaan ini?
G. Kesimpulan

Diskusikan hasil percobaan dengan kelompok kalian dan tuliskan dalam laporan kegiatan.

Dari hasil kegiatan di atas, kita bisa mengetahui bahwa untuk menentukan
pH suatu larutan tidak bisa hanya menggunakan 1 indikator. Minimal
kita membutuhkan dua indikator. Sebagai penjelas, coba perhatikan
contoh penentuan pH berikut.

Contoh :

Suatu larutan setelah ditetesi dengan metil merah (4,2 – 6,3/merahkuning) memberikan warna kuning, sedangkan setelah ditetesi fenolftalein (8,3-9,6/tak berwarna-merah) tak bewarna. Berapakah pH larutan tersebut? Terangkan.

Pembahasan :

Saat ditetesi metil jingga, larutan itu berwarna kuning sehingga pH > 6,3. Saat ditetesi fenolftalein tak berwarna, sehingga pH < 8,3. Dari perubahan yang terjadi setelah ditetesi dua indikator, maka pH larutan tersebut adalah 6,3 < pH < 8,3.

Dengan mengetahui konsentrasi larutan, kita akan tahu pH suatu larutan secara tepat. Pengukuran pH dilakukan pada larutan asam maupun basa. Apabila larutan asam ditambahkan pada larutan basa, maka akan terjadi suatu reaksi. Bagaimanakah reaksinya? Apa yang terjadi selanjutnya? Semuanya akan kita bahas pada subbab reaksi asam dan basa. (Baca juga : Reaksi Asam dan Basa)

Anda sekarang sudah mengetahui pH dan POH. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.

Referensi Lainnya :

[1] Utami, B. A. Nugroho C. Saputro, L. Mahardiani, S. Yamtinah, dan B. Mulyani. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI, Program Ilmu Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 274.