Konsep Larutan Penyangga: Jenis, Rumus, Cara Kerja dan Kapasitas Buffer

Untuk beberapa tujuan, kita membutuhkan larutan yang harus memiliki pH konstan. Banyak reaksi, terutama reaksi biokimia, harus dilakukan pada pH konstan. Tetapi diamati bahwa larutan dan bahkan air murni (pH = 7) tidak dapat mempertahankan pH konstan untuk waktu yang lama. Jika larutan bersentuhan dengan udara, larutan akan menyerap CO₂ dan menjadi lebih asam. Jika larutan disimpan dalam botol kaca, kotoran alkali larut dari kaca dan larutan menjadi basa.

Larutan yang pH-nya tidak banyak berubah dengan penambahan sejumlah kecil asam (ion H⁺⁾ atau basa (ion OH^-) disebut larutan penyangga. Ini juga dapat didefinisikan sebagai larutan yang menahan perubahan pH pada penambahan sejumlah kecil asam atau alkali.

Karakteristik Umum Larutan Penyangga

(i) Memiliki pH yang pasti.

(ii) pH-nya tidak berubah saat disimpan lama.

(iii) pH-nya tidak berubah pada pengenceran.

(iv) pH-nya sedikit berubah oleh penambahan sejumlah kecil asam atau basa.

Larutan penyangga dapat diperoleh:

(i) dengan mencampurkan asam lemah dengan garamnya yang bersifat basa kuat, misalnya,

(a) CH₃COOH + CH₃COONa

(b) Asam borat + Boraks

(c) Asam ftalat + Asam kalium ftalat

(ii) dengan mencampurkan basa lemah dengan garamnya yang bersifat asam kuat,

misalnya,

(a) NH₄OH + NH₄Cl

(b) Glisin + Glikin hidroklorida

(iii) dengan larutan amfolit. Amfolit atau elektrolit amfoter adalah zat yang menunjukkan sifat asam dan basa. Protein dan asam amino adalah contoh elektrolit tersebut.

(iv) dengan campuran garam asam dan garam normal dari asam polibasa, misalnya, Na₂HPO₄ + Na₃PO₄ atau garam asam lemah dan basa lemah, seperti CH₃COONH₄. Jenis pertama dan kedua juga disebut buffer asam dan basa masing-masing.  

Mekanisme Larutan Penyangga

(1) Penyangga asam

Misalkan suatu campuran larutan asam asetat dan natrium asetat. Asam asetat terionisasi lemah sedangkan natrium asetat hampir sepenuhnya terionisasi. Oleh itu, campuran larutan mengandung molekul CH₃COOH , ion CH₃COO^-,  ion Na⁺, ion H⁺ dan ion OH^-. Jadi, kita memiliki kesetimbangan berikut dalam larutan:

CH₃COOH  ⇌ CH₃COO^- + H⁺ (terionisasi lemah)

CH₃COONa ⇌ CH₃COO^- + Na⁺ (terionisasi sempurna)

H₂O ⇌ H⁺ + OH^- (terionisasi sangat lemah)

Ketika setetes asam kuat, katakanlah HCl, ditambahkan, ion H⁺ yang dilepaskan oleh HCl bereaksi dengan ion CH₃COO^- untuk membentuk CH₃COOH (terionisasi lemah) yang ionisasinya lebih lanjut ditekan karena efek ion umum. Dengan demikian, akan ada efek yang sangat kecil dalam konsentrasi ion H⁺ atau nilai pH secara keseluruhan.

Ketika setetes NaOH ditambahkan, ia akan bereaksi dengan asam bebas untuk membentuk molekul air yang tidak terdisosiasi.

CH₃COOH + OH^-  ⇌ CH₃COO^- + H₂O

Dengan demikian, ion OH- yang dilepaskan oleh basa bereaksi dengan CH₃COOH dan pH larutan praktis tidak berubah.

(2) Penyangga basa

Misalkan suatu larutan yang mengandung campuran NH₄OH dan garamnya NH₄Cl. Dalam campuran larutan akan memiliki molekul NH₄OH, ion NH₄⁺, ion Cl^-, ion OH^- dan ion H⁺.

NH₄OH  ⇌ NH₄⁺ + OH^- (terionisasi lemah)

NH₄Cl ⇌ NH₄⁺ + Cl^- (terionisasi sempurna)

H₂O ⇌ H⁺ + OH^- (terionisasi sangat lemah)

Ketika setetes NaOH ditambahkan, ion OH^- yang ditambahkan bergabung dengan ion NH₄⁺ untuk membentuk NH₄OH yang terionisasi lemah yang ionisasinya lebih lanjut ditekan karena efek ion yang umum. Dengan demikian, pH tidak terlalu terganggu.

NH₄⁺ + OH^- ⇌ NH₄OH

Ketika setetes HCl ditambahkan, ion H⁺ yang ditambahkan bergabung dengan NH₄OH untuk membentuk molekul air yang tidak terdisosiasi.

NH₄OH + H⁺ ⇌ NH₄⁺ + H₂O

Dengan demikian, pH buffer praktis tidak terpengaruh.

Persamaan Henderson’s (pH larutan buffer)

(i) Penyangga asam: Terdiri dari campuran asam lemah dan garamnya (basa kuat). Ionisasi asam lemah, HA, dapat ditunjukkan dengan persamaan berikut:

HA   ⇌   H⁺ + A^-

Tetapan ionisasi asam (Ka) dari HA yaitu:

atau

 

Dapat diasumsikan bahwa dengan kehadiran garam BA maka konsentrasi ion A^-dari ionisasi sempurna garam BA terlalu besar untuk dibandingkan dengan konsentrasi ion A^- dari asam HA. Sehingga konsentrasi ion A^- hasil penguraian HA diabaikan (karena relatif sangat kecil jika dibandingkan konsentrasi ion A^- hasil penguraian BA).  

BA   ⇌   B⁺ + A^-

Jadi, [HA] merupakan konsentrasi awal asam dan [A^-] merupakan konsentrasi ion A^- pada garam. Jadi:

 

 

Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Henderson.

Ketika [garam]/[asam] =  10, maka

pH = pKa + 1

Dan ketika [garam]/[asam] =  1/10, maka

pH = pKa - 1

Jadi, asam lemah dapat digunakan untuk menyiapkan larutan buffer yang memiliki nilai pH yang berada dalam kisaran pKa + 1 dan pKa - 1. Asam asetat memiliki pKa sekitar 4,8; oleh karena itu, dapat digunakan untuk membuat larutan buffer dengan nilai pH kira-kira berada dalam kisaran 3,8 hingga 5,8.

(i) Penyangga basa: Terdiri dari campuran basa lemah dan garamnya (asam kuat). Ionisasi basam lemah, BOH, dapat ditunjukkan dengan persamaan berikut:

BOH   ⇌   B⁺ + OH^-

Tetapan ionisasi basa (Kb) dari BOH yaitu:

atau

 

Dapat diasumsikan bahwa dengan kehadiran garam BA maka konsentrasi ion B⁺ dari ionisasi sempurna garam BA terlalu besar untuk dibandingkan dengan konsentrasi ion B⁺ dari basa BOH. Sehingga konsentrasi ion B⁺ hasil penguraian BOH diabaikan (karena relatif sangat kecil jika dibandingkan konsentrasi ion B⁺ hasil penguraian BA).  

BA   ⇌   B⁺ + A^-

Jadi, [BOH] merupakan konsentrasi awal basa dan [B⁺] merupakan konsentrasi ion B⁺ pada garam. Jadi:

Kapasitas Buffer

Kemampuan larutan buffer untuk menahan perubahan nilai pH-nya dikenal sebagai kapasitas buffer. Jika rasio [garam]/[asam] atau [garam]/[basa] adalah 1, pH buffer tidak berubah sama sekali. Kapasitas buffer didefinisikan secara kuantitatif sebagai jumlah mol asam atau basa yang ditambahkan dalam satu liter larutan untuk mengubah pH sebanyak 1 satuan.

 

Dimana,

Ф = kapasitas buffer

∂b = jumlah mol asam atau basa yang ditambahkan ke 1 liter larutan

∂(pH) = perubahan pH

Kapasitas buffer adalah maksimum ketika:

(i) [garam] = [asam], pH = pKa untuk penyangga asam

(ii) [garam] = [basa], pOH = pKb untuk penyangga basa

Dalam kondisi seperti di atas, buffer disebut efisien

Eksperimen Indikator Asam Basa: Bahan Alami vs Indikator Sintetis

 

A. Latar Belakang

Konsep asam-basa memainkan peran penting dalam berbagai bidang ilmu, termasuk kimia, biologi, dan lingkungan. Indikator asam-basa digunakan untuk mendeteksi sifat larutan, baik secara alami maupun sintetis. Proyek ini bertujuan untuk mengeksplorasi indikator asam-basa menggunakan bahan alami dan sintetik, serta memahami cara kerja dan perbedaan indikator tersebut.

B. Tujuan Proyek

1. Mengidentifikasi dan memahami sifat teh sebagai indikator asam-basa.

2. Mengekstraksi dan mengevaluasi indikator alami dari bunga taman.

3. Mempelajari sifat indikator sintetis yang umum digunakan di laboratorium.

4. Membandingkan respons indikator alami dan sintetis terhadap larutan asam dan basa.

C. Prosedur Kerja

1. Teh sebagai Indikator Asam-Basa

· Siapkan secangkir teh panas.

· Tambahkan beberapa tetes jus lemon.

· Amati perubahan warna yang terjadi dan catat respons teh terhadap kehadiran asam.

· Diskusikan mekanisme di balik perubahan warna teh sebagai indikator asam-basa.

2. Ekstraksi Pewarna dari Bunga Taman

· Pilih bunga dengan warna cerah, seperti bunga sepatu, mawar, atau bougenville.

· Haluskan bunga dengan sedikit air, kemudian saring untuk mendapatkan larutan pewarna.

· Tes larutan pewarna dengan asam (misalnya jus lemon atau asam cuka) dan basa (larutan soda kue atau deterjen).

· Amati perubahan warna dan catat hasilnya.

3. Eksperimen dengan Indikator Sintetis

· Gunakan indikator seperti fenolftalein, metil oranye, metil merah, bromthymol biru, dan lainnya.

· Uji masing-masing indikator dengan larutan asam (misalnya HCl) dan basa (misalnya NaOH).

· Catat perubahan warna dan sifat masing-masing indikator.

4. Perbandingan Indikator Alami dan Sintetis

· Diskusikan perbedaan respons warna, sensitivitas, dan sifat lainnya antara indikator alami dan sintetis.

· Catat indikator mana yang lebih mudah digunakan dan mengapa.

D. Hasil yang Diharapkan

1. Pemahaman bahwa teh mengandung senyawa yang dapat berfungsi sebagai indikator alami.

2. Identifikasi bunga yang efektif sebagai indikator alami.

3. Data perubahan warna indikator sintetis dengan berbagai larutan asam dan basa.

4. Perbandingan kelebihan dan kekurangan indikator alami vs. sintetis.

E. Output Proyek

· Laporan tertulis yang mencakup hasil pengamatan, tabel data, dan analisis.

· Poster atau presentasi visual untuk menjelaskan temuan proyek.

· Saran untuk aplikasi indikator alami dan sintetik dalam kehidupan sehari-hari.

F. Evaluasi Proyek

· Keakuratan data perubahan warna pada masing-masing larutan.

· Kemampuan membandingkan indikator alami dan sintetis secara sistematis.

• Pemahaman konseptual tentang mekanisme kerja indikator asam-basa.

Cara Menghitung pH Asam dan Basa: Soal dan Pembahasan Terlengkap

 Sifat larutan (asam, basa atau netral) dapat direpresentasikan menggunakan konsentrasi ion hidrogen (H⁺) atau konsentrasi ion hidroksil (OH^-), tetapi lebih mudah untuk menyatakan keasaman atau alkalinitas larutan dengan mengacu pada konsentrasi ion hidrogen saja.Notasi logaritma telah dirancang oleh Sorensen, pada tahun 1909, untuk menyatakan sifat larutan. Notasi yang digunakan disebut sebagai skala pH.

Konsentrasi ion hidrogen dinyatakan dalam bentuk nilai numerik daya negatif yang harus dinaikkan 10. Nilai numerik daya negatif ini disebut sebagai pH, yaitu,

[H⁺] = 10^-pH

atau

log [H⁺] = log 10^-pH 

log [H⁺] = -pH log 10

log [H⁺] = -pH

pH = -log [H⁺]

Dengan demikian, pH suatu larutan didefinisikan sebagai logaritma negatif dari konsentrasi ion H⁺ (dalam mol per liter atau M).

Sama seperti pH yang menunjukkan konsentrasi ion hidrogen, konsentrasi ion hidroksil dapat dinyatakan dengan pOH, yaitu,

pOH = -log [OH^-]

Dengan mempertimbangkan tetapan ionisasi air (Kw), yaitu

Kw = [H⁺] [OH^-] = 1 x 10^-14

Maka kita dapat memperoleh hubungan sebagai berikut,

log [H⁺] + log [OH^-] = log Kw

log [H⁺] + log [OH^-] = log (1 x 10^-14)

-log [H⁺] + (-log [OH^-]) = -log (1 x 10^-14)

pH + pOH = 14

Jadi pada suhu 25^oC, jumlah pH dan pOH adalah 14.

Contoh Soal 1:

Tetapan ionisasi asam lemah HCN adalah 4 x 10^-10. Hitung konsentrasi ion H⁺ dalam 0,01 M larutan HCN.

Jawabannya:

Reaksi ionisasi HCN sebagai berikut:

HCN   ⇌   H⁺ + CN^-

Mula2:  0,01

Reaksi:  -p         +p     +p

Akhir:  (0,01-p )   p      p

 

Pada asam lemah, dengan tetapan ionisasi sangat kecil, nilai p juga sangat kecil. Sehingga nilai 0,01-p akan mendekati 0,01.

p <<<0,01

(0,01-p) ≈ 0,01

 

Tetapan ionisasi asam (Ka) HCN yaitu:

 

Jadi [H⁺] = 2 x 10^-6 M

Contoh Soal 2:

Konsentrasi ion H⁺ dalam larutan asam lemah HA 0,1 M adalah 1x10^-5 M. Hitung tetapan ionisasi asam lemah HA tersebut.

  

Jawabannya:

Reaksi ionisasi HA sebagai berikut:

HA         ⇌  H⁺     +    A^-

Mula2:   0,1

Reaksi:  -1x10^-5       +1x10^-5    +1x10^-5

Akhir:  (0,1-1x10^-5 )   1x10^-5      1x10^-5

 

Nilai 1x10^-5 sangat kecil dibandingkan 0,1. Sehingga nilai 0,1-1x10^-5 akan mendekati 0,1.

1x10^-5 <<<0,1

(0,1-1x10^-5) ≈ 0,1

 

Tetapan ionisasi asam (Ka) HA yaitu:

 

 

Jadi Ka HCN = 1 x 10^-9 M

Contoh Soal 3:

Hitung konsentrasi ion H⁺ dari larutan berikut:

a. HCl 1x10^-3 M

b. H₂SO₄ 0,0001 M

Jawabannya:

a. HCl merupakan asam kuat yang seluruhnya terurai menjadi ion H⁺ dan Cl^-

HCl         →      H⁺        +      Cl^-

1x10^-3 M       1x10^-3 M       1x10^-3 M

Jadi konsentrasi H⁺ adalah 1x10^-3 M

b. H₂SO₄ merupakan asam kuat.

H₂SO₄    →   2H⁺    +    SO₄^2-

0,0001 M    0,0002 M   0,0001 M

Jadi konsentrasi H⁺ adalah 0,0002 M atau 2x10^-4 M.

Contoh Soal 4:

Hitung konsentrasi ion OH^- dari larutan berikut:

a. NaOH 1x10^-2 M

b. Ba(OH)₂ 0,02 M

Jawabannya:

a. NaOH merupakan basa kuat yang seluruhnya terurai menjadi ion Na⁺ dan OH^-

NaOH      →     Na⁺       +    OH^-

1x10^-2 M       1x10^-2 M     1x10^-2 M

Jadi konsentrasi OH^- adalah 1x10^-2 M

b. Ba(OH)₂ merupakan basa kuat.

Ba(OH)₂   →   Ba²⁺    +    2OH^-

0,02 M           0,02 M        0,04 M

Jadi konsentrasi OH^- adalah 0,04 M atau 4x10^-2 M. 

Contoh Soal 5:

Tetapan ionisasi basa lemah LOH adalah 1 x 10^-5. Hitung konsentrasi ion OH^-dalam 0,4 M larutan LOH.

Jawabannya:

Reaksi ionisasi LOH sebagai berikut:

LOH   ⇌   L⁺ + OH^-

Mula2:  0,4

Reaksi:  -p        +p   +p

Akhir:  (0,4-x )     p    p

 

Pada basa lemah, dengan tetapan ionisasi sangat kecil, nilai p juga sangat kecil. Sehingga nilai 0,4-p akan mendekati 0,4.

p <<<0,4

(0,4-p) ≈ 0,4

 

Tetapan ionisasi basa (Kb) LOH yaitu:

 

 

Jadi [OH^-] = 2 x 10^-3 M

 

Contoh Soal 6:

Konsentrasi ion H⁺ suatu larutan adalah 0,001 M. Berapa konsentrasi ion OH^- dalam larutan tersebut?

Jawabannya:

[H⁺][OH^-] = 1x10^-14

(0,001)[OH^-] = 1x10^-14

(1x10^-3) [OH^-] = 1x10^-14

[OH^-] = 1x10^-14 / 1x10^-3 = 1x10^-11

Jadi [OH^-] = 1x10^-11 M

 

Contoh Soal 7:

Hitung konsentrasi pH dari larutan berikut:

a. HCl 1x10^-3 M

b. H₂SO₄ 0,001 M

c. NaOH 0,0001 M

d. Ba(OH)₂ 0,002 M

Jawabannya:

a. HCl merupakan asam kuat

HCl          →   H⁺     +    Cl^-

1x10^-3 M    1x10^-3 M   1x10^-3 M

pH = -log[H⁺] = -log(1x10^-3) = 3

b. H₂SO₄ merupakan asam kuat.

H₂SO₄    →   2H⁺    +    SO₄^2-

0,001 M     0,002 M      0,001 M

pH = -log[H⁺] = -log(0,002) = -log(2x10^-3) = 3 - log 2

c. NaOH merupakan basa kuat

NaOH      →      Na⁺    +    OH^-

0,0001 M      0,0001 M     0,0001 M

pOH = -log[OH^-] = -log(0,0001) = -log(1x10^-4) = 4

pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10

d. Ba(OH)₂ merupakan basa kuat

Ba(OH)₂   →   Ba²⁺    +    2OH^-

0,002 M        0,002 M      0,004 M

pOH = -log[OH^-] = -log(0,004) = -log(4x10^-3) = 3 - log 4

pH = 14 - pOH = 14 - (3 - log 4) = 11 + log 4

 

Contoh Soal 8:

Hitung konsentrasi pH dari larutan berikut:

a. CH₃COOH 0,5 M (Ka = 1,8 x 10^-5)

b. NH₄OH 0,02 M (Kb = 1,8 x 10^-5)

Jawabannya:

a. CH₃COOH merupakan asam lemah

CH₃COOH   →   H⁺  +  CH₃COO^-

Mula2:  0,5

Reaksi:  -p                    +p        +p

Akhir:  (0,5-p )               p        p

 

Pada asam lemah, dengan tetapan ionisasi sangat kecil, nilai p juga sangat kecil. Sehingga nilai 0,5-p akan mendekati 0,5.

p <<<0,5

(0,5-p) ≈ 0,5

 

Tetapan ionisasi asam (Ka) CH₃COOH yaitu:

 

Jadi [H⁺] = 3 x 10^-3 M

pH = -log[H⁺] = -log(3x10^-3) = 3 - log 3

b. NH₄OH merupakan basa lemah.

NH₄OH    →   NH₄⁺    +    OH^-

Mula2:  0,02

Reaksi:  -p                 +p             +p

Akhir:  (0,02-p )          p               p

 

Pada basa lemah, dengan tetapan ionisasi sangat kecil, nilai p juga sangat kecil. Sehingga nilai 0,02-p akan mendekati 0,02.

p <<<0,02

(0,02-p) ≈ 0,02

 

Tetapan ionisasi basa (Kb) NH₄OH yaitu:

 

Jadi [OH^-] = 6 x 10^-4 M

pOH = -log[H⁺] = -log(6 x 10^-4) = 4 - log 6

pH = 14 - pOH = 14 - (4 - log 6) = 10 + log 6

 

Contoh Soal 9:

Hitung pH dari 0,365 g/L larutan HCl (Mr = 36,5 g/mol) dengan asumsi larutan tersebut terionisasi secara sempurna.

Jawabannya:

 

HCl    →   H⁺    +    Cl^-

0,01 M    0,01 M     0,01 M

pH = -log[H⁺] = -log(0,01) = -log(1x10^-2) = 2

 

Contoh Soal 10:

Hitung konsentrasi ion H⁺ dari larutan:

a. yang memiliki pH = 12

b. yang memiliki pH = 5,6

Jawabannya:

a. pH = -log[H⁺]

[H⁺] = 10^-pH = 10^-12 M

b. pH = -log[H⁺]

[H⁺] = 10^-pH = 10^-5,6 M = 2,5 x 10^-6 M

 

Contoh Soal 11:

Berapa mol kalsium hidroksida, Ca(OH)₂, yang harus dilarutkan agar diperoleh 250 mL larutan kalsium hidroksida dengan pH = 10,65? Asumsikan kalsium hidroksida terionisasi secara sempurna.

Jawabannya:

pH + pOH = 14

pOH = 14 - pH = 14 - 10,65 = 3,35

[OH^-] = 10^-pOH = 10^-3,35 = 4,47 x 10^-4 M

 

Kalsium hidroksida terionisasi secara sempurna, sehingga:

Ca(OH)₂       →     Ca²⁺    +     2OH^-

2,235 x 10^-4 M                    4,47 x 10^-4 M

 

Mol Ca(OH)₂ dalam 250 mL atau 0,25 L larutan Ca(OH)₂ adalah

Mol Ca(OH)₂ = M x V = 2,235 x 10^-4 x 0,25 = 5,58 x 10^-5 mol

 

Contoh Soal 12:

pH dari larutan asam sianida (HCN) 0,1 M adalah 5,2. Tentukan nilai Ka dari HCN.

Jawabannya:

pH = -log[H⁺]

[H⁺] = 10^-pH = 10^-5,2 = 6,3 x 10^-6 M

 

Reaksi ionisasi HCN sebagai berikut:

HCN                 ⇌        H⁺       +        CN^-

Mula2:  0,1

Reaksi:  -6,3 x 10^-6            6,3 x 10^-6       6,3 x 10^-6

Akhir:  (0,1-6,3 x 10^-6 )     6,3 x 10^-6       6,3 x 10^-6

 

6,3 x 10^-6 <<<0,1

(0,1-6,3 x 10^-6) ≈ 0,1

 

Tetapan ionisasi asam (Ka) HCN yaitu:

Jadi Ka = 3,969 x 10^-10

 

Contoh Soal 13:

Hitung pH dari larutan berikut:

a. HCl 1x10^-8 M

b. NaOH 1x10^-8 M

Jawabannya:

a. Air murni memiliki konsentrasi H⁺ = 1x10^-7 M

Ketika larutan HCl 1x10^-8 M larut dalam air, maka konsentrasi H⁺ dalam HCl akan meningkatkan konsentrasi H⁺ dalam air.

HCl         →     H⁺       +    Cl^-

1x10^-8 M      1x10^-8 M     1x10^-8 M

 

[H⁺] total = (1x10^-7 + 1x10^-8) M

[H⁺] total = (1x10^-7 + 0,1x10^-7) M

[H⁺] total = 1,1x10^-7 M

pH = -log[H⁺] = -log(1,1x10^-7) = 7-log1,1 =6,9586

b. Air murni memiliki konsentrasi OH^- = 1x10^-7 M

Ketika larutan NaOH 1x10^-8 M larut dalam air, maka konsentrasi OH^- dalam NaOH akan meningkatkan konsentrasi OH^- dalam air.

NaOH    →   Na⁺     +    OH^-

1x10^-8 M    1x10^-8 M     1x10^-8 M

 

[OH^-] total = (1x10^-7 + 1x10^-8) M

[OH^-] total = (1x10^-7 + 0,1x10^-7) M

[OH^-] total = 1,1x10^-7 M

pOH = -log[OH^-] = -log(1,1x10^-7) = 7-log1,1 =6,9586

pH = 14-pOH = 14-6,9586 = 7,0414

 

Contoh Soal 14:

50 mL larutan yang memiliki pH = 1 dicampur dengan 50 mL larutan yang memiliki pH =2. Tentukan pH campuran larutan.

Jawabannya:

Larutan dengan pH = 1; [H⁺] = 10^-1 = 0,1 M

Larutan dengan pH = 2; [H⁺] = 10^-2 = 0,01 M

 

Ketika kedua larutan dicampurkan, maka akan terjadi peningkatan konsentrasi [H⁺] sesuai persamaan:

M₁V₁ + M₂V₂ = M₃V₃

0,1 x 50 + 0,01 x 50 = M₃ x 100

5 + 0,5 = M₃ x 100

5,5 = M₃ x 100

M₃ = 5,5/100 = 5,5 x 10^-2 M

[H⁺] = 5,5 x 10^-2 M

pH = -log[H⁺] = -log(5,5 x 10^-2) = 2 - log 5,5 = 1,26

 

Contoh Soal 15:

50 mL larutan HCl 0,4 M dicampur dengan 50 mL larutan NaOH 0,2 M. Tentukan pH campuran larutan.

Jawabannya:

Ketika larutan asam dan basa dicampurkan, maka akan terjadi reaksi netralisasi. Ion H⁺ pada asam akan bereaksi dengan ion OH^- pada basa membentuk molekul H₂O. Jika ion H⁺ lebih banyak dibanding ion OH^-, maka ion H⁺ akan tersisa dan larutan akan bersifat asam. Sedangkan jika ion OH^- lebih banyak dibanding ion H⁺, maka ion OH^- akan tersisa dan larutan akan bersifat basa.

Mol HCl = M x V = 0,4 M x 0,05 L= 0,02 mol

Mol NaOH = M x V = 0,2 M x 0,05 L = 0,01 mol

 

HCl + NaOH →  NaCl + H₂O

Mula2:  0,02   0,01

Reaksi: -0,01  -0,01       +0,01  +0,01

Akhir:   0,01    -              0,01   0,01

 

Larutan HCl adalah larutan yang bersisa, sehingga larutan akan bersifat asam. Untuk mencari [H⁺] perlu dicari terlebih dahulu konsentrasi HCl sisa:

[HCl] = mol/V_campuran = 0,01 mol/0,1 L = 0,1 M

HCl   →   H⁺    +   Cl^-

0,1 M     0,1 M      0,1 M

 

[H⁺] = 0,1 M = 10^-1 M

pH = -log[H⁺] = -log(10^-1) = 1