BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Senyawa kimia yang paling sering kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari adalah asam basa, misalnya asam,salah satunya asam nitrat terkandung di dalam jeruk dan asam cuka. Dan basa biasanya terkandung di dalam sabun. Zat-zat yang berasa asam biasanya mengandung asam, dan zat-zat yang berasa licin dan pahit biasanya mengandung basa. Suatu larutan dapat dibedakan menjadi 3 golongan yaitu : larutan asam, larutan basa, dan larutan netral. Golongan larutan dapat kita ketahui dengan menggunakan indikator asam-basa, yaitu zat-zat warna yang akan menghasilkan warna-warna berbeda dalam larutan asam maupun larutan basa. Dengan adanya indikator kita dapat menentukan kekuatan asam maupun kekuatan basa dalam suatu zat.
Kuat atau lemahnya suatu asam maupun suatu basa dapat dinyatakan dalam pH. Zat-zat yang memiliki pH di bawah 7 memiliki sifat asam, zat-zat yang memiliki pH di atas 7 memiliki sifat basa, sdangkan zat yang memiliki pH 7 merupakan larutan netral.pada basa, misalnya sabun akan terasa licin dan dapat membersihkan kulit, namun jika kita gunakan Natrium Hidroksida untuk membersihkan kulit, maka kulit akan terasa pedih, padahal sabun maupun Natrium hidroksida merupakan larutan yang memiliki sifat basa. Hal ini terjadi karena adanya perbedaan kadar basa ang terkandung di dalan kedua zat tersebut. Begitu pun dengan asam, jika asam yang terkandung di dalam jeruk maupun cuka dapat kita rasakan dengan memakannya, namun jika asam yang sering kita gunakan untuk melakukan praktikum di laboratorium. Jangankn untuk memakannya, menyentuhnya saja maka tangan kita akan gatal-gatal dan melepuh.
Untuk itu pada praktikum kali ini kita dapat melakukan percobaan untuk mengetahui kebenaran dari teori tentang asam maupun tentang basa, dan kita juga dapat mencoba mengukur kekuatan asam maupun kekuatan basa suatu zat menggunakan indikator. Dan kita juga akan mencoba mengukur menggunakan pH meter.
B. Rumusan Masalah
1. Apa yang dimaksud dengan larutan?
2. Apa saja yang digunakan untuk mengukur pH?
3. Jelaskan konsep pH asam basa!
4. Teori Asam Basa menurut para ahli!
5. Hubungan ph dan poh!
C. Tujuan
1. Mahasiswa/i diharapkan menguasai materi PH dan POH yang ada di pembahasan makalah ini.
2. Mahasiswa/i dapat membuat larutan standar asam dan basa dalam berbagai konsentrasi.
3. Mahasiswa/i dapat mengukur pH larutan dengan berbagai indikator.
4. Mahasiswa/i dapat memilih indikator yang sesuai dengan pH.
5. Mahasiswa/i dapat mengukur pH larutan dengan menggunakan pH meter.
BAB II
PEMBAHASAN
A. Definisi
pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H+) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetuju internasional.[1]
Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan "p" pada "pH". Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk powerp[2] (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat)[3], dan ada pula yang merujuk pada kata potential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti "logaritma negatif"[4].
Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah.
1.1.B. Teori Asam Basa
1. Teori Asam Basa Arrhenius (Svante August Arrhenius)
Teori asam basa Arrhenius didasarkan pada pembentukan ion dan pada larutan berair (aqueous solution).
Asam adalah spesies yang menghasilkan ion H+ atau H3O+ dalam larutan berair.
contoh: HCl, H2SO4, H2CO3, H3PO4,HCN, HNO3
HCl + H2O à H+ + Cl- + H2O
Basa adalah spesies yang menghasilkan ion OH- dalam larutan berair.
contoh: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
NH3 + H2O à NH4+ + OH-
Secara umum :
Asam + Basa Garam + Air
Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan dimana tidak ada H+ dan OH-.
Keunggulan atau kelebihan dari teori asam basa Arrhenius yaitu mampu menyempurnakan teori asam yang dikemukakan oleh Justus Von Liebig. Liebig menyatakan bahwa setiap asam memiliki hidrogen (asam berbasis hidrogen). Pernyataan ini tidak tepat, sebab basa juga memiliki hidrogen.
Sedangkan kekurangan atau kelemahan dari teori asam basa Arrhenius yaitu:
Teori asam basa Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
Teori asam basa Arrhenius hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul, belum mampu menjelaskan sifat asam dan basa ion seperti kation dan anion.
Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 (seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.
Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH-, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.
Asam dan basa dapat dikelompokan menjadi asam basa monovalen dan asam basa polivalen. Asam basa monovalen yaitu senyawa yang valensi asam atau basa adalah satu.
1. asam lemah monovalen
Contohnya : asam asetat
CH3COOH à H+ + CH3COO-
2. basa lemah monovalen
Contohnya : natrium hidroksida
NH4OH à NH4+ + OH-
Sedangkan asam basa polivalen yaitu senyawa yang valensi asam atau basa adalah lebih dari satu. Asam dan basa polivalen mengion secara bertahap dan tiap tahap memiliki nilai tetapan kesetimbangan sendiri.
Contohnya : Asam sulfat
H2SO4 à H+ + HSO4-
HSO4- à H+ + SO42-
Pasangan asam-basa konjugasi secara singkat yaitu asam makin lemah, basa konjugasinya makin kuat.
Ka x Kb = Kw
2. Teori Asam Basa Brønsted-Lowry (Bronsted dan Lowry)
Teori asam basa Brønsted-Lowry didasarkan pada transfer proton.
• Asam adalah spesies pemberi (donor) proton.
•Basa adalah spesies penerima (akseptor) proton.
Amfiprotik/ Amfoter: bisa bersifat asam atau basa
Contoh : H2O, NH3, HCH3COO, H2PO4-
HCl + H2O à H3O+ + Cl-
Asam basa
H2O + NH3 à NH4+ + OH-
Asam basa
Reaksi asam basa akan menyebabkan reaksi perpindahan proton dari asam ke basa dan membentuk asam dan basa konjugasi.
Asam kuat: basa konjugasi lemah
Basa kuat: asam konjugasi lemah
HCl + H2O à H3O+ + Cl-
Asam1 basa1 asam2 basa2
Asam konjugasi memiliki atom H lebih banyak daripada basa konjugasinya sedangkan basa konjugasi memiliki muatan negatif lebih banyak daripada asam konjugasinya. Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa bronsted lowry
H2PO4- à HPO42-
asam konjugasi - basa konjugasi
Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH3 dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yaitu:
HCl(g) + NH3(g) →NH4Cl(s)
simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.
Menurut teori BrΦnsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa.
Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.
HCl + H2O → Cl– + H3O+
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
•Basa konjugasi dari suatu asam adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton pindah dari asam tersebut.
• Asam konjugasi dari suatu basa adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton ditambahkan ke basa tersebut.
Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl– adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl– juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.
Larutan dalam air ion CO3 2– bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32– dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.
H2O + CO32– → OH– + HCO3–
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagai asam atau basa. Air adalah zat amfoter. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh reaksi zat amfoter.
H2O + H2O → OH– + H3O+
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
Adapun kelebihan teori asam dan basa Bronsted – Lowry yaitu konsep yang telah disampaikan Bronsted dan Lowry mengenai Teori Asam Basa tidak terbatas hanya pada pelarut air saja, namun konsepnya dapat dengan jelas menjelaskan dan menerjemahkan mengenai reaksi asam dan basa dalam pelarut air, bahkan mengenai reaksi tanpa pelarut.
Contoh : Reaksi antara asam klorida, HCl, dengan amonia, NH3 dengan menggunakan pelarut benzena. Reaksinya seperti ini :
HCl (benzena) + NH3 (benzena) -> NH4Cl(s)
Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Bronsted – Lowry yaitu teori Bronsted-Lowry memiliki kelemahan yaitu tidak mampu menjelaskan alasan suatu reaksi asam dengan basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari yang bersifat asam ke yang bersifat basa.
3. Teori Asam Basa Lewis (Lewis)
Teori asam basa Lewis didasarkan pada transfer pasangan elektron.
Asam adalah spesies penerima (akseptor) pasangan elektron.
Contohnya : H+, kation logam (Fe3+, Al3+)
Basa adalah spesies pemberi (donor) pasangan elektron.
Contohnya : OH-, atom dan ion dari golongan V - VII (F-,Cl-)
Reaksi asam basa merupakan pemakaian bersama pasangan elektron (contohnya : pada ikatan kovalen koordinasi) dan semua asam basa Arrhenius adalah asam basa Lewis
Adapun kelebihan teori asam dan basa Lewis yaitu:
Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam dengan pelarut lain dan bahkan dengan yang tidak mempunyai pelarut.
Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam molekul atau ion yang memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Contoh terdapat pada proses pembentukan senyawa komplek.
Teori asam dan basa Lewis mampu menerangkan dan menjelaskan suatu senyawa bersifat basa dari zat-zat organik, contohnya dalam DNA dan RNA didalamnya mengandung atom N, nitrogen, dimana memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Lewis yaitu teori Lewis memiliki kelemahan yaitu hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet.
4. Asam Basa Lux-Flood
Teori Asam Basa Lux-Flood merupakan penghidupan kembali teori asam basa oksigen yang diusulkan oleh kimiawan Jerman Hermann Lux pada tahun 1939, kemudian dikembangkan oleh Håkon Flood sekitar tahun 1947 dan masih digunakan sampai sekarang pada bidang geokimia modern dan elektrokimia lelehan garam. Konsep teori asam basa Lux-Flood ditinjau berdasarkan ion oksida (O2-). Konsep ini digunakan untuk menerangkan sistem non proton yang tidak dapat dijelaskan dengan definisi asam basa Bronsted-Lowry. Teori ini biasanya digunakan untuk meramalkan reaksi-reaksi yang berlangsung pada suhu tinggi dan proses pengolahan serta perekayasaan mineral dan logam.
Menurut teori asam basa Lux-Flood, senyawa yang bersifat asam yaitu senyawa-senyawa yang menjadi akseptor ion oksida. Sedangkan senyawa yang bersifat basa yaitu senyawa-senyawa yang menjadi pendonor ion oksida. Contoh reaksi antara CaO (kapur) dan SiO2 (pasir) yang terjadi pada suhu tinggi. Persamaan reaksi yang terjadi sebagai berikut.
CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(s)
Reaksi CaO atau SiO2 dapat pula terjadi pada suhu rendah sesuai persamaan berikut:
SO3(g) + H2O(l0 → H2SO4(aq)
SiO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
Adapun kelebihan teori asam basa lux-flood yaitu karakterisasi oksida logam dan non logam menggunakan sistem ini bermanfaat dalam industri pembuatan logam. Sedangkan kelemahan teori Lux-Flood yaitu teori ini terbatas hanya pada senyawa-senyawa yang memiliki ion oksida saja. Teori ini tidak dapat menjelaskan sifat kebasaan dan keasaman suatu senyawa yang tidak memiliki ion oksida di dalamnya.
C.Konsep pH Asam Basa
pH (pangkat hidrogen
atau power of hydrogen) yaitu bilangan yang menyatakan jumlah ion hidrogen (H+) dan jumlah ion hidroksil (OH-) dalam suatu zat. Nilai derajat keasaman dan kebasaan suatu zat tergantung pada jumlah ion H+ dan OH- di dalam air. Semakin asam suatu zat, maka akan semakin banyak ion H+ dan semakin sedikit jumlah ion OH- di dalam air. Begitu pula sebaliknya semakin basa suatu zat, maka akan semakin sedikit jumlah ion H+ dan semakin banyak ion OH- di dalam air. Jumlah ion H+ dan OH- di dalam air dinyatakan dengan pH atau pOH.Derajat keasaman atau kebasaan suatu zat hanya dinyatakan dengan skala pH. Derajat keasaman suatu zat (pH) ditunjukkan dengan skala 0-14
Sifat asam atau basa ditentukan oleh skala pH seperti berikut:
1. Larutan dengan pH < 7 bersifat asam.
2. Larutan dengan pH = 7 bersifat netral.
3. Larutan dengan pH > 7 bersifat basa.
Semakin kecil nilai pH, maka zat tersebut semakin bersifat asam. Sedangkan semakin besar nilai pH suatu zat, maka zat tersebut semakin bersifat basa.
Dalam bentuk matematis pH dinyatakan dalam persamaan berikut :
Untuk asam, larutan yang mempunyai banyak ion H+
pH = - log [H+]
Untuk basa, larutan yang mempunyai banyak ion OH-, maka di cari dahulu Poh
pOH = - log [OH-]
kemudian baru di dapat Phnya..
pH= 14 - pOH
D.Pengenalan Asam-Basa
Sifat asam atau basa senyawa dapat diketahui dengan cara mencicipi. Namun, pengenalan dengan cara ini beresiko tinggi karena ada senyawa kimia yang bersifat racun. Pengenalan senyawa asam dan basa dapat dilakukan menggunakan kertas lakmus dan indikator asam-basa.
1. Kertas Lakmus
Ada dua macam kertas lakmus yang bisa digunakan untuk mengenali senyawa asam atau basa, yaitu kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru. Kertas lakmus biru berubah menjadi merah jika bereaksi dengan senyawa asam, sedangkan kertas lakmus merah berubah menjadi biru jika bereaksi dengan senyawa basa. Perhatikan data pengamatan berikut ini.
Tabel 1.1 Pengujian Sifat Asam-Basa Beberapa Zat
Larutan Perubahan Warna
Lakmus Merah Lakmus Biru Kesimpulan sifat Zat
Air Sumur Tidak Berubah Tidak Berubah Netral
HCL Tidak Berubah Merah Asam
Air Jeruk Tidak Berubah Merah Asam
NaOH Biru Tidak Berubah Basa
NH4OH Biru Tidak Berubah Basa
Glukosa Tidak Berubah Tidak Berubah Netral
Minuman Softdrink Tidak Berubah Merah Asam
Air Aki Tidak Berubah Merah Asam
Air Kapur Biru Tidak Berubah Basa
2. Indikator Asam-Basa
Indikator asam-basa adalah suatu zat yang memberikan warna yang berbeda pada larutan asam dan larutan basa. Dengan adanya perbedaan warna tersebut, indikator dapat digunakan untuk mengetahui apakah suatu zat bersifat asam atau basa. Perhatikan perubahan warna indikator pada larutan asam atau basa berikut ini.
Tabel 1.2 Beberapa zat Indikator Asam-Basa
Indikator Warna setelah Ditambahkan Indikator
Larutan Asam Larutan Basa Larutan Netral
Fenolftalein Tidak berwarna Merah muda Tidak berwarna
Bromtimol Kuning Biru Biru
Metil merah Merah Kuning Kuning
Metil jingga Merah Kuning Kuning
1.2.A.Kekuatan relatif asam dan basa.
Kekuatan suatu asam merupakan kemampuannya menyumbangkan atau melepaskan proton pada molekul air. Demikian juga dengan basa, kekuatannya diukur berdasarkan ion hidroksida yang dilepaskan. Dalam reaksi konjugasi asam basa di atas (dan berlaku untuk semua reaksi konjugasi), air merupakan basa lemah dibanding dengan HA (asam lebih kuat). Pasangan asam basa konjugasinya adalah HA dengan A‐ (asam kuat dengan basa lemah), serta H2O dengan H3O+ (basa lemah dengan asam kuat), total produk bersifat asam. Fenomena ini selalu terjadi, asam/basa lemah berkonjugasi dengan basa/asam kuat, dan sebaliknya. Itulah mengapa anion garam yang berasal dari asam kuat, kurang bersifat basa.
1. Asam Kuat
Asam kuat merupakan asam yang dianggap terionisasi sempurna dalam larutannya. Bila dalam air terlarut asam kuat, misalnya HCl 0,1 M maka akan dapat mengganggu kesetimbangan air. Persamaan ini menunjukkan hidrogen klorida terlarut dalam air yang terpisah untuk memberikan ion hidrogen dalam larutan dan ion klorida dalam larutan. Sebagai contoh, ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan hidrogen klorida, sangat sedikit sekali terjadi reaksi kebalikan yang dapat kita tulis: Pada tiap saat, sebenarnya 100% hidrogen klorida akan bereaksi untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida digambarkan sebagai asam kuat. Asam kuat adalah asam yang terionisasi 100% dalam larutan. Asam kuat lain yang biasa diperoleh adalah asam sulfat dan asam nitrat. pH adalah ukuran konsentrasi ion hidrogen dalam larutan. Asam kuat seperti asam hidroklorida pada konsentrasi seperti yang sering anda gunakan di lab memiliki pH berkisar antara 0 sampai 1. pH yang lebih rendah, konsentrasi ion hidrogen lebih tinggi dalam larutan.
2. Asam Lemah
Asam lemah merupakan asam yang hanya sebagian kecil yang dapat terionisasi. Oleh karena hanya sedikit terionisasi berarti dalam larutan asam lemah terjadi kesetimbangan reaksi antara ion yang dihasilkan asam tersebut dengan molekul asam yang terlarut dalam air. Untuk asam monoprotik HA, akan terjadi reaksi setimbang . Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah depan. Ion bereaksi dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air. Tetapan kesetimbangan Ka adalah:
Pada setiap saat, hanya sekitar 1% molekul asam etanoat yang diubah ke dalam bentuk ion. Sisanya tetap sebagai molekul asam etanoat yang sederhana. Sebagaian besar asam organik adalah asam lemah. Hidrogen fluorida (dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidrofluorida) adalah asam anorganik lemah.
3.Basa Kuat
Basa kuat seperti juga halnya dengan asam kuat, yaitu basa yang dalam larutannya dianggap terionisasi sempurna. Basa kuat akan mengakibatkan kesetimbangan air bergeser ke kiri karena adanya ion OH- yang berasal dari basa yang terlarut tersebut. Misalnya, dalam air terlarut NaOH 0,1 M, maka terdapat reaksi :Basa kuat adalah jenis senyawa sederhana yang dapat mendeprotonasi asam sangat lemah di dalam reaksi asam-basa. Contoh paling umum dari basa kuat adalah hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah seperti NaOH dan Ca(OH)2.
Beberapa contoh dari basa kuat antaralain
a. Kalium hidroksida (KOH)
b. Barium hidroksida (Ba(OH)2)
c. Caesium hidroksida (CsOH)
d. Natrium hidroksida (NaOH)
e. Stronsium hidroksida (Sr(OH)2)
f. Kalsium hidroksida (Ca(OH)2)
g. Magnesium hidroksida (Mg(OH)2)
h. Litium hidroksida (LiOH)
Kation dari basa kuat di atas terdapat pada grup pertama dan kedua pada daftar periodik (alkali dan alkali tanah). Penentuan pH basa kuat Karena pH merupakan pengukuran Beberapa basa kuat seperti kalsium hidroksida sangat tidak larut dalam air. Hal itu bukan suatu masalah – kalsium hidroksida tetap terionisasi 100% menjadi ion kalsium dan ion hidroksida. Kalsium hidroksida tetap dihitung sebagai basa kuat karena kalsium hidroksida 100% terionisasi.
4.Basa Lemah
Basa lemah Seperti halnya dengan asam, zat‐zat basapun akan mengalami disosiasi jika dilarutkan dalam air. Basa kuat, akan terdisosiasi langsung menjadi kation dan anion hidroksida (OH‐), sedangkan basa lemah akan bereaksi dengan air membentuk kation dengan mengambil proton dari molekul air (OH‐ dihasilkan dari molekul air yang kehilangan proton atau H+). Secara umum reaksi basa lemah adalah sebagai berikut : Kb adalah tetapan pengionan basa atau konstanta basa, makin besar nilai Kb maka semakin kuat sifat kebasaannya dalam air. Sebagai contoh untuk basa ammonia, NH3, reaksi disosiasinya dalam air adalah : Kb Ketika basa lemah bereaksi dengan air, posisi kesetimbangan bervariasi antara basa yang satu dengan basa yang lain. Selanjutnya bergeser ke kiri, ke basa yang lebih lemah. Dapat diperoleh pengukuran posisi kesetimbangan melalui penulisan tetapan kesetimbangan untuk reaksi. Harga tetapan yang lebih rendah, kesetimbangan lebih bergeser ke arah kiri. Amonia adalah basa lemah yang khas. Sudah sangat jelas amonia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida. Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida. Basa lemah adalah salah satu yang tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan.
B. Sifat- Sifat Asam dan Basa
Ada beberapa sifat-sifat khusus untuk membedakan suatu zat atau senyawa berupa asam atau basa yaitu:
1. Sifat Asam
Karena Ion hidrogen mempunyai muatan positif (makanya dikasih tanda plus (+) disebelah atas belakang H). Secara umum, Asam memiliki sifat sebagai berikut:
• Rasa masam jika dilarutkan dalam air (hanya untuk asam lemah)
• Sentuhan : terasa menyengat bila disentuh dan dapat merusak kulit (terutama jika asam pekat)
• Bersifat korosif terhadap logam. Dapat menyebabkan karat, dapat pula merusak jaringan kulit/iritasi dan melubangi benda yang terbuat dari kain, kayu atau kertas jika konsentrasinya tinggi (pengalaman pribadi, kalian mau coba? Dio kayanya semangat nih)
• Hantaran listrik : merupakan cairan elektrolit walaupun tidak selalu ionik (dapat menghantarkan listrik walau tidak selalu berbentuk ion)
• Derajat keasaman (pH) lebih kecil dari 7
• Mengubah warna lakmus menjadi berwarna merah
2. Sifat Basa
Sedangkan Ion hidroksida mempunyai muatan negatif (makanya dikasih tanda minus (-) disebelah atas belakang OH). Basa adalah lawan dari asam. Secara umum, Basa memiliki sifat sebagai berikut:
• Rasa pahit jika dilarutkan dalam air (hanya untuk basa lemah)
• Sentuhan : terasa licin seperti sabun bila disentuh (hanya untuk basa lemah)
• Bersifat kaustik (dapat merusak jaringan kulit/iritasi)
• Hantaran listrik : dapat menghantarkan listrik (merupakan larutan elektrolit)
• Derajat keasaman (pH) lebih besar dari 7
• Mengubah warna lakmus menjadi berwarna biru
• Dalam keadaan murni umumnya berupa kristal padat
C.Jenis- Jenis Asam dan Basa
1. Jenis- Jenis Asam
Asam terbagi dua jenis yaitu Asam Kuat dan Asam Lemah.
A. Asam Kuat yaitu Asam yang dapat terionisasi 100% dalam larutan
Contoh asam Kuat:
1.Asam sulfat (H2SO4)
2.Asam klorida (HCl)
3.Asam nitrat (HNO3)
4.Asam bromida (HBr)
5.Asam iodida (HI)
6.Asam klorat (HClO4)
B.Asam lemah yaitu Asam yang tidak terionisasi seluruhnya pada saat dilarutkan dalam air.
Contoh asam lemah:
1.Asam askorbat
2.Asam karbonat
3.Asam sitrat
4.Asam etanoat
5.Asam laktat
6.Asam fosfat
D.Aplikasi Asam Basa Dalam Kehidupan
Asam merupakan kebutuhan industri yang vital. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam nitrat dan asam klorida. Asam sulfat (H2SO4) merupakan cairan kental menyerupai oli. Umumnya asam sulfat digunakan dalam pembuatan pupuk, pengilangan minyak, pabrik baja, pabrik plastik, obat-obatan, pewarna, dan untuk pembuatan asam lainnya. Asam fosfat (H3PO4) digunakan untuk pembuatan pupuk dan deterjen. Namun, sangat disayangkan bahwa fosfat dapat menyebabkan masalah pencemaran di danau-danau dan aliran sungai.
Asam nitrat (HNO3) banyak digunakan untuk pembuatan bahan peledak dan pupuk. Asam nitrat pekat merupakan cairan tidak berwarna yang dapat mengakibatkan luka bakar pada kulit manusia. Asam klorida (HCl) adalah gas yang tidak berwarna yang dilarutkan dalam air. Asap HCl dan ion-ionnya yang terbentuk dalam larutan, keduanya berbahaya bagi jaringan tubuh manusia.
Dalam keadaan murni, pada umumnya basa berupa kristal padat. Beberapa produk rumah tangga yang mengandung basa, antara lain deodorant, antasid, dan sabun. Basa yang digunakan secara luas adalah kalsium hidroksida, Ca(OH)2 yang umumnya disebut soda kaustik suatu basa yang berupa tepung kristal putih yang mudah larut dalam air. Basa yang paling banyak digunakan adalah amoniak. Amoniak merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang sangat menyengat, sehingga sangat mengganggu saluran pernafasan dan paru-paru bila gas terhirup. Amoniak digunakan sebagai pupuk, serta bahan pembuatan rayon, nilon dan asam nitrat
1.4.Macam-Macam Indikator
A.Indikator Ph
Sering ditemui di laboratorium atau dalam kehidupan sehari-hari, larutan yang bersifat asam dan basa memiliki warna yang sama, yaitu sama-sama bening. Lalu, bagaimanakah cara kita mengetahui bahwa larutan tersebut bersifat asam atau basa? Jika hanya dilihat dari penampakan luar tentu sangat sulit. Jika kita menggunakan indera penciuman untuk mendeteksi larutan tersebut, hal itu juga belum tentu aman, mengingat asam kuat seperti asam klorida berbau asam dan berasap, dan asapnya dapat mengiritasi pernafasan. Jika kita menggunakan indera peraba, maka hal itu juga belum tentu aman, karena sifat asam dan basa kuat yang iritant dan korosif. Oleh karena itu, kita memerlukan beberapa peralatan untuk mendeteksi asam atau basa larutan. Mari kita simak di bawah ini,
1.Kertas lakmus
Kertas Lakmus merupakan suatu kertas dari bahan kimia yang akan berubah warna jika dicelupkan dalam larutan asam atau basa. Terdapat beberapa versi bahan yang digunakan dalam pembuatan kertas lakmus. Ada kertas lakmus yang dibuat dari sejenis kertas yang dicelupkan dalam lumut kerak, kemudian dikeringkan. Ada juga kertas lakmus yang dibuat dari selulosa kayu yang merupakan komponen utama dari dinding sel pohon.
Kertas lakmus akan mengalami perubahan warna jika dicelupkan dalam larutan asam dan akan berbeda lagi warnanya jika dicelupkan dalam larutan basa. Kertas lakmus yang dikenal di pasaran saat ini memiliki dua warna yaitu merah dan biru. Berikut tabel perubahan warna kertas lakmus dalam larutan
LARUTAN LAKMUS MERAH LAKMUS BIRU MERAH
ASAM MERAH MERAH
BASA BIRU BIRU
NETRAL MERAH BIRU
2. Kertas pHmeter
Kertas pH meter atau sering disebut juga indikator pH universal di pasaran dijual bebas dengan berbagai macam merek. Rentang pengukuran pH dengan menggunakan alat ini adalah dari 0-14. Kertas pH menunjukkan warna tertentu jika dicelupkan ke dalam larutan dengan pH tertentu.
Larutan Indikator Asam Basa
Selain berwujud kertas, indikator asam basa juga ada yang berupa larutan. Larutan ini ada yang terbuat dari bahan kimia tertentu,ada pula yang bisa kita buat sendiri menggunakan bahan-bahan alami yang ada di sekitar kita
Sedangkan indikator alami asam basa dapat dibuat dari kol ungu, bunga sepatu, bunga mawar, kunyit, bunga-bunga lainnya, daun-daunan dan sebagainya. Berikut ini contoh gambar perubahan warna cairan kol ungu dalam berbagi larutan dengan pH berbeda
Zat aktif yang berperan dalam perubahan warna dalam larutan asam dan basa adalah antosianin. Antosianin memiliki sensitivitas yang tinggi terhadap perubahan pH. Kol ungu merupakan salah satu jenis tanaman yang memiliki kandungan zat antosianin yang tinggi. Sensitivitas zat antosianin terhadap perubahan pH dapat kita amati pada gambar
berikut
3. pHmeter digital sederhana
pHmeter digital sederhana, memiliki bentuk kotak persegi panjang, dengan kotak kecil untuk menampilkan digit angka pH larutan yang diukur. Pada bagian ujung yang bersentuhan dengan larutan mengandung sensor seperti kaca bulatan yang merupakan sensor pH. Pengukuran dengan pH meter digital ini lebih akurat, mencapai satu desimal di belakang koma. Alat ini adalah memerlukan kalibrasi secara teratur untuk menjaga pengukuran tetap sesuai.
3. pHmeter digital berbasis komputer
pHmeter digital berbasis komputer sebenarnya mirip dengan pH meter digital sederhana, memiliki sensor pH. Perbedaannya terletak pada adanya koneksi pHmeter ini dengan interface yang dihubungkan dengan komputer untuk menampilkan data pengukuran. Karena berbasis komputer, pengukuran lebih akurat, serta dapat menampilkan grafik pH (setelah diinstal dengan software CMA). Alat ini juga memerlukan kalibrasi secara teratur, serta harus dijaga kondisi sensor pH agar tidak kering, yaitu dengan mencelupkan selalu dalam larutan 3,3 MKCl
B.HUBUNGAN PH DAN 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.
1.5.A.MACAM- MACAM ALAT UKUR PH DAN POH
1. PH Meter
adalah sebuah alat elektronik yang digunakan untuk mengukur pH (kadar keasaman atau alkalinitas) ataupun basa dari suatu larutan (meskipun probe khusus terkadang digunakan untuk mengukur pH zat semi padat). PH meter yang biasa terdiri dari pengukuran probe pH (elektroda gelas) yang terhubung ke pengukuran pembacaan yang mengukur dan menampilkan pH yang terukur. Prinsip kerja dari alat ini yaitu semakin banyak elektron pada sampel maka akan semakin bernilai asam begitu pun sebaliknya, karena batang pada pH meter berisi larutan elektrolit lemah. Alat ini ada yang digital dan juga analog. pH meter banyak digunakan dalam analisis kimia kuantitatif.
Probe pH mengukur pH seperti aktifitas ion-ion hidrogen yang mengelilingi bohlam kaca berdinding tipis pada ujungnya. Probe ini menghasilkan tegangan rendah (sekitar 0.06 volt per unit pH) yang diukur dan ditampilkan sebagai pembacaan nilai pH.
Rangkaian pengukurannya tidak lebih dari sebuah voltmeter yang menampilkan pengukuran dalam pH selain volt. Pengukuran Impedansi input harus sangat tinggi karena adanya resistansi tinggi (sekitar 20 hingga 1000 MΩ) pada probe elektroda yang biasa digunakan dengan pH meter. Rangkaian pH meter biasanya terdiri dari amplifier operasional yang memiliki konfigurasi pembalik, dengan total gain tegangan kurang lebih -17. Amplifier meng-konversi tegangan rendah yang dihasilkan oleh probe (+0.059 volt/pH) dalam unit pH, yang mana kemudian dibandingkan dengan tegangan referensi untuk memberikan hasil pembacaan pada skala pH.
Untuk pengukuran yang sangat presisi dan tepat, pH meter harus dikalibrasi setiap sebelum dan sesudah melakukan pengukuran. Untuk penggunaan normal kalibrasi harus dilakukan setiap hari. Alasan melakukan hal ini adalah probe kaca elektroda tidak diproduksi e.m.f. dalam jangka waktu lama.
Kalibrasi harus dilakukan setidaknya dengan dua macam cairan standard buffer yang sesuai dengan rentang nilai pH yang akan diukur. Untuk penggunaan umum buffer pH 4 dan pH 10 diperbolehkan. pH meter memiliki pengontrol pertama (kalibrasi) untuk mengatur pembacaan pengukuran agar sama dengan nilai standard buffer pertama dan pengontrol kedua (slope) yang digunakan menyetel pembacaan meter sama dengan nilai buffer kedua. Pengontrol ketiga untuk men-set temperatur.
Dalam penggunaan pH meter ini, Tingkat keasaman/kebasaan dari suatu zat, ditentukan berdasarkan keberadaan jumlah ion hidrogen dan ion hodroksida dalam larutan. Yang dapat dinyatakan dengan persamaan:
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
pH = 14 – pOH
Keuntungan dari penggunaan pH meter dalam menentukan tingkat keasaman suatu senyawa adalah:
• Pemakaiannya bisa berulang-ulang
• Nilai pH terukur relatif cukup akurat
Instrumen yang digunakan dalam pHmeter dapat bersifat analog maupun digital. Sebagaimana alat yang lain, untuk mendapatkan hasil pengukuran yang baik, maka diperlukan perawatan dan kalibrasi pH meter. Pada penggunaan pH meter, kalibrasi alat harus diperhatikan sebelum dilakukan pengukuran. Seperti diketahui prinsip utama pH meter adalah pengukuran arsu listrik yang tercatat pada sensor pH akibat suasana ionik di larutan. Stabilitas sensor harus selalu dijaga dan caranya adalah dengan kalibrasi alat. Kalibrasi terhadap pHmeter dilakukan dengan: Larutan buffer standar : pH = 4,01 ; 7,00 ; 10,01
2. Lakmus
Lakmus adalah suatu kertas dari bahan kimia yang akan berubah warna jika dicelupkan kedalam larutan asam/basa. Warna yang dihasilkan sangat dipengaruhi oleh kadar pH dalam larutan yang ada.
Semua asam dan basa mempunyai sifat sifat tertentu, tidak semua asam mempunyai sifat yang sama demikian juga pada basa. Kita juga sudah mengenal bahwa asam terbagi menjadi dua yaitu asam lemah dan asam kuat, demikian juga basa, ada basa kuat dan basa lemah. Kekuatan asam atau basa tergantung dari bagaimana suatu senyawa diuraikan dalam pembentukan ion-ion jika senyawa tersebut dalam air. Asam atau basa juga bersifat elektrolit, daya hantar larutan elektrolit bergantung pada konsentrasi ion-ion dalam larutan. Elektrolit kuat jika dapat terionisasi secara sempurna sehingga konsentrasi ion relatif besar, elektrolit lemah jika hanya sebagian kecil saja yang dapat terionisasi, sehingga konsentrasi ion relatif sedikit. Untuk mengetahui suatu larutan termasuk elektrolit atau bukan dapat menggunakan alat penguji elektrolit atau juga dapat menggunakan alat pH meter, dan indikator universal untuk mengetahui pH suatu larutan secara langsung sehingga dapat diketahui apakah larutan tersebut termasuk asam, basa atau garam. Nilai pH ditunjukkan dengan skala, secara sistematis dengan nomor 0-14.
Warna kertas lakmus dalam larytan asam, larytan basa, dan larutan bersifat netral berbeda. Ada dua macam kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Sifat dari masing-masing kertas lakmus tersebut sbagai berikut.
1. Lakmus merah dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru dan dalam larutan netral berwarna merah.
2. Lakmus biru dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru dan dalam larutan netral berwarna biru.
3. Metil merah dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna kuning dan dalam larutan netral berwarna kuning.
4. Metil Jingga dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna kuning dan dalam larutan netral berwarna kuning.
5. Fenolftalin dalam larutan asam berwarna - dan dalam larutan basa berwarna merah dan dalam larutan netral berwarna -
BAB 111.Kesimpulan dan Saran
A.Kesimpulan
Berdasarkan penjelasan dalam makalah ini, diperoleh kesimpulan sebagai berikut:.
1.Ada 2 alat ukur ph yaitu ph metermkertas lakmus
2. Aplikasi Asam Basa Dalam Kehidupan
3 Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH–.
4.Menurut Bronsted-Lowry. Asam adalah zat yang menyediakan proton dan basa penerima proton.
5. Menurut Lewis asam sebagai akseptor pasangan elektron, dan suatu basa sebagai donor pasangan tersebut.
6. Asam adalah zat yang berasa asam dengan pH dibawah tujuh sedangkan basa adalah zat yang bersifat kaustik dengan pH diatas tujuh dan senyawa yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air.
7.Indikator adalah senyawa kompleks yang bisa bereaksi dengan asam dan basa. 8.Indikator digunakan untuk mengidentifikasi apakah suatu zat bersifat asam atau basa.
9. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam.
b.Saran
Karena asam, dan basa sangat berpengaruh bagi kehidupan sehari-hari, kita harus mempelajarinya lebih mendalam agar kita bisa tau apa itu asam basa dan bagaimana aplikasinya seperti apa alat ukur ph itu sendiri supaya kita dapat menggunakannya dengan baik dan benar ,biar semua nya tau apa bahaya asam dan basa ,dan kita harus mempelajarinya lebih baik lagi supaya nantinya bermanfaat untuk diri kita dan orang lain
Soal dan pembahasan
Soal No. 1
Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi ion H+ sebesar 10− 4 M dengan tanpa bantuan alat hitung kalkulator!
Pembahasan
Menghitung pH larutan atau pOH larutan.
Diketahui data:
[H+] = 10−4, dengan rumus yang pertama untuk mencari pH
Sehingga:
Ingat kembali rumus logaritma:
pH larutan adalah 4.
Soal No. 2
Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi ion H+ sebesar 2 × 10−4 M. Gunakan nilai log 2 = 0,3
Pembahasan
[H+ ] = 2 × 10−4, dengan rumus yang sama,
Ingat sifat log berikut
Soal No. 3
Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 3. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pH = 3
[H+] = .....
Soal No. 4
Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 2,7. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pH = 2,7
[H+] = .....
Dengan rumus yang sama dan perhitungan memakai bantuan kalkulator
Soal No. 5
Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 2,7. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut dengan tanpa kalkulator, diberikan log 2 = 0,3!
Pembahasan
Data:
pH = 2,7
[H+] = .....
Soal No. 6
Suatu larutan diketahui memiliki pH sebesar 4,5. Tentukan pOH dari larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pH = 4,5
pOH =...
pH + pOH = 14
4,5 + pOH = 14
pOH = 14 − 4,5 = 9,5
Soal No. 7
Suatu larutan diketahui memiliki pOH sebesar 11,2. Tentukan pH dari larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pOH = 11,2
pH =...
pH + pOH = 14
pH + 11,2 = 14
pH = 14 − 11,2 = 2,8
Soal No. 8
Jika tetapan suatu asam HA 10−5, pH larutan HA 0,1 M adalah....
A. 5
B. 4
C. 3
D. 2
E. 1
(umptn 1996)
Pembahasan
Menentukan pH melalui tetapan asam yang diketahui:
dimana:
Ka = tetapan ionisasi asam
M = konsentrasi asam
Sehingga
Soal No. 9
Tentukan pH dari larutan H2SO4 0,005 M
Pembahasan
H2SO4 termasuk asam kuat dan diasumsikan mengion dengan sempurna sebagai berikut:
H2SO4 → 2H+ + SO42−
0,005 M 0,01 M 0,005 M
[H+] = 0,01 M = 10−2 M
pH = − log (10−2) = 2
Soal No. 10
Tentukan nilai pH larutan NH3 0,1 M diketahui Kb = 10−5!
Pembahasan
Menentukan pOH dari basa lemah terlebih dahulu melalui tetapan ionisasi basa yang diketahui:
Sehingga
Soal No. 11
Jika harga Kb NH3 = 2 ⋅ 10−5 maka pH larutan NH3 0,2 M adalah....
A. 11 + log 2
B. 11 − log 2
C. 8 − log 2
D. 8 + log 2
E. 3 − log 2
(uan 2002)
Pembahasan
Menentukan pOH dari basa lemah terlebih dahulu melalui tetapan ionisasi basa yang diketahui:
Soal No. 12
Suatu larutan memiliki pH = 2. Tentukan pH larutan jika diencerkan dengan air seratus kali!
Pembahasan
Data:
Diencerkan 100 x berarti V2 = 100 V1
pH = 2, berarti [H+] = 10−2
pH setelah diencerkan =....
V2M2 = V1M1
Soal No. 13
Bila larutan asam kuat (pH = 1) diencerkan dengan air sepuluh kali, tentukan pH setelah pengenceran!
Pembahasan
Lakukan seperti nomor 11, akan diperoleh hasil nilai pH = 2
Soal No. 14
Dalam suatu wadah terdapat larutan CH3COOH 0,1 M sebanyak 400 mL (Ka = 10 -5).
Ke dalam larutan kemudian dicampurkan H2SO4 0,001 M sebanyak 600 mL. Tentukan pH campuran tersebut!
Pembahasan
Menentukan pH campuran Asam dengan Asam.
Tentukan terlebih dahulu konsentrasi ion H+ dari pencampuran tersebut:
dengan data:
H2SO4 (asam kuat)
0,001 M sebanyak 600 mL
V1 = 600 mL
[H+]1 = M × valensi asam = 0,001 × 2 = 0,002 M
CH3COOH (asam lemah)
0,1 M sebanyak 400 mL (Ka = 10 -5)
V2 = 400 mL
[H+]2 = √(Ka × M) = √(10 -5 × 0,1 M) = 0,001 M
Konsentrasi H+ dengan demikian adalah
pH campuran:
Soal No. 15
Dalam sebuah wadah terdapat 400 mL larutan NH3 0,1 M (α = 1%) kemudian ditambahkan 600 mL larutan Ba(OH)2 0,001 M. Tentukan:
a) [OH − ] dari NH3
b) [OH -] dari Ba(OH)2
c) pH campuran
Pembahasan
a) [OH − ] dari NH3
NH3 termasuk basa lemah. Sehingga [OH −] darinya adalah
[OH − ] = M × α = 0,1 × 1/100 = 10 −3 M
b) [OH −] dari Ba(OH)2
Ba(OH)2 termasuk basa kuat. [OH − ] dari Ba(OH)2 adalah
[OH −] = M × valensi = 0,001 × 2 = 0,002 = 2 × 10 −3 M
c) pH campuran
Dengan rumus campuran dua macam basa berikut
dimana
V1 = 400 mL
[OH − ]1 = 10 −3 M
V2 = 600 mL
[OH − ]2 = 2 × 10 −3 M
diperoleh [OH −] campuran
pOH dan pH dari campurannya adalah
Soal No. 16
Diberikan larutan 250 mL HCl 0,02 M yang dicampurkan dengan 250 mL NaOH 0,01 M. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Tentang campuran asam kuat dan basa kuat. pH campuran tergantung dari sisa reaksi jika ada. Terlebih dahulu menentukan mol-mol asam - basa yang bereaksi untuk kemudian mengetahui sisanya.
Dari 250 mL HCl 0,02 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,02
mol = V × M = 250 × 0,02 = 5 mmol
Dari 250 mL NaOH 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tersisa 2,5 mmol HCl pada volume campuran V = 250 mL + 250 mL = 500 mL. Sehingga [H+] adalah
[H+] = 2,5 mmol / 500 mL = 5 × 10−3 mol/L = 5 × 10−3 M
pH campurannya:
pH = − log [H+]
= − log (5 × 10−3)
= 3 − log 5
= 2,3
Soal No. 17
Diberikan larutan 250 mL HCl 0,01 M yang dicampurkan dengan 250 mL NaOH 0,01 M. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Seperti soal sebelumnya, asam kuat dicampur basa kuat:
Dari 250 mL HCl 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Dari 250 mL NaOH 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tidak ada sisa dari asam kuat maupun basa kuat. Untuk kasus seperti ini pH = 7.
Soal No. 18
Diberikan larutan 250 mL HCl 0,01 M yang dicampurkan dengan 250 mL NaOH 0,02 M. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Larutan dari asam kuat dicampur basa kuat:
Dari 250 mL HCl 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Dari 250 mL NaOH 0,02 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,02
mol = V × M = 250 × 0,02 = 5 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tersisa 2,5 mmol NaOH pada volume campuran V = 250 mL + 250 mL = 500 mL. Sehingga [OH − ] adalah
[OH − ] = 2,5 mmol / 500 mL = 5 × 10−3 mol/L = 5 × 10−3 M
pOH campurannya:
pOH = − log [OH − ]
= − log (5 × 10−3)
= 3 − log 5
= 2,3
pH campurannya:
pH = 14 − 2,3 = 11,7
Soal No. 19
Diberikan larutan HCl 200 mL dengan pH = 2 yang dicampurkan dengan 200 mL NaOH dengan pOH = 4. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Prinsipnya sama seperti 3 soal sebelumnya. Disini diketahui pH dan pOH dari masing-masing asam dan basa hingga dapat ditentukan dulu mol asam dan basa yang bereaksi.
Data:
Dari HCl 200 mL dengan pH = 2
V = 200 mL
pH = 2 → [H+ ] = 10 −2 M
mol H+ = M × V = 10 −2 × 200 mL = 2 mmol
Karena
HCl → H+ + Cl −
2 mmol ← 2 mmol
mol HCl = 2 mmol
Dari NaOH 200 mL dengan pOH = 4
V = 200 mL
pOH = 4 → [OH − ] = 10 −4 M
mol OH − = M × V = 10 −4 × 200 mL = 0,2 mmol
mol OH − = M × V = 10 −4 × 200 mL = 0,02 mmol
Karena
NaOH → Na+ + OH −
0,02 mmol ← 0,02 mmol
mol NaOH = 0,02 mmol
Reaksi yang terjadi antara HCl dan NaOH :
Tersisa HCl sebanyak 1,98 mmol pada campuran dengan volum V = 200 mL + 200 mL = 400 mL. Setelah mengetahui [H+], dapat dilanjutkan menghitung pH nya:
Soal No. 20
80 mL NaOH 0,1 M dicampur dengan 80 mL HCl 0,1 M. pH larutan yang dihasilkan adalah....
A. 4
B. 7
C. 8
D. 9
E. 11
Pembahasan
Data:
80 mL NaOH (basa kuat) 0,1 M → 8 mmol
80 mL HCl (asam kuat) 0,1 M → 8 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tidak ada sisa baik dari asam ataupun basa, reaksi dari asam kuat dan basa kuat yang tanpa sisa menghasilkan larutan dengan pH 7. Jawaban : B
21. Garam berikut ini yang larutannya dalam air bersifat basa adalah ........
A. (NH4)2 SO4
B. K2 SO4
C. KCN
D. NH4 Cl
E. NH4 CN
Jawaban Yang Benar : KCN
Pembahasan
Garam yang larutannya dalam air bersifat basa, bila garam tersebut berasal dari basa kuat dan asam lemah : KCN
22. Larutan protein dapat bereaksi dengan asam maupun basa. Ini menunjukkan bahwa protein bersifat ........
A. Kovalen
B. Amfoter
C. Asam lemah
D. Netral
E. Basa lemah
Jawaban Yang Benar : Amfoter
Pembahasan
Asam amino merupakan senyawa amfoter, jadi bersifat basa dalam suasana asam kuat dan bersifat asam dalam suasana basa kuat.
23. Senyawa alkohol di bawah ini yang tidak dapat dioksidasi oleh larutan KMnO4 atau K2 Cr2 O7 dalam suasana asam adalah ........
A. 2-metil-butanol
B. 3-metil-2-butanol
C. 3-pentanol
D. 3, 3-dimetil-2-butanol
E. 4-metil-2-pentanol
Jawaban Yang Benar : 2-metil-butanol
Pembahasan
Alkohol yang tidak dioksidasi adalah alkohol tertair yaitu 2- metil-2-butanol
24. Garam di bawah ini yang bila dilarutkan ke dalam air bersifat basa adalah .......
A. CH3 COONa
B. Na2 SO4
C. KCl
D. NH4 Cl
E. NaCl
Jawaban Yang Benar : CH3 COONa
Pembahasan
Garam yang dalam air terhidrolisis dan bersifat basa adalah senyawa garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah.
a. Na2 SO4 NaOH(= BK) + H2SO4(= AK)
b. NaCl NaOH(= BK) + HCl(=AK)
c. KCl KOH(= BK) + HCl(= AK)
d. NH4 Cl NH3(= BL) + HCl(=AK)
e. CH3 COONa CHCOOH3(= AL) + NaOH(= BK)
25. Suatu asam lemah HA, pH nya = 4 - log 5.
Ka : HA = 2,5 x 10-5
Konsentrasi HA adalah .......
A. 1,05 M
B. 0,03 M
C. 0,04 M
D. ,02 M
E. 0,01 M
Jawaban Yang Benar : 0,02 M Pembahasan
pH asam lemah HA = 4 - log 5
Ka : HA = 2,5 . 10-5
26. Larutan asam sulfat 0.02 M sebanyak 200 mL dicampur dengan 300 mL larutan 0.01 M HNO3. Tentukanlah pH larutan sebelum dan sesudah dicampur!
Pembahasan :
Pertama kita cari saja dulu pH larutan masing masing larutan sebelum dicampur. H2SO4 dan HNO3 sama sama asam kuat sehingga untuk mencari konsentrasi H+ nya dapat digunakan rumus sebagai berikut :
Konsentrasi H+ H2SO4
= valensi x M
= 2 x 0.02 M
= 0.04
= 4 x 10^-2 M
pH awal H2SO4
= - log [H+]
= - log 4 x 10^-2
= 2 - log 4
Konsentrasi H+ HNO3
= Valensi x M
= 1 x 0.01 M
= 0.01 M
= 1 x 10^-2 M
pH awalal HNO3 adalah :
= - log [H+]
= - log 1 x 10^-2
= 2
Nah jika dicampur kedua larutan tersebut mala yang akan bertambah adalah jumlah H+ dalam larutan dan volumenya.
Mol H+ dalam H2SO4
= 2 x M x V
= 2 x 0.02 M x 0.2 L
= 8 x 10^-3 mol
Mol H+ dalam HNO3
= 1 x M x V
= 1 x 0.01 x 0.3
= 3 x 10^-3 mol
Maka mol total H+ dalam larutan setelah dicampur adalah :
= mol H+ H2SO4 + mol H+ HNO3
= 8 x 10^-3 + 3 x 10^-3
= 11 x 10^-3 mol
Volume campuran = 200 mL + 300 mL
= 300 mL
[H+ campuran]
= (mol campuran / Volume campuran)
= ( 11 x 10^-3/ 0.3 L)
= 0.037
= 3.7 x 10^-3 M
pH campuran
= - log [H+ campuran]
= - log 3.7 x 10^-3
= 3 - log 3.7
Suatu larutan asam lemah mempunyai pH = 4 - log 5. Jika Ka Asam lemah tersebut adalah 2.5 x 10 ^-5. Tentukanlahbkonsentrasi asam lemah tersebut!
Pembahasan:
Nah misalkan saja asam lemahnya adalah HA. Karena asam lemah tidak mengion sempurna maka konsentrasi H+ nya tidak sama dengan konsentrasi asam lemahnya.
Oleh karena itu rumus yang digunakan berbeda dengan rumus asam kuat. Rumus yang digunakan adalah sebagai berikut:
Pada soal yang ditanyakan adalah M yang dapat dicari menggunakan rumus diatas:
(agar tanda akar hilang kuadartkan kedua ruas.
DAFTAR PUSTAKA
http://laboratoriumsainsnfbs.blogspot.co.id/2015/03/macam-macamphmeter.html
http://alatkimia.com/kertas-lakmus-dan-sifatnya/
http://chemistry4net.blogspot.com/2012/04/jurnal-praktikum-kimia-asam-basa.html
https://ferdiasbookelmann.wordpress.com/2014/12/16/yuk-kenalkan-konsep-asam-basa-ke-anak-melalui-fun-experiment/
http://www.ebay.com/bhp/hanna-ph-meter
http://www.basic-science.com/docs/gsc40020icon.jpg
http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/cara-menentukan-menghitung-ph-dan-poh.html
https://hudawaudchemistry.wordpress.com/2014/01/07/ph-dan-poh/
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Senyawa kimia yang paling sering kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari adalah asam basa, misalnya asam,salah satunya asam nitrat terkandung di dalam jeruk dan asam cuka. Dan basa biasanya terkandung di dalam sabun. Zat-zat yang berasa asam biasanya mengandung asam, dan zat-zat yang berasa licin dan pahit biasanya mengandung basa. Suatu larutan dapat dibedakan menjadi 3 golongan yaitu : larutan asam, larutan basa, dan larutan netral. Golongan larutan dapat kita ketahui dengan menggunakan indikator asam-basa, yaitu zat-zat warna yang akan menghasilkan warna-warna berbeda dalam larutan asam maupun larutan basa. Dengan adanya indikator kita dapat menentukan kekuatan asam maupun kekuatan basa dalam suatu zat.
Kuat atau lemahnya suatu asam maupun suatu basa dapat dinyatakan dalam pH. Zat-zat yang memiliki pH di bawah 7 memiliki sifat asam, zat-zat yang memiliki pH di atas 7 memiliki sifat basa, sdangkan zat yang memiliki pH 7 merupakan larutan netral.pada basa, misalnya sabun akan terasa licin dan dapat membersihkan kulit, namun jika kita gunakan Natrium Hidroksida untuk membersihkan kulit, maka kulit akan terasa pedih, padahal sabun maupun Natrium hidroksida merupakan larutan yang memiliki sifat basa. Hal ini terjadi karena adanya perbedaan kadar basa ang terkandung di dalan kedua zat tersebut. Begitu pun dengan asam, jika asam yang terkandung di dalam jeruk maupun cuka dapat kita rasakan dengan memakannya, namun jika asam yang sering kita gunakan untuk melakukan praktikum di laboratorium. Jangankn untuk memakannya, menyentuhnya saja maka tangan kita akan gatal-gatal dan melepuh.
Untuk itu pada praktikum kali ini kita dapat melakukan percobaan untuk mengetahui kebenaran dari teori tentang asam maupun tentang basa, dan kita juga dapat mencoba mengukur kekuatan asam maupun kekuatan basa suatu zat menggunakan indikator. Dan kita juga akan mencoba mengukur menggunakan pH meter.
B. Rumusan Masalah
1. Apa yang dimaksud dengan larutan?
2. Apa saja yang digunakan untuk mengukur pH?
3. Jelaskan konsep pH asam basa!
4. Teori Asam Basa menurut para ahli!
5. Hubungan ph dan poh!
C. Tujuan
1. Mahasiswa/i diharapkan menguasai materi PH dan POH yang ada di pembahasan makalah ini.
2. Mahasiswa/i dapat membuat larutan standar asam dan basa dalam berbagai konsentrasi.
3. Mahasiswa/i dapat mengukur pH larutan dengan berbagai indikator.
4. Mahasiswa/i dapat memilih indikator yang sesuai dengan pH.
5. Mahasiswa/i dapat mengukur pH larutan dengan menggunakan pH meter.
BAB II
PEMBAHASAN
A. Definisi
pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H+) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetuju internasional.[1]
Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan "p" pada "pH". Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk powerp[2] (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat)[3], dan ada pula yang merujuk pada kata potential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti "logaritma negatif"[4].
Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah.
1.1.B. Teori Asam Basa
1. Teori Asam Basa Arrhenius (Svante August Arrhenius)
Teori asam basa Arrhenius didasarkan pada pembentukan ion dan pada larutan berair (aqueous solution).
Asam adalah spesies yang menghasilkan ion H+ atau H3O+ dalam larutan berair.
contoh: HCl, H2SO4, H2CO3, H3PO4,HCN, HNO3
HCl + H2O à H+ + Cl- + H2O
Basa adalah spesies yang menghasilkan ion OH- dalam larutan berair.
contoh: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
NH3 + H2O à NH4+ + OH-
Secara umum :
Asam + Basa Garam + Air
Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan dimana tidak ada H+ dan OH-.
Keunggulan atau kelebihan dari teori asam basa Arrhenius yaitu mampu menyempurnakan teori asam yang dikemukakan oleh Justus Von Liebig. Liebig menyatakan bahwa setiap asam memiliki hidrogen (asam berbasis hidrogen). Pernyataan ini tidak tepat, sebab basa juga memiliki hidrogen.
Sedangkan kekurangan atau kelemahan dari teori asam basa Arrhenius yaitu:
Teori asam basa Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
Teori asam basa Arrhenius hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul, belum mampu menjelaskan sifat asam dan basa ion seperti kation dan anion.
Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 (seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak.
Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH-, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.
Asam dan basa dapat dikelompokan menjadi asam basa monovalen dan asam basa polivalen. Asam basa monovalen yaitu senyawa yang valensi asam atau basa adalah satu.
1. asam lemah monovalen
Contohnya : asam asetat
CH3COOH à H+ + CH3COO-
2. basa lemah monovalen
Contohnya : natrium hidroksida
NH4OH à NH4+ + OH-
Sedangkan asam basa polivalen yaitu senyawa yang valensi asam atau basa adalah lebih dari satu. Asam dan basa polivalen mengion secara bertahap dan tiap tahap memiliki nilai tetapan kesetimbangan sendiri.
Contohnya : Asam sulfat
H2SO4 à H+ + HSO4-
HSO4- à H+ + SO42-
Pasangan asam-basa konjugasi secara singkat yaitu asam makin lemah, basa konjugasinya makin kuat.
Ka x Kb = Kw
2. Teori Asam Basa Brønsted-Lowry (Bronsted dan Lowry)
Teori asam basa Brønsted-Lowry didasarkan pada transfer proton.
• Asam adalah spesies pemberi (donor) proton.
•Basa adalah spesies penerima (akseptor) proton.
Amfiprotik/ Amfoter: bisa bersifat asam atau basa
Contoh : H2O, NH3, HCH3COO, H2PO4-
HCl + H2O à H3O+ + Cl-
Asam basa
H2O + NH3 à NH4+ + OH-
Asam basa
Reaksi asam basa akan menyebabkan reaksi perpindahan proton dari asam ke basa dan membentuk asam dan basa konjugasi.
Asam kuat: basa konjugasi lemah
Basa kuat: asam konjugasi lemah
HCl + H2O à H3O+ + Cl-
Asam1 basa1 asam2 basa2
Asam konjugasi memiliki atom H lebih banyak daripada basa konjugasinya sedangkan basa konjugasi memiliki muatan negatif lebih banyak daripada asam konjugasinya. Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa bronsted lowry
H2PO4- à HPO42-
asam konjugasi - basa konjugasi
Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH3 dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yaitu:
HCl(g) + NH3(g) →NH4Cl(s)
simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.
Menurut teori BrΦnsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa.
Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.
HCl + H2O → Cl– + H3O+
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
•Basa konjugasi dari suatu asam adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton pindah dari asam tersebut.
• Asam konjugasi dari suatu basa adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton ditambahkan ke basa tersebut.
Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl– adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl– juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.
Larutan dalam air ion CO3 2– bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32– dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.
H2O + CO32– → OH– + HCO3–
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagai asam atau basa. Air adalah zat amfoter. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh reaksi zat amfoter.
H2O + H2O → OH– + H3O+
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
Adapun kelebihan teori asam dan basa Bronsted – Lowry yaitu konsep yang telah disampaikan Bronsted dan Lowry mengenai Teori Asam Basa tidak terbatas hanya pada pelarut air saja, namun konsepnya dapat dengan jelas menjelaskan dan menerjemahkan mengenai reaksi asam dan basa dalam pelarut air, bahkan mengenai reaksi tanpa pelarut.
Contoh : Reaksi antara asam klorida, HCl, dengan amonia, NH3 dengan menggunakan pelarut benzena. Reaksinya seperti ini :
HCl (benzena) + NH3 (benzena) -> NH4Cl(s)
Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Bronsted – Lowry yaitu teori Bronsted-Lowry memiliki kelemahan yaitu tidak mampu menjelaskan alasan suatu reaksi asam dengan basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari yang bersifat asam ke yang bersifat basa.
3. Teori Asam Basa Lewis (Lewis)
Teori asam basa Lewis didasarkan pada transfer pasangan elektron.
Asam adalah spesies penerima (akseptor) pasangan elektron.
Contohnya : H+, kation logam (Fe3+, Al3+)
Basa adalah spesies pemberi (donor) pasangan elektron.
Contohnya : OH-, atom dan ion dari golongan V - VII (F-,Cl-)
Reaksi asam basa merupakan pemakaian bersama pasangan elektron (contohnya : pada ikatan kovalen koordinasi) dan semua asam basa Arrhenius adalah asam basa Lewis
Adapun kelebihan teori asam dan basa Lewis yaitu:
Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam dengan pelarut lain dan bahkan dengan yang tidak mempunyai pelarut.
Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam molekul atau ion yang memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Contoh terdapat pada proses pembentukan senyawa komplek.
Teori asam dan basa Lewis mampu menerangkan dan menjelaskan suatu senyawa bersifat basa dari zat-zat organik, contohnya dalam DNA dan RNA didalamnya mengandung atom N, nitrogen, dimana memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Lewis yaitu teori Lewis memiliki kelemahan yaitu hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet.
4. Asam Basa Lux-Flood
Teori Asam Basa Lux-Flood merupakan penghidupan kembali teori asam basa oksigen yang diusulkan oleh kimiawan Jerman Hermann Lux pada tahun 1939, kemudian dikembangkan oleh Håkon Flood sekitar tahun 1947 dan masih digunakan sampai sekarang pada bidang geokimia modern dan elektrokimia lelehan garam. Konsep teori asam basa Lux-Flood ditinjau berdasarkan ion oksida (O2-). Konsep ini digunakan untuk menerangkan sistem non proton yang tidak dapat dijelaskan dengan definisi asam basa Bronsted-Lowry. Teori ini biasanya digunakan untuk meramalkan reaksi-reaksi yang berlangsung pada suhu tinggi dan proses pengolahan serta perekayasaan mineral dan logam.
Menurut teori asam basa Lux-Flood, senyawa yang bersifat asam yaitu senyawa-senyawa yang menjadi akseptor ion oksida. Sedangkan senyawa yang bersifat basa yaitu senyawa-senyawa yang menjadi pendonor ion oksida. Contoh reaksi antara CaO (kapur) dan SiO2 (pasir) yang terjadi pada suhu tinggi. Persamaan reaksi yang terjadi sebagai berikut.
CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(s)
Reaksi CaO atau SiO2 dapat pula terjadi pada suhu rendah sesuai persamaan berikut:
SO3(g) + H2O(l0 → H2SO4(aq)
SiO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
Adapun kelebihan teori asam basa lux-flood yaitu karakterisasi oksida logam dan non logam menggunakan sistem ini bermanfaat dalam industri pembuatan logam. Sedangkan kelemahan teori Lux-Flood yaitu teori ini terbatas hanya pada senyawa-senyawa yang memiliki ion oksida saja. Teori ini tidak dapat menjelaskan sifat kebasaan dan keasaman suatu senyawa yang tidak memiliki ion oksida di dalamnya.
C.Konsep pH Asam Basa
pH (pangkat hidrogen
atau power of hydrogen) yaitu bilangan yang menyatakan jumlah ion hidrogen (H+) dan jumlah ion hidroksil (OH-) dalam suatu zat. Nilai derajat keasaman dan kebasaan suatu zat tergantung pada jumlah ion H+ dan OH- di dalam air. Semakin asam suatu zat, maka akan semakin banyak ion H+ dan semakin sedikit jumlah ion OH- di dalam air. Begitu pula sebaliknya semakin basa suatu zat, maka akan semakin sedikit jumlah ion H+ dan semakin banyak ion OH- di dalam air. Jumlah ion H+ dan OH- di dalam air dinyatakan dengan pH atau pOH.Derajat keasaman atau kebasaan suatu zat hanya dinyatakan dengan skala pH. Derajat keasaman suatu zat (pH) ditunjukkan dengan skala 0-14
Sifat asam atau basa ditentukan oleh skala pH seperti berikut:
1. Larutan dengan pH < 7 bersifat asam.
2. Larutan dengan pH = 7 bersifat netral.
3. Larutan dengan pH > 7 bersifat basa.
Semakin kecil nilai pH, maka zat tersebut semakin bersifat asam. Sedangkan semakin besar nilai pH suatu zat, maka zat tersebut semakin bersifat basa.
Dalam bentuk matematis pH dinyatakan dalam persamaan berikut :
Untuk asam, larutan yang mempunyai banyak ion H+
pH = - log [H+]
Untuk basa, larutan yang mempunyai banyak ion OH-, maka di cari dahulu Poh
pOH = - log [OH-]
kemudian baru di dapat Phnya..
pH= 14 - pOH
D.Pengenalan Asam-Basa
Sifat asam atau basa senyawa dapat diketahui dengan cara mencicipi. Namun, pengenalan dengan cara ini beresiko tinggi karena ada senyawa kimia yang bersifat racun. Pengenalan senyawa asam dan basa dapat dilakukan menggunakan kertas lakmus dan indikator asam-basa.
1. Kertas Lakmus
Ada dua macam kertas lakmus yang bisa digunakan untuk mengenali senyawa asam atau basa, yaitu kertas lakmus merah dan kertas lakmus biru. Kertas lakmus biru berubah menjadi merah jika bereaksi dengan senyawa asam, sedangkan kertas lakmus merah berubah menjadi biru jika bereaksi dengan senyawa basa. Perhatikan data pengamatan berikut ini.
Tabel 1.1 Pengujian Sifat Asam-Basa Beberapa Zat
Larutan Perubahan Warna
Lakmus Merah Lakmus Biru Kesimpulan sifat Zat
Air Sumur Tidak Berubah Tidak Berubah Netral
HCL Tidak Berubah Merah Asam
Air Jeruk Tidak Berubah Merah Asam
NaOH Biru Tidak Berubah Basa
NH4OH Biru Tidak Berubah Basa
Glukosa Tidak Berubah Tidak Berubah Netral
Minuman Softdrink Tidak Berubah Merah Asam
Air Aki Tidak Berubah Merah Asam
Air Kapur Biru Tidak Berubah Basa
2. Indikator Asam-Basa
Indikator asam-basa adalah suatu zat yang memberikan warna yang berbeda pada larutan asam dan larutan basa. Dengan adanya perbedaan warna tersebut, indikator dapat digunakan untuk mengetahui apakah suatu zat bersifat asam atau basa. Perhatikan perubahan warna indikator pada larutan asam atau basa berikut ini.
Tabel 1.2 Beberapa zat Indikator Asam-Basa
Indikator Warna setelah Ditambahkan Indikator
Larutan Asam Larutan Basa Larutan Netral
Fenolftalein Tidak berwarna Merah muda Tidak berwarna
Bromtimol Kuning Biru Biru
Metil merah Merah Kuning Kuning
Metil jingga Merah Kuning Kuning
1.2.A.Kekuatan relatif asam dan basa.
Kekuatan suatu asam merupakan kemampuannya menyumbangkan atau melepaskan proton pada molekul air. Demikian juga dengan basa, kekuatannya diukur berdasarkan ion hidroksida yang dilepaskan. Dalam reaksi konjugasi asam basa di atas (dan berlaku untuk semua reaksi konjugasi), air merupakan basa lemah dibanding dengan HA (asam lebih kuat). Pasangan asam basa konjugasinya adalah HA dengan A‐ (asam kuat dengan basa lemah), serta H2O dengan H3O+ (basa lemah dengan asam kuat), total produk bersifat asam. Fenomena ini selalu terjadi, asam/basa lemah berkonjugasi dengan basa/asam kuat, dan sebaliknya. Itulah mengapa anion garam yang berasal dari asam kuat, kurang bersifat basa.
1. Asam Kuat
Asam kuat merupakan asam yang dianggap terionisasi sempurna dalam larutannya. Bila dalam air terlarut asam kuat, misalnya HCl 0,1 M maka akan dapat mengganggu kesetimbangan air. Persamaan ini menunjukkan hidrogen klorida terlarut dalam air yang terpisah untuk memberikan ion hidrogen dalam larutan dan ion klorida dalam larutan. Sebagai contoh, ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan hidrogen klorida, sangat sedikit sekali terjadi reaksi kebalikan yang dapat kita tulis: Pada tiap saat, sebenarnya 100% hidrogen klorida akan bereaksi untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida digambarkan sebagai asam kuat. Asam kuat adalah asam yang terionisasi 100% dalam larutan. Asam kuat lain yang biasa diperoleh adalah asam sulfat dan asam nitrat. pH adalah ukuran konsentrasi ion hidrogen dalam larutan. Asam kuat seperti asam hidroklorida pada konsentrasi seperti yang sering anda gunakan di lab memiliki pH berkisar antara 0 sampai 1. pH yang lebih rendah, konsentrasi ion hidrogen lebih tinggi dalam larutan.
2. Asam Lemah
Asam lemah merupakan asam yang hanya sebagian kecil yang dapat terionisasi. Oleh karena hanya sedikit terionisasi berarti dalam larutan asam lemah terjadi kesetimbangan reaksi antara ion yang dihasilkan asam tersebut dengan molekul asam yang terlarut dalam air. Untuk asam monoprotik HA, akan terjadi reaksi setimbang . Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah depan. Ion bereaksi dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air. Tetapan kesetimbangan Ka adalah:
Pada setiap saat, hanya sekitar 1% molekul asam etanoat yang diubah ke dalam bentuk ion. Sisanya tetap sebagai molekul asam etanoat yang sederhana. Sebagaian besar asam organik adalah asam lemah. Hidrogen fluorida (dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidrofluorida) adalah asam anorganik lemah.
3.Basa Kuat
Basa kuat seperti juga halnya dengan asam kuat, yaitu basa yang dalam larutannya dianggap terionisasi sempurna. Basa kuat akan mengakibatkan kesetimbangan air bergeser ke kiri karena adanya ion OH- yang berasal dari basa yang terlarut tersebut. Misalnya, dalam air terlarut NaOH 0,1 M, maka terdapat reaksi :Basa kuat adalah jenis senyawa sederhana yang dapat mendeprotonasi asam sangat lemah di dalam reaksi asam-basa. Contoh paling umum dari basa kuat adalah hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah seperti NaOH dan Ca(OH)2.
Beberapa contoh dari basa kuat antaralain
a. Kalium hidroksida (KOH)
b. Barium hidroksida (Ba(OH)2)
c. Caesium hidroksida (CsOH)
d. Natrium hidroksida (NaOH)
e. Stronsium hidroksida (Sr(OH)2)
f. Kalsium hidroksida (Ca(OH)2)
g. Magnesium hidroksida (Mg(OH)2)
h. Litium hidroksida (LiOH)
Kation dari basa kuat di atas terdapat pada grup pertama dan kedua pada daftar periodik (alkali dan alkali tanah). Penentuan pH basa kuat Karena pH merupakan pengukuran Beberapa basa kuat seperti kalsium hidroksida sangat tidak larut dalam air. Hal itu bukan suatu masalah – kalsium hidroksida tetap terionisasi 100% menjadi ion kalsium dan ion hidroksida. Kalsium hidroksida tetap dihitung sebagai basa kuat karena kalsium hidroksida 100% terionisasi.
4.Basa Lemah
Basa lemah Seperti halnya dengan asam, zat‐zat basapun akan mengalami disosiasi jika dilarutkan dalam air. Basa kuat, akan terdisosiasi langsung menjadi kation dan anion hidroksida (OH‐), sedangkan basa lemah akan bereaksi dengan air membentuk kation dengan mengambil proton dari molekul air (OH‐ dihasilkan dari molekul air yang kehilangan proton atau H+). Secara umum reaksi basa lemah adalah sebagai berikut : Kb adalah tetapan pengionan basa atau konstanta basa, makin besar nilai Kb maka semakin kuat sifat kebasaannya dalam air. Sebagai contoh untuk basa ammonia, NH3, reaksi disosiasinya dalam air adalah : Kb Ketika basa lemah bereaksi dengan air, posisi kesetimbangan bervariasi antara basa yang satu dengan basa yang lain. Selanjutnya bergeser ke kiri, ke basa yang lebih lemah. Dapat diperoleh pengukuran posisi kesetimbangan melalui penulisan tetapan kesetimbangan untuk reaksi. Harga tetapan yang lebih rendah, kesetimbangan lebih bergeser ke arah kiri. Amonia adalah basa lemah yang khas. Sudah sangat jelas amonia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida. Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida. Basa lemah adalah salah satu yang tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan.
B. Sifat- Sifat Asam dan Basa
Ada beberapa sifat-sifat khusus untuk membedakan suatu zat atau senyawa berupa asam atau basa yaitu:
1. Sifat Asam
Karena Ion hidrogen mempunyai muatan positif (makanya dikasih tanda plus (+) disebelah atas belakang H). Secara umum, Asam memiliki sifat sebagai berikut:
• Rasa masam jika dilarutkan dalam air (hanya untuk asam lemah)
• Sentuhan : terasa menyengat bila disentuh dan dapat merusak kulit (terutama jika asam pekat)
• Bersifat korosif terhadap logam. Dapat menyebabkan karat, dapat pula merusak jaringan kulit/iritasi dan melubangi benda yang terbuat dari kain, kayu atau kertas jika konsentrasinya tinggi (pengalaman pribadi, kalian mau coba? Dio kayanya semangat nih)
• Hantaran listrik : merupakan cairan elektrolit walaupun tidak selalu ionik (dapat menghantarkan listrik walau tidak selalu berbentuk ion)
• Derajat keasaman (pH) lebih kecil dari 7
• Mengubah warna lakmus menjadi berwarna merah
2. Sifat Basa
Sedangkan Ion hidroksida mempunyai muatan negatif (makanya dikasih tanda minus (-) disebelah atas belakang OH). Basa adalah lawan dari asam. Secara umum, Basa memiliki sifat sebagai berikut:
• Rasa pahit jika dilarutkan dalam air (hanya untuk basa lemah)
• Sentuhan : terasa licin seperti sabun bila disentuh (hanya untuk basa lemah)
• Bersifat kaustik (dapat merusak jaringan kulit/iritasi)
• Hantaran listrik : dapat menghantarkan listrik (merupakan larutan elektrolit)
• Derajat keasaman (pH) lebih besar dari 7
• Mengubah warna lakmus menjadi berwarna biru
• Dalam keadaan murni umumnya berupa kristal padat
C.Jenis- Jenis Asam dan Basa
1. Jenis- Jenis Asam
Asam terbagi dua jenis yaitu Asam Kuat dan Asam Lemah.
A. Asam Kuat yaitu Asam yang dapat terionisasi 100% dalam larutan
Contoh asam Kuat:
1.Asam sulfat (H2SO4)
2.Asam klorida (HCl)
3.Asam nitrat (HNO3)
4.Asam bromida (HBr)
5.Asam iodida (HI)
6.Asam klorat (HClO4)
B.Asam lemah yaitu Asam yang tidak terionisasi seluruhnya pada saat dilarutkan dalam air.
Contoh asam lemah:
1.Asam askorbat
2.Asam karbonat
3.Asam sitrat
4.Asam etanoat
5.Asam laktat
6.Asam fosfat
D.Aplikasi Asam Basa Dalam Kehidupan
Asam merupakan kebutuhan industri yang vital. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam nitrat dan asam klorida. Asam sulfat (H2SO4) merupakan cairan kental menyerupai oli. Umumnya asam sulfat digunakan dalam pembuatan pupuk, pengilangan minyak, pabrik baja, pabrik plastik, obat-obatan, pewarna, dan untuk pembuatan asam lainnya. Asam fosfat (H3PO4) digunakan untuk pembuatan pupuk dan deterjen. Namun, sangat disayangkan bahwa fosfat dapat menyebabkan masalah pencemaran di danau-danau dan aliran sungai.
Asam nitrat (HNO3) banyak digunakan untuk pembuatan bahan peledak dan pupuk. Asam nitrat pekat merupakan cairan tidak berwarna yang dapat mengakibatkan luka bakar pada kulit manusia. Asam klorida (HCl) adalah gas yang tidak berwarna yang dilarutkan dalam air. Asap HCl dan ion-ionnya yang terbentuk dalam larutan, keduanya berbahaya bagi jaringan tubuh manusia.
Dalam keadaan murni, pada umumnya basa berupa kristal padat. Beberapa produk rumah tangga yang mengandung basa, antara lain deodorant, antasid, dan sabun. Basa yang digunakan secara luas adalah kalsium hidroksida, Ca(OH)2 yang umumnya disebut soda kaustik suatu basa yang berupa tepung kristal putih yang mudah larut dalam air. Basa yang paling banyak digunakan adalah amoniak. Amoniak merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang sangat menyengat, sehingga sangat mengganggu saluran pernafasan dan paru-paru bila gas terhirup. Amoniak digunakan sebagai pupuk, serta bahan pembuatan rayon, nilon dan asam nitrat
1.4.Macam-Macam Indikator
A.Indikator Ph
Sering ditemui di laboratorium atau dalam kehidupan sehari-hari, larutan yang bersifat asam dan basa memiliki warna yang sama, yaitu sama-sama bening. Lalu, bagaimanakah cara kita mengetahui bahwa larutan tersebut bersifat asam atau basa? Jika hanya dilihat dari penampakan luar tentu sangat sulit. Jika kita menggunakan indera penciuman untuk mendeteksi larutan tersebut, hal itu juga belum tentu aman, mengingat asam kuat seperti asam klorida berbau asam dan berasap, dan asapnya dapat mengiritasi pernafasan. Jika kita menggunakan indera peraba, maka hal itu juga belum tentu aman, karena sifat asam dan basa kuat yang iritant dan korosif. Oleh karena itu, kita memerlukan beberapa peralatan untuk mendeteksi asam atau basa larutan. Mari kita simak di bawah ini,
1.Kertas lakmus
Kertas Lakmus merupakan suatu kertas dari bahan kimia yang akan berubah warna jika dicelupkan dalam larutan asam atau basa. Terdapat beberapa versi bahan yang digunakan dalam pembuatan kertas lakmus. Ada kertas lakmus yang dibuat dari sejenis kertas yang dicelupkan dalam lumut kerak, kemudian dikeringkan. Ada juga kertas lakmus yang dibuat dari selulosa kayu yang merupakan komponen utama dari dinding sel pohon.
Kertas lakmus akan mengalami perubahan warna jika dicelupkan dalam larutan asam dan akan berbeda lagi warnanya jika dicelupkan dalam larutan basa. Kertas lakmus yang dikenal di pasaran saat ini memiliki dua warna yaitu merah dan biru. Berikut tabel perubahan warna kertas lakmus dalam larutan
LARUTAN LAKMUS MERAH LAKMUS BIRU MERAH
ASAM MERAH MERAH
BASA BIRU BIRU
NETRAL MERAH BIRU
2. Kertas pHmeter
Kertas pH meter atau sering disebut juga indikator pH universal di pasaran dijual bebas dengan berbagai macam merek. Rentang pengukuran pH dengan menggunakan alat ini adalah dari 0-14. Kertas pH menunjukkan warna tertentu jika dicelupkan ke dalam larutan dengan pH tertentu.
Larutan Indikator Asam Basa
Selain berwujud kertas, indikator asam basa juga ada yang berupa larutan. Larutan ini ada yang terbuat dari bahan kimia tertentu,ada pula yang bisa kita buat sendiri menggunakan bahan-bahan alami yang ada di sekitar kita
Sedangkan indikator alami asam basa dapat dibuat dari kol ungu, bunga sepatu, bunga mawar, kunyit, bunga-bunga lainnya, daun-daunan dan sebagainya. Berikut ini contoh gambar perubahan warna cairan kol ungu dalam berbagi larutan dengan pH berbeda
Zat aktif yang berperan dalam perubahan warna dalam larutan asam dan basa adalah antosianin. Antosianin memiliki sensitivitas yang tinggi terhadap perubahan pH. Kol ungu merupakan salah satu jenis tanaman yang memiliki kandungan zat antosianin yang tinggi. Sensitivitas zat antosianin terhadap perubahan pH dapat kita amati pada gambar
berikut
3. pHmeter digital sederhana
pHmeter digital sederhana, memiliki bentuk kotak persegi panjang, dengan kotak kecil untuk menampilkan digit angka pH larutan yang diukur. Pada bagian ujung yang bersentuhan dengan larutan mengandung sensor seperti kaca bulatan yang merupakan sensor pH. Pengukuran dengan pH meter digital ini lebih akurat, mencapai satu desimal di belakang koma. Alat ini adalah memerlukan kalibrasi secara teratur untuk menjaga pengukuran tetap sesuai.
3. pHmeter digital berbasis komputer
pHmeter digital berbasis komputer sebenarnya mirip dengan pH meter digital sederhana, memiliki sensor pH. Perbedaannya terletak pada adanya koneksi pHmeter ini dengan interface yang dihubungkan dengan komputer untuk menampilkan data pengukuran. Karena berbasis komputer, pengukuran lebih akurat, serta dapat menampilkan grafik pH (setelah diinstal dengan software CMA). Alat ini juga memerlukan kalibrasi secara teratur, serta harus dijaga kondisi sensor pH agar tidak kering, yaitu dengan mencelupkan selalu dalam larutan 3,3 MKCl
B.HUBUNGAN PH DAN 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.
1.5.A.MACAM- MACAM ALAT UKUR PH DAN POH
1. PH Meter
adalah sebuah alat elektronik yang digunakan untuk mengukur pH (kadar keasaman atau alkalinitas) ataupun basa dari suatu larutan (meskipun probe khusus terkadang digunakan untuk mengukur pH zat semi padat). PH meter yang biasa terdiri dari pengukuran probe pH (elektroda gelas) yang terhubung ke pengukuran pembacaan yang mengukur dan menampilkan pH yang terukur. Prinsip kerja dari alat ini yaitu semakin banyak elektron pada sampel maka akan semakin bernilai asam begitu pun sebaliknya, karena batang pada pH meter berisi larutan elektrolit lemah. Alat ini ada yang digital dan juga analog. pH meter banyak digunakan dalam analisis kimia kuantitatif.
Probe pH mengukur pH seperti aktifitas ion-ion hidrogen yang mengelilingi bohlam kaca berdinding tipis pada ujungnya. Probe ini menghasilkan tegangan rendah (sekitar 0.06 volt per unit pH) yang diukur dan ditampilkan sebagai pembacaan nilai pH.
Rangkaian pengukurannya tidak lebih dari sebuah voltmeter yang menampilkan pengukuran dalam pH selain volt. Pengukuran Impedansi input harus sangat tinggi karena adanya resistansi tinggi (sekitar 20 hingga 1000 MΩ) pada probe elektroda yang biasa digunakan dengan pH meter. Rangkaian pH meter biasanya terdiri dari amplifier operasional yang memiliki konfigurasi pembalik, dengan total gain tegangan kurang lebih -17. Amplifier meng-konversi tegangan rendah yang dihasilkan oleh probe (+0.059 volt/pH) dalam unit pH, yang mana kemudian dibandingkan dengan tegangan referensi untuk memberikan hasil pembacaan pada skala pH.
Untuk pengukuran yang sangat presisi dan tepat, pH meter harus dikalibrasi setiap sebelum dan sesudah melakukan pengukuran. Untuk penggunaan normal kalibrasi harus dilakukan setiap hari. Alasan melakukan hal ini adalah probe kaca elektroda tidak diproduksi e.m.f. dalam jangka waktu lama.
Kalibrasi harus dilakukan setidaknya dengan dua macam cairan standard buffer yang sesuai dengan rentang nilai pH yang akan diukur. Untuk penggunaan umum buffer pH 4 dan pH 10 diperbolehkan. pH meter memiliki pengontrol pertama (kalibrasi) untuk mengatur pembacaan pengukuran agar sama dengan nilai standard buffer pertama dan pengontrol kedua (slope) yang digunakan menyetel pembacaan meter sama dengan nilai buffer kedua. Pengontrol ketiga untuk men-set temperatur.
Dalam penggunaan pH meter ini, Tingkat keasaman/kebasaan dari suatu zat, ditentukan berdasarkan keberadaan jumlah ion hidrogen dan ion hodroksida dalam larutan. Yang dapat dinyatakan dengan persamaan:
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
pH = 14 – pOH
Keuntungan dari penggunaan pH meter dalam menentukan tingkat keasaman suatu senyawa adalah:
• Pemakaiannya bisa berulang-ulang
• Nilai pH terukur relatif cukup akurat
Instrumen yang digunakan dalam pHmeter dapat bersifat analog maupun digital. Sebagaimana alat yang lain, untuk mendapatkan hasil pengukuran yang baik, maka diperlukan perawatan dan kalibrasi pH meter. Pada penggunaan pH meter, kalibrasi alat harus diperhatikan sebelum dilakukan pengukuran. Seperti diketahui prinsip utama pH meter adalah pengukuran arsu listrik yang tercatat pada sensor pH akibat suasana ionik di larutan. Stabilitas sensor harus selalu dijaga dan caranya adalah dengan kalibrasi alat. Kalibrasi terhadap pHmeter dilakukan dengan: Larutan buffer standar : pH = 4,01 ; 7,00 ; 10,01
2. Lakmus
Lakmus adalah suatu kertas dari bahan kimia yang akan berubah warna jika dicelupkan kedalam larutan asam/basa. Warna yang dihasilkan sangat dipengaruhi oleh kadar pH dalam larutan yang ada.
Semua asam dan basa mempunyai sifat sifat tertentu, tidak semua asam mempunyai sifat yang sama demikian juga pada basa. Kita juga sudah mengenal bahwa asam terbagi menjadi dua yaitu asam lemah dan asam kuat, demikian juga basa, ada basa kuat dan basa lemah. Kekuatan asam atau basa tergantung dari bagaimana suatu senyawa diuraikan dalam pembentukan ion-ion jika senyawa tersebut dalam air. Asam atau basa juga bersifat elektrolit, daya hantar larutan elektrolit bergantung pada konsentrasi ion-ion dalam larutan. Elektrolit kuat jika dapat terionisasi secara sempurna sehingga konsentrasi ion relatif besar, elektrolit lemah jika hanya sebagian kecil saja yang dapat terionisasi, sehingga konsentrasi ion relatif sedikit. Untuk mengetahui suatu larutan termasuk elektrolit atau bukan dapat menggunakan alat penguji elektrolit atau juga dapat menggunakan alat pH meter, dan indikator universal untuk mengetahui pH suatu larutan secara langsung sehingga dapat diketahui apakah larutan tersebut termasuk asam, basa atau garam. Nilai pH ditunjukkan dengan skala, secara sistematis dengan nomor 0-14.
Warna kertas lakmus dalam larytan asam, larytan basa, dan larutan bersifat netral berbeda. Ada dua macam kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Sifat dari masing-masing kertas lakmus tersebut sbagai berikut.
1. Lakmus merah dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru dan dalam larutan netral berwarna merah.
2. Lakmus biru dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru dan dalam larutan netral berwarna biru.
3. Metil merah dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna kuning dan dalam larutan netral berwarna kuning.
4. Metil Jingga dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna kuning dan dalam larutan netral berwarna kuning.
5. Fenolftalin dalam larutan asam berwarna - dan dalam larutan basa berwarna merah dan dalam larutan netral berwarna -
BAB 111.Kesimpulan dan Saran
A.Kesimpulan
Berdasarkan penjelasan dalam makalah ini, diperoleh kesimpulan sebagai berikut:.
1.Ada 2 alat ukur ph yaitu ph metermkertas lakmus
2. Aplikasi Asam Basa Dalam Kehidupan
3 Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air melepakan ion H+, sedangkan basa adalah zat yang dalam air melepaskan ion OH–.
4.Menurut Bronsted-Lowry. Asam adalah zat yang menyediakan proton dan basa penerima proton.
5. Menurut Lewis asam sebagai akseptor pasangan elektron, dan suatu basa sebagai donor pasangan tersebut.
6. Asam adalah zat yang berasa asam dengan pH dibawah tujuh sedangkan basa adalah zat yang bersifat kaustik dengan pH diatas tujuh dan senyawa yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air.
7.Indikator adalah senyawa kompleks yang bisa bereaksi dengan asam dan basa. 8.Indikator digunakan untuk mengidentifikasi apakah suatu zat bersifat asam atau basa.
9. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam.
b.Saran
Karena asam, dan basa sangat berpengaruh bagi kehidupan sehari-hari, kita harus mempelajarinya lebih mendalam agar kita bisa tau apa itu asam basa dan bagaimana aplikasinya seperti apa alat ukur ph itu sendiri supaya kita dapat menggunakannya dengan baik dan benar ,biar semua nya tau apa bahaya asam dan basa ,dan kita harus mempelajarinya lebih baik lagi supaya nantinya bermanfaat untuk diri kita dan orang lain
Soal dan pembahasan
Soal No. 1
Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi ion H+ sebesar 10− 4 M dengan tanpa bantuan alat hitung kalkulator!
Pembahasan
Menghitung pH larutan atau pOH larutan.
Diketahui data:
[H+] = 10−4, dengan rumus yang pertama untuk mencari pH
Sehingga:
Ingat kembali rumus logaritma:
pH larutan adalah 4.
Soal No. 2
Tentukan pH dari suatu larutan yang memiliki konsentrasi ion H+ sebesar 2 × 10−4 M. Gunakan nilai log 2 = 0,3
Pembahasan
[H+ ] = 2 × 10−4, dengan rumus yang sama,
Ingat sifat log berikut
Soal No. 3
Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 3. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pH = 3
[H+] = .....
Soal No. 4
Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 2,7. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pH = 2,7
[H+] = .....
Dengan rumus yang sama dan perhitungan memakai bantuan kalkulator
Soal No. 5
Suatu larutan diketahui memiliki nilai pH sebesar 2,7. Tentukan besar konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut dengan tanpa kalkulator, diberikan log 2 = 0,3!
Pembahasan
Data:
pH = 2,7
[H+] = .....
Soal No. 6
Suatu larutan diketahui memiliki pH sebesar 4,5. Tentukan pOH dari larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pH = 4,5
pOH =...
pH + pOH = 14
4,5 + pOH = 14
pOH = 14 − 4,5 = 9,5
Soal No. 7
Suatu larutan diketahui memiliki pOH sebesar 11,2. Tentukan pH dari larutan tersebut!
Pembahasan
Data:
pOH = 11,2
pH =...
pH + pOH = 14
pH + 11,2 = 14
pH = 14 − 11,2 = 2,8
Soal No. 8
Jika tetapan suatu asam HA 10−5, pH larutan HA 0,1 M adalah....
A. 5
B. 4
C. 3
D. 2
E. 1
(umptn 1996)
Pembahasan
Menentukan pH melalui tetapan asam yang diketahui:
dimana:
Ka = tetapan ionisasi asam
M = konsentrasi asam
Sehingga
Soal No. 9
Tentukan pH dari larutan H2SO4 0,005 M
Pembahasan
H2SO4 termasuk asam kuat dan diasumsikan mengion dengan sempurna sebagai berikut:
H2SO4 → 2H+ + SO42−
0,005 M 0,01 M 0,005 M
[H+] = 0,01 M = 10−2 M
pH = − log (10−2) = 2
Soal No. 10
Tentukan nilai pH larutan NH3 0,1 M diketahui Kb = 10−5!
Pembahasan
Menentukan pOH dari basa lemah terlebih dahulu melalui tetapan ionisasi basa yang diketahui:
Sehingga
Soal No. 11
Jika harga Kb NH3 = 2 ⋅ 10−5 maka pH larutan NH3 0,2 M adalah....
A. 11 + log 2
B. 11 − log 2
C. 8 − log 2
D. 8 + log 2
E. 3 − log 2
(uan 2002)
Pembahasan
Menentukan pOH dari basa lemah terlebih dahulu melalui tetapan ionisasi basa yang diketahui:
Soal No. 12
Suatu larutan memiliki pH = 2. Tentukan pH larutan jika diencerkan dengan air seratus kali!
Pembahasan
Data:
Diencerkan 100 x berarti V2 = 100 V1
pH = 2, berarti [H+] = 10−2
pH setelah diencerkan =....
V2M2 = V1M1
Soal No. 13
Bila larutan asam kuat (pH = 1) diencerkan dengan air sepuluh kali, tentukan pH setelah pengenceran!
Pembahasan
Lakukan seperti nomor 11, akan diperoleh hasil nilai pH = 2
Soal No. 14
Dalam suatu wadah terdapat larutan CH3COOH 0,1 M sebanyak 400 mL (Ka = 10 -5).
Ke dalam larutan kemudian dicampurkan H2SO4 0,001 M sebanyak 600 mL. Tentukan pH campuran tersebut!
Pembahasan
Menentukan pH campuran Asam dengan Asam.
Tentukan terlebih dahulu konsentrasi ion H+ dari pencampuran tersebut:
dengan data:
H2SO4 (asam kuat)
0,001 M sebanyak 600 mL
V1 = 600 mL
[H+]1 = M × valensi asam = 0,001 × 2 = 0,002 M
CH3COOH (asam lemah)
0,1 M sebanyak 400 mL (Ka = 10 -5)
V2 = 400 mL
[H+]2 = √(Ka × M) = √(10 -5 × 0,1 M) = 0,001 M
Konsentrasi H+ dengan demikian adalah
pH campuran:
Soal No. 15
Dalam sebuah wadah terdapat 400 mL larutan NH3 0,1 M (α = 1%) kemudian ditambahkan 600 mL larutan Ba(OH)2 0,001 M. Tentukan:
a) [OH − ] dari NH3
b) [OH -] dari Ba(OH)2
c) pH campuran
Pembahasan
a) [OH − ] dari NH3
NH3 termasuk basa lemah. Sehingga [OH −] darinya adalah
[OH − ] = M × α = 0,1 × 1/100 = 10 −3 M
b) [OH −] dari Ba(OH)2
Ba(OH)2 termasuk basa kuat. [OH − ] dari Ba(OH)2 adalah
[OH −] = M × valensi = 0,001 × 2 = 0,002 = 2 × 10 −3 M
c) pH campuran
Dengan rumus campuran dua macam basa berikut
dimana
V1 = 400 mL
[OH − ]1 = 10 −3 M
V2 = 600 mL
[OH − ]2 = 2 × 10 −3 M
diperoleh [OH −] campuran
pOH dan pH dari campurannya adalah
Soal No. 16
Diberikan larutan 250 mL HCl 0,02 M yang dicampurkan dengan 250 mL NaOH 0,01 M. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Tentang campuran asam kuat dan basa kuat. pH campuran tergantung dari sisa reaksi jika ada. Terlebih dahulu menentukan mol-mol asam - basa yang bereaksi untuk kemudian mengetahui sisanya.
Dari 250 mL HCl 0,02 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,02
mol = V × M = 250 × 0,02 = 5 mmol
Dari 250 mL NaOH 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tersisa 2,5 mmol HCl pada volume campuran V = 250 mL + 250 mL = 500 mL. Sehingga [H+] adalah
[H+] = 2,5 mmol / 500 mL = 5 × 10−3 mol/L = 5 × 10−3 M
pH campurannya:
pH = − log [H+]
= − log (5 × 10−3)
= 3 − log 5
= 2,3
Soal No. 17
Diberikan larutan 250 mL HCl 0,01 M yang dicampurkan dengan 250 mL NaOH 0,01 M. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Seperti soal sebelumnya, asam kuat dicampur basa kuat:
Dari 250 mL HCl 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Dari 250 mL NaOH 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tidak ada sisa dari asam kuat maupun basa kuat. Untuk kasus seperti ini pH = 7.
Soal No. 18
Diberikan larutan 250 mL HCl 0,01 M yang dicampurkan dengan 250 mL NaOH 0,02 M. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Larutan dari asam kuat dicampur basa kuat:
Dari 250 mL HCl 0,01 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,01
mol = V × M = 250 × 0,01 = 2,5 mmol
Dari 250 mL NaOH 0,02 M diperoleh data:
V = 250 mL
M = 0,02
mol = V × M = 250 × 0,02 = 5 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tersisa 2,5 mmol NaOH pada volume campuran V = 250 mL + 250 mL = 500 mL. Sehingga [OH − ] adalah
[OH − ] = 2,5 mmol / 500 mL = 5 × 10−3 mol/L = 5 × 10−3 M
pOH campurannya:
pOH = − log [OH − ]
= − log (5 × 10−3)
= 3 − log 5
= 2,3
pH campurannya:
pH = 14 − 2,3 = 11,7
Soal No. 19
Diberikan larutan HCl 200 mL dengan pH = 2 yang dicampurkan dengan 200 mL NaOH dengan pOH = 4. Tentukan pH larutan yang diperoleh!
Pembahasan
Prinsipnya sama seperti 3 soal sebelumnya. Disini diketahui pH dan pOH dari masing-masing asam dan basa hingga dapat ditentukan dulu mol asam dan basa yang bereaksi.
Data:
Dari HCl 200 mL dengan pH = 2
V = 200 mL
pH = 2 → [H+ ] = 10 −2 M
mol H+ = M × V = 10 −2 × 200 mL = 2 mmol
Karena
HCl → H+ + Cl −
2 mmol ← 2 mmol
mol HCl = 2 mmol
Dari NaOH 200 mL dengan pOH = 4
V = 200 mL
pOH = 4 → [OH − ] = 10 −4 M
mol OH − = M × V = 10 −4 × 200 mL = 0,2 mmol
mol OH − = M × V = 10 −4 × 200 mL = 0,02 mmol
Karena
NaOH → Na+ + OH −
0,02 mmol ← 0,02 mmol
mol NaOH = 0,02 mmol
Reaksi yang terjadi antara HCl dan NaOH :
Tersisa HCl sebanyak 1,98 mmol pada campuran dengan volum V = 200 mL + 200 mL = 400 mL. Setelah mengetahui [H+], dapat dilanjutkan menghitung pH nya:
Soal No. 20
80 mL NaOH 0,1 M dicampur dengan 80 mL HCl 0,1 M. pH larutan yang dihasilkan adalah....
A. 4
B. 7
C. 8
D. 9
E. 11
Pembahasan
Data:
80 mL NaOH (basa kuat) 0,1 M → 8 mmol
80 mL HCl (asam kuat) 0,1 M → 8 mmol
Reaksi yang terjadi:
Tidak ada sisa baik dari asam ataupun basa, reaksi dari asam kuat dan basa kuat yang tanpa sisa menghasilkan larutan dengan pH 7. Jawaban : B
21. Garam berikut ini yang larutannya dalam air bersifat basa adalah ........
A. (NH4)2 SO4
B. K2 SO4
C. KCN
D. NH4 Cl
E. NH4 CN
Jawaban Yang Benar : KCN
Pembahasan
Garam yang larutannya dalam air bersifat basa, bila garam tersebut berasal dari basa kuat dan asam lemah : KCN
22. Larutan protein dapat bereaksi dengan asam maupun basa. Ini menunjukkan bahwa protein bersifat ........
A. Kovalen
B. Amfoter
C. Asam lemah
D. Netral
E. Basa lemah
Jawaban Yang Benar : Amfoter
Pembahasan
Asam amino merupakan senyawa amfoter, jadi bersifat basa dalam suasana asam kuat dan bersifat asam dalam suasana basa kuat.
23. Senyawa alkohol di bawah ini yang tidak dapat dioksidasi oleh larutan KMnO4 atau K2 Cr2 O7 dalam suasana asam adalah ........
A. 2-metil-butanol
B. 3-metil-2-butanol
C. 3-pentanol
D. 3, 3-dimetil-2-butanol
E. 4-metil-2-pentanol
Jawaban Yang Benar : 2-metil-butanol
Pembahasan
Alkohol yang tidak dioksidasi adalah alkohol tertair yaitu 2- metil-2-butanol
24. Garam di bawah ini yang bila dilarutkan ke dalam air bersifat basa adalah .......
A. CH3 COONa
B. Na2 SO4
C. KCl
D. NH4 Cl
E. NaCl
Jawaban Yang Benar : CH3 COONa
Pembahasan
Garam yang dalam air terhidrolisis dan bersifat basa adalah senyawa garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah.
a. Na2 SO4 NaOH(= BK) + H2SO4(= AK)
b. NaCl NaOH(= BK) + HCl(=AK)
c. KCl KOH(= BK) + HCl(= AK)
d. NH4 Cl NH3(= BL) + HCl(=AK)
e. CH3 COONa CHCOOH3(= AL) + NaOH(= BK)
25. Suatu asam lemah HA, pH nya = 4 - log 5.
Ka : HA = 2,5 x 10-5
Konsentrasi HA adalah .......
A. 1,05 M
B. 0,03 M
C. 0,04 M
D. ,02 M
E. 0,01 M
Jawaban Yang Benar : 0,02 M Pembahasan
pH asam lemah HA = 4 - log 5
Ka : HA = 2,5 . 10-5
26. Larutan asam sulfat 0.02 M sebanyak 200 mL dicampur dengan 300 mL larutan 0.01 M HNO3. Tentukanlah pH larutan sebelum dan sesudah dicampur!
Pembahasan :
Pertama kita cari saja dulu pH larutan masing masing larutan sebelum dicampur. H2SO4 dan HNO3 sama sama asam kuat sehingga untuk mencari konsentrasi H+ nya dapat digunakan rumus sebagai berikut :
Konsentrasi H+ H2SO4
= valensi x M
= 2 x 0.02 M
= 0.04
= 4 x 10^-2 M
pH awal H2SO4
= - log [H+]
= - log 4 x 10^-2
= 2 - log 4
Konsentrasi H+ HNO3
= Valensi x M
= 1 x 0.01 M
= 0.01 M
= 1 x 10^-2 M
pH awalal HNO3 adalah :
= - log [H+]
= - log 1 x 10^-2
= 2
Nah jika dicampur kedua larutan tersebut mala yang akan bertambah adalah jumlah H+ dalam larutan dan volumenya.
Mol H+ dalam H2SO4
= 2 x M x V
= 2 x 0.02 M x 0.2 L
= 8 x 10^-3 mol
Mol H+ dalam HNO3
= 1 x M x V
= 1 x 0.01 x 0.3
= 3 x 10^-3 mol
Maka mol total H+ dalam larutan setelah dicampur adalah :
= mol H+ H2SO4 + mol H+ HNO3
= 8 x 10^-3 + 3 x 10^-3
= 11 x 10^-3 mol
Volume campuran = 200 mL + 300 mL
= 300 mL
[H+ campuran]
= (mol campuran / Volume campuran)
= ( 11 x 10^-3/ 0.3 L)
= 0.037
= 3.7 x 10^-3 M
pH campuran
= - log [H+ campuran]
= - log 3.7 x 10^-3
= 3 - log 3.7
Suatu larutan asam lemah mempunyai pH = 4 - log 5. Jika Ka Asam lemah tersebut adalah 2.5 x 10 ^-5. Tentukanlahbkonsentrasi asam lemah tersebut!
Pembahasan:
Nah misalkan saja asam lemahnya adalah HA. Karena asam lemah tidak mengion sempurna maka konsentrasi H+ nya tidak sama dengan konsentrasi asam lemahnya.
Oleh karena itu rumus yang digunakan berbeda dengan rumus asam kuat. Rumus yang digunakan adalah sebagai berikut:
Pada soal yang ditanyakan adalah M yang dapat dicari menggunakan rumus diatas:
(agar tanda akar hilang kuadartkan kedua ruas.
DAFTAR PUSTAKA
http://laboratoriumsainsnfbs.blogspot.co.id/2015/03/macam-macamphmeter.html
http://alatkimia.com/kertas-lakmus-dan-sifatnya/
http://chemistry4net.blogspot.com/2012/04/jurnal-praktikum-kimia-asam-basa.html
https://ferdiasbookelmann.wordpress.com/2014/12/16/yuk-kenalkan-konsep-asam-basa-ke-anak-melalui-fun-experiment/
http://www.ebay.com/bhp/hanna-ph-meter
http://www.basic-science.com/docs/gsc40020icon.jpg
http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/cara-menentukan-menghitung-ph-dan-poh.html
https://hudawaudchemistry.wordpress.com/2014/01/07/ph-dan-poh/