Asam, Basa, dan pH: Perpindahan Proton dan Skala Logaritmik

Dari asam Arrhenius ke perpindahan proton Brønsted–Lowry

Arrhenius mendefinisikan asam sebagai senyawa yang menghasilkan ion hidrogen dalam air dan basa sebagai senyawa yang menghasilkan ion hidroksida. Definisi ini berlaku untuk asam klorida dan natrium hidroksida, tetapi tidak dapat menjelaskan mengapa amonia, NH₃, yang tidak mengandung hidroksida, membuat air bersifat basa.

Definisi Brønsted–Lowry memperbaikinya dengan berfokus pada proton. Asam adalah donor proton dan basa adalah akseptor proton, sehingga setiap reaksi asam–basa adalah perpindahan proton dari satu spesi ke spesi lain. Amonia adalah basa karena menerima proton dari air: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

Proton telanjang tidak ada bebas dalam air. Proton itu berikatan dengan molekul air membentuk ion hidronium, H₃O⁺. Para kimiawan sering menulis H⁺(aq) sebagai singkatan, dan kedua notasi itu bermakna sama dalam perhitungan pH.

Menemukan pasangan asam–basa konjugat

Ketika asam menyumbangkan proton, yang tersisa adalah basa konjugatnya; ketika basa menerima proton, ia menjadi asam konjugatnya. Kedua anggota pasangan konjugat berbeda tepat satu H⁺. Dalam HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), pasangannya adalah HF/F⁻ dan H₃O⁺/H₂O.

Air muncul sebagai basa dalam reaksi HF dan sebagai asam dalam reaksi amonia. Spesi yang dapat menyumbangkan atau menerima proton disebut amfiprotik. Hidrogen karbonat, HCO₃⁻, adalah contoh lain: spesi ini dapat melepaskan proton menjadi CO₃²⁻ atau menerima satu menjadi H₂CO₃.

• Tulis persamaannya dan temukan spesi yang kehilangan H⁺ dari kiri ke kanan. Itulah asamnya.
• Temukan spesi yang memperoleh H⁺. Itulah basanya.
• Pasangkan setiap pereaksi dengan produk yang berbeda satu H⁺ darinya, dan periksa bahwa muatannya berbeda satu.

Kuat dan lemah menyatakan tingkat, bukan konsentrasi

Asam kuat terionisasi pada dasarnya sempurna dalam air, sehingga setiap molekul asam yang larut menghasilkan H₃O⁺ dan basa konjugatnya. Asam kuat yang umum adalah HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, dan H₂SO₄ (untuk proton pertamanya). Basa kuat yang umum adalah hidroksida logam golongan 1 serta kalsium, stronsium, dan barium. Asam lemah hanya terionisasi sebagian, dan kesetimbangan terbentuk antara molekul dan ion-ionnya.

Kekuatan dan konsentrasi adalah dua gagasan yang berbeda. Larutan encer asam kuat dapat memiliki ion hidronium lebih sedikit daripada larutan pekat asam lemah. Namun, pada konsentrasi yang sama, perbedaannya besar. Larutan HCl 0.10 mol/L memiliki [H₃O⁺] = 0.10 mol/L dan pH 1.00. Asam asetat, dengan tetapan ionisasi asam Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (Lampiran H OpenStax), hanya terionisasi sekitar 1 persen pada 0.10 mol/L, dan pH-nya sekitar 2.9. Perhitungan kesetimbangan asam lemah adalah topik tersendiri; panduan ini hanya memakai perbandingannya.

Kekuatan asam dan basa konjugatnya saling terkait. Basa konjugat asam kuat, seperti Cl⁻ dan NO₃⁻, memiliki kecenderungan yang dapat diabaikan untuk menerima proton dalam air.

Tetapan hasil kali ion air, pH, dan pOH

Bahkan air murni mengandung sedikit ion, karena molekul air saling memindahkan proton: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). Tetapan kesetimbangan untuk autoionisasi ini adalah Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ pada 25 °C. Dalam air murni kedua konsentrasi itu sama, masing-masing 1.0 × 10⁻⁷ mol/L. Dalam larutan berair apa pun pada 25 °C, jika Anda mengetahui satu konsentrasi, Anda dapat mencari yang lain dengan membagi Kw dengannya.

Karena konsentrasi ini mencakup banyak pangkat sepuluh, para kimiawan memakai logaritma: pH = −log[H₃O⁺] dan pOH = −log[OH⁻]. Mengambil logaritma negatif dari ekspresi Kw menghasilkan pH + pOH = 14.00 pada 25 °C. Perubahan satu satuan pH berarti perubahan sepuluh kali lipat konsentrasi hidronium, sehingga larutan dengan pH 3 memiliki [H₃O⁺] 100 kali larutan dengan pH 5.

Netral berarti [H₃O⁺] = [OH⁻], yang merupakan pH 7.00 hanya pada 25 °C. Kw meningkat seiring suhu; OpenStax memberikan sekitar 5.6 × 10⁻¹³ pada 100 °C, ketika air netral memiliki pH mendekati 6.1. Untuk logaritma, jumlah tempat desimal dalam pH sama dengan jumlah angka penting dalam konsentrasi.

Menghitung pH untuk asam kuat dan basa kuat

Contoh soal 1. Carilah pH asam nitrat 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ kuat, sehingga [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. Konsentrasinya memiliki dua angka penting, sehingga pH-nya memiliki dua tempat desimal. Kemudian [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, sangat kecil sebagaimana diharapkan dalam larutan asam.

Contoh soal 2. 0.350 g kalium hidroksida dilarutkan hingga membentuk 750.0 mL larutan. Dengan bobot atom standar IUPAC yang dibulatkan sampai dua desimal (K 39.10, O 16.00, H 1.01), M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, dan [OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, dan pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, dibatasi dua tempat desimal oleh 14.00.

Contoh soal 3. Carilah pH stronsium hidroksida 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ melepaskan dua ion hidroksida per satuan rumus, sehingga [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 dan pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. Melupakan faktor 2 akan menghasilkan pH yang sekitar 0.30 terlalu rendah.

Contoh soal 4. Suatu larutan memiliki pH 4.62. Balikkan logaritmanya: [H₃O⁺] = 10 pangkat −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. Dua tempat desimal pada pH memungkinkan dua angka penting pada konsentrasi. pOH adalah 14.00 − 4.62 = 9.38, sehingga [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

Kesalahan logaritma dan stoikiometri dalam perhitungan pH

Sebagian besar kesalahan pH berasal dari logaritma atau dari rumus asam atau basanya. Pemeriksaan kewajaran yang cepat menangkap banyak di antaranya: larutan asam pada 25 °C memiliki pH di bawah 7, larutan basa di atas 7, dan setiap faktor sepuluh dalam konsentrasi menggeser pH satu satuan.

Berhati-hatilah dengan asam kuat yang sangat encer. Larutan HCl 1.0 × 10⁻⁸ mol/L tidak memiliki pH 8, yang akan bersifat basa. Pada konsentrasi serendah itu, ion hidronium dari ionisasi air sendiri tidak dapat diabaikan, dan perlakuan yang lengkap memberikan pH sekitar 6.98, tepat di bawah netral.

• Menghilangkan tanda minus: −log dari bilangan di bawah 1 adalah positif. pH negatif dari larutan encer biasa menandakan kesalahan tanda.
• Melupakan stoikiometri: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, dan Ba(OH)₂ masing-masing melepaskan dua OH⁻ per satuan rumus.
• Memakai pH ketika basa memberikan pOH: cari pOH dari [OH⁻] lebih dahulu, lalu konversikan.
• Memperlakukan asam lemah sebagai kuat: [H₃O⁺] sama dengan konsentrasi asam hanya untuk asam kuat.
• Menerapkan pH + pOH = 14.00 pada suhu yang jauh dari 25 °C.