Asam Lemah dan Basa Lemah: Dari Ka dan Kb ke pH

Membaca Ka, Kb, dan skala p-nya

Untuk asam lemah HA, ionisasi HA(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + A⁻(aq) memiliki tetapan Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]. Air adalah pelarut dan tidak dimasukkan. Ka yang lebih besar berarti asam yang lebih kuat. Untuk basa lemah B, reaksi B(aq) + H₂O(l) ⇌ BH⁺(aq) + OH⁻(aq) memiliki Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B].

Karena tetapan-tetapan ini mencakup banyak pangkat sepuluh, nilainya sering dilaporkan sebagai pKa = −log Ka dan pKb = −log Kb. Skalanya terbalik: pKa yang lebih kecil berarti asam yang lebih kuat. Lampiran H memberikan Ka = 1.8 × 10⁻⁵ untuk asam asetat (pKa 4.74), 6.4 × 10⁻⁴ untuk asam fluorida (pKa 3.19), dan 4.9 × 10⁻¹⁰ untuk asam sianida (pKa 9.31). Ka HF sekitar sejuta kali lebih besar daripada Ka HCN, meskipun keduanya disebut lemah.

Contoh soal: pH asam lemah dengan jalan pintas x kecil

Carilah pH asam asetat 0.200 M, CH₃COOH. Misalkan x adalah jumlah yang terionisasi. Pada kesetimbangan [H₃O⁺] = [CH₃COO⁻] = x dan [CH₃COOH] = 0.200 − x. Sumbangan air sendiri terhadap H₃O⁺ (10⁻⁷ M) dapat diabaikan dibandingkan sumbangan asam.

Tulis 1.8 × 10⁻⁵ = x² / (0.200 − x). Karena Ka kecil, anggap x jauh lebih kecil daripada 0.200 dan hilangkan dari penyebut. Maka x² = 1.8 × 10⁻⁵ × 0.200 = 3.6 × 10⁻⁶ dan x = 1.9 × 10⁻³ M. Pemeriksaan: 1.9 × 10⁻³ / 0.200 sedikit di bawah 1 persen, jauh di bawah batas 5 persen, sehingga jalan pintas itu berlaku. pH = −log(1.9 × 10⁻³) = 2.72, dilaporkan sampai dua tempat desimal karena Ka memiliki dua angka penting.

Bandingkan dengan asam kuat pada konsentrasi yang sama, yang akan memberikan pH 0.70. Asam lemah itu memiliki konsentrasi hidronium sekitar seperseratusnya.

Contoh soal: ketika jalan pintas gagal dan Anda memerlukan persamaan kuadrat

Carilah pH asam nitrit 0.0500 M, HNO₂, dengan Ka = 4.6 × 10⁻⁴ dari Lampiran H. Jalan pintas memberikan x = √(4.6 × 10⁻⁴ × 0.0500) = 4.8 × 10⁻³ M, yaitu 9.6 persen dari 0.0500. Nilai itu gagal dalam pemeriksaan 5 persen, jadi selesaikan persamaan lengkapnya.

Susun ulang 4.6 × 10⁻⁴ = x² / (0.0500 − x) menjadi x² + (4.6 × 10⁻⁴)x − 2.3 × 10⁻⁵ = 0. Akar positifnya adalah x = 4.57 × 10⁻³ M, sehingga pH = 2.34 dan asam itu terionisasi 9.1 persen. Jalan pintas akan memberikan pH 2.32. Selisih 0.02 tampak kecil, tetapi lebih besar daripada ketelitian 0.01 yang didukung data, sehingga jawaban persamaan kuadratlah yang dilaporkan.

Aturan praktis singkat: jalan pintas biasanya aman jika konsentrasi awal dibagi Ka lebih dari beberapa ratus. Di sini 0.0500 / 4.6 × 10⁻⁴ hanya sekitar 110, itulah sebabnya jalan pintas itu gagal. Tetap lakukan pemeriksaan 5 persen setiap kali.

Persen ionisasi naik ketika asam diencerkan

Persen ionisasi adalah [H₃O⁺] pada kesetimbangan dibagi konsentrasi awal asam, dikali 100. Untuk asam lemah, nilainya tidak tetap. Menyelesaikan persamaan lengkap untuk asam asetat memberikan 0.94 persen pada 0.200 M, 3.0 persen pada 0.0200 M, dan 9.0 persen pada 0.00200 M.

Penyebabnya adalah asas Le Chatelier yang diterapkan pada pengenceran. Pengenceran menurunkan setiap konsentrasi, yang menurunkan Q di bawah Ka, dan kesetimbangan bergeser ke arah lebih banyak ion. pH tetap naik saat pengenceran, dari 2.72 ke 3.23 ke 3.74 dalam deret ini, tetapi hanya sekitar setengah satuan per pengenceran sepuluh kali, bukan satu satuan penuh seperti yang akan Anda lihat pada asam kuat.

Contoh soal: basa lemah dan pOH-nya

Carilah pH amonia 0.120 M, dengan Kb = 1.8 × 10⁻⁵ dari Lampiran I. Tabelnya berbentuk sama seperti untuk asam, tetapi produknya hidroksida: [NH₄⁺] = [OH⁻] = x dan [NH₃] = 0.120 − x.

Maka x² = 1.8 × 10⁻⁵ × 0.120, sehingga x = [OH⁻] = 1.5 × 10⁻³ M. Pemeriksaannya memberikan 1.2 persen, sehingga jalan pintas itu berlaku. pOH = −log(1.47 × 10⁻³) = 2.83, dan pH = 14.00 − 2.83 = 11.17. Kekeliruan yang paling umum di sini adalah melaporkan 2.83 sebagai pH. Basa harus memberikan pH di atas 7.

Garam yang ion-ionnya bereaksi dengan air

Untuk setiap pasangan asam–basa konjugat dalam air, Ka × Kb = Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ pada 25 °C. Makin kuat asamnya, makin lemah basa konjugatnya. Hal ini memungkinkan Anda mencari tetapan yang tidak tercantum dalam tabel.

Contoh soal 1. Carilah pH natrium asetat 0.100 M. Na⁺ tidak bereaksi dengan air, tetapi asetat adalah basa lemah. Kb-nya adalah 1.0 × 10⁻¹⁴ / 1.8 × 10⁻⁵ = 5.6 × 10⁻¹⁰. Maka [OH⁻] = √(5.6 × 10⁻¹⁰ × 0.100) = 7.5 × 10⁻⁶ M, pOH = 5.13, dan pH = 8.87. Larutannya bersifat sedikit basa.

Contoh soal 2. Carilah pH amonium klorida 0.200 M. Cl⁻ adalah basa konjugat asam kuat dan tidak berpengaruh secara terukur, tetapi NH₄⁺ adalah asam lemah dengan Ka = 1.0 × 10⁻¹⁴ / 1.8 × 10⁻⁵ = 5.6 × 10⁻¹⁰. Maka [H₃O⁺] = √(5.6 × 10⁻¹⁰ × 0.200) = 1.1 × 10⁻⁵ M, dan pH = 4.98.

• Kation dari basa kuat (Na⁺, K⁺) dengan anion dari asam kuat (Cl⁻, NO₃⁻): netral.
• Kation dari basa kuat dengan anion dari asam lemah (CH₃COO⁻, F⁻, CN⁻): basa.
• Kation yang merupakan asam konjugat dari basa lemah (NH₄⁺) dengan anion dari asam kuat: asam.
• Kedua ion reaktif: bandingkan Ka kation dengan Kb anion. Tetapan yang lebih besar yang menentukan.

Asam poliprotik melepaskan protonnya satu per satu

Asam seperti asam karbonat, H₂CO₃, dan asam fosfat, H₃PO₄, memiliki satu Ka untuk setiap proton, dan masing-masing jauh lebih kecil daripada sebelumnya. Untuk asam karbonat, Lampiran H mencantumkan Ka1 = 4.3 × 10⁻⁷ dan Ka2 = 4.7 × 10⁻¹¹. Karena Ka1 ribuan kali lebih besar daripada Ka2, hampir semua hidronium berasal dari tahap pertama.

Contoh soal. Untuk asam karbonat 0.0330 M, perlakukan tahap pertama sebagai satu asam lemah: [H₃O⁺] = √(4.3 × 10⁻⁷ × 0.0330) = 1.2 × 10⁻⁴ M, sehingga pH = 3.92. Tahap kedua hampir tidak mengubah nilai ini. Karena [H₃O⁺] dan [HCO₃⁻] hampir sama, keduanya saling meniadakan dalam ungkapan Ka2, dan [CO₃²⁻] kira-kira sama dengan Ka2, yaitu 4.7 × 10⁻¹¹ M.

Kesalahan asam lemah dan basa lemah yang perlu diwaspadai

Sebelum selesai, tanyakan apakah jawabannya masuk akal. Larutan asam lemah seharusnya memiliki pH lebih tinggi daripada asam kuat dengan konsentrasi yang sama, dan basa lemah memiliki pH lebih rendah daripada basa kuat.

• Memperlakukan asam lemah sebagai asam kuat dan menetapkan [H₃O⁺] sama dengan konsentrasi awal.
• Melewatkan pemeriksaan 5 persen setelah menghilangkan x.
• Melaporkan pOH sebagai pH untuk basa, atau lupa mengonversinya di akhir.
• Memakai Ka padahal yang diperlukan adalah Kb untuk anion suatu garam. Konversikan dahulu dengan Kw.
• Memperlakukan Cl⁻, NO₃⁻, atau Na⁺ seolah-olah mengubah pH.
• Menambahkan hidronium dari ionisasi kedua ke ionisasi pertama untuk asam poliprotik padahal Ka2 jauh lebih kecil daripada Ka1.
• Melaporkan tempat desimal pH lebih banyak daripada jumlah angka penting pada Ka.