Pengembangan Media Pembelajaran Translate Buku Kimia Raymond Chang 15.3

Nama               : Fitriani

NIM                : ACC 115 016

Mata Kuliah    : Pengembangan Media Pembelajaran (UTS)

Terjemahan sekaligus pengembangan materi dari buku kimia Raymond Chang. Materi 15.3

Dimana konsentrasi H⁺ dan OH^- ion dalam larutan berair kebanyakan nilainya sangat kecil. Oleh karena itu, Soren Sorensen^† pada tahun 1909 mengusulkan pengukuran yang lebih praktis yang disebut pH. pH larutan didefinisikan sebagai logaritma negatif dari konsentrasi ion hidrogen (dalam mol/L):

pH = -log [H₃O⁺] atau pH = -log [H⁺]            ………………. (15.4)

Perlu diingat bahwa Persamaan (15.4) hanyalah definisi yang dirancang untuk memberi kita nomor yang mudah untuk diingat. Logaritma negatif memberi kita bilangan positif untuk pH, yang sebaliknya akan menjadi negatif karena nilai kecil [H⁺]. Selanjutnya, istilah [H⁺] dalam persamaan (15.4) hanya berkaitan dengan bagian numerik dari ekspresi untuk konsentrasi ion hidrogen, karena kita tidak dapat mengambil logaritma unit. Jadi, seperti konstanta kesetimbangan, pH larutan adalah kuantitas berdimensi.

Karena pH hanyalah suatu cara untuk mengekspresikan konsentrasi ion hidrogen, larutan asam dan basa pada 25°C dapat dibedakan dengan nilai pH, sebagai berikut:

Larutan Asam             : [H⁺] > 1.0  10^-7  M, pH < 7.00

Larutan Basa               : [H⁺] < 1.0  10^-7  M, pH > 7.00

Larutan Netral             : [H⁺] = 1.0  10^-7  M, pH = 7.00

Perhatikan bahwa pH meningkat ketika [H⁺] menurun.

Kadang-kadang saat kita mengerjakan soal, diberi nilai pH dari suatu larutan dan diminta untuk menghitung konsentrasi ion H⁺. Dalam hal ini, kita perlu mengambil antilog dari persamaan (15.4) sebagai berikut:

[H₃O⁺] = 10^-pH atau [H⁺] = 10^-pH         ………………………..(15.5)

Ketahuilah bahwa definisi pH baru saja ditunjukkan, dan memang semua perhitungan yang melibatkan konsentrasi larutan (dinyatakan baik sebagai molaritas atau molalitas) yang dibahas dalam bab-bab sebelumnya, dapat mengalami kesalahan karena secara implisit kita mengasumsikan perilaku ideal. Pada kenyataannya, pembentukan pasangan ion dan jenis interaksi antarmolekul lainnya dapat mempengaruhi konsentrasi spesies yang sebenarnya dalam larutan. Situasi ini analog dengan hubungan antara perilaku gas ideal dan perilaku gas nyata yang dibahas dalam Bab 5. Tergantung pada suhu, volume, dan jumlah dan jenis gas yang ada, tekanan gas terukur mungkin berbeda dari yang dihitung menggunakan persamaan gas ideal. Demikian pula, konsentrasi sebenarnya atau "efektif" dari zat terlarut mungkin tidak seperti yang kita pikirkan, mengetahui jumlah zat yang awalnya larut dalam larutan. Sama seperti kita memiliki Van Der Waals dan persamaan lain untuk mendamaikan ketidaksesuaian antara perilaku gas ideal dan gas nonideal, kita dapat menjelaskan perilaku gas nonideal dalam larutan.

Gambar 15.2 Sebuah pH meter umumnya digunakan di laboratorium untuk menentukan pH suatu larutan. Meskipun banyak meter pH memiliki skala yang ditandai dengan nilai dari 1 hingga 14, nilai pH dapat, faktanya, kurang dari 1 dan lebih besar dari 14.

Salah satu caranya adalah mengganti istilah konsentrasi dengan aktivitas, yang merupakan konsentrasi efektif. Secara tepat, pH larutan harus didefinisikan sebagai :

pH = -log a_H+               ……………………..(15.6)

Di mana a_H+ adalah aktivitas ion H⁺. Sebagaimana disebutkan dalam Bab 14 (lihat hal. 621), untuk aktivitas solusi ideal adalah numerik sama dengan konsentrasi. Untuk solusi nyata, aktivitas biasanya berbeda dari konsentrasi. Untuk mengetahui konsentrasi zat terlarut, ada cara-cara yang dapat dilakukkan berdasarkan termodinamika untuk memperkirakan aktivitasnya. Perlu diingat, bahwa kecuali untuk larutan encer, pH yang diukur biasanya tidak sama dengan yang dihitung dari persamaan (15,4) karena konsentrasi ion H⁺ dalam molaritas tidak secara numerik sama dengan nilai aktivitasnya. Meskipun kebanyakan akan terus menggunakan konsentrasi dalam persamaan diatas, penting untuk mengetahui bahwa pendekatan ini akan memberi kita hanya perkiraan proses kimia yang benar-benar terjadi dalam fase solusi.

Di laboratorium, pH larutan diukur dengan pH meter (Gambar 15.2). Tabel 15.1 daftar pH sejumlah fluida umum. Seperti yang kita lihat, pH cairan tubuh sangat bervariasi, tergantung pada lokasi dan fungsinya. PH rendah (keasaman tinggi) jus lambung memfasilitasi pencernaan sedangkan pH darah yang lebih tinggi diperlukan untuk pengangkutan oksigen. Tindakan-tindakan yang tergantung pada pH ini akan diilustrasikan dalam esai-esai kimia dalam aksi dalam bab ini dan Bab 16.

* Air yang terkena udara untuk jangka waktu yang lama menyerap CO₂ di atmosfer untuk membentuk asam karbonat, H₂CO₃.

Skala pOH analog dengan skala pH dapat dibuat menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida dari suatu larutan. Jadi, kita mendefinisikan pOH sebagai

pOH = -log [OH^-]       ………………………(15.7)

Jika kita diberi nilai pOH dari sebuah solusi dan diminta untuk menghitung konsentrasi ion OH, kita dapat mengambil antilog dari persamaan (15.7) sebagai berikut :

[OH^-] = 10^-pOH             ……………………(15.8)

Sekarang perhatikan lagi konstanta produk ion untuk air pada 25°C:

[H⁺][OH^-] = Kw = 1.0  10^-14

Dengan mengambil logaritma negatif dari kedua sisi, kita dapatkan

-(log [H⁺] + log [OH^-]) = -log (1.0  10^-14)

-log [H⁺]  log [OH^-] = 14.00

Dari definisi pH dan pOH yang kita peroleh

pH + pOH = 14.00      ……………….. (15.9)

Persamaan (15,9) memberi kita cara lain untuk menyatakan hubungan antara konsentrasi ion H⁺ dan konsentrasi ion OH^-. Contoh 15,3, 15,4, dan 15,5 menggambarkan perhitungan yang melibatkan pH.

Semoga bisa membantu.

Terimakasih