April 02, 2013

Skala pH dan Penggunaan Indikator


Konsep mengenai asam dan basa didasarkan pada beberapa sifat yang ditunjukkan oleh sekelompok senyawa dalam larutan air. Berdasarkan sifat-sifat yang ditunjukkan tersebut, asam adalah senyawa yang mempunyai rasa asam dan memerahkan lakmus biru. Basa adalah senyawa yang mempunyai rasa pahit dan membirukan lakmus merah. Dalam larutan air, asam menghasilkan H+ dan basa menghasilkan OH-. Ion H+ dari asam dan ion OH- dari basa akan bereaksi membentuk H2O sehingga larutan bersifat netral.

            Keasaman dan kebasaan suatu larutan tergantung pada ion mana yang dominan dalam larutan, jika [OH-] = [H+] maka larutan bersifat netral, contoh:
[H+] = 10-3mol/L, dari persamaan untuk kesetimbangan air diperoleh :
Kw = [H+] [OH-] = 1 x 10-14
10-3 x [OH-] = 1 x 10-14
jadi,
[OH-] = 10-11mol/L
Skala pH
Berdasarkan pengertian [H+] dan [OH-], kita dapat mengetahui skala pH, pH adalah logaritma negative [H+] atau ditulis sebagai berikut : pH = -log [H+] dan, pOH = -log [OH-]
Contoh:
Bila [H+] = 10-3mol/L, maka pH = 3. Bila diketahui [OH-] = 10-2mol/L, maka [H+] = 10-14/10-2 mol/L = 10-12mol/L, maka pH = 12.
Untuk asama dan basa lemah [H+] dan [OH-] adalah sebagai berikut :
[H+] = [asam] x a, atau [OH-] = [basa] x b
Indikator asam basa merupakan senyawa yang warnanya dalam larutan asam maupun basa berbeda. Tidak semua indikator berubah waranya pada pH. Beberapa indikator berubah warnanya berubah pada pH 7, yang lainnya pada pH 4,5 atau 6,8 dan seterusna. Perubahan warna indikator tergantung pada [H+] dalam larutan, maka indikator asam basa digunakan memperkirakan keasaman atau kebasaan larutan.
Indikator Asam Basa
Indikator asam basa merupakan asam organik lemah dan basa organik lemah yang mempunyai dua warna dalam pH larutan yang berbeda. Pada titrasi asam dengan basa, maka indikator yang digunakan adalah asam kedua yang merupakan asam yang lebih lemah dan konsentrasi indikator berada pada tingkat kecil. Pada titrasi asam dengan basa, indikator (asam lemah) akan bereaksi dengan basa sebagai penitrasi setelah semua asam dititrasi (bereaksi) dengan basa sebagai penitrasi. Beberapa indikator asam basa mempunyai harga kisaran pH dan perubahan warna dalam bentuk asam (HInd) dan basa (Ind-). Indikator yang dipilihuntuk titrasi asam basa, adalah indikator yang mempunyai kisaran harga pH yang berada pada sekitar harga pH titik ekivalen.
Asam dan basa merupakan dua golongan zat kimia yang sangat penting dalam kehidupan sehari-hari.Untuk menentukan suatu larutan bersifat asam atau basa, ada beberapa cara. Yang pertama menggunakan indikator warna, yang akan menunjukkan sifat suatu larutan dengan perubahan warna yang terjadi. Misalnya Lakmus, akan berwarna merah dalam larutan yang bersifat asam dan akan berwarna biru dalam larutan yang bersifat basa. Sifat asam basa suatu larutan juga dapat ditentukan dengan mengukur pH-nya pH merupakan suatu parameter yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman larutan.
Lihat tabel
No.
Indikator
Interval
Perubahan Warna
1.
Metil ungu
0,2 - 3,0
Kuning – ungu
2.
Timol biru
1,2 - 2,8
Merah – kuning
3.
Metil jingga
3,1 - 4,4
Merah - jingga - kuning
4.
Brom fenol biru
3,0 - 4,6
Kuning – biru - ungu
5.
Kongo merah
3,0 - 5,0
Biru – merah
6.
Brom kesol hijau
3,8 - 5,4
Kuning – biru
7.
Metil merah
4,4 - 6,2
Merah - kuning
8.
Bromeksol merah hijau
5,2 - 6,8
Kuning - merah jambu
9.
Lakmus
4,5 - 8,5
Merah – biru
10.
Bromtimol biru
6,0 - 7,6
Kuning – biru
11.
Fenol merah
6,8 - 8,2
Kuning – merah
12.
Timol biru
8,0 - 9,6
Kuning – biru
13.
Fenolpftalain
8,3 - 10,0
Tak berwana - merah
14.
Timolptalain
9,3 - 10,5
Kuning – biru
15.
Alizarin kuning
10 - 12
Kuning – merah
16.
Indigokarmin
11,4 - 13,0
Biru – kuning
17
Trinitro benzene
12,0 - 14,0
Tak berwana – jingga
Teori Asam  - Basa
Asam dan basa (alkali) sudah dikenal sejak zaman dahulu. Hal ini dapat dilihat dari nama mereka. Istilah asam berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Unsur pokok cuka adalah asam asetat H3CCOOH. Istilah alkali diambil dari bahasa Arab untuk abu. Juga sudah diketahui paling tidak selama tiga abad bahwa hasil reaksi antara asam dan basa (netralisasi) adalah garam. Teori asam basa banyak dikemukakan oleh beberapa ahli.
Teori-teori yang mencoba menerangkan sifat-sifat asam basa merupakan suatu  babak yang penting didalam sejarah ilmu kimia.Lavoisier (1777) menyatakan bahwa semua asam selalu mengandung suatu unsur dasar yaitu oksigen (nama oksigen diajukan oleh Lavoisier, diambil dari bahasa Yunani yang berarti “pembentuk asam”). Davy(1810) menunjukkan bahwa asam muriatat (asam hidroklorida) hanya mengandung hydrogen dan klor, tidak mengandung  oksigen dan dengan itu menetapkan bahwa hidrogenlah dan bukan oksigen yang menjadi unsure dasar di dalam asam.
Teori Arrhenius.
Dalam teorinya tentang penguraian (disosiasi) elektrolit, Svante Arrhenius (1884) mengajukan bahwa elektrolit yang dilarutkan di dalam air terurai menjadi ion-ion; elektrolit yang kuat terurai sempurna; elektrolit yang lemah hanya terurai sebagian. Suatu jenis zat yang jika terurai menghasilkan ion hydrogen (H+) di sebut asam, misalnya HCl.
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Basa jika terurai menghasilkan ion hidroksida (OH-)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Teori Arrhenius juga berhasil menerangkan aktifitas katalis dari asam dalam reaksi-reaksi tertentu. Asam yang merupakan katalis paling efektif adalah asam yang mempunyai daya konduksi yang paling aik, yaitu asam kuat. Semakin kuat asam, semakin tinggi konsentrasi H+ di dalam larutannya. Ion H+  merupakan katalis yang sesungguhnya didalam sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH-.
Teori Bronsted-Lowry.
Disamping keberhasilan dan manfaatnya, teori Arrhenius mempunyai beberapa keterbatasan. Salah satu diantaranya adalah teori ini tidak mengenal senyawa lain sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH-. Hal ini menjadi penyajian ionisasi larutan amoni dengan pelarut air sebagai berikut :
NH4OH (aq) → NH+(aq) + OH-(aq)
Tetapi zat NH4OH (ammonium hidroksida) tidak pernah ada, zat tersebut tidak dapat diisolasi dalam bentuk murni seperti natrium hidroksida (NaOH).
Selain itu, sejak zaman Arrhenius reaksi-reaksi sudah dilakukan dalam pelarut buka air seperti ammonia cair. Beberapa dari reaksi-reaksi tersebut kelihatannya mempunyai sifat-sifat reaksi asam basa. Ternyata OH- tidak ada karena tidak ada atom oksigen dalam susunan tersebut. Misalnya ammonium khlorida dan natrium amida bereaksi didalam ammonia cair, sebagai berikut :
Reaksi lengkap            : NH4Cl + NaNH2 → NaCl + 2 NH3                           (17.7)
Reaksi ion                   : NH4+ + Cl- + Na+  + NH2-→ Na+ + Cl- + 2NH3           (17.8)
Reaksi ion bersih        : NH4+ +  NH2- → 2 NH3                                                               (17.9)
Reaksi (17.9) dapat dianggap suatu reaksi asam-basa dengan NH4+ analog dengan H+ dan NH2- dengan OH-. Reaksi tersebut dapat dijelaskan melalui teori yang diajukan secara terpisah oleh J.N. Bronsted di Denmark dan T.M Lowry di inggris tahun 1923. Menurut teori Bronsted-Lowry, suatu asam adalah donor proton suatu basa adalah akseptor (penerima) proton.(Petrucci, Ralph H.1986.Kimia Dasar Jilid 2.Halaman 260-262)
pH
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 persetujuan internasional.                                                                                                                                 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 power (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat), 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".                                           
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.                                    pH didefinisikan sebagai minus logaritma dari aktivitas ion hidrogen dalam larutan berpelarut air.[5] pH merupakan kuantitas tak berdimensi.
dengan aH adalah aktivitas ion hidrogen. Alasan penggunaan definisi ini adalah bahwa aH dapat diukur secara eksperimental menggunakan elektrode ion selektif yang merespon terhadap aktivitas ion hidrogen ion. pH umumnya diukur menggunakan elektrode gelas yang mengukur perbedaan potensial E antara elektrode yang sensitif dengan aktivitas ion hidrogen dengan elektrode referensi. Perbedaan potensial pada elektrode gelas ini idealnya mengikuti persamaan Nernst:
dengan E adalah potensial terukur, E0 potensial elektrode standar, R tetapan gas, T temperatur dalam kelvin, F tetapan Faraday, dan n adalah jumlah elektron yang ditransfer. Potensial elektrode E berbanding lurus dengan logartima aktivitas ion hidrogen. Definisi ini pada dasarnya tidak praktis karena aktivitas ion hidrogen merupakan hasil kali dari konsentrasi dengan koefisien aktivitas. Koefisien aktivitas ion hidrogen tunggal tidak dapat dihitung secara eksperimen. Untuk mengatasinya, elektrode dikalibrasi dengan larutan yang aktivitasnya diketahui.Definisi operasional pH secara resmi didefinisikan oleh Standar Internasional ISO 31-8 sebagai berikut: Untuk suatu larutan X, pertama-tama ukur gaya elektromotif EX sel galvani elektrode referensi | konsentrasi larutan KCl || larutan X | H2 | Pt dan kemudian ukur gaya elektromotif ES sel galvani yang berbeda hanya pada penggantian larutan X yang pHnya tidak diketahui dengan larutan S yang pH-nya (standar) diketahui pH(S). pH larutan X oleh karenanya
Perbedaan antara pH larutan X dengan pH larutan standar bergantung hanya pada perbedaan dua potensial yang terukur. Sehingga, pH didapatkan dari pengukuran potensial dengan elektrode yang dikalibrasikan terhadap satu atau lebih pH standar. Suatu pH meter diatur sedemikiannya pembacaan meteran untuk suatu larutan standar adalah sama dengan nilai pH(S). Nilai pH(S) untuk berbagai larutan standar S diberikan oleh rekomendasi IUPAC. Larutan standar yang digunakan sering kali merupakan larutan penyangga standar. Dalam prakteknya, adalah lebih baik untuk menggunakan dua atau lebih larutan penyangga standar untuk mengijinkan adanya penyimpangan kecil dari hukum Nerst ideal pada elektrode sebenarnya. Oleh karena variabel temperatur muncul pada persamaan di atas, pH suatu larutan bergantung juga pada temperaturnya.
Pengukuran nilai pH yang sangat rendah, misalnya pada air tambang yang sangat asam, memerlukan prosedure khusus. Kalibrasi elektrode pada kasus ini dapat digunakan menggunakan larutan standar asam sulfat pekat yang nilai pH-nya dihitung menggunakan parameter Pitzer untuk menghitung koefisien aktivitas.                                             PH merupakan salah satu contoh fungsi keasaman. Konsentrasi ion hidrogen dapat diukur dalam larutan non-akuatik, namun perhitungannya akan menggunakan fungsi keasaman yang berbeda. pH superasam biasanya dihitung menggunakan fungsi keasaman Hammett, H0. Umumnya indikator asam-basa sederhana yang digunakan adalah kertas lakmus yang berubah menjadi merah bila keasamannya tinggi dan biru bila keasamannya rendah.Selain menggunakan kertas lakmus, indikator asam basa dapat diukur dengan pH meter yang bekerja berdasarkan prinsip elektrolit / konduktivitas suatu larutan.                                                                         
Menurut definisi asli Sørensen, p[H] didefinisikan sebagai minus logaritma konsentrasi ion hidrogen. Definisi ini telah lama ditinggalkan dan diganti dengan definisi pH. Adalah mungkin untuk mengukur konsentrasi ion hidrogen secara langsung apabila elektrode yang digunakan dikalibrasi sesuai dengan konsentrasi ion hidrogen. Salah satu caranya adalah dengan mentitrasi larutan asam kuat yang konsentrasinya diketahui dengan larutan alkali kuat yang konsentrasinya juga diketahui pada keberadaan konsentrasi elektrolit latar yang relatif tinggi. Oleh karena konsentrasi asam dan alkali diketahui, adalah mudah untuk menghitung ion hidrogen sehingga potensial yang terukur dapat dikorelasikan dengan kosentrasi ion. Kalibrasi ini biasanya dilakukan menggunakan plot Gran. Kalibrasi ini akan menghasilkan nilai potensial elektrode standar, E0, dan faktor gradien, f, sehingga persamaan Nerstnya berbentuk
Persamaan ini dapat digunakan untuk menurunkan konsentrasi ion hidrogen dari pengukuran eksperimental E. Faktor gradien biasanya lebih kecil sedikit dari satu. Untuk faktor gradien kurang dari 0,95, ini mengindikasikan bahwa elektrode tidak berfungsi dengan baik. Keberadaan elektrolit latar menjamin bahwa koefisien aktivitas ion hidrogen secara efektif konstan selama titrasi. Oleh karena ia konstan, maka nilainya dapat ditentukan sebagai satu dengan menentukan keadaan standarnya sebagai larutan yang mengandung elektrolit latar. Dengan menggunakan prosedur ini, aktivitas ion akan sama dengan nilai konsentrasi.                                                                            Perbedaan antara p[H] dengan pH biasanya cukup kecil. Dinyatakan bahwa  pH = p[H] + 0,04. Pada prakteknya terminologi p[H] dan pH sering dicampuradukkan dan menyebabkan kerancuan.
pOH                                                                                                                                        pOH kadang-kadang digunakan sebagai satuan ukuran konsentrasi ion hidroksida OH. pOH tidaklah diukur secara independen, namun diturunkan dari pH. Konsentrasi ion hidroksida dalam air berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen berdasarkan persamaan
[OH] = KW /[H+]
dengan KW adalah tetapan swaionisasi air. Dengan menerapkan kologaritma:
pOH = pKW − pH.
Sehingga, pada suhu kamar pOH ≈ 14 − pH. Namun hubungan ini tidaklah selalu berlaku pada keadaan khusus lainnya. (Anonim.pH.http://id.wikipedia.org/wiki/PH)
Pengukuran pH                                                                                               
Salah satu pengukuran yang sangat penting dalam berbagai cairan proses (industri, farmasi, manufaktur, produksi makanan dan sebagainya) adalah pH, yaitu pengukuran ion hidrogen dalam suatu larutan. Larutan dengan harga pH rendah dinamakan ”asam” sedangkan yang harga pH-nya tinggi dinamakan ”basa”. Skala pH terentang dari 0 (asam kuat) sampai 14 (basa kuat) dengan 7 adalah harga tengah mewakili air murni (netral). pH larutan dapat diukur dengan beberapa cara. Secara kualitatif pH dapat diperkirakan dengan kertas Lakmus (Litmus) atau suatu indikator (kertas indikator pH). Seraca kuantitatif pengukuran pH dapat digunakan elektroda potensiometrik.Elektroda ini memonitor perubahan voltase yang disebabkan oleh perubahan aktifitas ion hidrogen (H+) dalam larutan. 

Affiliate Program ”Get Money from your Website”

0 komentar:

.:: Search

Memuat...

.:: Jurnal

Science Direct

.:: LibGen

http://libgen.org/scimag/

.:: Facebook

.:: Koleksi e-Book

.:: Followers

.:: Pengunjung

.:: Traffic

Diberdayakan oleh Blogger.