Gagasan utama
Skala pH mengukur keasaman secara logaritmik. Asam dan basa kuat terurai sempurna, yang lemah hanya sebagian, dan larutan penyangga menahan perubahan pH.
- pH = −log₁₀[H⁺], dan pada 25 °C pH + pOH = 14. Tiap satuan pH adalah faktor sepuluh pada [H⁺].
- Asam kuat memberi [H⁺] sama dengan konsentrasinya. Asam lemah memberi [H⁺] ≈ √(K_a·C) ketika sedikit terurai.
- Penyangga adalah asam lemah dengan basa konjugasinya. Persamaan Henderson–Hasselbalch adalah pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA]).
- Pada titik ekuivalen titrasi, mol asam sama dengan mol basa: M_aV_a = M_bV_b untuk reaksi satu banding satu.
Persamaan penting
pH = −log₁₀[H⁺]pH + pOH = 14 (25 °C)K_a = [H⁺][A⁻] ÷ [HA][H⁺] ≈ √(K_a·C)pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])M_aV_a = M_bV_b
Contoh soal
Untuk asam asetat 0,10 M dengan K_a = 1,8 × 10⁻⁵, [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,10) = 1,3 × 10⁻³ M, sehingga pH = 2,87. Penyangga asam asetat 0,20 M dan asetat 0,10 M (pKa = 4,74) memiliki pH = 4,74 + log(0,10 ÷ 0,20) = 4,74 − 0,30 = 4,44.
Kesalahan umum
- Memperlakukan asam lemah seolah terurai sempurna.
- Menaruh asam di atas basa dalam rasio Henderson–Hasselbalch, bukan basa di atas asam.
- Lupa bahwa pH logaritmik: pH 3 sepuluh kali lebih asam daripada pH 4, bukan 25 % lebih asam.
Latihan
Uji dirimu dengan soal latihan tentang topik ini: Asam, basa, dan penyangga