pH adalah ukuran seberapa asam atau basa suatu larutan. Memahami cara menghitungnya dari prinsip pertama merupakan hal mendasar dalam ilmu kimia, biologi, kedokteran, dan lingkungan.
Rumus pH
pH didefinisikan sebagai logaritma basa-10 negatif dari konsentrasi ion hidrogen:
pH = −log₁₀[H⁺]
Dimana [H⁺] adalah konsentrasi ion hidrogen dalam mol per liter (mol/L atau M).
Contoh 1: [H⁺] = 0,001 M (10⁻³ M):
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (asam)
Contoh 2: [H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M (air murni):
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (netral)
Contoh 3: [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M:
- pH = 11 (basa/basa)
Skala pH
| pH | Klasifikasi | Contoh |
|---|---|---|
| 0–2 | Sangat asam | Asam baterai, asam lambung (1–2) |
| 3–4 | Asam | Cuka (2.4), jus jeruk (3.5) |
| 5–6 | Sedikit asam | Kopi hitam (5), air hujan (5.6) |
| 7 | Netral | Air murni |
| 8–9 | Agak mendasar | Air laut (8), soda kue (8.3) |
| 10–12 | Dasar | Susu magnesia (10.5) |
| 13–14 | Sangat mendasar | Pemutih (12.5), pembersih saluran air (14) |
Menghitung [H⁺] dari pH
Perhitungan sebaliknya - mencari konsentrasi ion dari pH:
[H⁺] = 10^(−pH)
Contoh: pH = 4,5:
- [H⁺] = 10^(−4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
Hubungan Antara pH dan pOH
Dalam larutan air pada suhu 25°C:
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Jika Anda mengetahui konsentrasi ion hidroksida dan bukan ion hidrogen:
Contoh: [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M:
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 − 3 = 11 (dasar)
Menghitung pH Asam Kuat
Asam kuat (HCl, HNO₃, H₂SO₄) terdisosiasi sempurna dalam air:
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Contoh: HCl 0,05 M:
- [H⁺] = 0,05 M
- pH = −log(0,05) = 1,30
Untuk H₂SO₄ (diprotik): [H⁺] = 2 × [H₂SO₄]
Menghitung pH Asam Lemah (Menggunakan Ka)
Asam lemah terdisosiasi sebagian. Gunakan konstanta disosiasi asam Ka:
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Dimana C = konsentrasi asam awal, Ka = konstanta disosiasi.
Contoh: Asam asetat 0,1 M (Ka = 1,8 × 10⁻⁵):
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Dibandingkan dengan asam kuat: HCl 0,1 M akan memiliki pH = 1,0 — jauh lebih asam)
Menghitung pH Basa Kuat
Basa kuat (NaOH, KOH) terdisosiasi sempurna:
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Contoh: NaOH 0,02 M:
- pOH = −log(0,02) = 1,70
- pH = 14 − 1,70 = 12,30
Solusi Penyangga
Buffer menolak perubahan pH. Persamaan Henderson-Hasselbalch menghitung pH buffer:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Dimana [A⁻] = konsentrasi basa konjugasi, [HA] = konsentrasi asam lemah.
Contoh: Asam asetat/buffer asetat, pKa = 4,74, konsentrasi yang sama:
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
Buffer bekerja paling baik pada kisaran ±1 unit pH pKa.
Aplikasi Praktis
PH darah: Dipertahankan pada 7,35–7,45 dengan buffering bikarbonat. Di bawah 7,35 = asidosis; di atas 7,45 = alkalosis.
Kolam renang: PH optimal 7,2–7,8. Di bawah 7,0 mengiritasi mata dan menimbulkan korosi pada peralatan; di atas 7,8 mengurangi efektivitas klorin.
PH tanah: Mempengaruhi ketersediaan unsur hara. Kebanyakan tanaman tumbuh subur pada 6,0–7,0; blueberry lebih menyukai 4,5–5,5.
Gunakan kalkulator logaritma kami untuk menghitung nilai −log dengan cepat untuk perhitungan pH dan pOH.