pH

pH (Power of Hydrogen) 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 teoretis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetujuan internasional.^[1]

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^[2] (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat),^[3] 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".^[4]

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.

Definisi

pH

pH didefinisikan sebagai minus logaritma dari aktivitas ion hidrogen dalam larutan berpelarut air.^[5] pH merupakan kuantitas tak berdimensi.

\mathrm {pH} =-\log _{10}a_{\mbox{H}}=\log _{10}{\frac {1}{a_{\mbox{H}}}}

dengan a_H adalah aktivitas ion hidrogen. Alasan penggunaan definisi ini adalah bahwa a_H 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:

E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\log _{e}(a_{\mbox{H}});\qquad \mathrm {pH} ={\frac {E^{0}-E}{2,303RT/F}}

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:^[6] Untuk suatu larutan X, pertama-tama ukur gaya elektromotif E_X sel galvani

elektrode referensi | konsentrasi larutan KCl || larutan X | H₂ | Pt

dan kemudian ukur gaya elektromotif E_S 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

{\text{pH(X)}}-{\text{pH(S)}}={\frac {E_{\text{S}}-E_{\text{X}}}{2,303RT/F}}

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.^[7] Larutan standar yang digunakan sering kali merupakan larutan penyangga standar. Dalam praktiknya, adalah lebih baik untuk menggunakan dua atau lebih larutan penyangga standar untuk mengizinkan 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,^[8] memerlukan prosedur 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.^[9]

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.

p[H]

Menurut definisi asli Sørensen,^[2] 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.^[10] Kalibrasi ini akan menghasilkan nilai potensial elektrode standar, E⁰, dan faktor gradien, f, sehingga persamaan Nerstnya berbentuk

E=E^{0}+f{\frac {RT}{nF}}\log _{e}[{\mbox{H}}^{+}]

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^[11] pH = p[H] + 0,04. Pada praktiknya 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⁻] = K_W / [H⁺]

dengan K_W adalah tetapan swaionisasi air. Dengan menerapkan kologaritma:

pOH = pK_W − pH.

Sehingga, pada suhu kamar pOH ≈ 14 − pH. Namun hubungan ini tidaklah selalu berlaku pada keadaan khusus lainnya.

Lihat pula

Referensi

D. K. Nordstrom, C. N. Alpers, C. J. Ptacek, D. W. Blowes (2000). Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California. Environmental Science & Technology 34 (2), 254-258. (Available online: DOI | Abstrak | Teks penuh (HTML) | Teks penuh (PDF) Diarsipkan 2007-02-27 di Wayback Machine.)

^ "The Measurement of pH - Definition, Standards and Procedures] – Report of the Working Party on pH, IUPAC Provisional Recommendation" (PDF). 2001. A proposal to revise the current IUPAC 1985 and ISO 31-8 definition of pH.
^ ^a ^b Carlsberg Group Company History Page, http://www.carlsberggroup.com/Company/Research/Pages/pHValue.aspx
^ University of Waterloo - The pH Scale, http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c123/ph.html Diarsipkan 2018-09-29 di Wayback Machine.
^ Nørby, Jens. 2000. The origin and the meaning of the little p in pH. Trends in The Biochemical Sciences 25:36-37
^ "pH". IUPAC Goldbook.
^ Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.
^ Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. Pure Appl. Chem. (1985), 57, pp 531–542.
^ Nordstrom, DK et al. (2000) Negative pH and extremely acidic mine waters from Iron Mountain California. Environ Sci Technol,34, 254-258.
^ Zemaitis, J.F. (1986). Handbook of Aqueous Electrolyte Thermodynamics: Theory & Application. Wiley. ISBN 978-0-8169-0350-4. Chapter 4
^ Rossotti, F.J.C. (1965). "Potentiometric titrations using Gran plots: A textbook omission". J. Chem. Ed. 42: 375–378.
^ Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K. (2000), Vogel's Quantitative Chemical Analysis (edisi ke-6th), New York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7 Section 13.23, "Determination of pH"

Pranala luar

(Inggris) Online pH calculator

[1] "The Measurement of pH - Definition, Standards and Procedures] – Report of the Working Party on pH, IUPAC Provisional Recommendation" (PDF). 2001. A proposal to revise the current IUPAC 1985 and ISO 31-8 definition of pH.

[Sor-2] Carlsberg Group Company History Page, http://www.carlsberggroup.com/Company/Research/Pages/pHValue.aspx

[Uw-3] University of Waterloo - The pH Scale, http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c123/ph.html Diarsipkan 2018-09-29 di Wayback Machine.

[Jens-4] Nørby, Jens. 2000. The origin and the meaning of the little p in pH. Trends in The Biochemical Sciences 25:36-37

[5] "pH". IUPAC Goldbook.

[6] Quantities and units – Part 8: Physical chemistry and molecular physics, Annex C (normative): pH. International Organization for Standardization, 1992.

[7] Definitions of pH scales, standard reference values, measurement of pH, and related terminology. Pure Appl. Chem. (1985), 57, pp 531–542.

[8] Nordstrom, DK et al. (2000) Negative pH and extremely acidic mine waters from Iron Mountain California. Environ Sci Technol,34, 254-258.

[9] Zemaitis, J.F. (1986). Handbook of Aqueous Electrolyte Thermodynamics: Theory & Application. Wiley. ISBN 978-0-8169-0350-4. Chapter 4

[10] Rossotti, F.J.C. (1965). "Potentiometric titrations using Gran plots: A textbook omission". J. Chem. Ed. 42: 375–378.

[11] Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K. (2000), Vogel's Quantitative Chemical Analysis (edisi ke-6th), New York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7 Section 13.23, "Determination of pH"

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]