Tampilkan posting dengan label pH larutan. Tampilkan semua posting
Tampilkan posting dengan label pH larutan. Tampilkan semua posting

Jumat, 25 November 2016

Kurva Titrasi Asam Basa

         Blog KoKim - Setelah mempelajari "titrasi asam basa", kita lanjutkan lagi pembahasan materi Kurva titrasi asam basa. Untuk menyatakan perubahan pH larutan pada saat titrasi digunakan grafik yang disebut kurva titrasi. Kurva titrasi memudahkan kita dalam menentukan titik ekuivalen. Jenis asam dan basa yang digunakan akan menentukan bentuk kurva titrasi. Berikut ini akan dibahas empat jenis kurva titrasi, yaitu:
1. Kurva titrasi asam kuat oleh basa kuat
2. Kurva titrasi basa kuat oleh asam kuat
3. Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat
4. Kurva titrasi basa lemah oleh asam kuat.

1. Kurva titrasi asam kuat oleh basa kuat
       Titrasi asam basa merupakan reaksi penetralan. Sebagai contoh, 25 mL larutan HCl 0,1 M dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M. Perhatikan kurva titrasi volume NaOH terhadap pH di bawah ini:

       Pada grafik, diperlihatkan ciri penting dari kurva titrasi NaOH - HCl bahwa pH berubah secara lambat sampai dekat titik ekuivalen. Penambahan NaOH menyebabkan harga pH naik sedikit demi sedikit. Namun, pada titik ekuivalen, pH meningkat sangat tajam kira-kira 6 unit (dari pH 4 sampai pH 10) hanya dengan penambahan 0,1 mL ($\pm$ 2 tetes). Setelah titik ekuivalen, pH berubah amat lambat jika ditambah NaOH. Indikator-indikator yang perubahan warnanya berada dalam bagian terjal kurva titrasi ini, yaitu indikator yang mempunyai trayek pH antara 4 sampai 10 cocok digunakan untuk titrasi tersebut. Indikator yang dapat digunakan pada titrasi ini adalah metil merah, brom timol biru, dan fenolftalein. Untuk titrasi asam kuat oleh basa kuat, besarnya pH saat titik ekuivalen adalah 7. Pada pH ini asam kuat tepat habis bereaksi dengan basa kuat, sehingga larutan yang terbentuk adalah garam air yang bersifat netral.

2. Kurva titrasi basa kuat oleh asam kuat
       Contoh titrasi ini adalah 40 mL larutan HCl 0,1 M dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M. Kurva titrasinya digambarkan sebagai berikut:

       Seperti pada titrasi asam kuat oleh basa kuat, titik ekuivalen titrasi ini pada saat penambahan HCl sebanyak 40 mL dan pH = 7. Ketiga indikator asam basa yang tertulis (fenolftalein, bromotimol biru, dan metil merah) bisa digunakan sebagai indikator dalam titrasi ini.

3. Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat
       Penetralan asam lemah oleh basa kuat agak berbeda dengan penetralan asam kuat oleh basa kuat. Contohnya, 25 mL CH$_3$COOH 0,1 M dititrasi oleh NaOH 0,1 M. Mula-mula sebagian besar asam lemah dalam larutan berbentuk molekul tak mengion CH$_3$COOH, bukan H$^+$ dan CH$_3$COO$^-$. Dengan basa kuat, proton dialihkan langsung dari molekul CH$_3$COOH yang tak mengion ke OH$^-$. Untuk penetralan CH$_3$COOH oleh NaOH, persamaan ion bersihnya sebagai berikut: (James E. Brady, 1990).
$ CH_3COOH(aq) + OH^-(aq) \rightarrow H_2O(l) + CH_3COO^-(aq) $
Kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat dapat ditunjukkan pada gambar berikut:


Sifat penting yang perlu diingat pada titrasi asam lemah oleh basa kuat adalah:
a. pH awal lebih tinggi daripada kurva titrasi asam kuat oleh basa kuat (karena asam lemah hanya mengion sebagian).
b. Terdapat peningkatan pH yang agak tajam pada awal titrasi. Ion asetat yang dihasilkan dalam reaksi penetralan bertindak sebagai ion senama dan menekan pengionan asam asetat.
c. Sebelum titik ekuivalen tercapai, perubahan pH terjadi secara bertahap. Larutan yang digambarkan dalam bagian kurva ini mengandung CH$_3$COOH dan CH$_3$COO$^-$ yang cukup banyak. Larutan ini disebut larutan penyangga.
d. pH pada titik di mana asam lemah setengah dinetralkan ialah pH = pKa. Pada setengah penetralan, $[CH_3COOH] = [CH_3COO^-]$.
e. pH pada titik ekuivalen lebih besar dari 7, yaitu $\pm$ 8,9, sebagai akibat hidrolisis oleh CH$_3$COO$^-$.
f. Setelah titik ekuivalen, kurva titrasi asam lemah oleh basa kuat identik dengan kurva asam kuat oleh basa kuat. Pada keadaan ini, pH ditentukan oleh konsentrasi OH$^-$ bebas.
g. Bagian terjal dari kurva titrasi pada titik ekuivalen dalam selang pH yang sempit (dari sekitar 7 sampai 10).
h. Pemilihan indikator yang cocok untuk titrasi asam lemah oleh basa kuat lebih terbatas, yaitu indikator yang mempunyai trayek pH antara 7 sampai 10. Indikator yang dipakai adalah fenolftalein.

4. Kurva titrasi basa lemah oleh asam kuat
       Perubahan pH pada reaksi penetralan basa lemah oleh asam kuat, dalam hal ini 50 mL NH$_3$ 0,1 M dititrasi dengan HCl 0,1 M, dapat ditunjukkan pada kurva di bawah ini.

       Dari kurva tersebut, terlihat bahwa titik ekuivalen terjadi pada pH lebih kecil 7. Hal ini disebabkan garam yang terbentuk mengalami hidrolisis sebagian yang bersifat asam (pH < 7). Adapun indikator asam basa yang bisa digunakan sebagai indikator titrasi adalah metil merah dan bromotimol biru.

       Demikian pembahasan materi Kurva Titrasi Asam Basa dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan pH larutan dan Asam Basa.


Titrasi Asam Basa

         Blog KoKim - Titrasi asam basa merupakan analisis kuantitatif untuk menentukan molaritas larutan asam atau basa. Zat yang akan ditentukan molaritasnya dititrasi oleh larutan yang molaritasnya diketahui (larutan baku atau larutan standar) dengan tepat dan disertai penambahan indikator. Fungsi indikator di sini untuk mengetahui titik akhir titrasi. Jika indikator yang digunakan tepat, maka indikator tersebut akan berubah warnanya pada titik akhir titrasi.

         Titrasi asam basa merupakan metode penentuan molaritasasam dengan zat penitrasi larutan basa atau penentuan molaritas larutan basa dengan zat penitrasi larutan asam. Titik akhir titrasi (pada saat indikator berubah warna) diharapkan mendekati titik ekuivalen titrasi, yaitu kondisi pada saat larutan asam tepat bereaksi dengan larutan basa.

         Pada umumnya masih dilakukan cara titrasi yang sederhana, dengan menggunakan gelas kimia, dan Biuret. Berikut adalah rangkaian alat titrasi sederhana:

         Titrasi asam basa dilakukan dengan menggunakan buret. Buret adalah alat yang digunakan untuk menambahkan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan molaritasnya.
Berikut langkah-langkah melakukan titrasi asam basa.
1) Siapkan larutan yang akan ditentukan molaritasnya. Pipet larutan tersebut ke dalam erlenmeyer dengan menggunakan pipet volume.
2) Pilih indikator berdasarkan trayek pH dan perubahan warna indikator untuk memudahkan pengamatan. Tambahkan beberapa tetes pada larutan.
3) Tambahkan zat penitrasi setetes demi setetes dengan selalu menggoyangkan erlenmeyer agar terjadi reaksi sempurna.
4) Sesekali, pinggiran erlenmeyer dibilas agar zat yang bereaksi tidak menempel di dinding erlenmeyer.
5) Ketika mendekati titik ekuivalen, penambahan zat penitrasi dilakukan dengan sangat hati-hati. Buka kran buret, peniter yang keluar jangan sampai menetes, tetapi ditempelkan pada dinding erlenmeyer kemudian bilas dan goyangkan. Ada baiknya titrasi dilakukan sebanyak dua atau tiga kali (duplo atau triplo). Apa zat penitrasi itu? Zat penitrasi adalah zat yang ditambahkan ketika kita melakukan titrasi.
6) Hitung molaritas larutan (perhatikan contoh soal berikut).

Contoh:
Sebanyak 10 mL larutan HCl dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M menggunakan indikator fenolftalein. Jika perubahan warna indikator menjadi merah muda diperlukan 12,5 mL larutan penitrasi, maka tentukan molaritas larutan HCl tersebut.
Jawab:
Tuliskan persamaan reaksi yang terjadi
$ HCl(aq ) + NaOH(aq) \rightarrow NaCl(aq) + H_2O(aq) $
Lihat perbandingan koefisien HCl dan NaOH
1 HCl ~ 1 NaOH
*). Jumlah mol HCl dapat dihitung dengan cara berikut,
$ \begin{align} n_{NaOH} & = V_{NaOH} \times M_{NaOH} \\ & = 0,0125 \, L \times 0,1 \, mol \, L^{-1} \\ & = 0,00125 \, mol \\ n_{HCl} & = \frac{1}{1} \times n_{NaOH} \\ & = 0,00125 \, mol \end{align} $
*). Molaritas HCl dapat ditentukan dengan cara berikut,
$ \begin{align} M_{HCl} & = \frac{n_{HCl}}{V_{HCl}} \\ & = \frac{0,00125 \, mol }{0,01 \, L} \\ & = 0,125 \, M \end{align} $
Jadi, molaritas HCl sebesar 0,125 M.

       Jika kita membeli asam cuka di pasar, atau di toko maka kita tidak pernah menemukan ukuran kandungan asam dalam bentuk kemolaran seperti yang kita pelajari. Namun dalam botol masih tercantum kadar cuka berupa persen volume. Untuk itu kita coba mengukur berapa konsentrasi asam cuka sehingga dapat diketahui kebenaran kandungannya

Contoh :
Untuk mengetahui % asam cuka dilakukan dengan titrasi 2mL larutan asam cuka dan memerlukan 35 mL larutan NaOH 0,1M. massa jenis larutan 950 g/L.
a. Tentukan kemolaran asam cuka!
b. Berapa % kadar asam cuka tersebut?
Jawab:
a). Menentukan kemolaran asam cuka :
$ \begin{align} V_{asam} \times M_{asam} & = V_{basa} \times M_{basa} \\ M_{asam} & = \frac{V_{basa} \times M_{basa}}{V_{asam}} \\ & = \frac{35 \times 0,1}{2} \\ & = 1,75 \, M \end{align} $
b). Dalam 1 liter larutan cuka
terdapat $ 1,75 \times 60 \, $ gram cuka = 105 gram cuka.
Berat 1 liter larutan = 950 gram.
Maka kadar asam cuka
$ = \frac{105}{950} \times 100\% = 11,05 \% $.

       Pada saat titrasi, kita menemukan titik akhir titrasi. Pada titik akhir titrasi ini jumlah mol ekivalen antara zat yang dititrasi dan penitrasi sama dan ditunjukkan dengan perubahan warna indikator asam basa, setelah diketahui volumenya kita dapat melakukan perhitungan.

Contoh :
Larutan HCl 0,3M dititrasi dengan larutan NaOH. Ternyata titik akhir titrasi tercapai bila 10 mL larutan HCl memerlukan 75 mL larutan NaOH. Tentukan kemolaran larutan NaOH!
Jawab:
$ \begin{align} V_{asam} \times M_{asam} & = V_{basa} \times M_{basa} \\ M_{basa} & = \frac{V_{asam} \times M_{asam}}{V_{basa}} \\ & = \frac{10 \times0,3}{75} \\ & = 0,04 \, M \end{align} $

       Pemilihan indikator yang tepat merupakan syarat utama saat titrasi. Jika indikator yang digunakan berubah warna pada saat titik ekuivalen, maka titik akhir titrasi akan sama dengan titik ekuivalen. Akan tetapi, jika perubahan warna indikator terletak pada pH di mana zat penitrasi sedikit berlebih, maka titik akhir titrasi berbeda dengan titik ekuivalen.

       Demikian pembahasan materi Titrasi Asam Basa dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Kurva Titrasi Asam Basa.


Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan

         Blog KoKim - Setelah membahas artikel "Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan", kita lanjutkan dengan pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan . Berbicara mengenai larutan basa, harus diketahui bahwa larutan basa mempunyai pH lebih besar dari 7. Semakin besar pH suatu basa, maka akan semakin kuat. Basa kuat dalam larutannya akan terionisasi sempurna.

         Perlu diingat kembali, bahwa larutan basa kuat meliputi golongan IA dan IIA, kecuali H dan Be. Seperti: NaOH, Mg(OH)$_2$, Ca(OH)$_2$, KOH, dll. Selain larutan tersebut termasuk gplongan basa lemah. Untuk menentukan konsentrasi OH$^-$ pada basa kuat, perhatikan contoh soal berikut ini:

Contoh :
Berapa konsentrasi OH$^-$ dalam 100mL Ca(OH)$_2$ yang mempunyai konsentrasi 0,2M?
Jawab:
Reaksi: $ Ca(OH)_2(aq) \rightarrow Ca^{2+}(aq) + 2OH^-(aq) $
$ \begin{align} [OH^-] & = 2.[ Ca(OH)2] \\ & = 2 \times ( 0,2M ) \\ & = 0,4 M \end{align} $

       Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan, maka harga konstanta kesetimbangan basanya (Kb) dapat ditentukan berdasarkan persamaan reaksi ionisasinya. Basa lemah sukar larut dalam air, satu-satunya basa lemah yang larut baik dalam air adalah NH$_4$OH (larutan ammonia). Untuk menentukan konsentrasi OH$^-$ sama dengan cara menentukan H$^+$. Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut:
$ NH_4OH \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^- $
Basa lemah dalam air tidak terurai sempurna karena mempunyai reaksi kesetimbangan, dengan konstanta kesetimbangan basa (Kb) sebagai berikut:
$ K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_4OH} $
Karena [OH$^-$] >> [NH$_4^+$], maka:
$ K_b = \frac{ [OH^-]^2}{[NH_4OH} $
NH$_4$OH yang terurai sangat sedikit, maka: [NH$_4$OH] sisa >> [NH$_4$OH] mula-mula. Sehingga:
$ [OH^-] = \sqrt{K_b \times [NH_4OH] } $
Atau secara umum dapat ditulis:
$ [OH^-] = \sqrt{K_b \times [Basa] } $

Seperti dibahas pada konsep pH sebelumnya bahwa dari [OH$^-$] akan diperoleh pOH. Dan hubungan pOH dan pH adalah sebagai berikut:
pOH = $ - \log \, [OH^-] $
pOH + pH = pKw
pOH + pH = 14
pH = 14 $ - $ pOH

untuk lebih memahaminya, perhatikan contoh berikut ini:
Berapakah harga pH larutan NH4OH 0,02 M jika harga Kb = $ 1,8 \times 10^{-5} $ ?
Jawab:

$[NH_4^+] = [OH^-] = x $
$ \begin{align} [OH^-] & = \sqrt{K_b \times [NH_4OH] } \\ & = \sqrt{ 1,8 \times 10^{-5} \times 0,02 } \\ & = 4 \times 10^{-4} \\ pOH & = - \log \, [OH^-] \\ & = - \log \, (4 \times 10^{-4}) \\ & = 4 - \log 4 \\ pH & = 14 - pOH \\ & = 14 - (4 - \log 4 ) \\ & = 10 + \log 4 \end{align} $

Berikut ini tabel beberapa harga Kb dari basa lemah pada 25$^\circ$C :

       Demikian pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan "titrasi asam basa".


Kamis, 24 November 2016

Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan

         Blog KoKim - Setelah mempelajari materi "konsep pH larutan", kita lanjutkan dengan pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan. Larutan asam terbagi menjadi dua, yaitu asam kuat dan asam lemah. Larutan asam kuat terionisasi sempurna sehingga harga $\alpha$-nya = 1. Sedangkan Larutan asam lemah mempunyai daya hantar listrik yang lemah karena jumlah ion-ionnya relatif sedikit. Harga $\alpha$ asam lemah antara 0 sampai dengan 1 atau dapat ditulis $ 0 < \alpha < 1$. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

         Perlu diingat kembali, larutan yang termasuk asam kuat diantaranya: HNO$_3$, H$_2$SO$_4$, dan golongan VIIA kecuali F seperti HCl, HBr,dan HI. Selain itu, tergolong asam lemah. Sehingga besarnya [H$^+$] pada asam kuat bergantung dari [H$^+$] dikalikan koefisien [H$^+$] itu sendiri. Yang dapat dirumuskan:
[H$^+$] = a. Ma
Dengan :
a = koefisien [H$^+$]
Ma = konsentrasi asam H$^+$

Contoh soal :
Berapa konsentrasi H$^+$ dalam 500mL larutan HCl 0,1M? dan berapa pH dari HCl tersebut?
Jawab:
*). Reaksi ionisasi: $ HCl(aq) \rightarrow H^+(aq) + Cl^-(aq) $
[H$^+$] = a. Ma, karena a = 1, maka
[H$^+$] = 1 . [HCl] = 0,1 M
*). pH dari HCl dengan [H$^+$] = 0,1 M
pH = $ - \log 0,1 $
pH = 1


Lalu bagaiman dengan asam lemah? Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah berikut ini:
$ HA(aq) \rightleftharpoons H^+(aq) + A^-(aq) $
Hubungan konsentrasi asam lemah dengan pH tidak seperti asam kuat. Asam lemah dalam air tidak terurai sempurna karena terjadi reaksi kesetimbangan sehingga mempunyai harga konstanta kesetimbangan (Ka).
$ K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} $
Dimana Ka adalah konstanta kesetimbangan asam.

Karena $ [H^+] = [A^-] $
$ \begin{align} K_a & = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} \\ K_a & = \frac{[H^+][H^+]}{[HA]} \\ K_a & = \frac{[H^+]^2}{[HA]} \\ [H^+]^2 & = K_a \times [HA] \\ [H^+] & = \sqrt{K_a \times [HA]} \end{align} $
Atau bisa juga ditulis: $ [H^+] = \sqrt{K_a \times Ma} $ , dengan Ma adalah konsentrasi asam lemah.

Contoh soal :
Tentukan konsentrasi ion H$^+$ yang terdapat dalam 250 mL larutan HCN 0,15 M jika harga Ka HCN = $ 5 \times 10^{-10}$. Berapakah pH HCN?
Jawab:
$ K_a = \frac{x^2}{(0,15 - x)} $
Karena $ x $ sangat kecil, maka
$ \begin{align} K_a & = \frac{x^2}{0,15} \\ x^2 & = K_a \times 0,15 \\ x & = \sqrt{K_a \times 0,15 } \\ x & = \sqrt{5 \times 10^{-10} \times 0,15 } \\ x & = 8,7 \times 10^{-6} \\ [H^+] = x & = 8,7 \times 10^{-6} \end{align} $
Sehingga :
$ pH = -\log [H^+] = - \log (8,7 \times 10^{-6} ) = 6 - \log 8,7 $

       Setiap asam lemah memiliki harga tetapan ionisasi asam (Ka). Harga Ka menyatakan ukuran kekuatan asam, makin besar harga makin banyak yang terionisasi (a makin besar) artinya asam tersebut makin kuat.
Berikut ini akan kami sajikan tabel beberapa harga Ka dari beberapa asam lemah pada suhu 25$^\circ$C :

       Demikian pembahasan materi Hubungan Konsentrasi Asam dengan pH Larutan dan contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan "Hubungan Konsentrasi Basa dengan pH Larutan".


Konsep pH Larutan

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita membahas materi konsep pH larutan. Kita terkadang menemukan zat yang rasanya sangat asam dan sedikit asam, atau menemukan zat asam yang kekuatan merusaknya besar dan ada yang hanya menimbulkan gatal di kulit saja. Berdasarkan kemampuan ionisasi dan kadar ion H$^+$, larutan asam dan basa terbagi dalam kelompok asam dan basa kuat, serta asam dan basa lemah. Kita memerlukan nilai tertentu untuk mengukur kekuatan asam atau basa tersebut, dan untuk saat ini kita menggunakan besaran pH, untuk menentukan derajat keasaman suatu larutan.

         pH suatu larutan erat kaitannya dengan materi sebelumnya yaitu asam basa. Dimana pH atau yang disebut derajat keasaman menyatakan besarnya $ - \log $ dari konsentrasi suatu ion H$^+$ dalam larutan asam, dan pOH untuk larutan basa dari banyaknya $- \log $ konsentrasi ion OH$^-$. Namun dari pOH tersebut dapat diketahui harga pH dari derajat ketetapan air atau pKw. Yang berlaku rumus:
         pH + pOH = pKw,
dimana besar pKw ini adalah tetap yaitu 14.
Sehingga, pH = pKw - pOH

Untuk lebih memahami mengenai pKw berikut ini penjelasan mengenai reaksi ionisasi air sehingga diperoleh harga pKw.

Air merupakan elektrolit yang sangat lemah. Air murni akan mengalami ionisasi menghasilkan H$^+$ dan OH$^-$ dengan jumlah sangat kecil. Persamaan reaksinya sebagai berikut.
$ H_2O (l) \rightleftharpoons H^+ (aq) + OH^- (aq) $

Tetapan kesetimbangan air (Kw) dapat dinyatakan dengan penurunan rumus sebagai berikut:
$ \begin{align} K & = \frac{[H^+][OH^-]}{[H_2O]} \\ K [H_2O] & = [H^+][OH^-] \\ K_w & = [H^+][OH^-] \end{align} $
Keterangan :
Kw = tetapan kesetimbangan air
[H$^+$] = molaritas ion H$^+$ (M)
[OH$^-$] = molaritas ion OH$^-$ (M)

Harga Kw dipengaruhi suhu. Jika suhu semakin tinggi, maka semakin banyak air yang terionisasi. Harga Kw pada berbagai suhu dapat dilihat pada Tabel di bawah ini:

Dari tabel di atas terlihat bahwa pada suhu kamar (25 $^\circ$C) harga Kw adalah $1,0 \times 10^{-14}$, sehingga
$[H^+] [OH^-] = 1,0 \times 10^{-14} $
Untuk air murni harga [H$^+$] dan [OH$^-$] adalah sama, yaitu
$[H^+] = [OH^-] = 1,0 \times 10^{-7}$ M

         Jika dalam air murni ditambahkan zat yang bersifat asam atau basa, maka akan merubah kesetimbangan air. Artinya [H$^+$] dan [OH$^-$] akan berubah. Pada penambahan asam, [H$^+$] akan meningkat , sehingga larutan akan bersifat asam. Sedangkan pada penambahan basa, [OH$^-$] akan meningkat. Karena Kw adalah tetap (pada suhu tertentu), maka [H$^+$] akan berkurang sehingga larutan bersifat basa.

Jadi, besarnya nilai [H$^+$] akan menentukan apa larutan tersebut bersifat asam, basa, atau netral.
*). Jika $ [H^+] > 10^{-7} $ M, maka larutan bersifat asam.
*). Jika $ [H^+] < 10^{-7} $ M, maka larutan bersifat basa.
*). Jika $ [H^+] = 10^{-7} $ M, maka larutan bersifat netral.

         Tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada molaritas ion H$^+$ dalam larutan. Jika molaritas ion H$^+$ semakin besar, maka semakin asam larutan itu. Tetapi, pernyataan kekuatan asam menggunakan [H$^+$] memberikan angka yang sangat kecil dan penulisannya tidak sederhana. Untuk menyederhanakan penulisan, seorang ahli kimia Denmark, Soren Peer Lauritz Sorensen, pada tahun 1909 mengajukan penggunaan istilah pH untuk menyatakan derajat keasaman. Nilai pH diperoleh sebagai hasil negatif logaritma 10 dari molaritas ion H$^+$. Secara matematika dapat dituliskan:
         pH = $ - \log \, $ [H$^+$]
keterangan :
pH = derajat keasaman
[H$^+$] = molaritas ion H$^+$ (M)

Analog dengan pH, untuk molaritas ion OH$^-$ dan Kw diperoleh
pOH = $ - \log \, $ [OH$^-$]
pKw = $ - \log \, $ Kw
Karena Kw = [H$^+$] [OH$^-$], maka hubungan antara pH, pOH, dan pKw dapat dirumuskan sebagai berikut.
log Kw = log [H$^+$] + log [OH$^-$]
$-$ log Kw = $-$ log [H$^+$] - log [OH$^-$]
sehingga diperoleh:
pKw = pH + pOH

Pada suhu 25$^\circ$C, molaritas ion H$^+$ air murni adalah $1,0 \times 10^{-7}$ M, sehingga
pH = $ - \log \, [H^+] $
pH = $ - \log \, (1,0 \times 10^{-7}) \, $ M
pH = 7

Berdasarkan uraian tersebut dapat disimpulkan sebagai berikut.
*). Jika pH < 7, maka larutan bersifat asam.
*). Jika pH > 7, maka larutan bersifat basa.
*). Jika pH = 7, maka larutan besifat netral.

       Demikian pembahasan materi Konsep pH Larutan. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan pH larutan yaitu hubungan konsentrasi asam dengan pH larutan.