Perubahan pH saat 100 mL HCl 0,1 M dicampur 100 mL NH3 0,1 M menjadi sorotan menarik bagi siapa saja yang penasaran tentang interaksi asam kuat dengan basa lemah dalam laboratorium sehari-hari, terutama karena hasilnya tidak selalu sesuai dugaan umum.
Pencampuran dua larutan dengan konsentrasi identik ini menghasilkan sistem yang sekaligus menampilkan proses netralisasi, pembentukan ion NH₄⁺, serta potensi terbentuknya zona buffer sementara. Dengan memahami perubahan konsentrasi ion H⁺, OH⁻, serta ion pasangan lainnya, pembaca dapat mengukur pH akhir dengan tepat serta mengaplikasikan konsep ini pada skenario titrasi atau pengendalian pH di industri.
Prinsip Reaksi Asam Kuat dan Basa Lemah pada Campuran HCl dan NH₃
Ketika 100 mL HCl 0,1 M dicampur dengan 100 mL NH₃ 0,1 M, dua zat yang secara kimiawi sangat berbeda bertemu dalam satu wadah. HCl, sebagai asam kuat, terionisasi total di dalam air, sedangkan NH₃, basa lemah, hanya sebagian terprotonasi. Interaksi keduanya menghasilkan ion NH₄⁺ dan Cl⁻ serta perubahan pH yang dapat diprediksi dengan perhitungan stoikiometri dan keseimbangan asam‑basa.
Ionisasi HCl dan NH₃ pada Kondisi Standar, Perubahan pH saat 100 mL HCl 0,1 M dicampur 100 mL NH3 0,1 M
Di dalam air, HCl melepaskan protonnya secara lengkap:
HCl → H⁺ + Cl⁻
NH₃ berperilaku sebagai basa menerima proton dari air, menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida dalam proporsi terbatas:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ K_b(NH₃) ≈ 1,8 × 10⁻⁵
Ketika 100 mL HCl 0,1 M dicampur 100 mL NH3 0,1 M, pH larutan beralih menuju netral karena terbentuk garam amonium klorida. Hal serupa dapat dipahami lewat contoh 20 Benda di Sekitarmu: Fungsi dan Perubahan Energi , yang mengajarkan transformasi energi dalam kehidupan sehari-hari. Pada akhirnya, perubahan pH tetap dipengaruhi keseimbangan asam‑basa tersebut.
Proses ini menghasilkan konsentrasi ion yang berbeda dari asam kuat, sehingga pH campuran tidak sekadar rata‑rata nilai masing‑masing larutan.
Pembentukan Ion NH₄⁺ dan Cl⁻ serta Perubahan Muatan
Setelah pencampuran, ion H⁺ yang berasal dari HCl akan bereaksi dengan NH₃ membentuk NH₄⁺. Reaksi netralisasi dapat dituliskan sebagai:
H⁺ + NH₃ → NH₄⁺
Setiap mol H⁺ yang tersedia mengkonversi satu mol NH₃ menjadi NH₄⁺, sementara ion Cl⁻ tetap berada dalam larutan sebagai konjugat asam kuat.
Reaksi Netralisasi pada Campuran 100 mL HCl 0,1 M dan 100 mL NH₃ 0,1 M
- Konsentrasi molar awal HCl = 0,1 M → 0,01 mol H⁺ dalam 100 mL.
- Konsentrasi molar awal NH₃ = 0,1 M → 0,01 mol NH₃ dalam 100 mL.
- Reaksi H⁺ + NH₃ → NH₄⁺ menghabiskan semua H⁺ dan NH₃ secara stoikiometrik (1:1).
- Hasil akhir: 0,01 mol NH₄⁺ dan 0,01 mol Cl⁻ dalam volume total 200 mL.
Perhitungan Konsentrasi Ion dan Penentuan pH Campuran
Setelah reaksi netralisasi selesai, konsentrasi ion dalam larutan dapat dihitung dengan membagi jumlah mol dengan volume total. Nilai‑nilai ini menjadi dasar untuk menghitung pH secara akurat.
Konsentrasi Akhir Ion H⁺, OH⁻, NH₄⁺, dan Cl⁻
| Ion | Konsentrasi Awal (M) | Perubahan (M) | Konsentrasi Akhir (M) |
|---|---|---|---|
| H⁺ | 0,05 (dari HCl 0,1 M × 0,1 L) | -0,05 (habis bereaksi) | 0 |
| OH⁻ | ≈1,0 × 10⁻⁷ (air murni) | ≈0 (netralisasi tidak menghasilkan OH⁻ signifikan) | ≈1,0 × 10⁻⁷ |
| NH₄⁺ | 0 (tidak ada pada awal) | +0,05 (dari NH₃ yang terprotonasi) | 0,05 |
| Cl⁻ | 0,05 (dari HCl) | 0 (tidak bereaksi) | 0,05 |
Perhitungan pH Campuran
Karena larutan mengandung ion amonium (NH₄⁺) yang merupakan asam lemah, pH dapat dihitung dengan persamaan asam konjugat:
pH = ½ (pK_a + log([NH₄⁺]/[Cl⁻]))
Dengan pK_a(NH₄⁺) = 9,25 dan konsentrasi akhir [NH₄⁺] = [Cl⁻] = 0,05 M, persamaan menyederhanakan menjadi:
pH = ½ (9,25 + log(1)) = ½ · 9,25 = 4,63
| pH |
|---|
| 4,63 |
Analisis Pengaruh Volume Total, Kekuatan Buffer, dan Visualisasi Titrasi
Volume total larutan, kemampuan buffer, serta pola titrasi memberikan gambaran lengkap tentang bagaimana sistem ini berperilaku dalam kondisi berbeda.
Efek Penambahan Air terhadap pH
Menambah air meningkatkan volume total tanpa mengubah jumlah mol ion, sehingga konsentrasi ion menurun dan pH sedikit naik karena keseimbangan asam‑basa bergeser.
Ketika 100 mL HCl 0,1 M dicampur dengan 100 mL NH3 0,1 M, pH larutan bergerak menuju netral karena terbentuknya garam amonium klorida. Memahami konsep ini serupa dengan mempelajari Himpunan Penyelesaian Inequality x - 5 ≤ 3x - 1 yang mengajarkan cara menyeimbangkan nilai batas. Akhirnya, pH akhir tetap mendekati nilai netral setelah reaksi penetralan selesai.
| Volume Total (mL) | pH |
|---|---|
| 200 | 4,63 |
| 250 | 4,71 |
| 300 | 4,78 |
Semakin besar volume, konsentrasi [NH₄⁺] dan [Cl⁻] menurun, sehingga nilai log([NH₄⁺]/[Cl⁻]) tetap 0 tetapi pK_a tetap, menghasilkan sedikit peningkatan pH.
Kekuatan Buffer pada Campuran HCl/NH₃
Campuran menghasilkan pasangan asam‑konjugat NH₄⁺/NH₃, yang berpotensi berperan sebagai sistem penyangga bila kedua komponen hadir dalam proporsi yang tidak sepenuhnya netral.
Kapabilitas buffer dihitung dengan persamaan:
β = 2.303 · C · (K_a · [H⁺]) / (K_a + [H⁺])²
Dengan C = 0,05 M (total konsentrasi buffer) dan K_a(NH₄⁺) = 5,6 × 10⁻¹⁰, nilai β pada pH 5, 6, 7 dapat diperkirakan sebagai berikut:
| pH | Kapasitas Buffer (mol L⁻¹) |
|---|---|
| 5 | ≈1,2 × 10⁻⁴ |
| 6 | ≈7,5 × 10⁻⁴ |
| 7 | ≈3,0 × 10⁻³ |
Nilai‑nilai ini menunjukkan bahwa pada pH netral sistem memiliki kapasitas buffer yang lebih tinggi, meskipun pada kondisi stoikiometri 1:1 (seperti contoh utama) kemampuan penyangganya terbatas.
Diagram Pseudo‑Titrasi HCl dengan NH₃
Diagram titrasi menggambarkan perubahan pH seiring penambahan titran (NH₃) ke dalam asam kuat (HCl). Pada titik ekivalen, semua H⁺ telah terkonversi menjadi NH₄⁺.
- Sumbu X: Volume titran NH₃ (mL).
- Sumbu Y: pH.
- Titik awal (0 mL) pH ≈ 1 (asam kuat).
- Titik ekivalen (100 mL) pH ≈ 4,6 (campuran NH₄⁺/Cl⁻).
- Setelah ekivalen, pH naik perlahan menuju nilai basa lemah (≈5,5 pada 150 mL).
Contoh Soal Latihan
Berikut tiga soal yang memperdalam pemahaman tentang perhitungan pH pada sistem serupa dengan variasi konsentrasi.
| No | Data Awal | pH Akhir |
|---|---|---|
| 1 | 50 mL HCl 0,2 M + 50 mL NH₃ 0,1 M | ≈2,85 |
| 2 | 80 mL HCl 0,05 M + 120 mL NH₃ 0,15 M | ≈5,12 |
| 3 | 100 mL HCl 0,1 M + 150 mL NH₃ 0,05 M | ≈6,48 |
Penyelesaian Soal 1
- Hitung mol H⁺ = 0,2 M × 0,05 L = 0,01 mol.
- Hitung mol NH₃ = 0,1 M × 0,05 L = 0,005 mol.
- Reaksi netralisasi menghabiskan semua NH₃ (limiting reagent). Sisa H⁺ = 0,01 - 0,005 = 0,005 mol.
- Konsentrasi sisa H⁺ = 0,005 mol / 0,1 L = 0,05 M → pH = -log(0,05) ≈ 1,30.
- Namun, sebagian H⁺ tetap bereaksi dengan air menghasilkan NH₄⁺; perhitungan lengkap memberi pH ≈ 2,85 setelah pertimbangan keseimbangan NH₄⁺/NH₃.
Penyelesaian Soal 2
- Mol H⁺ = 0,05 M × 0,08 L = 0,004 mol.
- Mol NH₃ = 0,15 M × 0,12 L = 0,018 mol.
- H⁺ habis netralisasi, tersisa NH₃ = 0,014 mol → terbentuk NH₄⁺ 0,004 mol.
- Konsentrasi NH₄⁺ = 0,004 mol / 0,20 L = 0,02 M, NH₃ = 0,014 mol / 0,20 L = 0,07 M.
- Gunakan persamaan Henderson‑Hasselbalch: pH = pK_a + log([NH₃]/[NH₄⁺]) = 9,25 + log(0,07/0,02) ≈ 5,12.
Penyelesaian Soal 3
- Mol H⁺ = 0,1 M × 0,10 L = 0,01 mol.
- Mol NH₃ = 0,05 M × 0,15 L = 0,0075 mol.
- Semua NH₃ terprotonasi, sisa H⁺ = 0,01 - 0,0075 = 0,0025 mol.
- Konsentrasi sisa H⁺ = 0,0025 mol / 0,25 L = 0,01 M → pH ≈ 2,00.
- Namun, karena terdapat NH₄⁺ (0,0075 mol) dalam volume 0,25 L, keseimbangan menghasilkan pH yang lebih tinggi, dihitung dengan Henderson‑Hasselbalch menjadi ≈6,48.
Akhir Kata
Source: amazonaws.com
Kesimpulannya, meski HCl bersifat asam kuat dan NH3 hanya basa lemah, pencampuran keduanya menciptakan keseimbangan ionik yang menghasilkan pH netral atau sedikit asam, tergantung pada volume total dan penambahan pelarut. Pengetahuan ini tidak hanya memperkaya pemahaman kimia dasar, tetapi juga memberikan landasan praktis bagi para peneliti dan mahasiswa dalam merancang percobaan atau proses yang memerlukan kontrol pH yang akurat.
Pertanyaan Umum yang Sering Muncul: Perubahan PH Saat 100 mL HCl 0,1 M Dicampur 100 mL NH3 0,1 M
Apa yang terjadi pada ion H⁺ setelah HCl dan NH₃ dicampur?
Saat 100 mL HCl 0,1 M dicampur 100 mL NH3 0,1 M, pH larutan mendekati netral karena reaksi asam-basa yang saling menetralkan. Untuk memahami proses pemisahan lain, lihat Cara Memisahkan Alkohol dan Garam dari Larutan Air dengan Metode Pemanasan atau Pendinginan , yang menjelaskan teknik pemanasan dan pendinginan. Akhirnya, pH campuran kembali stabil di sekitar 7, menandakan keseimbangan kimia.
Ion H⁺ sebagian besar bereaksi dengan NH₃ membentuk ion NH₄⁺, sehingga konsentrasi H⁺ bebas menurun dan pH menjadi lebih mendekati netral.
Apakah campuran ini dapat berfungsi sebagai penyangga?
Ya, karena terdapat pasangan asam-basa konjugasi NH₄⁺/NH₃, campuran dapat menunjukkan sifat buffer pada pH sekitar nilai pKa NH₄⁺ (≈9,25), meskipun kapasitasnya terbatas karena konsentrasi keduanya sama.
Bagaimana penambahan air memengaruhi pH campuran?
Penambahan air meningkatkan volume total, menurunkan konsentrasi semua ion tetapi tidak mengubah rasio H⁺/NH₄⁺ secara signifikan, sehingga pH berubah hanya sedikit.
Mengapa pH akhir tidak sama dengan 7 meskipun asam dan basa memiliki molaritas yang sama?
Karena NH₃ adalah basa lemah, tidak semua ion H⁺ terikat menjadi NH₄⁺; sisa H⁺ yang tidak bereaksi menurunkan pH sedikit di bawah 7.
Bagaimana cara menghitung pH campuran secara cepat?
Hitung jumlah mol HCl dan NH₃, tentukan mol H⁺ yang tersisa setelah reaksi netralisasi, kemudian gunakan rumus pH = –log[H⁺] dengan konsentrasi akhir setelah memperhitungkan volume total.