Perubahan pH saat mencampur 100 mL HCl 0,1 M dengan 100 mL NH3 0,1 M menjadi sorotan utama dalam dunia kimia laboratorium, mengungkap dinamika reaksi asam kuat‑basa lemah yang kerap dipelajari di bangku kuliah.
Ketika dua larutan dengan konsentrasi setara ini digabungkan, ion H⁺ dari HCl langsung bereaksi dengan molekul NH₃ membentuk ion NH₄⁺, sementara ion Cl⁻ tetap tidak bereaksi. Proses ini tidak hanya menurunkan jumlah ion H⁺ bebas, tetapi juga menghasilkan larutan garam amonium klorida yang bersifat sedikit asam, sehingga pH akhir tidak berada pada titik netral 7 melainkan pada nilai yang sedikit di atas atau di bawah tergantung pada kondisi suhu dan konsentrasi sisa ion.
Teori Asam‑Basa dan Reaksi Netralisasi
Pencampuran 100 mL HCl 0,1 M dengan 100 mL NH₃ 0,1 M menghasilkan sebuah sistem asam kuat‑basa lemah yang berakhir dengan pembentukan garam NH₄Cl. Memahami sifat asam kuat, basa lemah, serta pasangan konjugat yang terbentuk menjadi kunci untuk menilai perubahan pH.
Konsep Asam Kuat vs Basa Lemah
HCl merupakan asam kuat; ia terdisosiasi sepenuhnya di dalam air menjadi ion H⁺ dan Cl⁻. Sebaliknya, NH₃ adalah basa lemah yang hanya sebagian terprotonasi, menghasilkan ion NH₄⁺ dan OH⁻ melalui reaksi dengan air. Karena perbedaan tingkat disosiasi, asam kuat memberikan konsentrasi H⁺ yang tinggi, sedangkan basa lemah memberikan konsentrasi OH⁻ yang relatif kecil.
Pembentukan Pasangan Konjugat
Selama netralisasi, H⁺ dari HCl menerima pasangan elektron dari NH₃, membentuk ion NH₄⁺. Pasangan konjugat yang terbentuk adalah:
- HCl / Cl⁻ (asam kuat – basa konjugat)
- NH₃ / NH₄⁺ (basa lemah – asam konjugat)
Persamaan Kimia Lengkap
Source: amazonaws.com
Reaksi secara keseluruhan dapat dituliskan dalam tiga bentuk:
HCl(aq) → H⁺ + Cl⁻
NH₃(aq) + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
H⁺ + NH₃ → NH₄⁺ (netralisasi)
Setelah netralisasi, ion yang tersisa dalam larutan adalah NH₄⁺ dan Cl⁻, membentuk garam NH₄Cl yang bersifat asam lemah.
| Sifat | Asam Kuat (HCl) | Basa Lemah (NH₃) | Garam (NH₄Cl) |
|---|---|---|---|
| Derajat disosiasi | ≈100 % | ≈0,2 % | Hidrolisis asam lemah |
| Ion utama | H⁺, Cl⁻ | NH₃, OH⁻ | NH₄⁺, Cl⁻ |
| pH tipikal | ≤1 | ≈11 (0,1 M) | 5‑6 (setelah netralisasi) |
| Kekuatan relatif | Sangat kuat | Relatif lemah | Asam lemah (Ka≈5,6×10⁻¹⁰) |
Kekuatan asam‑basa yang berbeda menentukan jumlah ion H⁺ atau OH⁻ yang tersisa setelah reaksi. Karena HCl sepenuhnya terdisosiasi dan NH₃ hanya sebagian, hasil akhir berupa larutan asam lemah (NH₄⁺) yang menurunkan pH di bawah netral.
Perhitungan Stoikiometri Reaksi Pencampuran
Langkah pertama dalam menilai perubahan pH adalah menentukan berapa banyak mol zat yang berpartisipasi dalam reaksi netralisasi.
Mol HCl dan NH₃ yang Tersedia
Dengan konsentrasi 0,1 M dan volume 100 mL (0,100 L):
- Mol HCl = 0,1 mol/L × 0,100 L = 0,010 mol
- Mol NH₃ = 0,1 mol/L × 0,100 L = 0,010 mol
Mol H⁺ yang Bereaksi
Setiap mol HCl menghasilkan satu mol H⁺, sehingga 0,010 mol H⁺ tersedia untuk bereaksi dengan 0,010 mol NH₃. Karena rasio stoikiometri 1:1, seluruh H⁺ dan seluruh NH₃ terpakai membentuk 0,010 mol NH₄⁺.
Langkah‑Langkah Perhitungan Sisa Ion
Setelah reaksi selesai:
- H⁺: 0 mol (semua terpakai)
- NH₃: 0 mol (semua terpakai)
- NH₄⁺: 0,010 mol
- Cl⁻: 0,010 mol
| Spesies | Mol Awal | Mol Bereaksi | Mol Sisa |
|---|---|---|---|
| HCl → H⁺ | 0,010 | 0,010 | 0 |
| NH₃ | 0,010 | 0,010 | 0 |
| NH₄⁺ | 0 | 0 | 0,010 |
| Cl⁻ | 0 | 0 | 0,010 |
Jumlah mol H⁺ dan NH₃ sama persis, sehingga tidak ada ion berlebih. Sistem berakhir dengan larutan NH₄Cl (0,010 mol) yang kemudian mengalami hidrolisis lemah.
Penentuan pH Awal Masing‑Masing Larutan
Mengetahui pH masing‑masing larutan sebelum pencampuran membantu mengilustrasikan perbedaan mekanisme ionisasi antara asam kuat dan basa lemah.
pH Larutan HCl 0,1 M
HCl terdisosiasi sepenuhnya, sehingga [H⁺] = 0,1 M. pH dihitung dengan rumus pH = –log[H⁺]:
pH = –log(0,1) = 1,00
pH Larutan NH₃ 0,1 M
NH₃ bersifat basa lemah; konsentrasi ion OH⁻ dihitung dari Kb = 1,8×10⁻⁵:
Rumus: Kb = ([NH₄⁺][OH⁻])/[NH₃] ≈ x² / (0,1 – x) ≈ x² /0,1 (karena x ≪ 0,1). Maka x = √(Kb·0,1) = √(1,8×10⁻⁶) ≈ 1,34×10⁻³ M.
pOH = –log(1,34×10⁻³) ≈ 2,87, sehingga pH = 14 – 2,87 = 11,13.
| Larutan | Konsentrasi (M) | pH |
|---|---|---|
| HCl (asam kuat) | 0,1 | 1,00 |
| NH₃ (basa lemah) | 0,1 | 11,13 |
Asam kuat memberikan ion H⁺ secara total, sementara basa lemah menghasilkan ion OH⁻ hanya sebagian melalui hidrolisis. Inilah mengapa pH asam kuat berada di kisaran 1‑2, sedangkan basa lemah dapat mencapai pH di atas 11 pada konsentrasi yang sama.
Saat 100 mL HCl 0,1 M dicampur dengan 100 mL NH3 0,1 M, pH larutan mendekati netral karena asam kuat dan basa lemah bereaksi membentuk garam amonium klorida. Untuk memisahkan komponen serupa, Anda dapat mempelajari Cara Memisahkan Alkohol dan Garam dari Larutan Air dengan Metode Pemanasan atau Pendinginan. Setelah proses pemisahan, pH campuran HCl‑NH3 tetap stabil di sekitar 7, menegaskan bahwa reaksi netralisasi telah selesai.
- Konsentrasi awal zat terlarut.
- Derajat disosiasi (penuh vs parsial).
- Nilai konstanta disosiasi (Ka atau Kb).
- Suhu yang memengaruhi nilai Ka/Kb.
Perhitungan pH Akhir Campuran Setara Volume
Setelah netralisasi, larutan mengandung hanya NH₄⁺ dan Cl⁻. Karena NH₄⁺ adalah asam lemah, pH akhir ditentukan oleh hidrolisisnya.
Konsentrasi Ion Setelah Netralisasi
Total volume = 200 mL = 0,200 L. Konsentrasi NH₄⁺ dan Cl⁻:
- [NH₄⁺] = 0,010 mol / 0,200 L = 0,050 M
- [Cl⁻] = 0,010 mol / 0,200 L = 0,050 M (tidak berperan dalam pH)
Perhitungan pH Akhir
Ka untuk NH₄⁺ dihitung dari Kw / Kb(NH₃): Ka = 1,0×10⁻¹⁴ / 1,8×10⁻⁵ ≈ 5,56×10⁻¹⁰.
Dengan asumsi hidrolisis lemah, konsentrasi H⁺ dapat diperkirakan:
[H⁺] = √(Ka·C) = √(5,56×10⁻¹⁰ × 0,050) ≈ 5,3×10⁻⁶ M
pH akhir = –log(5,3×10⁻⁶) ≈ 5,28.
| Langkah | Keterangan | Nilai | Satuan |
|---|---|---|---|
| 1. Volume total | 200 mL | 0,200 | L |
| 2. Konsentrasi NH₄⁺ | 0,010 mol / 0,200 L | 0,050 | M |
| 3. Ka (NH₄⁺) | Kw/Kb | 5,56×10⁻¹⁰ | – |
| 4. [H⁺] akhir | √(Ka·C) | 5,3×10⁻⁶ | M |
| 5. pH akhir | –log[H⁺] | 5,28 | – |
Karena semua H⁺ telah terikat menjadi NH₄⁺, larutan berperilaku sebagai asam lemah dengan pH sedikit di bawah netral. Tidak terbentuk buffer yang signifikan karena tidak ada pasangan asam‑basa konjugat dalam proporsi yang cukup.
Ketika 100 mL HCl 0,1 M dicampur dengan 100 mL NH3 0,1 M, pH larutan beralih dari asam kuat ke kondisi netral karena terbentuk garam amonium klorida. Hal ini mengingatkan kita pada nilai moral, seperti yang dijelaskan dalam 5 Contoh Akhlak Terpuji dan 5 Contoh Akhlak Tercela , di mana perilaku baik menyeimbangkan tindakan buruk. Akhirnya, perubahan pH kembali stabil di sekitar pH 7, menegaskan pentingnya keseimbangan kimia dan etika.
- Hitung mol masing‑masing reaktan.
- Tentukan ion yang tersisa setelah reaksi netralisasi.
- Hitung konsentrasi NH₄⁺ dalam volume total.
- Gunakan Ka untuk NH₄⁺ dan persamaan √(Ka·C) untuk [H⁺].
- Konversikan [H⁺] menjadi pH.
Analisis Sensitivitas pH terhadap Variasi Konsentrasi Awal
Untuk menilai seberapa pH akhir berubah bila konsentrasi HCl dan NH₃ diubah, beberapa skenario konsentrasi dipertimbangkan sambil tetap menjaga volume masing‑masing 100 mL.
Skenario Variasi Konsentrasi
- Skenario A: 0,05 M HCl & 0,05 M NH₃
- Skenario B: 0,10 M HCl & 0,10 M NH₃ (referensi)
- Skenario C: 0,20 M HCl & 0,20 M NH₃
Hasil pH untuk Setiap Skenario, Perubahan pH saat mencampur 100 mL HCl 0,1 M dengan 100 mL NH3 0,1 M
Perhitungan mengikuti prosedur pada bagian sebelumnya, dengan konsentrasi akhir NH₄⁺ = (mol NH₄⁺)/(0,200 L).
| Skenario | Konsentrasi Awal (M) | [NH₄⁺] Akhir (M) | pH Akhir |
|---|---|---|---|
| A | 0,05 / 0,05 | 0,025 | 5,43 |
| B | 0,10 / 0,10 | 0,050 | 5,28 |
| C | 0,20 / 0,20 | 0,100 | 5,13 |
Semakin tinggi konsentrasi awal, semakin besar konsentrasi NH₄⁺ yang terbentuk, sehingga [H⁺] melalui hidrolisis asam lemah meningkat sedikit dan pH menurun. Tren ini bersifat logaritmik karena pH merupakan fungsi –log[H⁺].
- Konsentrasi rendah → pH ≈ 5,4 (sedikit lebih basa).
- Konsentrasi sedang → pH ≈ 5,3 (dekat netral).
- Konsentrasi tinggi → pH ≈ 5,1 (lebih asam).
Pengaruh Suhu terhadap Nilai pH Campuran: Perubahan PH Saat Mencampur 100 mL HCl 0,1 M Dengan 100 mL NH3 0,1 M
Suhu memengaruhi nilai konstanta disosiasi (Ka, Kb) sehingga mengubah keseimbangan ion dalam larutan.
Hubungan Suhu dengan Ka/Kb
Naiknya suhu biasanya meningkatkan Kb untuk basa lemah (NH₃) dan meningkatkan Kw (produk ion air). Pada 35 °C, Kb(NH₃) diperkirakan menjadi 2,0×10⁻⁵ dan Kw ≈ 2,5×10⁻¹⁴.
Perhitungan pH pada 25 °C dan 35 °C
Dengan [NH₄⁺] akhir tetap 0,050 M (skenario B):
- 25 °C: Ka = Kw/Kb = 1,0×10⁻¹⁴ / 1,8×10⁻⁵ = 5,56×10⁻¹⁰ → pH ≈ 5,28.
- 35 °C: Ka = 2,5×10⁻¹⁴ / 2,0×10⁻⁵ = 1,25×10⁻⁹ → [H⁺] = √(1,25×10⁻⁹·0,050) = 7,9×10⁻⁶ M → pH ≈ 5,10.
| Suhu | Kb (NH₃) | Ka (NH₄⁺) | pH Akhir |
|---|---|---|---|
| 25 °C | 1,8×10⁻⁵ | 5,56×10⁻¹⁰ | 5,28 |
| 35 °C | 2,0×10⁻⁵ | 1,25×10⁻⁹ | 5,10 |
Peningkatan suhu meningkatkan Kb NH₃, sehingga Ka NH₄⁺ menjadi lebih besar. Hidrolisis asam lemah menjadi lebih signifikan, menghasilkan konsentrasi H⁺ yang lebih tinggi dan pH yang lebih rendah.
- Siapkan larutan pada suhu target (misalnya dengan bath suhu).
- Ukur suhu dengan termometer kalibrasi.
- Gunakan pH meter yang telah dikalibrasi pada suhu yang sama.
- Catat nilai pH dan koreksi jika diperlukan (penyesuaian suhu pada alat).
- Bandingkan hasil antara suhu yang berbeda.
Visualisasi Diagram Reaksi dan Kurva pH‑Volume
Diagram alur membantu memvisualisasikan tahapan pencampuran, netralisasi, dan penentuan pH, sementara kurva pH‑volume menggambarkan perubahan pH selama titrasi asam kuat‑basa lemah.
Deskripsi Diagram Alur
1. Mulai dengan dua beaker terpisah: satu berisi 100 mL HCl 0,1 M, satu lagi 100 mL NH₃ 0,1 M.
2. Tambahkan NH₃ secara perlahan ke dalam HCl (atau sebaliknya) sambil mengaduk.
3.
Pada titik penambahan setara (100 mL), reaksi netralisasi lengkap membentuk NH₄Cl.
4. Setelah pencampuran, larutan mengandung NH₄⁺ dan Cl⁻; selanjutnya terjadi hidrolisis asam lemah NH₄⁺ menghasilkan H⁺.
5. Hitung konsentrasi akhir dan konversi ke pH.
Data untuk Plot Kurva pH‑Volume
Contoh data yang dapat dipakai untuk menggambar kurva (NH₃ ditambahkan ke HCl):
| Volume NH₃ ditambahkan (mL) | pH terukur |
|---|---|
| 0 | 1,00 |
| 20 | 2,30 |
| 40 | 3,80 |
| 60 | 4,80 |
| 80 | 5,10 |
| 100 | 5,28 |
| 120 | 5,40 |
| 140 | 5,70 |
| 160 | 6,10 |
| 180 | 6,80 |
| 200 | 7,00 |
Kurva pH‑volume pada sistem asam kuat‑basa lemah biasanya menunjukkan kenaikan pH yang tajam mendekati titik ekivalen, diikuti oleh zona buffer yang sempit (di sekitar pH 5‑6) dimana perubahan volume menghasilkan variasi pH yang relatif kecil.
- Siapkan buret berisi NH₃ 0,1 M.
- Titrasi secara perlahan ke dalam beaker HCl 0,1 M.
- Catat pH setelah setiap penambahan volume (misalnya tiap 20 mL).
- Plot pH (sumbu y) terhadap volume NH₃ (sumbu x).
- Identifikasi titik ekivalen (pH ≈ 5,3) dan daerah buffer.
Ringkasan Penutup
Kesimpulannya, pencampuran HCl 0,1 M dengan NH3 0,1 M menghasilkan larutan yang berada dalam zona asam‑lemah, menegaskan pentingnya pemahaman stoikiometri dan keseimbangan ionik bagi siapa saja yang ingin menguasai teknik titrasi atau analisis kimia kuantitatif.
Pertanyaan yang Kerap Ditanyakan
Apakah campuran HCl 0,1 M dan NH3 0,1 M menghasilkan larutan netral?
Tidak. Karena HCl merupakan asam kuat dan NH3 basa lemah, hasil campuran biasanya bersifat sedikit asam karena terbentuknya ion NH₄⁺.
Berapa nilai pH akhir pada suhu 25 °C?
Dengan asumsi tidak ada perubahan suhu signifikan pada Kb NH₃, pH akhir berada sekitar 5,2 – 5,5.
Bagaimana pengaruh peningkatan konsentrasi HCl menjadi 0,2 M?
Peningkatan konsentrasi HCl menambah jumlah ion H⁺ yang tidak terpakai, sehingga pH akhir menurun menjadi lebih asam, biasanya di kisaran 4,5.
Apakah dapat dibuat buffer dengan campuran ini?
Jika rasio HCl dan NH₃ tidak seimbang (misalnya HCl sedikit berlebih), larutan mengandung pasangan konjugat NH₄⁺/NH₃ yang dapat berfungsi sebagai buffer lemah.
