okeee,, kali ini kita akan membahas tentang larutan asam basa... cekidot^^
BAB 5
LARUTAN ASAM DAN BASA
1.
Teori Asam Basa
A.
MENURUT ARRHENIUS
Menurut
teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H + disebut
asam danbasa adalah zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH -
.
HCl
--> H + + Cl
-
NaOH
--> Na + + OH
-
Meskipun
teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena
profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan
pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan
dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai
asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan
hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.
Sampai
sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan
model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar
listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion,
jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. Asam kuat
berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori
Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam
lenyataan
pada zaman modern diperlukan penjelasanyang lebih bisa diterima secara logik
dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh teori Arrhenius
sebagai berikut:
NH
4 OH --> NH
4 + + OH -
Jadi
menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H
+ dan basa adalah spesi yang mengandung OH -, dengan asumsi
bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.
Sehingga
dapat disimpulkan bahwa:
Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H + .
Basa ialah senyawa yang dalam larutannya
dapat menghasilkan ion OH - .
Contoh:
1) HCl(aq) --> H + (aq) + Cl - (aq)
1) HCl(aq) --> H + (aq) + Cl - (aq)
s2) NaOH(aq) --> Na + (aq) + OH - (aq)
B. MENURUT
BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.
Teori
asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut,
karena khusus untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman
karena tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam
dan ada yang bersifat basa.
Konsep
asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang
dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai
perpindahan proton dari asam ke basa.
HCl
+ H 2 O --> H 3 O + + Cl -
Demikian
pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton
dari HCl ke NH 3 .
HCl + NH 3
⇄ NH 4 +
+ Cl -
Ionisasi asam lemah
dapat digambarkan dengan cara yang sama.
HOAc + H 2
O ⇄ H 3 O + + OAc -
Pada
tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal
yang sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry.
Perlu diperhatikan disini bahwa H + dari asam bergabung dengan
molekul air membentuk ion poliatomik H 3 O + disebut ion
Hidronium.
Reaksi umum yang
terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:
HA
+ H 2 O ⇄ H 3
O + + A -
asam basa asam konjugasi basa
konjugasi
Penyajian
ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton
dari asam.
Perhatikanlah
bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam
kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang
terdi dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau
penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara
Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.
Johannes
N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung
ion H + dan tidak semua basa mengandung ion OH - .
Bronsted
– Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H +
( donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H + (akseptor
proton). Jika suatu asam memberi sebuah H + kepada molekul basa,
maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila
basa menerima H + maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa
semula.
Teori
Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H 3 O +
) secara nyata.
Contoh:
HF +
H 2 O ⇄ H 3 O + + F –
Asam
basa asa m konjugasi basa konjugasi
HF
merupakan pasangan dari F - dan H 2 O merupakan pasangan
dari H 3 O + .
Air
mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.
HCl
+ H 2 O --> H 3 O + + Cl -
Asam Basa
NH 3
+ H
2 O ⇄ NH 4 + + OH -
Basa
Asam
Manfaat
dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:
1. Aplikasinya
tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh
atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.
2. Asam
dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan
kation.
Contoh lain:
1) HAc(aq) + H 2
O(l) --> H 3 O+(aq) + Ac - (aq) asam-1 basa-2 asam-2
basa-1
HAc dengan Ac - merupakan pasangan
asam-basa konyugasi.
H 3 O+ dengan H 2 O
merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2) H 2 O(l) + NH 3 (aq)
--> NH 4 + (aq) + OH - (aq) asam-1 basa-2
asam-2 basa-1
H 2 O dengan OH -
merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH 4 + dengan NH 3
merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat
bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat
atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).
Penulisan Asam Basa Bronsted
Lowry
C. Menurut G. N.
Lewis
Selain
dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori
yang umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh
Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920. Lewis lebih menekankan
pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia
mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan
elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga
basanya. Perhatikan reaksi berikut:
Reaksi
antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara
Lewis. Untuk reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya reaksi
antara proton dan ion Hidroksida:
Ternyata
teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam
basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:
CH 3
+ + C 6 H 6 ⇄ C 6
H 6 CH 3 +
Asam
ialah akseptor pasangan elektron, sedangkan basa adalah Donor pasangan
elektron.
Contoh:
Asam lewis
2
Jenis asam basa berdasarkan jumlah ion H+ dan OH –
Asam dalam pelajaran kimia adalah senyawa kimia yang bila dilarutkan dalam
air akan menghasilkan larutan dengan pH lebih kecil dari 7. Dalam definisi
modern, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (ion H+) kepada zat
lain (yang disebut basa), atau dapat menerima pasangan elektron bebas dari
suatu basa.
Basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan
dalam air.Garam dalam pelajaran
kimia adalah senyawa ionik yang terdiri dari ion positif (kation) dan ion
negatif (anion), sehingga membentuk senyawa netral (tanpa bermuatan).
Jenis-jenis
asam
- Asam askorbat
- Asam karbonat
- Asam sitrat
- Asam etanoat
- Asam laktat
- Asam klorida
- Asam nitrat
- Asam fosfat
- Asam sulfat
Contoh bahan yang mengandung asam
Jenis asam
|
Kuat / lemah
|
Terdapat pada
|
Asam askorbat
|
Lemah
|
Buah-buahan
|
Asam karbonat
|
Lemah
|
Minuman berkarbonat
|
Asam sitrat
|
Lemah
|
Jeruk
|
Asam etanoat
|
Lemah
|
Cuka
|
Asam laktat
|
Lemah
|
Susu basi
|
Asam klorida
|
Kuat
|
Lambung
|
Asam nitrat
|
Kuat
|
Pupuk
|
Asam fosfat
|
Kuat
|
Cat anti karat
|
Asam sulfat
|
Kuat
|
Aki
|
Sifat asam
- Mempunyai rasa asam dan
bersifat korosif.
- Dapat mengubah warna kertas
lakmus biru menjadi kertas lakmus merah.
- Menghantarkan arus listrik
- Bereaksi dengan logam
Hujan asam
Akibat
yang ditimbulkan oleh hujan asam
adalah:
- Hujan asam dapat menyebabkan
matinya hewan dan tumbuhan.
- Hujan asam dapat merusak
bangunan yang terbuat dari batu kapur.
- Hujan asam juga merusak
jembatan, bodi mobil, kapal laut dan struktur bangunan yang lain.
Reaksi asam
Reaksi asam
dengan logam
Asam
dapat bereaksi dengan logam menghasilkan zat lain dan menghasilkan gas
hidrogen. Contohnya adalah reaksi antara asam sulfat dengan logam magnesium.
Reaksi asam
dengan senyawa karbonat
Asam
dapat bereaksi dengan senyawa karbonat menghasilkan zat lain, gas CO2
dan air. Sebagai contoh, reaksi antara kalsium karbonat dengan larutan HCl.
Pada reaksi ini terbentuklah kalsium klorida.
Reaksi asam dengan
oksida logam
Asam
dapat bereaksi dengan oksida logam menghasilkan zat lain dan air. Sebagai
contoh, reaksi antara asam sulfat dengan tembaga oksida.
Basa
Jenis-jenis basa
- Amonia
- Kalsium hidroksida
- Kalsium oksida
- Magnesium hidroksida
- Natrium hidroksida
Sifat-sifat basa
- Mempunyai rasa pahit dan
merusak kulit. Terasa licin seperti sabun bila terkena kulit.
- Dapat mengubah kertas lakmus
merah menjadi kertas lakmus biru.
- Menghantarkan arus listrik
- Dapat menetralkan asam pH
Alat pengukur
Alat
untuk mengukur skala keasaman atau pH adalah pH meter dan indikator universal.
Skala pHnya adalah antara 0-14. Jika memakai indikator universal, maka zat yang
cenderung asam cenderung berwarna merah. dan zat yang cenderung basa, cenderung
ke biru atau hijau.
Tingkat
keasaman
0-6,9 = asam7 = netral
7,1-14 = basa
Warna
standar indikator
pH 1 = Asam
|
pH 2 = Asam
|
pH 3 = Asam
|
pH 4 = Asam
|
pH 5 = Asam
|
pH 6 = Asam
|
pH 7 = Netral
|
pH 8 = Basa
|
pH 9 = Basa
|
pH 10 = Basa
|
pH 11 = Basa
|
pH 12 = Basa
|
pH 13 = Basa
|
pH 14 = Basa
|
3
Pengujian dan Pengenalan Asam Basa
Bagaimanakah
cara kerja indikator
Indikator sebagai asam lemah
Lakmus
Lakmus
adalah asam lemah. Lakmus memiliki molekul yang sungguh rumit yang akan kita
sederhanakan menjadi HLit. "H" adalah proton yang dapat diberikan
kepada yang lain. "Lit" adalah molekul asam lemah.
Tidak
dapat dipungkiri bahwa akan terjadi kesetimbangan ketika asam ini dilarutkan
dalam air. Pengambilan versi yang disederhanakan kesetimbangan ini:
Lakmus
yang tidak terionisasi adalah merah, ketika terionisasi adalah biru.
Sekarang
gunakan Prinsip Le Chatelier untuk menemukan apa yang terjadi jika anda menambahkan
ion hidroksida atau beberapa ion hidrogen yang lebih banyak pada kesetimbangan
ini.
Penambahan
ion hidroksida:
Penambahan
ion hidrogen:
Jika
konsentrasi Hlit dan Lit- sebanding:
Pada
beberapa titik selama terjadi pergerakan posisi kesetimbangan, konsentrasi dari
kedua warna akan menjadi sebanding. Warna yang anda lihat merupakan pencampuran
dari keduanya.
Alasan
untuk membubuhkan tanda kutip disekitar kata "netral" adalah bahwa
tidak terdapat alasan yang tepat kenapa kedua konsentrasi menjadi sebanding
pada pH 7. Untuk lakmus, terjadi perbandingan warna mendekati 50 / 50 pada saat
pH 7 – hal itulah yang menjadi alasan kenapa lakmus banyak digunakan untuk
pengujian asam dan basa. Seperti yang akan anda lihat pada bagian berikutnya,
hal itu tidak benar untuk indikator yang lain.
Jingga metil (Methyl orange)
Jingga
metil adalah salah satu indikator yang banyak digunakan dalam titrasi. Pada
larutan yang bersifat basa, jingga metil berwarna kuning dan strukturnya
adalah:
Sekarang,
anda mungkin berfikir bahwa ketika anda menambahkan asam, ion hidrogen akan
ditangkap oleh yang bermuatan negatif oksigen. Itulah tempat yang jelas untuk
memulainya. Tidak begitu!
Pada
faktanya, ion hidrogen tertarik pada salah satu ion nitrogen pada ikatan
rangkap nitrogen-nitrogen untuk memberikan struktur yang dapat dituliskan
seperti berikut ini:
Anda
memiliki kesetimbangan yang sama antara dua bentuk jingga metil seperti pada
kasus lakmus – tetapi warnanya berbeda.
Anda
sebaiknya mencari sendiri kenapa terjadi perubahan warna ketika anda
menambahkan asam atau basa. Penjelasannya identik dengan kasus lakmus – bedanya
adalah warna.
Pada
kasus jingga metil, pada setengah tingkat dimana campuran merah dan kuning
menghasilkan warna jingga terjadi pada pH 3.7 – mendekati netral. Ini akan
diekplorasi dengan lebih lanjut pada bagian bawah halaman.
Fenolftalein
Fenolftalein
adalah indikator titrasi yang lain yang sering digunakan, dan fenolftalein ini
merupakan bentuk asam lemah yang lain.
Pada
kasus ini, asam lemah tidak berwarna dan ion-nya berwarna merah muda terang.
Penambahan ion hidrogen berlebih menggeser posisi kesetimbangan ke arah kiri,
dan mengubah indikator menjadi tak berwarna. Penambahan ion hidroksida
menghilangkan ion hidrogen dari kesetimbangan yang mengarah ke kanan untuk
menggantikannya – mengubah indikator menjadi merah muda.
Setengah
tingkat terjadi pada pH 9.3. Karena pencampuran warna merah muda dan tak
berwarna menghasilkan warna merah muda yang pucat, hal ini sulit untuk
mendeteksinya dengan akurat!
Rentang pH
indikator
Pentingnya pKind
Berpikirlah
tentang indikator yang umum, HInd – dimana "Ind" adalah bagian
indikator yang terlepas dari ion hidrogen yang diberikan keluar:
Karena
hal ini hanya seperti asam lemah yang lain, anda dapat menuliskan ungkapan Ka
untuk indikator tersebut. Kita akan menyebutnya Kind untuk
memberikan penekanan bahwa yang kita bicarakan di sini adalah mengenai
indikator.
Pikirkanlah
apa yang terjadi pada setengah reaksi selama terjadinya perubahan warna. Pada
titik ini konsentrasi asam dan ion-nya adalah sebanding. Pada kasus tersebut,
keduanya akan menghapuskan ungkapan Kind.
anda
dapat menggunakan hal ini untuk menentukan pH pada titik reaksi searah. Jika
anda menyusun ulang persamaan yang terakhir pada bagian sebelah kiri, dan
kemudian mengubahnya pada pH dan pKind, anda akan memperoleh:
Hal
itu berarti bahwa titik akhir untuk indikator bergantung seluruhnya pada harga
pKind. Untuk indikator yang kita miliki dapat dilihat dibawah ini:
indikator
|
pKind
|
Lakmus
|
6.5
|
jingga metil
|
3.7
|
fenolftalein
|
9.3
|
Rentang pH indikator
Indikator
tidak berubah warna dengan sangat mencolok pada satu pH tertentu (diberikan
oleh harga pKind-nya). Malahan, mereka mengubah sedikit rentang pH.
Dengan
mengasumsikan kesetimbangan benar-benar mengarah pada salah satu sisi, tetapi
sekarang anda menambahkan sesuatu untuk memulai pergeseran tersebut. Selama
terjadi pergeseran kesetimbangan, anda akan memulai untuk mendapatkan lebih
banyak dan lebih banyak lagi pembentukan warna yang kedua, dan pada beberapa
titik mata akan mulai mendeteksinya.
Sebagai
contoh, jika anda menggunakan jingga metil pada larutan yang bersifat basa maka
warna yang dominan adalah kuning. Sekarang mulai tambahkan asam karena itu
kesetimbangan akan mulai bergeser.
Pada
beberapa titik akan cukup banyak adanya bentuk merah dari jingga metil yang
menunjukkan bahwa larutan akan mulai memberi warna jingga. Selama anda
melakukan penambahan asam lebih banyak, warna merah akhirnya akan menjadi
dominan yang mana anda tidak lagi melihat warna kuning.
Terjadi
perubahan kecil yang berangsur-angsur dari satu warna menjadi warna yang lain,
menempati rentang pH. Secara kasar "aturan ibu jari", perubahan yang
tampak menempati sekitar 1 unit pH pada tiap sisi harga pKind.
Harga
yang pasti untuk tiga indikator dapat kita lihat sebagai berikut:
indikator
|
pKind
|
pH rentang pH
|
Lakmus
|
6.5
|
5 – 8
|
jingga metil
|
3.7
|
3.1 – 4.4
|
fenolftalein
|
9.3
|
8.3 – 10.0
|
Perubahan
warna lakmus terjadi tidak selalu pada rentang pH yang besar, tetapi lakmus berguna
untuk mendeteksi asam dan basa pada lab karena perubahan warnanya sekitar 7.
Jingga metil atau fenolftalein sedikit kurang berguna.
Berikut
ini dapat dilihat dengan lebih mudah dalam bentuk diagram.
Sebagai
contoh, jingga metil akan berwarna kuning pada tiap larutan dengan pH lebih
besar dari 4.4. Hal ini tidak dapat dibedakan antara asam lemah dengan pH 5
atau basa kuat dengan pH 14.
Pemilihan
indikator untuk titrasi
Harus
diingat bahwa titik ekivalen titrasi yang mana anda memiliki campuran dua zat
pada perbandingan yang tepat sama. anda tak pelak lagi membutuhkan pemilihan
indikator yang perubahan warnanya mendekati titik ekivalen. Indikator yang
dipilih bervariasi dari satu titrasi ke titirasi yang lain.
Asam kuat vs basa kuat
Diagram
berikut menunjukkan kurva pH untuk penambahan asam kuat pada basa kuat. Bagian
yang diarsir pada gambar tersebut adalah rentang pH untuk jingga metil dan
fenolftalein.
anda
dapat melihat bahwa tidak terdapat perubahan indikator pada titik
ekivalen.
Akan
tetapi, gambar menurun tajam pada titik ekivalen tersebut yang menunjukkan
tidak terdapat perbedaan pada volume asam yang ditambahkan apapun indikator
yang anda pilih. Akan tetapi, hal tersebut berguna pada titrasi untuk memilihih
kemungkinan warna terbaik melalui penggunaan tiap indikator.
Jika
anda mengguanakan fenolftalein, anda akan mentitrasi sampai fenolftalein
berubah menjadi tak berwarna (pada pH 8,8) karena itu adalah titik terdekat
untuk mendapatkan titik ekivalen.
Dilain
pihak, dengan menggunakan jingga metil, anda akan mentitrasi sampai bagian
pertama kali muncul warna jingga dalam larutan. Jika larutan berubah menjadi
merah, anda mendapatkan titik yang lebih jauh dari titik ekivalen.
Asam kuat vs basa lemah
Kali
ini adalah sangat jelas bahwa fenolftalein akan lebih tidak berguna. Akan
tetapi jingga metil mulai berubah dari kuning menjadi jingga sangat mendekati
titik ekivalen.
anda
memiliki pilihan indiaktor yang berubah warna pada bagian kurva yang curam.
Asam lemah vs basa kuat
Kali
ini, jingga metil sia-sia! Akan tetapi, fenolftalein berubah warna dengan tepat
pada tempat yang anda inginkan.
Asam lemah vs basa lemah
Kurva
berikut adalah untuk kasus dimana asam dan basa keduanya sebanding lemahnya –
sebagai contoh, asam etanoat dan larutan amonia. Pada kasus yang lain, titik
ekivalen akan terletak pada pH yang lain.
Anda
dapat melihat bahwa kedua indikator tidak dapat digunakan. Fenolftalein akan
berakhir perubahannya sebelum tercapai titik ekivalen, dan jingga metil jauh ke
bawah sekali.
Ini
memungkinkan untuk menemukan indiaktor yang memulai perubahan warna atau
mengakhirinya pada titik eqivalen, karena pH titik ekivalen berbeda dari kasus
yang satu ke kasus yang lain, anda tidak dapat mengeneralisirnya.
Secara
keseluruhan, anda tidak akan pernah mentitrasi asam lemah dan asam basa melalui
adanya indikator.
Larutan natrium karbonat dan asam hidroklorida encer
Berikut
ini adalah kasus yang menarik. Jika anda menggunakan fenolftalein atau jingga
metil, keduanya akan memberikan hasil titirasi yang benar – akan tetapi harga
dengan fenolftalein akan lebih tepat dibandingkan dengan bagian jingga metil
yang lain.
Hal
ini terjadi bahwa fenolftalein selesai mengalami perubahan warnanya pada pH
yang tepat dengan titik ekivalen pada saat untuk pertamakalinya natrium
hidrogenkarbonat terbentuk.
Perubahan
warna jingga metil dengan tepat terjadi pada pH titik ekivalen bagian kedua
reaksi.
4. Skala PH asam Basa
ASAM BASA
DAN GARAM
Pernahkah kamu makan jeruk yang rasanya masam? Bagaimanakah kamu dapat
mengidentifikasi sifat asam dan basa? Nah, simak penjelasan berikut!
A Sifat Asam, Basa, dan Garam
1. Asam
Buah-buahan
yang masih muda pada umumnya berasa masam. Sebenarnya rasa masam dalam
buah-buahan tersebut disebabkan karena zat kimia yang terkandung di dalamnya
yang biasa disebut asam. Secara kimia, asam adalah zat yang dalam air dapat
menghasilkan ion hidrogen (H+). Asam akan terionisasi menjadi ion hidrogen dan
ion sisa asam yang bermuatan negatif. Beberapa asam yang dijumpai dalam kehidupan
sehari-hari, seperti ditunjukkan dalam tabel 2.1 berikut ini.
2. Basa
Basa
adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida (OH–). Ion
hidroksida terbentuk karena senyawa hidroksida dapat mengikat satu elektron
pada saat dimasukkan ke dalam air. Basa dapat menetralisir asam (H+) sehingga
dihasilkan air (H2O). Sabun merupakan salah satu zat yang bersifat basa.
Perhatikan
tabel 2.2 berikut ini!
Sifat asam berbeda dengan sifat basa suatu zat. Perbedaan sifat asam dan
basa dapat kamu lihat pada tabel 2.3 berikut ini.
3. Garam
Garam
adalah senyawa yang terbentuk dari reaksi asam dan basa. Terdapat beberapa
contoh garam, antara lain: NaCl, CaCl2, ZnSO4, NaNO2, dan lain-lain. Dalam
kehidupan sehari–hari tentu kamu tidak asing dengan garam. Contoh garam adalah
garam dapur (NaCl) yang biasa digunakan untuk keperluan memasak. Tahukah kamu
dari mana garam dapur tersebut diperoleh? Garam dapur dapat diperoleh dari air
laut. Petani garam membuatnya dengan cara penguapan dan kristalisasi. Garam yang
diperoleh kemudian diproses iodisasi (garam kalium, KI) sehingga diperoleh
garam beriodium. Garam dapur juga dapat diperoleh dengan cara mencampur zat
asam dan basa. Mengapa demikian? Asam bereaksi dengan basa membentuk zat netral
dan tidak bersifat asam maupun basa. Reaksi antara asam dan basa dinamakan
reaksi netralisasi. Sebagai contoh asam klorida bereaksi dengan natrium
hidroksida (soda api) akan membentuk garam dapur dan air. Jika dengan
menggunakan proses penguapan, maka air akan menguap dan tersisa endapan garam
dapur saja.
HCl + NaOH → NaCl + H2OAsam Basa Garam dapur Air
Reaksi kimia yang dapat menghasilkan garam, antara lain:
• Asam + basa menghasilkan garam + air
• Basa + oksida asam menghasilkan garam + air
• Asam + oksida basa menghasilkan garam + air
• Oksida asam + oksida basa menghasilkan garam
• Logam + asam menghasilkan garam + H2
Reaksi penetralan berguna bagi manusia, antara lain produksi asam
lambung (HCl) yang berlebihan dapat dinetralkan dengan menggunakan senyawa basa
Mg(OH)2. Para petani menggunakan reaksi penetralan agar tanah yang
terlalu asam dan tidak baik bagi tanaman dapat menjadi netral dengan
menambahkan senyawa basa Ca(OH)2 atau air kapur. Pasta gigi
mengandung basa berfungsi untuk menetralkan mulut kita dari asam, yang dapat
merusak gigi dan menimbulkan bau mulut.
B Identifikasi Asam, Basa, dan Garam Indikator
Berdasarkan
sifat asam dan basa, larutan dibedakan menjadi tiga golongan yaitu :
bersifat asam, basa, dan netral. Sifat larutan tersebut dapat ditunjukkan
dengan menggunakan indikator asam-basa, yaitu zat-zat warna yang menghasilkan
warna berbeda dalam larutan asam dan basa. Cara menentukan senyawa bersifat
asam, basa atau netral dapat menggunakan kertas lakmus, larutan indikator atau
larutan alami. Misal, lakmus merah dan biru. Berikut pengelompokkan jenis
indikator asam–basa dalam larutan yang bersifat asam, basa dan netral. Lihat
tabel 2.5 di bawah ini.
Lakmus digunakan sebagai indikator asam-basa, sebab lakmus memiliki
beberapa keuntungan, yaitu:
1. Lakmus dapat berubah warna dengan cepat saat bereaksi dengan asam ataupun basa.
2. Lakmus sukar bereaksi dengan oksigen dalam udara sehingga dapat tahan lama.
3. Lakmus mudah diserap oleh kertas, sehingga digunakan dalam bentuk lakmus kertas. Lakmus adalah sejenis zat yang diperoleh dari jenis lumut kerak.
1. Lakmus dapat berubah warna dengan cepat saat bereaksi dengan asam ataupun basa.
2. Lakmus sukar bereaksi dengan oksigen dalam udara sehingga dapat tahan lama.
3. Lakmus mudah diserap oleh kertas, sehingga digunakan dalam bentuk lakmus kertas. Lakmus adalah sejenis zat yang diperoleh dari jenis lumut kerak.
Selain
menggunakan indikator buatan, dipakai pula indikator alami untuk mengelompokkan
bahan-bahan di lingkungan berdasarkan konsep asam, basa, dan garam. Indikator
alami, seperti : bunga sepatu, kunyit, kulit manggis, kubis ungu atau
jenis bunga-bungaan yang berwarna. Ekstrak bahan-bahan tersebut dapat
memberikan warna yang berbeda dalam larutan asam dan basa.
Perhatikan
tabel 2.6 warna ekstrak kubis ungu dalam larutan asam, basa, dan netral.
Sifat asam ditunjukkan oleh perubahan warna indikator buatan dan
indikator alami menjadi warna kemerahan, sedangkan sifat basa ditunjukkan oleh
perubahan warna indikator buatan dan indikator alami menjadi warna kebiruan
atau kehijauan.
C Penentuan Skala Keasaman dan Kebasaan
Pada
umumnya semua asam dan basa mempunyai sifat tertentu. Misal, terdapat beberapa
asam yang aman digunakan untuk obat tetes mata atau diminum, tetapi terdapat
juga asam yang dapat merusak jaringan kulit dan logam. Semua basa juga memiliki
sifat tertentu, misal kita menggunakan pasta gigi untuk membersihkan gigi dan
menghilangkan bau mulut, sebaliknya natrium hidroksida digunakan untuk
pembersih saluran dan berbahaya jika terkena kulitmu. Jumlah ion H+ dalam air
digunakan untuk menentukan sifat derajat keasaman atau kebasaan suatu zat.
Semakin zat tersebut memiliki keasaman tinggi, semakin banyak ion H+ di dalam
air. Sedangkan semakin tinggi kebasaan zat tersebut, semakin banyak ion OH–
dalam air. Untuk menentukan harga pH dan pOH biasa digunakan indikator
universal yang dapat memperlihatkan warna bermacam-macam untuk tiap pH.
Indikator universal dilengkapi dengan cakram warna, sehingga warna dan hasil
reaksi dapat ditentukan pHnya dengan mencocokkan warna tersebut. Selain itu, pH
meter juga dapat dipergunakan untuk menentukan tingkat keasaman atau kebasaan
suatu zat.
Indikator universal merupakan campuran dari bermacam-macam indikator
asam dan basa yang dapat berubah warna setiap satuan pH. Terdapat dua macam
indikator universal yang digunakan, yaitu berupa larutan dan kertas. Jenis
indikator universal larutan, jika dimasukkan dalam larutan yang bersifat asam,
basa atau garam yang memiliki pH berbeda-beda akan memberikan warna-warna yang
berbeda pula. Perhatikan tabel 2.7 di bawah ini!
Sedangkan jika menggunakan indikator universal bentuk kertas untuk
mengetahui sifat asam, basa atau garam adalah dengan cara mencelupkan kertas
tersebut ke dalam larutan yang hendak kita ketahui pHnya. Kemudian warna yang
muncul dicocokkan dengan cakram warna standar yang terdapat pada kemasan
indikator tersebut. Larutan bersifat netral jika pH = 7, larutan bersifat asam
jika pH < 7, dan larutan bersifat basa jika pH > 7.
5. DERAJAT DISOSIASI
DAN IONISASI
A. Disosiasi
Banyak
senyawa dalam suhu kamar terurai secara spontan dan menjadi bagian-bagian yang
lebih sederhana, peristiwa ini dikenal dengan istilah disosiasi. Reaksi
disosiasi merupakan reaksi kesetimbangan, beberapa contoh reaksi disosiasi
sebagai berikut:
N2O4
(g) ⇄ 2 NO2 (g
NH4Cl
(g) ⇄ NH3 (g) + HCl(g)
Derajat Disosiasi
Derajat
disosiasi didefinisikan sebagai perbandingan antara jumlah zat yang mengurai
dengan jumlah zat mula-mula. Secara percobaan, a dapat diperoleh
antara lain dari pengukuran hantaran.Tetapan van’t Hoff (i)
Percobaan
menunjukkan, sifat koligatif larutan elektrolit berbeda dengan sifat koligatif
larutan non-elektrolit. Perbandingan nilai keduanya untuk konsentrasi yang
sama, disebut tetapan van’t Hoff.
Ukuran
banyaknya zat yang terurai dalam proses disosiasi dinyatakan dalam notasi D =
derajat disosiasi, dengan persamaan :
derajat
disosiasi memiliki harga 0 ≤ α ≥ 1.
C0ntoh:
Dalam
reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan
N2O4(g) ↔ 2NO2(g)
banyaknya
mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama.
Pada
keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?
Jawab:
Misalkan
mol N2O4 mula-mula = a mol
mol
N2O4 yang terurai = a a mol → mol N2O4 sisa = a (1 – a) mol
mol
NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a a mol
Pada
keadaan setimbang:
mol
N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk
a(1
– a) = 2a a → 1 – a = 2 a → a = 1/3
Derajat disosiasi asam
derajat
disosiasi asam, dilambangkan dengan pKa) dalam kimia digunakan sebagai
ukuran kelarutan suatu asam (atau basa) dalam pelarut air dengan kondisi
standar (1 atm dan 25 °C). Nilai pKa didefinisikan sebagai
"minus logaritma terhadap konsentrasi ion H+ dalam larutan". Definisi
ini menyebabkan konsentrasi yang lebih tinggi memberikan nilai yang lebih
rendah.
Ukuran
kelarutan diukur dari banyaknya ion H+ (dalam mol per liter larutan atau molar)
terlarut. Air murni memiliki rumus kesetimbangan kelarutan
H2O
<==> H+ + OH-.
Tampak
bahwa air terionisasi lemah. Pada keadaan ini, banyaknya ion H+ sama dengan ion
OH-, yaitu 10-7 mol per liter. Dengan kata lain, pKa = 7.
Penambahan
asam akan menaikkan konsentrasi H+ dan menurunkan OH-. Asam kuat praktis
mengikat semua OH- dan dapat dikatakan larutan sepenuhnya berisi ion H+ (pKa
mendekati nol). Asam lemah tidak terlarut sepenuhnya sehingga, meskipun
konsentrasi H+ meningkat, masih terdapat OH- terlarut. Akibatnya, nilai pKa
berada di antara 0 dan 7. Dengan logika yang sama, penambahan basa pada air
akan mengakibatkan nilai pKa berada di antara 7 dan 14.
Zwitter-ion, karena dapat bersifat asam maupun
basa, memiliki paling sedikit dua nilai pKa.
B. Ionisasi
Jumlah
ion H+ atau ion OH– yang dihasilkan ditentukan oleh nilai derajat ionisasi (α).
Derajat ionisasi (α) adalah perbandingan antara jumlah mol zat yang
terionisasi dengan jumlah mol mulamula. .
Kuat
lemahnya larutan elektrolit sangat ditentukan oleh partikel-partikel bermuatan
di dalam larutan elektrolit. Larutan elektrolit akan mengalami ionisasi, dimana
zat terlarutnya terurai menjadi ion positif dan negatif, dengan adanya muatan
listrik inilah yang menyebabkan larutan memiliki daya hantar listriknya.
Proses
ionisasi memegan peranan untuk menunjukkan kemapuan daya hantarnya, semakin
banyak zat yang terionisasi semakin kuat daya hantarnya. Demikian pula
sebaliknya semakin sulit terionisasi semakin lemah daya hantar listriknya.
Derajat
ionisasi (α) dirumuskan sebagai berikut:
dengan
: α = derajat ionisasi
n
= jumlah mol………..(mol)
Untuk
larutan elektrolit besarnya harga 0 < ɲ ч 1, untuk larutan non-elektrolit
maka nilai ɲ = 0.
Dengan
ukuran derajat ionisasi untuk larutan elektrolit memiliki jarak yang cukup
besar, sehingga diperlukan pembatasan larutan elektrolit dan dibuat istilah
larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah. Untuk elektrolit kuat
harga ɲ = 1, sedangkan elektrolit lemah harga
derajat ionisasinya, 0 < ɲ < 1. Untuk mempermudah kekuatan
elektrolit skala derajat ionisasi
Asam
dan basa yang mempunyai derajat ionisasi besar (mendekati 1) merupakan asam dan
basa kuat, sedangkan asam dan basa yang derajat ionisasinya kecil (mendekati 0)
disebut asam dan basa lemah. Asam dan basa kuat merupakan elektrolit kuat,
sedangkan asam dan basa lemah merupakan elektrolit lemah. Selain itu, kekuatan
asam dan basa dapat dinyatakan oleh tetapan kesetimbangannya, yaitu tetapan
ionisasi asam (Ka) dan tetapan ionisasi basa (Kb).
- a. Tetapan
Ionisasi Asam (Ka)
Suatu
larutan asam HA terionisasi dalam air dengan derajat ionisasi sebesar α menurut
persamaan reaksi berikut.
HA(aq)
→ H+(aq) + A–(aq)
Mula–mula
1
<span>Reaksi
-α
+α
+α </span>
Akhir
1-α
+α
+α
Karena
larutan asam HA bersifat encer, maka tetapan ionisasi asam (Ka) dapat
dirumuskan sebagai berikut.
dengan
: Ka
= tetapan ionisasi asam
[H+]
= molaritas H+ ……………… (M)
[A–]
= molaritas A– ……………… (M)
[HA]
= molaritas HA ……………. (M)
Jika
molaritas awal asam HA dinyatakan sebagai [HA], maka persamaan di atas dapat
dituliskan:
Untuk
asam kuat ( ≍ 1), nilai pembagi sangat kecil (≍ 0) sehingga nilai Ka sangat besar dan
posisi kesetimbangan berada di sebelah kanan (hasil reaksi). Pada asam kuat,
misal HCl, molaritas ion H+ dalam larutan sama dengan molaritas asam (Ma)
dikalikan dengan jumlah atom H+ yang dilepas (valensi asam = a). Secara
matematika dapat dirumuskan sebagai berikut.
dengan
: a
= valensi asam
[H+]
= molaritas H+ ……………… (M)
Ma
= molaritas asam ………….. (M)
Untuk
asam lemah ( << 1), akibatnya Ka sangat kecil dan posisi
kesetimbangan berada di sebelah kiri. Persamaan tetapan ionisasi asam di atas
dapat ditulis :
Atau
Ka = 2 [HA]
Molaritas
ion H+ dari asam lemah dapat ditentukan dari nilai Ka dan molaritas asam lemah
HA. Jika molaritas ion H+ sama dengan molaritas A–, maka dari persamaan Ka
sebelumnya diperoleh persamaan
b. Tetapan Ionisasi Basa (Kb)
Suatu
larutan basa B terionisasi dalam pelarut air dengan derajat ionisasi sebesar α
menurut persamaan reaksi berikut.
B(aq)+H2O(l)
BH+(aq)
+ OH–(aq)
Mula–mula
1
<span>Reaksi
-α
+α
+α </span>
Akhir
1-α
+α
+α
Karena
larutan basa B bersifat encer, dimana molaritas pelarut H2O tidak berubah.
Tetapan ionisasi basa (Kb) dapat dirumuskan sebagai berikut.
dengan
: Ka
= tetapan ionisasi
asam
[BH+]
= molaritas ion BH+ ……… (M)
[OH–]
= molaritas ion OH– ……… (M)
Jika
molaritas awal basa B dinyatakan sebagai [B], maka persamaan di atas dapat
dituliskan menjadi
Untuk
basa kuat ( ≍ 1), nilai pembagi sangat kecil (≍ 0) sehingga nilai Kb sangat besar dan
posisi kesetimbangan berada di sebelah kanan (hasil reaksi). Pada basa kuat,
misal NaOH, molaritas ion OH– dalam larutan sama dengan molaritas basa (Mb)
dikalikan dengan jumlah atom OH+ yang dilepas (valensi basa = b). Dapat
dirumuskan :
dengan
:
b
= valensi basa
[OH-]
= molaritas ion OH– ……… (M)
Mb
= molaritas ion BH+ ……… (M)
Untuk
basa lemah (<< 1), akibatnya Kb sangat kecil dan posisi kesetimbangan
berada di sebelah kiri. Persamaan tetapan ionisasi basa di atas dapat ditulis
Atau
Kb
= 2[B]
Molaritas
ion OH– dari basa lemah dapat ditentukan dari nilai Kb dan molaritas basa lemah
B. Jika molaritas ion OH– sama dengan molaritas BH+, maka dari persamaan Kb
sebelumnya diperoleh persamaan :
6. PERHITUNGAN PH
DAN CONZU
PH LARUTAN
pH adalah
derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman
atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan “keasaman” di
sini adalah konsentrasi ion hidrogen (H+) dalam pelarut air.
Nilai
pH berkisar dari 0 hingga 14. Suatu larutan dikatakan netral
apabila memiliki nilai pH=7. Nilai pH>7 menunjukkan larutan memiliki sifat
basa, sedangkan nilai pH<7 menunjukan keasaman.
Nama
pH berasal dari potential of hydrogen. Secara matematis, pH
didefinisikan dengan
pH
= − log10[H + ]
Nilai
pH 7 dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion OH-
terlarut (sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7 pada
kesetimbangan
Penambahan
senyawa ion H+ terlarut dari suatu asam akan mendesak kesetimbangan ke kiri
(ion OH- akan diikat oleh H+ membentuk air). Akibatnya terjadi kelebihan ion
hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya.
Umumnya
indikator sederhana yang digunakan adalah kertas lakmus yang berubah menjadi
merah bila keasamannya tinggi dan biru bila keasamannya rendah
Selain
mengunakan kertas lakmus, indikator asam basa dapat diukur dengan pH meter yang
bekerja berdasarkan prinsip elektrolit / konduktivitas suatu larutan.
ntuk
menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan
(dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.
pH Asam Kuat
Bagi
asam-asam kuat ( a = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung
langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).
Contoh:
1.
Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !
Jawab:
HCl(aq)
® H+(aq) + Cl-(aq)
[H+]
= [HCl] = 0.01 = 10-2 M
pH
= – log 10-2 = 2
2.
Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !
Jawab:
H2SO4(aq)
® 2 H+(aq) + SO42-(aq)
[H+]
= 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M
pH
= – log 10-1 = 1
pH Asam Lemah
Bagi
asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1 (0 < a < 1) maka
besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari
konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus
ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus
[H+]
= Ö ( Ca . Ka)
dimana:
Ca
= konsentrasi asam lemah
Ka
= tetapan ionisasi asam lemah
Contoh:
Hitunglah
pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5
Jawab:
Ca
= 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M
[H+]
= Ö (Ca . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M
pH
= -log 10-3 = 3
Prinsip
penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu
dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah.
pH Basa Kuat
Untuk
menentukan pH basa-basa kuat (a = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH
larutan dari konsentrasi basanya.
Contoh:
a.
Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M !
b.
Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M !
Jawab:
a.
KOH(aq) ® K+(aq) + OH-(aq)
[OH-]
= [KOH] = 0.1 = 10-1 M
pOH
= – log 10-1 = 1
pH
= 14 – pOH = 14 – 1 = 13
b.
Ca(OH)2(aq) ® Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
[OH-1]
= 2[Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10-2 M
pOH
= – log 2.10-2 = 2 – log 2
pH
= 14 – pOH = 14 – (2 – log 2) = 12 + log 2
pH Basa Lemah
Bagi
basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1, maka untuk menyatakan
konsentrasi ion OH- digunakan rumus:
[OH-]
= Ö (Cb . Kb)
dimana:
Cb
= konsentrasi basa lemah
Kb
= tetapan ionisasi basa lemah
Contoh:
Hitunglah
pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5
!
Jawab:
[OH-]
= Ö (Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M
pOH
= – log 10-4 = 4
pH
= 14 – pOH = 14 – 4 = 10
pH larutan buffer
Perlu
di ingat bahwa yang larutan penyangga disusun oleh asam lemah dan basa
konjugasinya atau basa lemah dengan asam konjugasinya. Jadi dua spesies inilah
yang menentukan pH larutan penyangga yaitu asam lemah dan basa konjugasinya
atau basa lemah dengan asam konjugasinya. untuk larutan penyangga asam yang
terbuat dari CH3COOH dan CH3COONa dapat ditulis reaksi sebagai berikut :
CH3COOH -><span> CH3COO- </span>+ H+
<span>CH3COONa</span> -> CH3COO- +<span>
Na+</span>
total
reaksi bisa ditulis sebagai berikut :
CH3COOH -> CH3COO- + H+
tetapan
kesetimbangan larutan tersebut adalah
Ka
= [CH3COO-][H+]/ [CH3COOH]
persamaan
di atas diubah dalam bentuk persamaan [H+]
[H+]
= Ka x [CH3COOH]/ [CH3COO-]
persamaan
diatas diubah dalam bentuk pH di peroleh
-log
[H+] = -log { Ka x [CH3COOH]/ [CH3COO-] }
-log
[H+] = -log Ka – log ( [CH3COOH]/ [CH3COO-] )
-log
[H+] = -log Ka + log [CH3COO-] / [CH3COOH]
pH
= pKa + log [CH3COO-] / [CH3COOH]
atau
kita bisa ganti CH3COOH dengan HA dan CH3COO- dengan A- sehingga di peroleh
Tak
lain persamaan diatas adalah persamaan Henderson-Hasselbalch
keterangan:
pKa
= logaritma negatif dari Ka
[A-]
= konsentrasi dalam molar basa konjugasi asam lemah HA
[HA]
= konsentrasi asam lemah
7. Pengukuran PH
pH 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 teoritis. 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 powerp[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.
pH
pH
didefinisikan sebagai minus logaritma dari aktivitas ion hidrogen dalam larutan berpelarut air.[5] pH
merupakan kuantitas tak berdimensi.
dengan
aH adalah aktivitas ion hidrogen. Alasan penggunaan definisi ini
adalah bahwa aH dapat diukur secara eksperimental menggunakan
elektroda ion selektif yang merespon terhadap aktivitas ion hidrogen ion. pH
umumnya diukur menggunakan elektroda gelas
yang mengukur perbedaan potensial E antara elektroda yang sensitif
dengan aktivitas ion hidrogen dengan elektroda referensi. Perbedaan energi pada
elektroda gelas ini idealnya mengikuti persamaan Nernst:
dengan
E adalah potensial terukur, E0 potensial elektroda
standar, R tetapan gas, T
temperatur dalam kelvin, F tetapan Faraday,
dan n adalah jumlah elektron yang ditransfer. Potensial elektroda 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, elektroda 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 EX sel galvani
elektroda referensi | konsentrasi larutan KCl
|| larutan X | H2 | Pt
dan
kemudian ukur gaya elektromotif ES 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
Perbedaan
antara pH larutan X dengan pH larutan standar bergantung hanya pada perbedaan
dua potensial yang terukur. Sehingga, pH didapatkan dari pengukuran potensial
dengan elektroda 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 prakteknya, adalah lebih baik untuk menggunakan dua atau lebih larutan
penyangga standar untuk mengijinkan adanya penyimpangan kecil dari hukum Nerst
ideal pada elektroda 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 prosedure khusus. Kalibrasi elektroda 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
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 elektroda 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 elektroda standar, E0,
dan faktor gradien, f, sehingga persamaan Nerstnya berbentuk
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 elektroda
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 prakteknya 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−] = KW /[H+]
dengan
KW adalah tetapan swaionisasi
air. Dengan menerapkan kologaritma:
pOH = pKW − pH.
Sehingga,
pada suhu kamar pOH ≈ 14 − pH. Namun hubungan ini tidaklah selalu berlaku pada
keadaan khusus lainnya.
2. Derajat Keasaman dan Kebasaan (pH dan pOH)
Mungkin
kamu pernah mendengar istilah pH suatu larutan. Apakah pH itu? Pada dasarnya
derajat/tingkat keasaman suatu larutan (pH =potenz Hydrogen)) bergantung pada
konsentrasi ion H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ semakin asam
larutan tersebut. Umumnya konsentrasi ion H+ pada larutan sangat kecil, maka
untuk menyederhanakan penulisan digunakan konsep pH untuk menyatakan
konsentrasi ion H+. Nilai pH sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+
dan secara matematika dinyatakan dengan persamaan
pH = - log (H+)
Analog
dengan pH, konsentrasi ion OH– juga dapat dinyatakan dengan cara yang sama,
yaitu pOH (Potenz Hydroxide) dinyatakan dengan persamaan berikut.
pOH = - log (OH-)
Derajat
keasaman suatu zat (pH) ditunjukkan dengan skala 0—14.
a. Larutan dengan pH < 7 bersifat asam.
b. Larutan dengan pH = 7 bersifat netral.
c. Larutan dengan pH > 7 bersifat basa.
a. Larutan dengan pH < 7 bersifat asam.
b. Larutan dengan pH = 7 bersifat netral.
c. Larutan dengan pH > 7 bersifat basa.
Jumlah
harga pH dan pOH = 14. Misalnya, suatu larutan memiliki pOH = 5, maka harga pH
= 14 – 5 = 9. Harga pH untuk beberapa jenis zat yang dapat kita temukan di
lingkungan sehari-hari dinyatakan dalam Tabel 2.7 (halaman 46).
3. Menentukan pH Suatu Larutan
Derajat
keasaman (pH) suatu larutan dapat ditentukan menggunakan indikator universal,
indikator stick, larutan indiaktor, dan pH meter.
a.
Indikator UniversalIndikator universal merupakan campuran dari bermacammacam indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya. Indikator universal ada dua macam yaitu indikator yang berupa kertas dan larutan.
b. Indikator Kertas (Indikator Stick)
Indikator kertas berupa kertas serap dan tiap kotak kemasan indikator jenis ini dilengkapi dengan peta warna. Penggunaannya sangat sederhana, sehelai indikator dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya. Kemudian dibandingkan dengan peta warna yang tersedia.
c. Larutan Indikator
Salah satu contoh indikator universal jenis larutan adalah larutan metil
jingga (Metil Orange = MO). Pada pH kurang dari 6 larutan ini berwarna jingga,
sedangkan pada pH lebih dari 7 warnanya menjadi kuning (Gambar 2.11). Contoh
indikator cair lainnya adalah indikator fenolftalin (Phenolphtalein = pp). pH
di bawah 8, fenolftalin tidak berwarna, dan akan berwarna merah anggur apabila
pH larutan di atas 10 (Gambar 2.12).
d. pH Meter
Pengujian sifat larutan asam basa dapat juga menggunakan pH meter. Penggunaan alat ini dengan cara dicelupkan pada larutan yang akan diuji, pada pH meter akan muncul angka skala yang menunjukkan pH larutan.
1. Skala keasaman
Kekuatan asam pada suatu senyawa berbeda-beda.Ada yang bersifat asam kuat , ada juga yang b ersifat asam lemah.
Contoh asam kuat :
- asam klorida
- asam sulfat
Contoh asam lemah :
- asam asetat (asam cuka)
- asam sitrat (pada jeruk)
- asam laktat (pada yoghurt)
Kekuatan asam dapat ditentukan dari skala keasamannya.Skala keasaman dinyatakan dengan pH.Nilai pH suatu senyawa berkisar antara 1 – 14.Untuk senyawa yang bersifat asam, nilai pH-nya lebih kecil dari 7 .
Semakin kecil nilai pH, sifat asam semakin kuat netral
Semakin kecil nilai pH pada kadar yang sama, semakinkuat asam tersebut.Pada suatu asam yang sama, semakin kecil nilai pH berarti semakin pekat larutan asam tersebut.Perhatikan contoh berikut :
a. Pada kadar yang sama, larutan asam klorida mempunyai nilai pH = 1, sedangkan larutan asam cuka mempunyai nilai pH = 3.Artinya, asam klorida lebih kuat disbanding asam cuka.
b. Larutan HNO3 mempunyai nilai pH = 1 dan larutan HNO3 lainnya mempunyai nilai pH = 3.Artinya, larutan HNO3 yang memiliki nilai pH = 1 lebih pekat dibanding larutan HNO3 yang memiliki nilai pH = 3.
2. Skala kebasaan
Senyawa natrium hidroksida bersifat basa kuat dan senyawa ammonium hidroksida bersifat basa lemah.Kekuatan basa dapat ditentukan dari skala kebasaan yang juga dinyatakan dengan nilai pH.Skala untuk kebasaan adalah lebih besar dari 7.
Netral semakin besar nilai pH, semakin kuat sifat basa
Semakin besar nilai pH pada kadar yang sama, semakin kuat sifat basa pada zat tersebut.Pada basa yng sama, semakin besar nilai pH, semakin pekat larutan basa tersebut.Perhatikan contoh berikut :
a. Pada kadar yang sama, larutan NaOH memiliki nilai pH = 13, sedangkan larutan NH OH memiliki nilai pH = 11.Artinya, larutan NaOH merupakan basa yang lebih kuat disbanding NH OH.
b. Larutan KOH mempunyai nilai pH = 13 dan larutan KOH lainnya mempunyai nilai pH = 10.Artinya, larutan KOH yang memiliki nilai pH = 13 lebih pekat dibanding larutan KOH yang memiliki nilai pH = 10.
3. Penentuan nilai pH
Pengukuran nilai pH suatu larutan asam atau basa dapat menggunakan larutan indicator, kertas indicator universal, atau pH meter
a. Larutan indicator Asam- Basa
Larutan indicator asam-basa merupakan senyawa kimia yang dapat berubah warna sesuai dengan perubahan pH.Sifat inilah yang dimanfaatkan untuk menentukan nilai pH suatu larutan.Perubahan warna dari larutan indicator memiliki rentang pH tertentu.Rentang pH disebut juga trayek pH indicator.
Bagaimana cara menentukan nilai pH pada suatu larutan ?
Mula-mula, suatu larutan indicator A diteteskan pada larutan yang akan diukur (sample), larutan itu akan berubah warna.Perubahan warna ini dicocokkan dengan trayek pH, barulah diperoleh perkiraan nilai pH yang pasti, digunakan tiga jenis larutan indicator atau lebih.Lakukanlah cara yang sama pada larutan indicator lain.
Perhatikan tabel trayek pH beberapa larutan indicator berikut ini :
Larutan indikator
Trayek pH
Perubahan warna
Metil Ungu
Metil kuning
Metil Jingga
Brom kresol hijau
Metil Merah
Bromtimol biru
Fenolftalein
Alzarin kuning
0,5 – 1,5
2,0 – 3,0
3,1 – 4,4
3,8 – 5,4
4,2 – 6,3
6,0 – 7,6
8,0 – 9,6
10,1 – 12,0
Kuning – Ungu
Merah – Kuning
Merah – Kuning
Kuning – Biru
Merah – Kuning
Kuning – Biru
Tidak berwarna- merah
Tidak berwarna - Ungu
8. Reaksi Asam Basa
Reaksi-reaksi asam basa
- Asam + basa garam + air
a. HCl + KOH KCl + H2O
b. HNO3 + NaOH NaNO3
+ H2O
c.
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O
- Oksida basa + asam garam +
air
a. Na2O + H2SO4
Na2SO4 + H2O
b. MgO + HCl MgCl2 + H2O
- Oksida asam + basa garam +
air
a. CO2 + KOH K2CO3
+ H2O
b. SO3 + 2 NaOH Na2SO4
+ H2O
- Oksida asam + oksida basa
garam
a. Na2O + SO3 Na2SO4
b. P2O5 + 3MgO Mg3(PO4)2
- Gas amonia
+ asam garam amonium
a. 2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4
b. NH3 + HCl
NH4Cl
Reaksi-reaksi pertukaran/dekomposisi
- AB + CD AD + CB
syarat : ada hasil reaksi yang mengendap
(tidak larut)
a. BaCl2 + Na2SO4
BaSO4 + 2NaCl
b. AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
Reaksi redoks
7. logam + asam nonoksidator garam(o) + gas
H2
Keterangan
Asam nonoksidator: asam yang tidak dapat
memberikan oksigen. Semua asam non oksi kecuali H2SO4
(pekat) dan HNO3(pekat/encer)
Logam yang dapat asam nonoksi ialah logam2
tak mulia, yaitu logam2 yang ada di sebelah kiri H dalam deret volta logam
Deret volta
Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Cu-Hg-Ag-Pt-Au
Garam (o) : garam dengan valensi logam yang
terendah
- Fe + H2SO4
(e)
Fe + H2SO4 (e) FeSO4
+ H2
b. Ag + HCl reaksi tidak berlangsung, mengapa?
8. logam + asam oksidator garam (i) + H2O
+ gas
Asam oksi : asam yang dapat memberi oksigen
H2SO4 (p) --> H2O
+ SO2
HNO3 (encer) H2O + NO
HNO3(pekat) H2O + NO2
Semua logam dapat bereaksi dengan asam oksi,
kecuali Pt dan Au
Garam (i) : garam dengan valensi logam tinggi
9. Logam + garam garam lain + logam lain
L + garam MA garam LA + M
L + garam MA garam LA + M
Syarat :
Bila ada yang mengendap
disebut juga reaksi pertukaran ion
syarat deret volta
Contoh:
- 2K + MgCl2 2KCl
+ Mg
- Fe + Mg(NO3)2
reaksi tidak berlangsung
9. Stoikiometri Larutan
Pada
stoikiometri larutan, di antara zat-zat yang terlibat reaksi, sebagian atau
seluruhnya berada dalam bentuk larutan. Soal-soal yang menyangkut bagian ini
dapat diselesaikan dengan cara hitungan kimia sederhana yang menyangkut
kuantitas antara suatu komponen dengan komponen lain dalam suatu reaksi.
Langkah-langkah yang perlu dilakukan adalah :
- Menulis persamaan reaksi
- Menyetarakan koefisien
reaksi
- Memahami bahwa perbandingan
koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol. Karena zat yang terlibat
dalam reaksi berada dalam bentu larutan, maka mol larutan dapat dinyatakan
sebagai:
n = V . M
Keterangan:
n
= jumlah mol
V
= volume (liter)
M
= molaritas larutan
Contoh
:
- Hitunglah volume larutan
0,05 M HCl yang diperlukan untuk melarutkan 2,4 gram logam magnesium (Ar =
24 g/mol).
Jawab
:
Mg(s)
+ 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g
Satu
mol Mg setara dengan 2 mol HCl (lihat persamaan reaksi).
Mol
HCl = 2 x mol Mg
=
2 x 0,1 mol
=
0,2 mol
- Berapa konsentrasi larutan
akhir yang dibuat dari larutan dengan 5 Molar sebanyak10 mL dan diencerkan
sampai dengan volume 100 mL.
Jawab
:
- Berapa konsentrasi larutan
NaCl akhir yang dibuat dengan melarutkan dua larutan NaCl, yaitu 200 mL
NaCl 2M dan 200 mL NaCl 4M.
Jawab:
10.
Teknologi Pengolahan Limbah di Rubiyah Sasiirangan
Industri tekstil termasuk industri
kain sasirangan dapat dijuluki sebagai penghasil utama limbah cair, hal ini
disebabkan dari proses penyempurnaan tekstil yang memang selalu menggunakan air
sebagai bahan pembantu utama dalam setiap tahapan prosesnya.
Pencemaran
air dari industri kain sasirangan dapat berasal dari : buangan air proses
produksi, buangan sisa-sisa pelumas dan minyak, buangan bahan-bahan kimia sisa
proses produksi, sampah potongan kain, dan lainnya.
Air
buangan yang bersifat asam atau basa dapat menurunkan daya pembersih alam yang
dipunyai air penampungnya. Air buangan yang mengandung bahan kimia dan
sisa-sisa pelumas dapat merubah warna, bahkan dapat mengakibatkan matinya
makhluk-makhluk air yang sangat penting artinya bagi kehidupan manusia.
Pada
beberapa negara maju, termasuk di Indonesia telah ada peraturan pemerintah yang
mengatur tentang baku mutu bahan buangan yang diizinkan untuk dibuang langsung
ke dalam lingkungan. Dengan adanya peraturan tersebut, maka industri tekstil
termasuk industri kain sasirangan boleh membuang limbah cairnya langsung ke
lingkungan dengan ketentuan bahwa kandungan bahan kimia atau bahan lainnya
dalam air buangannya tidak melebihi konsentrasi yang telah ditetapkan atau
dengan kata lain memenuhi persyaratan.
Parameter Air Buangan Industri Kain Sasirangan
Parameter Air Buangan Industri Kain Sasirangan
Potensi pencemaran air buangan industri kain sasirangan sangat bervariasi tergantung dari macam proses yang dilakukan, kapasitas produks, jenis bahan baku, bahan pewarna dan bahan penolong yang digunakanserta kondisi lingkungan tempat pembuangannya.
Parameter yang digunakan untuk menunjukkan karakter air buangan industri kain sasirangan dapat disamakan dengan karakter air buangan industri tekstil yang meliputi parameter fisika seperti zat padat, suhu, warna dan bau; parameter kimia seperti lemak, minyak pelemas zat aktif permukaan, zat warna, fenol, sulfur, pH, krom, tembaga, senyawa racun, dan sebagainya.
Parameter Fisika
- Padatan
Total
Adalah
jumlah zat padat yang tertinggal, apabila air buangan dipanaskan atau diuapkan
pada suhu 103° C s/d 105° C. Padatan ini terdiri dari padatan tersuspensi,
padatan koloidal, dan padatan terlarut.
Padatan
Tersuspensi, merupakan padatan dengan ukuran lebih besar dari 1 mikron, dapat
mengendap sendiri tanpa bantuan zat tambahan (koagulan), meskipun dalam waktu
agak lama.
Padatan
Koloidal, merupakan padatan dengan ukuran antara 1 milimikron sampai 1 mikron,
tidak dapat mengendap tanpa bantuan koagulan. Kekeruhan air buangan antara lain
disebabkan adanya partikel-partikel koloidal.
Padatan
Terlarut, merupakan padatan dengan ukuran lebih kecil dari 1 milimikron,
terjadi dari senyawa organik atau anorganik yang dalam larutan berupa ion-ion.
- Warna
Ditimbulkan
dari sisa-sisa zat warna yang tidak terpakai dan kotoran-kotoran yang berasal
dari sutera alam. Disamping dapat mengganggu keindahan, mungkin juga dapat
bersifat racun, serta biasanya sukar dihancurkan. Genangan air yang berwarna,
banyak menyerap oksigen dalam air, sehingga dalam waktu lama akan membuat air
berwarna hitam dan berbau.
- Bau
Bau
dari air buangan menandakan adanya pelepasan gas yang berbau seperti hidrogen
sulfida. Gas ini timbul dari hasil penguraian zat organik yang mengandung
belerang atau senyawa sulfat dalam kondisi kekurangan oksigen.
- Suhu
Suhu
air buangan biasanya lebih tinggi dari suhu air tempat pembuangannya. Pada suhu
yang lebih tinggi kandungan oksigen dalam air berkurang sehingga memungkinkan
tumbuhnya tanaman-tanaman air yang tidak diinginkan.
Parameter Kimia
Parameter kimia yang digunakan untuk mengukur derajat pencemaran air buangan antara lain adalah : BOD, COD, pH, senyawa anorganik, senyawa organik, karbohidrat, protein, lemak dan minyak.
- Biologycal
Oxygen Demand (BOD)
Adalah
jumlah oksigen terlarut dalam air buangan yang dapat dipakai untuk menguraikan
sejumlah senyawwa organik dengan bantuan mikro organisme pada waktu dan kondisi
tertentu. Besaran BOD biasanya dinyatakan dalam satuan ppm,artinya kebutuhan
oksigen dalam miligram yang dipergunakan untuk menguraikan zat pencemar yang
terdapat dalam satu liter air buangan.
- Chemical
Oxygen Demand (COD)
Beberapa
jenis zat organik dalam air buangan sukar diuraikan secara oksidasi menggunakan
bantuan mikro organisme, tetapi dapat diuraikan menggunakan pereaksi oksidator
yang kuat dalam suasana asam, misalnya menggunakan kalium bikromat atau kalium
permanganat. Besaran COD dinyatakan dalam satuan ppm.
- pH
Merupakan
parameter penting untuk kehidupan manusia, makhluk air, tanaman, kesehatan dan
industri. Air buangan dikatakan bersifat asam apabila pH 1 s/d 7, dikatakan
alkalis apabila pH 7 s/d 14, dan dikatakan netral apabila pH sekitar 7.
Biasanya air buangan industri sasirangan bersifat alkalis karena dalam
pengolahannya banyak menggunakan senyawa alkali seperti dalam pemasakan,
pencelupan, dan pengelentangan.
- Senyawa
Anorganik
Sangat
beragam, pada umumnya berupa alkali, asam dan garan-garam. Zat-zat tersebut
dapat menyebabkan kondisi air buangan bersifat alkalis, asam atau netral dengan
kadar elektrolit tinggi.
- Senyawa
Organik
Pada
umumnya merupakan gabungan unsur, karbon, hidrogen, oksigen dan juga mungkin
unsur nitrogen dan belerang
3. Pengolahan Limbah Cair secara Kimia
Prinsip yang digunakan untuk mengolah limbah cair secara kimia adalah menambahkan bahan kimia (koagulan) yang dapat mengikat bahan pencemar yang dikandung air limbah, kemudian memisahkannya (mengendapkan atau mengapungkan).
Kekeruhan dalam air limbah dapat dihilangkan melalui penambahan/pembubuhan sejenis bahan kimia yang disebut flokulan. Pada umumnya bahan seperti aluminium sulfat (tawas), fero sulfat, poli amonium khlorida atau poli elektrolit organik dapat digunakan sebagai flokulan.
Untuk menentukan dosis yang optimal, flokulan yang sesuai dan pH yang akan digunakan dalam proses pengolahan air limbah, secara sederhana dapat dilakukan dalam laboratorium dengan menggunakan test yang merupakan model sederhana dari proses koagulasi.
Dalam pengolahan limbah cara ini, hal yang penting harus diketahui adalah jenis dan jumlah polutan yang dihasilkan dari proses produksi. Umumnya zat pencemar industri kain sasirangan terdiri dari tiga jenis yaitu padatan terlarut, padatan koloidal, dan padatan tersuspensi.
Terdapat 3 (tiga) tahapan penting yang diperlukan dalam proses koagulasi yaitu : tahap pembentukan inti endapan, tahap flokulasi, dan tahap pemisahan flok dengan cairan.
3.1. Tahap Pembentukan Inti endapan
Pada tahap ini diperlukan
zat koagulan yang berfungsi untuk penggabungan antara koagulan dengan
polutan
yang ada dalam air limbah. Agar penggabungan dapat berlangsung diperlukan
pengadukan dan pengaturan pH limbah. Pengadukan dilakukan pada kecepatan 60 s/d
100 rpm selama 1 s/d 3 menit; pengaturan pH tergantug dari jenis koagunlan yang
digunakan, misalnya untuk :
Alum
|
pH
6 s/d 8
|
Fero
Sulfat
|
pH
8 s/d 11
|
Feri
Sulfat
|
pH
5 s/d 9
|
PAC
|
pH
6 s/d 9
|
3.2. Tahap Flokulasi
Pada tahap ini terjadi penggabungan inti inti endapan sehingga menjadi molekul yang lebih besar, pada tahap ini dilakukan pengadukan lambat dengan kecepatan 40 s/d 50 rpm selama 15 s/d 30 menit. Untuk mempercepat terbentuknya flok dapat ditambahkan flokulan misalnya polielektrolit.
Polielektrolit digunakan secara luas, baik untuk pengolahan air proses maupun untuk pengolahan air limbah industri. Polielektrolit dapat dibagi menjadi tiga jenis yaitu non ionik, kationik dan anionik; biasanya bersifat larut air. Sifat yang menguntungkan dari penggunaan polielektrolit adalah : volume lumpur yang terbentuk relatif lebih kecil, mempunyai kemampuan untuk menghilangkan warna, dan efisien untuk proses pemisahan air dari lumpur (dewatering).
3.3. Tahap Pemisahan Flok dengan Cairan
Flok yang terbentuk selanjutnya harus dipisahkan dengan cairannya, yaitu dengan cara pengendapan atau pengapungan. Bila flok yang terbentuk dipisahkan dengan cara pengendapan, maka dapat digunakan alat klarifier, sedangkan bila flok yang terjadi diapungkan dengan menggunakan gelembung udara, maka flok dapat diambil dengan menggunakan skimmer. Gambar diagram alir proses koagulasi dengan pengendapan adalah sebagai berikut :
Klarifier berfungsi sebagai
tempat pemisahan flok dari cairannya. Dalam klarifier diharapkan lumpur
benar-benar
dapat diendapkan sehingga tidak terbawa oleh aliran air limbah yang keluar dari
klarifier, untuk itu diperlukan perencanaan pembuatan klarifier yang akurat.
Kedalaman klarifier dipengaruhi oleh diameter klarifier yang bersangkutan. Misalkan dibuat klarifier dengan diameter lebih kecil dari 12m, diperlukan kedalaman air dalam klarifirer minimal sebesar 3,0 m dan disarankan
Kedalaman klarifier dipengaruhi oleh diameter klarifier yang bersangkutan. Misalkan dibuat klarifier dengan diameter lebih kecil dari 12m, diperlukan kedalaman air dalam klarifirer minimal sebesar 3,0 m dan disarankan
Dengan
menggunakan beberapa buah unit pengolah limbah dengan cara di atas maka hasil
buangan pada unit produksi kain sasirangan di Rubiyah Sasirangan telah bebas
dari polutan pencemar lingkungan
Dengan demikian berarti
produk kain sasirangan dari Rubiyah Sasirangan bisa dikatakan adalah produk
dengan memperhatikan lingkungan atau produk Ramah Lingkungan.