Sabtu, 22 Desember 2012

Larutan Asam Basa



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)

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 = asam
7 = 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:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/liteqm.gif
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:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/litbase.gif
Penambahan ion hidrogen:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/litacid.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/litneutral.gif
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:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/mostructbase.gif
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:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/mostructacid.gif
Anda memiliki kesetimbangan yang sama antara dua bentuk jingga metil seperti pada kasus lakmus – tetapi warnanya berbeda.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/moeqm.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/phpheqm.gif
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:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/hindeqm.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/kind.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/kind2.gif
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:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/pkind.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/indranges.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/sasbinds.gif
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
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/sawbinds.gif
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
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/wasbinds.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/wawbinds.gif
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.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/carbtitinds.gif
Hal ini terjadi bahwa fenolftalein selesai mengalami perubahan warnanya pada pH yang tepat dengan titik ekivalen pada saat untuk pertamakalinya natrium hidrogenkarbonat terbentuk.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/carbhcl2.gif
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!
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/c/c0/Asam_Basa_Garram_1.jpg
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/6/6f/Asam_Basa_Garram_2.jpg

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.
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/7/7a/Asam_Basa_Garram_3.jpg
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/b/b7/Asam_Basa_Garram_4.jpg

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!
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/2/20/Asam_Basa_Garram_5.jpg
Sifat asam berbeda dengan sifat basa suatu zat. Perbedaan sifat asam dan basa dapat kamu lihat pada tabel 2.3 berikut ini.
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/c/c2/Asam_Basa_Garram_6.jpg

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 + H2O
Asam 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
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/a/ac/Asam_Basa_Garram_7.jpg
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.
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/9/9a/Asam_Basa_Garram_8.jpg
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.
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.
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/2/2a/Asam_Basa_Garram_9.jpg
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.
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/3/35/Asam_Basa_Garram_10.jpg
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!
http://www.crayonpedia.org/wiki/images/2/22/Asam_Basa_Garram_11.jpg
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 ≤ Î± ≥ 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).
  1. 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.
\mathrm{pH} = - \log_{10} a_ \mbox{H} = \log_{10} \frac{1}{a_ \mbox{H}}
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:
 E = E^0 + \frac{RT}{nF} \log_e(a_\mbox{H}); \qquad \mathrm{pH} = \frac{E^0-E}{2,303 RT/F}
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
 \text{pH(X)} - \text{pH(S)} = \frac{E_\text{S} - E_\text{X} }{2,303RT/F}
Perbedaan antara pH larutan X dengan pH larutan standar bergantung hanya pada perbedaan dua potensial yang terukur. Sehingga, pH didapatkan dari pengukuran potensial dengan 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
E = E^0 + f\frac{RT}{nF} \log_e[\mbox{H}^+]
Persamaan ini dapat digunakan untuk menurunkan konsentrasi ion hidrogen dari pengukuran eksperimental E. Faktor gradien biasanya lebih kecil sedikit dari satu. Untuk faktor gradien kurang dari 0,95, ini mengindikasikan bahwa 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.
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).
Asam_Basa_Garam_23

3. Menentukan pH Suatu Larutan

Derajat keasaman (pH) suatu larutan dapat ditentukan menggunakan indikator universal, indikator stick, larutan indiaktor, dan pH meter.
a. Indikator Universal
Indikator 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.
Asam_Basa_Garam_24
c. Larutan Indikator
Asam_Basa_Garam_26
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).
Asam_Basa_Garam_25
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.
Asam_Basa_Garam_27

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
  1. Asam + basa  garam + air
a. HCl + KOH  KCl + H2O
b. HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O
c. 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O       

  1. Oksida basa + asam  garam + air
a. Na2O + H2SO4  Na2SO4 + H2O
b. MgO + HCl  MgCl2 + H2O

  1. Oksida asam + basa  garam + air
a. CO2 + KOH  K2CO3 + H2O
b. SO3 + 2 NaOH  Na2SO4 + H2O

  1. Oksida asam + oksida basa  garam
a. Na2O + SO3  Na2SO4
b. P2O5 + 3MgO  Mg3(PO4)2

  1. Gas amonia + asam  garam amonium
a. 2NH3 + H2SO4  (NH4)2SO4
b. NH3 + HCl  NH4Cl
Reaksi-reaksi pertukaran/dekomposisi

  1. 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
  1. 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
Syarat :
Bila ada yang mengendap
disebut juga reaksi pertukaran ion
syarat deret volta
Contoh:
  1. 2K + MgCl2  2KCl + Mg
  2. 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 :
  1. Menulis persamaan reaksi
  2. Menyetarakan koefisien reaksi
  3. 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
rm18
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
rm28
  • Berapa konsentrasi larutan akhir yang dibuat dari larutan dengan 5 Molar sebanyak10 mL dan diencerkan sampai dengan volume 100 mL.
Jawab :
rm36
  • Berapa konsentrasi larutan NaCl akhir yang dibuat dengan melarutkan dua larutan NaCl, yaitu 200 mL NaCl 2M dan 200 mL NaCl 4M.
Jawab:
rm46

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

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.

ImageUntuk 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 

 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.