Menentukan [H+] Asam Kuat Diprotik (H2SO4) yang Benar

Minggu, 03 Februari 2019 edit

Menentukan [H+] asam kuat diprotik seperti H2SO4 sifatnya kondisional, tergantung konsentrasi awal H2SO4. Kebanyakan buku kimia SMA di Indonesia yang beredar selama ini menggunakan rumus [H+] = x [HxA). Pada beberapa kasus konsentrasi tertentu itu valid, pada kasus lain rumus itu tidak lagi valid. Lalu bagaimana yang benar?



Untuk menjelaskan ini akan digunakan beberapa ilustrasi [H2SO4] bermacam-macam.

Reaksi ionisasi asam diprotik seperti H2SO4 terjadi 2 tahap:
Reaksi ionisasi pertama H2SO4 terionisasi sempurna, semua karena nilai Ka-1 sangat besar.
H2SO4 → H+ + HSO4 ; Ka-1 = sangat besar
HSO4 ⇌ H+ + SO42– ; Ka-2 = 1,2 × 10–2

Soal #1. urip info
Menghitung [H+] untuk  [H2SO4] yang relatif besar, misal 1 M, dengan Ka1 = sangat besar dan Ka2 = 1,2 × 10–2

Penyelesaian #1:
Karena Ka1 = besar maka dapat diartikan H2SO4 terurai secara sempurna seperti reaksi berikut.

H2SO4 (aq)H+ (aq)+HSO4- (aq)


1 M
1 M
1 M

Reaksi:HSO4- (aq)H+ (aq)+SO42- (aq)
[Awal] M:1
1
[Bereaksi] M:–x
+x
+x
[Kesetimbangan] M:1 – x
1 + x
x
\begin{aligned}
K_{a2} &=  \dfrac{[H^+] [SO_{4}^{2-}]}{[HSO_{4}^{-}]}\\
 0{,}012 &=  \dfrac{(1+x) . x}{1-x}\\
 0{,}012 - 0{,}012.x &= x + x^2\\
 x^2 + 1{,}012.x -0{,}012&=0\\
x &= 0{,}0120 M \\
\end{aligned}
Nilai x dapat dihitung menggunakan kalkulator persamaan kuadrat di sini.

Apakah nilai x ini cukup signifikan?
Bila nilai x lebih dari 5% maka x tidak boleh diabaikan, harus turut perhitungkan dalam penentuan [H+].

Bila nilai x kurang dari 5% dibanding konsentrasi awal maka nilai x dapat diabaikan.

$\mathsf{\dfrac{0{,}0120~M}{1~M}\times 100\% = 1{,}20\%}$

1,20% < 5% urip info

Kesimpulan nilai x boleh diabaikan, [H+] hanya dihitung dari reaksi ionisasi pertama saja, ionisasi kedua dapat diabaikan karena [H+] tidak signifikan, kurang dari 5%.

Pembuktiannya dapat dilakukan dengan menghitung pH sebagai berikut:
Total [H+] = 1 M + 0,012 M sehingga pH = – log 1,012 = 0,005180 ≈ 0.

Mari dibandingkan dengan menggunakan rumus umum seperti selama ini digunakan, tanpa tahu nilai Ka2.

[H2SO4] = 1 M
[H+] = 2 [H2SO4]
[H+= 2 (1 M)
[H+] = 2 M

Total [H+] = 2 M sehingga pH = – log 2 = –0,30.

Pada soal-soal yang bersifat umum dan nilai Ka2 tidak diketahui tetapi [H2SO4] = 1 M penggunaan rumus [H+] = 2 [H2SO4] juga kurang akurat. Untuk hitungan dengan tujuan penyederhaan ini masih dapat ditolerir.

Lebih lanjut silakan simak aturan 5% dalam kesetimbangan kimia. yang berlaku.


Soal #2: urip info
[H2SO4] = 0,1 M dengan Ka1 = sangat besar ; Ka2 = 1,2 × 10−2 berapakah pH asam tersebut?

Penyelesaian #2:
Karena Ka1 = besar maka dapat diartikan H2SO4 terurai secara sempurna seperti reaksi berikut.

H2SO4 (aq)H+ (aq)+HSO4- (aq)


0,1 M
0,1 M
0,1 M

Reaksi:HSO4- (aq)H+ (aq)+SO42- (aq)
[Awal] M:0,1
0,1
[Bereaksi] M:–x
+x
+x
[Kesetimbangan] M:0,1 – x
0,1 + x
x
\begin{aligned}
K_{a2} &=  \dfrac{[H^+] [SO_{4}^{2-}]}{[HSO_{4}^{-}]}\\
 0{,}012 &=  \dfrac{(0{,}1+x) . x}{0{,}1-x}\\
 0{,}0012 - 0{,}012.x &= 0{,}1 x + x^2\\
 x^2 + 0{,}112.x - 0{,}0012&=0\\
x &= 0,0098 M \\
\end{aligned}
Apakah nilai x ini cukup signifikan?
Bila nilai x lebih dari 5% maka x tidak boleh diabaikan, harus turut perhitungkan dalam penentuan [H+].

Bila nilai x kurang dari 5% dibanding konsentrasi awal maka nilai x dapat diabaikan.

$\mathsf{\dfrac{0{,}0098~M}{0{,}1~M}\times 100\% = 9,8\%}$

9,8% > 5%

Kesimpulan nilai x tidak boleh diabaikan, [H+] dari reaksi ionisasi kedua tidak dapat diabaikan karena [H+] sangat signifikan, lebih dari 5%.

Total [H+] = 0,1 M + 0,0098 M sehingga pH = – log 0,1098 = 0,96.

Nilai x dapat dihitung menggunakan kalkulator persamaan kuadrat di sini.

Mari dibandingkan dengan menggunakan rumus umum seperti selama ini digunakan, tanpa tahu nilai Ka2.

[H2SO4] = 0,1 M
[H+] = 2 [H2SO4]
[H+= 2 (0,1)
[H+] = 0,2 M

Total [H+] = 0,2 M sehingga pH = – log 0,2 = 0,70.

Ada perbedaan konsentrasi atau pH dengan memperhatikan nilai Ka2 dengan menggunakan rumus umum. Pada soal #2 selisih konsentrasinya adalah (0,2 – 0,1098)M = 0,0902 M atau selisih pH 0,96  – 0,70 = 0,26 satuan pH
Pada soal-soal yang bersifat umum dan nilai Ka2 tidak diketahui  [H+] pada H2SO4 = 2 [H2SO4].



Soal #3: urip info
[H2SO4] = 0,01 M dengan Ka1 = sangat besar ; Ka2 = 1,2 × 10−2 berapakah pH asam tersebut?

Penyelesaian #3:
Karena Ka1 = besar maka dapat diartikan H2SO4 terurai secara sempurna seperti reaksi berikut.

H2SO4 (aq)H+ (aq)+HSO4- (aq)


0,01 M
0,01 M
0,01 M

Reaksi:HSO4- (aq)H+ (aq)+SO42- (aq)
[Awal] M:0,01
0,01
[Bereaksi] M:–x
+x
+x
[Kesetimbangan] M:0,01 – x
0,01 + x
x
\begin{aligned}
K_{a2} &=  \dfrac{[H^+] [SO_{4}^{2-}]}{[HSO_{4}^{-}]}\\
 0{,}012 &=  \dfrac{(0{,}01+x) . x}{0{,}01-x}\\
 0{,}00012 - 0{,}012.x &= 0{,}01 x + x^2\\
 x^2 + 0{,}022.x - 0{,}00012&=0\\
x &= 0,0045 M \\
\end{aligned}
Apakah nilai x ini cukup signifikan?
Bila nilai x lebih dari 5% maka x tidak boleh diabaikan, harus turut perhitungkan dalam penentuan [H+].

Bila nilai x kurang dari 5% dibanding konsentrasi awal maka nilai x dapat diabaikan.

$\mathsf{\dfrac{0{,}0045~M}{0{,}01~M}\times 100\% = 45\%}$

45% > 5% urip info

Kesimpulan nilai x tidak boleh diabaikan, [H+] dari reaksi ionisasi kedua tidak dapat diabaikan karena [H+] sangat signifikan, lebih dari 5%.

Total [H+] = 0,01 M + 0,0045 M sehingga pH = – log 0,0145 = 1,84.

Nilai x dapat dihitung menggunakan kalkulator persamaan kuadrat di sini.

Mari dibandingkan dengan menggunakan rumus umum seperti selama ini digunakan, tanpa tahu nilai Ka2.

[H2SO4] = 0,01 M
[H+] = 2 [H2SO4]
[H+] = 2 (0,01)
[H+] = 0,02 M

Total [H+] = 0,02 M sehingga pH = – log 0,02 = 1,70. urip info

Ada perbedaan konsentrasi atau pH dengan memperhatikan nilai Ka2 dengan menggunakan rumus umum. Pada soal #2 selisih konsentrasinya adalah (0,02 – 0,0145)M = 0,0055 M atau selisih pH 1,84  – 1,70 = 0,14 satuan pH.
Pada soal-soal yang bersifat umum dan nilai Ka2 tidak diketahui  [H+] pada H2SO4 = 2 [H2SO4].


Kesimpulan, urip info
  • Semakin tinggi [H2SO4] maka hitungan [H+] = 2 [H2SO4] tidak cukup akurat digunakan.
    Bila konsentrasi tinggi  [H+] = [H2SO4]. Dalam simulasi hitungan konsentrasi 1 M itu sudah termasuk tinggi.
  • Semakin rendah [H2SO4] maka hitungan [H+] = 2 [H2SO4] semakin jauh dari nilai yang seharusnya.

    Artinya semakin  rendah [H2SO4] maka [H+]  dari hasil ionisasi kedua semakin signifikan atau semakin berarti dan tidak dapat diabaikan begitu saja.
CMIIW
Urip Rukim
Bagikan di

Tidak ada komentar:

Posting Komentar

 
Copyright © 2015-2019 Urip dot Info | Disain Template oleh Herdiansyah Dimodivikasi Urip.Info