Kalkulator Asam-Basa & pH

Asam adalah donor proton (H⁺) dan basa adalah akseptor proton — definisi Brønsted–Lowry, dan yang dipakai setiap panel di halaman ini. Cuka (asam asetat) mendonorkan proton ke air; amonia menerima satu dan menjadi amonium. Setiap asam berpasangan dengan spesies yang tertinggal setelah ia melepas protonnya: pasangan itu — asam asetat CH₃COOH dengan asetat CH₃COO⁻, atau amonium NH₄⁺ dengan amonia NH₃ — adalah pasangan asam–basa konjugasi, dan seluruh kimia buffer dan titrasi adalah pembukuan pasangan-pasangan tersebut.

Karena [H⁺] membentang lebih dari empat belas pangkat sepuluh antara asam aki dan pembersih saluran, ahli kimia memampatkannya: pH = −log₁₀[H⁺]. Air sendiri selalu sedikit terurai, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0×10⁻¹⁴ pada 25°C, itulah sebabnya pH + pOH = 14: jika salah satu naik, yang lain turun dengan jumlah yang sama. Netral hanya berarti [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷, yang merupakan pH 7 hanya pada 25°C — air murni panas sedikit di bawah 7 dan tetap netral sempurna. Sebagai pemeriksaan skala yang dapat direproduksi halaman ini: pH 3,5 (kira-kira keasaman jus jeruk) sesuai dengan [H⁺] = 3,16×10⁻⁴ mol/L.

Asam kuat seperti HCl terdisosiasi hampir sempurna — saat dituangkan ke air hampir setiap molekulnya melepas protonnya. Asam lemah mencapai kesetimbangan: HA ⇌ H⁺ + A⁻, dijelaskan oleh K_a = [H⁺][A⁻]/[HA]. Asam asetat memiliki K_a = 1,8×10⁻⁵, biasanya dikutip sebagai pK_a = 4,74 (trik −log yang sama seperti pH). Bagian yang berguna adalah aturan pasangannya: K_a × K_b = K_w untuk pasangan konjugasi, sehingga asam yang lebih kuat secara otomatis memiliki basa konjugasi yang lebih lemah. Asetat, pasangan asam asetat lemah, adalah basa yang sangat lemah dengan K_b = 5,6×10⁻¹⁰ (pK_b = 9,26) — kedua konversi itu dijalankan di panel Ka & Kb di atas.

Buffer adalah asam lemah dan basa konjugasinya yang ada dalam jumlah sebanding. H⁺ yang ditambahkan dimakan oleh A⁻; OH⁻ yang ditambahkan dimakan oleh HA; dalam kedua kasus rasionya nyaris tidak bergerak, sehingga pH pun nyaris tidak bergerak. Pembukuannya merangkum menjadi pH = pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]). Ketika kedua konsentrasi sama, pH = pK_a tepat, dan setiap pergeseran sepuluh kali lipat pada rasio menggeser pH tepat satu satuan — tombol contoh 1:10 memberi pH 5,76 untuk buffer asetat yang pK_a-nya 4,76. Buffering yang andal hanya mencakup pK_a ± 1 (rasio 0,1–10), itulah sebabnya memilih buffer berarti memilih satu yang pK_a-nya dekat dengan pH target. Darah adalah contoh utamanya: pasangan bikarbonat/CO₂ menjaga plasma pada 7,35–7,45, dan enzim berhenti bekerja di luar rentang itu.

Menambahkan basa kuat ke asam mengubah rasio [A⁻]/[HA] secara kontinu, dan kurvanya adalah persamaan Henderson–Hasselbalch yang digambar. Pada awalnya buffer menyerap basa dan pH merayap naik — daerah datar. Pada titik ekuivalen mol basa tepat sama dengan mol asam; di sana kurvanya hampir vertikal, itulah sebabnya titik itu menandai akhir titrasi. Di tengah jalan, [A⁻] = [HA], sehingga pH sama dengan pK_a — cara standar untuk mengukur pK_a dari sebuah kurva. Asam kuat + basa kuat bertemu di pH 7, tetapi asam lemah + basa kuat berakhir di atas 7 (sekitar 8,7 untuk contoh asam asetat default), karena yang tersisa di labu adalah basa lemah.

• Kuat berarti pekat. Tidak — kekuatan adalah seberapa sempurna asam itu terdisosiasi, konsentrasi adalah seberapa banyak asam yang ada. HCl 0,001 M adalah asam kuat yang encer; asam asetat glasial adalah asam lemah yang pekat.
• Netral selalu pH 7. Hanya pada 25°C, di mana K_w = 10⁻¹⁴. Netral berarti [H⁺] = [OH⁻], titik.
• pH berhenti di 0 dan 14. Itu hanya batas skala air 25°C. HCl 12 M berada sekitar pH −1, dan NaOH pekat melampaui 14.
• pH asam lemah = −log dari konsentrasinya. Jalan pintas itu hanya berlaku untuk asam kuat. pH asam lemah juga memerlukan K_a-nya, karena sebagian besar molekulnya tidak pernah terdisosiasi.

Alat terkait: Kesetimbangan Kimia (asal konstanta kesetimbangan seperti K_a), Spektroskopi (mengukur konsentrasi dengan cahaya), dan Kalkulator Bio (resep buffer dalam satuan mikromolar).