[H⁺] = Ö K_h . C_g

K_h = K_w/K_b

pH = 1/2 (pK_W - pK_b - log C_g)

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH <>

[H⁺] = K_a. C_a/C_g

pH = pK_a + log C_a/C_g

dimana:
C_a = konsentrasi asam lemah
C_g = konsentrasi garamnya
K_a = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh:

Hitunglah pH larutan yang terdiri atas campuran 0.01 mol asam asetat dengan 0.1 mol natrium Asetat dalam 1 1iter larutan !
K_a bagi asam asetat = 10^-5

Jawab:

C_a = 0.01 mol/liter = 10^-2 M
C_g = 0.10 mol/liter = 10^-1 M

pH= pK_a + log C_g/C_a = -log 10^-5 + log^-1/log^-2 = 5 + 1 = 6

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus:

[OH^-] = K_b . C_b/C_g

pOH = pK_b + log C_g/C_b

dimana:
C_b = konsentrasi base lemah
C_g = konsentrasi garamnya
K_b = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:

Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH₄OH dengan 0.1 mol HCl ! (K_b= 10-5)

Jawab:

NH₄OH(aq) + HCl(aq) ® NH₄Cl(aq) + H₂O(l)

mol NH₄OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 mol
mol NH₄OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol
mol NH₄Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol
Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH₄Cl) maka campurannya akan membentuk
Larutan buffer.

C_b (sisa) = 0.1 mol/liter = 10^-1 M
C_g (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10^-1 M
pOH = pK_b + log C_g/C_b = -log 10^-5 + log 10^-1/10^-1 = 5 + log 1 = 5

pH = 14 - p0H = 14 - 5 = 9

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) + SO₄^2-(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 <>+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H⁺] dengan rumus

dimana:

C_a = konsentrasi asam lemah
K_a = 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 (C_a . K_a) = 10^-1 . 10^-5 = 10^-3 M
pH = -log 10^-3 = 3

FRAKSI MOL

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.

Fraksi mol dilambangkan dengan X.

Contoh:
Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka:

X_A = n_A / (n_A + n_B) = 3 / (3 + 7) = 0.3

X_B = n_B /(n_A + n_B) = 7 / (3 + 7) = 0.7

* X_A + X_B = 1

PERSEN BERAT

Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan.

Contoh:
Larutan gula 5% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat :

- gula = 5/100 x 100 = 5 gram

- air = 100 - 5 = 95 gram

MOLALITAS (m)

Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.

Contoh:
Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !

- molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m

MOLARITAS (M)

Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

Contoh:
Berapakah molaritas 9.8 gram H₂SO₄ (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?

- molaritas H₂SO₄ = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M

NORMALITAS (N)

Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H⁺.
Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH^-.

Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :

N = M x valensi