MODUL AJAR KIMIA KELAS XI MIPA

Dari penjelasan di atas dapat disimpulkan bahwa asam adalah senyawa yang melepaskan

ion H+ dalam air.

Menurut Arrhenius jika basa dilarutkan dalam air akan terjadi reaksi ionisasi sebagai

berikut:

• Natrium hidroksida (NaOH) dalam air (H2O)

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)

• Kalsium hidroksida (Ca(OH)2) dalam air (H2O)

Ca(OH)2(aq) Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

Setiap basa menghasilkan ion OH–, karena itu ion OH– merupakan pembawa sifat basa.

Ionisasi basa secara umum dapat ditulis:
L(OH)x(aq) → L+(aq) + x OH–(aq)

Jadi dapat disimpulkan bahwa basa adalah senyawa yang melepaskan ion OH- dalam air.

b. Keunggulan dan Kelemahan Teori Asam-Basa Arrhenius
➢ Keunggulan teori asam-basa Arrhenius

• Menjelaskan teori tentang penguraian (disosiasi) elektrolit dalam air.
• Menjelaskan asam kuat, basa kuat, asam lemah, dan basa lemah.
• Menjelaskan proses reaksi netralisasi yang membentuk H2O.
➢ Kelemahan teori asam-basa Arrhenius
• Hanya terbatas pada larutan dengan pelarut air (H2O).
• Tidak mengenal senyawa lain sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH-.

2. Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry
a. Pengertian Asam dan Basa Menurut Bronsted-Lowry
Asam adalah senyawa yang dapat menyumbangkan atau memberikan proton (ion H+)
kepada senyawa lain atau disebut juga sebagai donor proton. Basa adalah senyawa yang dapat
menerima proton (ion H+) dari senyawa lain disebut juga sebagai akseptor proton.

b. Penulisan Persamaan Reaksi Asam dan Basa Bronsted-Lowry

Contoh :

HCl(aq) + H2O(l) Cl-(aq) + H3O+(aq)
basa asam
asam basa konjugasi konjugasi

H+ berkurang H+ bertambah

Reaksi ke kanan:
• HCl memberikan ion H+ kepada H2O, berarti HCl bersifat asam
• H2O menerima ion H+ dari HCl, berarti H2O bersifat basa

Reaksi ke kiri :
• Cl- menerima ion H+ dari H3O+, berarti Cl- bersifat basa
• H3O+ memberikan ion H+ kepada Cl-, berarti H3O+ bersifat asam
• Cl- merupakan basa konjugat HCl, dan sebaliknya HCl merupakan asam konjugat Cl-
• H3O+ merupakan asam konjugat H2O, dan sebaliknya H2O merupakan basa konjugat
H3O+
Jadi :
✓ HCl (asam) dan Cl- (basa) merupakan pasangan asam-basa konjugasi
✓ H2O (basa) dan H3O+ (asam) merupakan pasangan asam-basa konjugasi

c. Keunggulan dan Kelemahan Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry
➢ Keunggulan teori asam-basa Bronsted dan Lowry
• Tidak hanya terbatas pada larutan dengan pelarut air (H2O).
• Menjelaskan teori tentang basa yang tidak mengandung OH-.
➢ Kelemahan teori asam-basa Bronsted dan Lowry
• Tidak dapat menjelaskan sifat asam dan basa suatu senyawa bila tidak ada proton
(H+) yang terlibat dalam reaksi.
• Sifat zat tidak pasti, sangat bergantung pada pasangan reaksinya. Misalnya air, dapat
bersifat asam jika direaksikan dengan NH3 dan bersifat basa jika direaksikan dengan
CH3COOH.

3. Teori Asam-Basa Lewis
a. Pengertian Asam dan Basa Menurut Lewis
Asam adalah partikel (ion atau molekul) yang dapat menerima pasangan elektron dari
partikel lain, disebut juga sebagai akseptor elektron. Basa adalah partikel (ion atau molekul)
yang dapat memberikan pasangan elektron kepada partikel lain disebut juga sebagai donor
elektron.
Teori asam-basa menurut Lewis melibatkan transfer pasangan elektron dari basa ke asam
untuk membentuk ikatan kovalen atau ikatan kovalen koordinasi.

b. Penulisan Persamaan Reaksi Asam dan Basa Lewis

Contoh 1:

HCl(aq) + NH3(aq) Cl-(aq) + NH4+ (aq)
asam basa

H H+
H+ Cl- + H N H

+ :N H H
Cl-

H

Keterangan:
• H+ (pada HCl) menerima pasangan elektron dari NH3, berarti HCl bersifat asam.
• NH3 memberikan pasangan elektron kepada H+ (pada HCl), berarti NH3 bersifat basa.

Contoh 2 :

BF3(aq) + NH3(aq) BF3NH3(aq)
F H ikatan kovalen koordinasi
asam basa

FH

F B + :N H F B:N H

FH FH

Keterangan:

• BF3 menerima pasangan elektron dari NH3, berarti BF3 bersifat asam

• NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3, berarti NH3 bersifat basa

c. Keunggulan dan Kelemahan Teori Asam-Basa Lewis
➢ Keunggulan teori asam-basa Lewis
• Dapat menjelaskan teori asam-basa yang tidak dapat digambarkan oleh Arrhenius dan
Bronsted-Lowry yaitu asam-basa bukan hanya melepaskan ion H+/OH- atau transfer
proton (H+), melainkan juga transfer pasangan elektron.
➢ Kelemahan teori asam-basa Lewis
• Agak sukar menggambarkan asam-basa, seperti reaksi antara ion Fe3+ dan ion CN-
karena keduanya tidak melibatkan ion H+ atau ion OH-.
• Sukar menentukan kekuatan asam atau basa dari reaksi yang terjadi.

INDIKATOR ASAM BASA

Untuk mengenali suatu zat bersifat asam atau basa kita tidak boleh sembarangan mencicipi
atau memegangnya, karena akan sangat berbahaya. Contoh asam sulfat (H2SO4), dalam kehidupan
sehari-hari digunakan sebagai accu zuur (air aki). Bila asam sulfat terkena tangan akan melepuh
seperti luka bakar dan bila terkena mata akan buta. Contoh lain, natrium hidroksida (NaOH) banyak
digunakan untuk membersihkan saluran air bak cuci, bila terkena tangan akan terasa licin dan gatal-
gatal serta tangan mudah terluka iritasi.Jadi, bagaimana cara mengenali zat bersifat asam atau basa?
Cara yang tepat untuk menentukan sifat asam dan
basa adalah dengan menggunakan zat penunjuk yang disebut indikator.

Indikator asam basa adalah zat yang dapat berbeda warna dalam lingkungan asam dan
basa atau senyawa organik lemah yang berubah warna jika dimasukkan kedalam larutan asam

atau basa. Ada beberapa jenis indikator yang dapat digunakan untuk membedakan larutan yang
bersifat asam dari larutan yang bersifat basa, antara lain kertas lakmus, indikator, dan
indikator alami.

1. Kertas lakmus
Indikator yang sering digunakan di laboratorium kimia adalah kertas lakmus merah dan kertas

lakmus biru. Bila kedalam suatu larutan, lakmus merah menjadi biru dan lakmus biru tetap biru,
maka larutan bersifat basa. Jika kedalam suatu larutan, lakmus biru berubah menjadi merah dan
lakmus merah tetap merah maka larutan tersebut bersifat asam.
2. Indikator

Derajat keasaman (pH) menyatakan tingkat keasaman yang dimiliki suatu larutan. Larutan
asam memiliki pH < 7, basa memiliki pH > 7 dan netral memiliki pH = 7. Indikator memberikan
kisaran/trayek perubahan pH. Untuk memahami hal ini, kita ambil contoh indikator kertas
lakmus. Kertas lakmus berwarna merah dalam larutan asam dan biru dalam larutan basa. Namun,
sebenarnya perubahan warna kertas lakmus terjadi tidak persis pada pH = 7 tetapi dalam suatu
kisaran nilai pH, yakni pH 4,7-8,3. Larutan lakmus akan berwarna merah pada pH < 4,7 dan
berwarna biru pada pH > 8,3. Pada larutan dengan kisaran pH 4,7-8,3 sendiri, warna kertas lakmus
merupakan kombinasi merah dan biru yaitu merah ungu, ungu, dan biru ungu. Batasan pH dimana
terjadi perubahan warna indikator disebut trayek perubahan warna. Sebuah indikator biasanya
hanya menunjukkan rentang pH tertentu dan tidak menunjukkan sebuah nilai yang pasti. Karenanya
diperlukan indikator lain untuk mempersempit rentang perkiraan pH sampel yang diuji. Berikut
adalah rentang pH dari beberapa indikator.

Gambar 1. Trayek perubahan warna dari berbagai indikator

Tabel. Trayek perubahan warna dari beberapa indikator

Indikator Rentang pH Perubahan Warna

Lakmus 4,7 – 8,3 Merah-Biru
Metil Jingga 3,1 – 4,4 Merah – Kuning
Metil Merah 4,2 – 6,3 Merah – Kuning
Fenolftalein 8,3 – 10 Tidak berwarna – Merah
Bromtimol Biru 6,0 – 7,6
Kuning - Biru

a. Indikator Universal
Indikator universal adalah gabungan dari beberapa jenis indikator. Indikator universal dapat

menentukan harga pH suatu larutan. Setiap komponen indikator universal akan memberikan warna
tertentu yang terkait dengan nilai pH tertentu. Indikator universal tersedia dalam bentuk larutan dan
kertas. Kertas indikator universal tersebut dicelupkan pada larutan yang akan ditentukan nilai pH
nya. Ketika sudah dicelupkan, warna-warna pada kertas akan berubah. Keempat garis warna yang
berubah dicocokkan dengan skala pH dari 0 sampai 14 yang terdapat pada kemasan kertas
indikator.

Gambar 2. Warna pH indikator universal 0-14

Contoh:Suatu zat A diuji dengan beberapa indikator dengan data berikut:ketika dimasukkan lakmus
merah dan biru ,warna larutan menjadi merah.ketika dimasukkan metil orange,warnanya menjadi
orange. Ketika dimasukkan metil merah,warnanya menjadi merah.Ketika dimasukkan larutan
pp,warnanya tidak berwarna. Tentukan kisaran pH.

Penyelesaian:

Zat Perubahan Warna dan Trayek pH Trayek
pH
Lakmus Lakmus Metil Metil Fenolptalen
Biru Merah Orange Merah 3,1-4,2

Perubahan Merah Merah Orange Merah Tidak Berwarna
Warna

Kisaran pH <4,7 <4,7 3,1-4,4 <4,2 <8,3

Maka kisaran
pH nya adalah
3,1-4,2

3,1 4,2 4,4 4,7 8,3

PH ASAM KUAT DAN ASAM LEMAH
1. Konsep pH
Jeruk nipis dan asam cuka sama-sama asam, tetapi tingkat keasamannya tidak sama bukan?

Bagaimana kita menyatakan tingkat keasaman? Telah disebutkan bahwa pembawa sifat asam
adalah ion H+. Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi ion H+ dalam
larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ makin asam larutan. pH adalah derajat keasaman yang
digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman yang dimiliki oleh suatu larutan.

Sorensen (1868-1939), seorang ahli kimia dari Denmark, mengusulkan konsep pH untuk
menyatakan konsentrasi ion H+, yaitu sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+. Secara
matematika diungkapkan dengan persamaan

pH = - log [H+]

Contoh
Berapakah pH larutan jika konsentraasi [H+]= 1 x 10-4?
Jawab : [H+]= 1 x 10-4

pH = -log (1x 10-4)
= -4 x -1
=4

2. Hubungan Tingkat Keasaman dengan pH
Tingkat keasaman berbanding terbalik dengan nilai pH. Artinya, semakin asam larutan,

maka semakin kecil nilai pH-nya, dan sebaliknya. Hal ini terjadi karena pH dan konsentrasi ion H+
dihubungkan dengan tanda negatif. Selanjutnya, bilangan dasar logaritma adalah 10 maka larutan
yang nilai pH-nya berbeda sebesar n mempunyai perbedaan konsentrasi ion H+ sebesar 10n.

3. Kekuatan asam

Apakah larutan asam yang berbeda jenis tetapi konsentrasinya sama mempunyai pH atau
keasaman yang sama?

HCl 0,1 M CH3COOH 0,1M

Melalui percobaan diketahui bahwa larutan HCl 0,1 M mempunyai pH=1, sedangkan larutan
CH3COOH mempunyai pH=3. Berarti konsentrasi ion H+ dalam HCl 0,1 M adalah 0,1 M, dan
dalam CH3COOH adalah 0,001 M. Data ini menunjukkan bahwa HCl 0,1 M mengion sempurna,
sedangkan CH3COOH 0,1 M hanya mengion sebagian

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

0,1 M 0,1 M

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-

0,1 M 0,001

Zat elektrolit yang mengion sebagian besar disebut elektrolit kuat, sedangkan yang mengion
sebagian kecil disebut elektrolit lemah. Kekuatan asam akan dinyatakan dalam besaran derajat
ionisasi dan tetapan kesetimbangan ionisasinya.

4. Derajat ionisasi (α )
Derajat ionisasi adalah perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat

mula-mula.

α = ℎ

ℎ −

zat yang mengion sempurna, maka derajat ionisasinya=1

jika zat tidak ada yang mengion, maka derajat ionisasinya = 0
jadi batas-batas harga derajat ionisasi adalah 0< α<1

zat elektrolit yang mempunyai derajat ionisasi besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat,

sedangkan zat yang derajat ionisasinya kecil (mendekati 0) disebut elektrolit lemah.

Contoh:Zat elektrolit kuat

Asam : HCl, H2SO4, HNO3, HClO4-

Basa : NaOH, KOH, Ba(OH)2 dan Ca(OH)2

Contoh:

Zat elektrolit lemah

Asam : CH3COOH, H2CO3, H2S, HCN

Basa : NH3

Tetapan Ionisasi Asam (Ka)

Untuk asam kuat, derajat ionisasi asamnya mendekati satu. Reaksi ionisasinya merupakan

reaksi berkesudahan H+(aq) + Cl- (aq)
HCl(aq)

0,1 M 0,1 M

[H+]=[HCl]

Sedangkan asam lemah terionisasi sebagian. Reaksi ionisasinya merupakan reaksi kesetimbangan

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-

Secara umum, ionisasi asam lemah dapat dirumuskan

HA(aq) H+(aq) + A- (aq)

Tetapan kesetimbangan untuk ionisasi asam disebut tetapan ionisasi asam dan diberi lambang Ka.
Untuk asam lemah HA ungkapan tetapan ionisasinya adalah

H + A− 

Ka = HA

Bagaimanakah hubungan antara kekuatan asam dengan tetapan kesetimbangan asam (Ka)? Semakin

kuat suatu asam maka reaksi kesetimbangan asam semakin condong ke kanan. Akibatnya harga Ka

bertambah besar. Oleh karena itu harga Ka mencerminkan kekuatan asam. Semakin besar Ka,

semakin kuat asam.

No Nama Asam Rumus Kimia Ka

1. Asam asetat CH3COOH 1,8 x 10-5

2. Asam benzoat C6H5COOH 6,5 x 10-5

3. Asam format HCOOH 1,8 x 10-4

4. Fenol C6H5OH 1,3 x 10-10

5. Asam sianida HCN 4,9 x 10-10

6. Asam fluorida HF 6,8 x 10-4

5. Menghitung pH Larutan Asam
Adakah cara lain untuk menentukan pH selain dengan mengukur langsung? Dalam ilmu

kimia, data hasil penelitian senantiasa dikumpulkan dan didaftar sehingga dapat digunakan oleh
orang lain. Dalam kaitannya dengan pH larutan, data yang diperlukan adalah tetapan ionisasi asam.
Apabila tetapan ionisasi suatu asam diketahui, maka kita dapat menentukan pH nya dengan
konsentrasi tertentu.

a. Asam Kuat
pH larutan dapat ditentukan jika konsentrasinya asam diketahui

[H+] = M x valensi asam

Contoh
Berapakah pH dari

a. Larutan HCl 0,01 M
Jawab:

b. Langkah 1 : tuliskan ionisasi HCl

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

c. Langkah 2 : hitung konsentrasi asamnya

[H+] = M x valensi asam

= 0,01 x 1

= 0,01= 10-2

Langkah 3 : hitung pH nya

pH= -log [H+]

= - log 10-2

=2

b. Asam Lemah

Suatu asam lemah yang terlarut dalam air, HA(aq) ionisasinya:

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

[ +] [ −]

Ka = [ ]

[H+] = [A-], maka
[ +] [ +]

Ka = [ ]

Ka = H + 2
[HA]

[H+] = Ka x M

Contoh
Hitunglah pH larutanCH3COOH 0,005 M apabila diketahui Ka= 1,8 x 10-5
Jawab

 H + = Ka x M

= 1,8 x 10-5 x 5 x 10−3

= 9 x 10−8
= 3 x 10-4
pH = -log 3 x 10-4
= 4 – log 3

BASA LEMAH BASA KUAT

Kekuatan Basa
Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH– yang dihasilkan oleh senyawa basa
dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH yang dihasilkan, larutan basa juga
dibedakan menjadi dua macam sebagai berikut.

1. Basa Kuat
Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi
ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan
sebagai berikut.

M(OH)x(aq) → Mx+(aq) + x OH–(aq)

[OH-] = x · [M(OH)x]

[OH -] = valensi basa · M

Dengan : x = valensi basa
M = konsentrasi basa

2. Basa Lemah
Basa lemah yaitu senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikitterionisasi menjadi ion-ionnya.
Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakanreaksi kesetimbangan. Secara umum, ionisasi basa
lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH)(aq) ←→ M+(aq) + OH–(aq)

M +OH −

Kb = M (OH )

Makin kuat basa maka reaksi kesetimbangan basa makin condong ke kanan, akibatnya Kb
bertambah besar. Oleh karena itu, harga Kb merupakan ukuran kekuatan basa, makin besar Kb
makin kuat basa. Berdasarkan persamaan di atas, karena pada basa lemah [M+] = [OH-], maka
persamaan di atas dapat diubah menjadi:

OH − 2

Kb = M (OH )

[OH–]2 = Kb · [M(OH)]
[OH-] = Kb x M (OH )
Dengan:
Kb = tetapan ionisasi basa
M = konsentrasi basa

Titrasi Asam Basa

TUJUAN PEMBELAJARAN
1. Siswa dapat melakukan percobaan titrasi asam basa (penentuan kadar asam asetat dalam
cuka dapur) melalui bimbingan guru dan diskusi kelompok
2. Siswa dapat menentukan konsentrasi asam asetat dari titrasi asam basa (penentuan kadar
asam asetat dalam cuka dapur) melalui bimbingan guru dan diskusi kelompok
3. Siswa dapat menentukan kadar asam asetat dalam cuka dapur dari titrasi asam basa melalui
diskusi kelompok

A. Titrasi asam basa

Titrasi merupakan suatu metoda untuk menentukan kadar suatu zat dengan menggunakan
zat lain yang sudah dikethaui konsentrasinya. Titrasi biasanya dibedakan berdasarkan jenis reaksi
yang terlibat di dalam proses titrasi, sebagai contoh bila melibatan reaksi asam basa maka disebut

sebagai titrasi asam basa, titrasi redox untuk titrasi yang melibatkan reaksi reduksi oksidasi, titrasi
kompleksometri untuk titrasi yang melibatan pembentukan reaksi kompleks dan lain sebagainya.

Zat yang akan ditentukan kadarnya disebut sebagai “titrant” dan biasanya diletakan di
dalam Erlenmeyer, sedangkan zat yang telah diketahui konsentrasinya disebut sebagai “titer” dan
biasanya diletakkan di dalam “buret”. Baik titer maupun titrant biasanya berupa larutan.

Gambar 1. Titrasi asam basa

B. PRINSIP TITRASI ASAM BASA

Titrasi asam basa melibatkan asam maupun basa sebagai titer ataupun titrant. Kadar larutan
asam ditentukan dengan menggunakan larutan basa atau sebaliknya. Titrant ditambahkan titer tetes
demi tetes sampai mencapai keadaan ekuivalen ( artinya secara stoikiometri titrant dan titer tepat
habis bereaksi) yang biasanya ditandai dengan berubahnya warna indikator. Keadaan ini disebut
sebagai “titik ekuivalen”, yaitu titik dimana konsentrasi asam sama dengan konsentrasi basa atau
titik dimana jumlah basa yang ditambahkan sama dengan jumlah asam yang dinetralkan : [H+] =
[OH-]. Sedangkan keadaan dimana titrasi dihentikan dengan cara melihat perubahan warna
indikator disebut sebagai “titik akhir titrasi” titik akhir titrasi ini mendekati titik ekuivalen. Pada
saat titik ekuivalen ini maka proses titrasi dihentikan, kemudian catat volume titer yang diperlukan
untuk mencapai keadaan tersebut. Dengan menggunakan data volume titran, volume dan
konsentrasi titer maka bisa dihitung konsentrasi titran tersebut.

pH trayek perubahan warna pada beberapa indikator

Indikator pH trayek perubahan warna
Metil merah 4,0 – 5,8
Bromtimol biru 6,0 – 7,6

Fenolftalein 8,2 – 10,0

B. Cara titrasi
Langkah 1
Larutan yang akan diteteskan dimasukkan ke dalam buret (pipa panjang berskala). Larutan
dalam buret disebut penitrasi.

Langkah 2
Larutan yang akan dititrasi dimasukkan ke dalam erlenmeyer dengan mengukur volumenya
terlebih dahulu.
Langkah 3
Memberikan beberapa tetes indikator pada larutan yang dititrasi (dalam erlenmeyer)
menggunakan pipet tetes. Indikator yang dipakai adalah yang perubahan warnanya sekitar
titik ekuivalen.
Langkah 4
Proses titrasi, yaitu larutan yang berada dalam buret diteteskan secara perlahan-lahan
melalui kran ke dalam erlenmeyer. Erlenmeyer digoyang-goyang sehingga larutan penitrasi
dapat larut dengan larutan yang berada dalam erlenmeyer. Penambahan larutan penitrasi ke
dalam erlenmeyer dihentikan ketika sudah terjadi perubahan warna dalam erlenmeyer.
Perubahan warna ini menandakan telah tercapainya titik akhir titrasi (titik ekuivalen).
Langkah 5
Mencatat volume yang dibutuhkan larutan penitrasi dengan melihat volume yang berkurang
pada buret setelah dilakukan proses titrasi.

PERANGKAT TITRASI
Alat-alat kimia utama yang biasanya digunakan sebagai perangkat titrasi yaitu
1.Buret
Berupa tabung kaca bergaris dan memiliki kran di ujungnya.Buret berfungsi untuk
mengeluarkan larutan dengan volume tertentu.

2. Statif dan Klem

Statif terbuat dari besi atau baja yang berfungsi untuk menegakkan buret. Klem buret
terbuat dari besi atau baja untuk memegang buret yang digunakan untuk titrasi.

3.Erlenmeyer
Erlenmeyer adalah peralatan gelas (Glass ware equipment) yang seringkali di gunakan
untuk analisa dalam laboratorium..Erlenmeyer berfungsi sebagai tempat untuk
melakukan titrasi bahan

set alat titrasi
C. Penentuan Kadar Asam Asetat dalam Cuka Dapur

Pernahkah kalian memperhatikan label yang tertera pada botol cuka makan? Selain merek
cuka, umumnya dicantumkan pula kadar asam cuka makan tersebut. Jika kalian diminta memeriksa
kebenaran kadar yang dicantumkan, bagaimana kalian melakukannya? Atau ketika kalian bekerja di
laboratorium, kalian menemukan botol asam cuka yang sama sekali tidak diketahui konsentrasi dan
kadarnya. Bagaimanakah kalian mengetahui konsentrasinya?. Maka tentu saja hal ini dapat
dilakukan dengan metode titrasi asam basa yang telah kita pelajari.

Menentukan kadar atau konsentrasi suatu larutan asam yang tidak diketahui dengan
mentitrasi larutan tersebut menggunakan larutan basa yang konsentrasinya diketahui, sehingga
jumlah mol kedua zat sama. Pada penentuan kadar asam asetat dalam cuka dapur ini kita dapa
menggunakan larutan basa NaOH sebagai titernya. Perlu kalian ingat bahwa dalam titrasi digunakan
larutan yang relatif encer, misalnya 0,1 M. Sementara itu, cuka makan jauh lebih pekat. Jadi jika
kita tidak mengencerkannya, maka akan memerlukan laruutan NaOH yang terlalu banyak. Hal ini
selain tidak praktis, juga tidak memiliki ketelitian yang baik.

C. Cara Perhitungan Menggunakan Data Titrasi Asam Basa (Penentuan Kadar Asam

Asetat dalam Cuka Dapur)
➢ Data percobaan hasil titrasi dalam penentuan konsentrasi larutan asam atau larutan basa

dapat dihitung berdasarkan reaksi asam basa yang dinyatakan dengan rumus sebagai
berikut:

a x Va x Ma = b x Vb x Mb

Keterangan: M2 = konsentrasi larutan basa (M)
Va = volume larutan asam (ml) a = valensi larutan asam
Vb = volume larutan basa (ml) b = valensi larutan basa
Ma = konsentrasi larutan asam (M)

➢ Pengenceran larutan :
V1 x M1 = V2 x M2

Keterangan:
V1 = volume larutan awal (ml)
V2 = volume larutan setelah diencerkan (ml)
M1 = konsentrasi larutan awal (M)
M2 = konsentrasi larutan setelah diencerkan (M)

➢ Perhitungan persentase Massa
Kadar zat (%) = massa zat terlarut x 100 %
massa larutan

Massa larutan = volume larutan x massa jenis larutan

➢ Contoh Perhitungan Penentuan Kadar Asam Asetat dalam Cuka Dapur

Seseorang siswa melakukan percobaan titrasi asam-basa untuk menentukan konsentrasi
asam asetat CH3COOH dalam cuka dapur 100 ml. Larutan cuka yang dituangkan kedalam labu
ukur sebanyak 10 ml diencerkan menjadi 100 ml. Kemudian dari labu ukur diambil sebanyak
20 ml dan dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 M. Adapun indikator asam-basanya adalah
fenolftalein. Warna larutan CH3COOH berubah warna dari bening menjadi merah muda tepat
ketika volume NaOH yang dikucurkan adalah 6 ml. Tentukan kadar asam asetat CH3COOH
tersebut dalam cuka dapur ! (ρ CH3COOH = 1,049 g/cm3)
Jawab :

Diketahui: - V larutan cuka dapur dalam kemasan = 100 ml
- V larutan cuka yang diambil = 10 ml (kemudian diencerkan menjadi 100 ml)
- V larutan cuka yang akan dititrasi = 20 ml (diambil dari 100 ml larutan cuka
yang telah diencerkan)
- M NaOH = 0,1 M
- V NaOH = 6 ml

Ditanya : Kadar asam asetat CH3COOH ?

• Konsentrasi asam cuka yang dititrasi :

a x Va x Ma = b x Mb x Vb

1 x 20 ml x Ma = 1 x 0,1 M x 6 ml

20 ml x Ma = 0,6 ml M

Ma = 0,6 ml M/20ml

Ma = 0,03 M (konsentrasi setelah pengenceran)

• Konsentrasi sebelum pengenceran :

V1 x M1 = V2 x M2
100 ml x 0,003 M
10 ml x M1 = 100ml x 0,003 M/10 ml
0,3 M (Konsentrasi cuka dalam kemasan)
M1 =

M1 =

• Massa asam asetat dalam kemasan cuka dapur :

M = mol/v (liter) = massa x 1000
Mr v(ml)

0,3 M = massa x 1000
60 100ml

Massa = 1,8 gram
• Kadar asam asetat dalam cuka dapur :

Kadar zat (%) = massa zat terlarut x 100 %
massa larutan

Massa larutan = volume larutan x massa jenis larutan
= 100 ml x 1,049
= 104,9 gram

Maka kadar asam asetat = 1,8gr x100%
104,9gr

= 1,71 %

Perubahan pH pada Titrasi Asam-Basa (Kurva Titrasi)
Suatu asam yang mempunyai pH kurang dari 7 jika ditambah basa yang pH–nya lebih dari 7, maka

pH asam akan naik, sebaliknya suatu basa jika ditambah asam, maka pH basa akan turun. Apabila
penambahan zat dilakukan tetes demi tetes kemudian dihitung pH–nya akan diperoleh kurva titrasi, yaitu
grafik yang menyatakan perubahan pH pada titrasi asam dengan basa (atau sebaliknya).

Bagaimana bentuk kurva titrasi itu ? ternyata bentuk kurva titrasi bergantung pada kekuatan asam
dan basa yang direaksikan. Disini akan dicari kurva tiga jenis titrasi asam-basa, yaitu :

1. Titrasi asam kuat dengan basa kuat
2. Titrasi asam lemah dengan basa lemah
3. Titrasi basa lemah dengan asam kuat
Titrasi asam lemah dengan basa lemah, atau sebaliknya, tidak dianjurkan karena reaksinya berlangsung
lambat dan tidak tuntas. (Purba. M , 2006).

Indikator untuk titrasi asam-basa ditentukan dari kurva titrasi yang menunjukkan hubungan pH
larutan dan volume titran. Kurva titrasi dapat di buat secara teoritis dengan menghitung pH larutan asam
pada :
1) Titik awal sebelum penambahan basa
2) Titik-titik setelah ditambah basa sehingga larutan mengandung garam yang terbentuk dan kelebihan

asam
3) Titik ekivalen, yaitu saat larutan hanya mengandung garam, tanpa ada kelebihan asam atau basa
4) Daerah lewat ekivalen, yaitu larutan mengandung garam dan kelebihan basa.

1. Titrasi Asam Kuat dengan Basa Kuat
reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan. Namun demikian, campuran ekivalen asam

dengan basa belum tentu bersifat netral, kecuali antara asam kuat dengan basa kuat.
Contoh
1. Untuk titrasi 25mL larutan HCl 0,1M dengan larutan NaOH 0,1M. Tentukan pH campuran pada saat

volum NaOH :
a. 0 mL
b. 10 mL
c. 25 mL
d. 26 mL
Penyelesaian
Diket: 25 mL HCl 0,1 M + NaOH 0,1 M

Dit: pH campuran pada saat volum NaOH:

a. 0 mL
b. 10 mL
c. 25 mL
d. 26 mL
Jawab:

a. NaOH = 0 mL, pH ditentukan dari [H+] HCl
pH = - log [H+]

= - log 10-1 = 1

b. 25 mL HCl 0,1 M dengan 10 mL NaOH 0,1 M
Jawaban :

HCl + NaOH → NaCl + H2O
M : 2,5 mmol 1 mmol - -

R : 1 mmol 1 mmol 1 mmol 1 mmol

S : 1,5 mmol - 1 mmol 1 mmol

mol H+ > mol OH- (pH asam)

[H+]= 1,5 = 0,043

35

pH = -log 43.10-3= 3 – log 43 = 3-1,63 = 1,37

c. 25 mL HCl 0,1 M dengan 25 mL NaOH 0,1 M
Jawaban :

HCl + NaOH → NaCl + H2O
M : 2,5 mmol 2,5 mmol - -

R : 2,5 mmol 2,5 mmol 2,5 mmol 2,5 mmol

S : - - 2,5 mmol 2,5 mmol

Mol H+ = mol OH-

pH = 7

d. 25 mL HCl 0,1 M dengan 26 mL NaOH 0,1 M

Jawaban : NaOH → NaCl + H2O
HCl +

M : 2,5 mmol 2,6 mmol - -

R : 2,5 mmol 2,5 mmol 2,5 mmol 2,5 mmol

S: - 0,1 mmol 2,5 mmol 2,5 mmol

Mol OH- = 0,1 mol

[OH+]= 0,1 = 0,00196

51

pOH = -log 1,96 x 10-3 = 3 – log 1,96 = 3 – 0,29 = 2,71

pH = 14 – 2,71 = 11, 29

Sebanyak 25 mL larutan HCl 0,1 M ditetesi dengan larutan NaOH 0,1 M sedikit demi sedikit

hingga 50 mL. perubahan pH campuran berlangsung sebagai berikut.

Volume NaOH 0,1 M pH setelah ditambahkan NaOH 0,1 M
yang ditambahkan (mL)
1,00
0,0 1,18
5,0 1,37
10,0 1,60
15,0 1,95
20,0 2,20
22,0 2,69
24,0 3,00
24,5 3,70
24,9 7,00
25,0 10,30
25,1 11,00
25,5 11,29
26,0 11,75
28,0

30,0 11,96
35,0 12,22
40,0 12,36
45,0 12,46
50,0 12,52
Jika pH dialurkan terhadap volume NaOH yang ditambahkan, diperoleh kurva titrasi seperti berikut.

Mengalirkan asam pada basa
Contoh kurva HCl 0,1 M yang dititrasi oleh 50 mL larutan NaOH 0,1 M. Kurva titrasinya

digambarkan sebagai berikut.

Ternyata di sekitar titik ekivalen, garis kurva naik tajam, yaitu pH sekitar 4 s/d 9.
Bagaimana dengan indikator asam basa yang digunakan? Ketiga indikator asam basa yang tertulis
pada kurva tersebut (fenolftalein, bromotimol biru, dan metil merah) bisa digunakan untuk titrasi
asam kuat oleh basa kuat. Indikator fenolftalein lebih dianjurkan karena memberikan perubahan
warna yang jelas dari warna merah muda menjadi tidak berwarna (trayek pH = 8,2-10,0).

2. Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat
Contoh
Untuk titrasi 25mL larutan CH3COOH 0,1M dengan larutan NaOH 0,1M. Tentukan pH campuran pada

saat volum NaOH :
a. 0 mL
b. 10 mL
c. 26 mL
Penyelesaian:
a. NaOH = 0 mL, pH ditentukan dari [H+] CH3COOH 0,1 M

[H+]= Ka.M = 1,8x10−5 x0,1 = 1,34x10−3

pH = - log [H+]

pH = - log 1,34x10-3= 3-log 1,34= 2,87

b. 25 mL CH3COOH 0,1 M dengan 10 mL NaOH 0,1 M (Ka CH3COOH = 1,8 x 10-5)

Jawaban : → CH3COONa + H2O
CH3COOH + NaOH

M 2,5 mmol 1 mmol

R 1 mmol 1 mmol 1 mmol 1mmol

S 1,5 mmol - 1 mmol 1 mmol

[H+]= Ka sisaasam = 1,8x10−5 1,5mmol = 2,7x10−5
basakonjugasi 1mmol

pH = -log 2,7 x 10-5 = 5-log2,7= 4,57

c. 25 mL CH3COOH 0,1 M dengan 26 mL NaOH 0,1 M

Jawaban : → CH3COONa + H2O
CH3COOH + NaOH

M 2,5 mmol 2,6 mmol

R 2,5 mmol 2,5 mmol 2,5 mmol 2,5mmol

S- 0,1 2,5 mmol 2,5 mmol

MolzatA − MolzatB

Mc = Vcampuran

Mc = M1xV1 − M 2 xV2
Vcamp.

M = 0,1Mx26mL − 0,1Mx25mL = 2,6mmol − 2,5mmol = 1,96x10−3 M
c 26mL + 25mL 51mL

pOH = -log 1,96 x 10-3 = 3-log1,96= 2,71

pH = 14-2,71 = 11,29

Perubahan pH pada penetralan asam lemah oleh basa kuat, dalam hal ini 25 mL larutan
CH3COOH 0,1 M yang ditetesi dengan larutan NaOH 0,1 M sedikit demi sedikit hingga mencapai
50 mL, ditunjukkan oleh gambar dibawah ini.

Setiap perubahan pH dicatat volume NaOH yang ditambahkannya. Data yang diperoleh
tertera pada tabel berikut.

Dari gambar tersebut dapat disimpulkan beberapa hal sebagai berikut .
a. Titik ekivalen berada di atas 7, yaitu antara 8-9
b. Lonjakan perubahan pH pada sekitar titik ekivalen lebih sempit, hanya sekitar 3 satuan, yaitu dari pH ±7

hingga pH ± 10.
c. Pemilihan indikator yang cocok untuk titrasi asam lemah oleh basa kuat lebih terbatas, yaitu

indikator yang mempunyai trayek pH antara 7 sampai 10. Indikator yang dipakai adalah
fenolftalein.
3. Titrasi Basa Lemah dengan Asam Kuat

Perubahan pH pada reaksi penetralan basa lemah oleh asam kuat, dalam hal ini 50 mL NH3
0,1 M dititrasi dengan HCl 0,1 M, dapat ditunjukkan pada kurva di bawah ini.

Dari gambar dapat disimpulkan :
1. Titik ekivalen, pH larutan pada penetralan basa lemah oleh asam kuat berada di bawah 7. Hal ini

disebabkan garam yang terbentuk mengalami hidrolisis sebagian yang bersifat asam (pH < 7).
2. Lonjakan pH disekitar titik ekivalen juga sempit, hanya sekitar 3 satuan, yaitu dari pH ±7 hingga pH ±4.
3. Adapun indikator asam basa yang bisa digunakan sebagai indikator titrasi adalah metil merah

dan bromotimol biru.

HIDROLISIS GARAM

A. Kompetensi Inti
1. Menghayati dan mengamalkan ajaran agama yang dianutnya.
2. Menghayati dan mengamalkan perilaku jujur, disiplin, tanggungjawab, peduli (gotong
royong, kerjasama, toleran, damai), santun, responsif dan pro-aktif dan menunjukkan sikap
sebagai bagian dari solusi atas berbagai permasalahan dalam berinteraksi secara efektif
dengan lingkungan sosial dan alam serta dalam menempatkan diri sebagai cerminan bangsa
dalam pergaulan dunia.
3. Memahami, menerapkan, menganalisis dan mengevaluasi pengetahuan faktual, konseptual,
prosedural, dan metakognitif berdasarkan rasa ingin tahunya tentang ilmu pengetahuan,
teknologi, seni, budaya, dan humaniora dengan wawasan kemanusiaan, kebangsaan,
kenegaraan, dan peradaban terkait penyebab fenomena dan kejadian, serta menerapkan

pengetahuan prosedural pada bidang kajian yang spesifik sesuai dengan bakat dan minatnya
untuk memecahkan masalah.
4. Mengolah, menalar, menyaji, dan mencipta dalam ranah konkret dan ranah abstrak terkait
dengan pengembangan dari yang dipelajarinya di sekolah secara mandiri serta bertindak
secara efektif dan kreatif, dan mampu menggunakan metoda sesuai kaidah keilmuan.

B. Kompetensi Dasar dan Indikator

3.12 Menganalisis garam-garam yang mengalami hidrolisis.
Indikator :
3.14.1 Menentukan sifat garam yang terhidrolisis dari persamaan reaksi ionisasi.
4.14.1 Menghitung pH larutan garam yang terhidrolisis.

4.12 Merancang, melakukan, dan menyimpulkan serta menyajikan hasil percobaan untuk
menentukan jenis garam yang mengalami hidrolisis.
Indikator :
4.12.1 Menentukan ciri-ciri beberapa jenis garam yang dapat terhidrolisis dalam air melalui
percobaan

A. PENGERTIAN
Garam adalah senyawa ionik yang terdiri dari ion positif (kation) dan ion negatif (anion).

Reaksi pembentukan garam :
1. Reaksi antara asam dan basa

Asam + Basa → Garam + H2O
Contoh : HCl + NaOH → NaCl + H2O
2. Reaksi antara logam dan asam kuat encer
Contoh : Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
3. Reaksi antara logam dan non logam
Contoh : Ca + Cl2 → CaCl2
4. Reaksi antara basa dan oksida asam
Contoh : 2NaOH + Cl2O → 2NaClO + H2O
5. Reaksi antara asam dengan oksida basa
Contoh : 2HNO3 + Na2O → 2NaNO3 + H2O

Hidrolisis adalah suatu reaksi penguraian dalam air sedangkan hidrolisis garam adalah
penguraian garam menjadi ion positif dan ion negatifnya yang terjadi di dalam air. Pada
hidrolisis garam, kesetimbangan air terganggu oleh garam. Hidrolisis garam pada dasarnya
merupakan reaksi asam basa Bronsted Lowry.

B. Jenis garam yang terhidrolisis dalam air.

1. Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat.

Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat berasal dari elektrolisis kuat dan

tidak terhidrolisis dalam air. Larutannya bersifat netral (pH=7). Salah satu contoh

garamnya adalah NaCl. NaCl dalam air terionisasi sempurna menjadi ion Na+ dan Cl-

sesuai dengan persamaan : NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq)
Na+(aq) + H2O(l) →
Cl- + H O →

(aq) 2 (l)

Karena Na+ dan Cl- merupakan elektrolit kuat.

2. Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat.

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat dalam air mengalami hidrolisis

sebagian (hidrolisis parsial). Karena, salah satu komponen garam (anion asam lemah)

mengalami hidrolisis menghasilkan ion OH-, maka pH > 7 sehingga larutan garam

bersifat basa.

Contoh : CH3COONa(aq) ↔ CH3COO-(aq) + Na+(aq)

CH3COO- bereaksi dengan H+ dari air.
CH3COO-(aq) + H2O(l) → CH3COOH + OH-

Na+(aq) + H2O(l) →

Adanya garam ini dalam air akan menyebabkan pH naik, karena [H+] berkurang dan

[OH-] bertambah. Tetapan hidrolisis (Kh) dari reaksi hidrolisis tersebut adalah

ℎ =


Besarnya pH garam ditentukan dari konsentrasi ion OH- dalam larutan garam tersebut.

[ −] = √ ℎ × [ −] = ×
√

= − log[ −] = 14 −

Keterangan :

Kh = tetapan hidrolisis
Kw = tetapan kesetimbangan (10-14)
Ka = tetapan kesetimbangan asam

G = konsentrasi anion garam terhidrolisis.

Contoh soal :
➢ Jika 50 mL larutan KOH 0,5 M dicampur dengan 50 mL larutan CH3COOH 0,5 M,

hitung pH campuran yang terjadi (Ka = 10-6) !

Jawab :
KOH + CH3COOH ↔ CH3COOK + H2O

Awal 25 mmol 25 mmol 0 mmol 0 mmol

Bereaksi 25 mmol 25 mmol - -

Sisa 0 mmol 0 mmol 25 mmol

(dalam 100 mL larutan)
25
[ 3 ] = 100 = 0,25

[ −] = √ ×

= √10−14 × (25 . 10−2)
10−6

= 5 . 10−5
= − log 5 . 10−5

= 5 − 5
= 14 − (5 − 5)

= 9 + log 5

3. Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah
Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah dalam air mengalami hidrolisis
sebagian (hidrolisis parsial) karena salah satu komponen garam (kation basa lemah)
mengalami hidrolisis menghasilkan ion H+ maka pH < 7 sehingga larutan garam bersifat
asam.
Contoh : NH4Cl(aq) → NH4+(aq)+ Cl-(aq)
Besarnya pH garam ditentukan dari konsentrasi ion OH- dalam larutan garam tersebut.

[ +] = √ ℎ × [ +] = ×
√

= − log[ +]

Keterangan :

Kh = tetapan hidrolisis
Kw = tetapan kesetimbangan (10-14)

Ka = tetapan kesetimbangan asam

G = konsentrasi kation garam terhidrolisis.

Contoh soal :

➢ Diketahui 250 mL larutan (NH4)2SO4 0,1 M , Kb = 2 . 10-5. Tentukan pH larutan

tersebut !

Jawab : (NH4)2SO4(aq) ↔ 2NH4+ + SO42-

0,1 M ~ 0,2 M

[ +] = √ ×



= √ 10−14 × (2 . 10−1)
2 .10−5

= 10−5

= − log 10−5 = 5

4. Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah.
Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah dalam air mengalami hidrolisis
sempurna. Karena kedua komponen garam (anion asam lemah dan kation basa lemah)
terhidrolisis meghasilkan ion H+ dan ion OH- sehingga harga pH larutan ini tergantung
harga Ka dan Kb.
Rumus : [ +] = √ .



Berdasarkan rumus di atas maka harga pH larrutan garam yang berasal dari asam lemah
dan basa lemah tidak tergantung pada konsentrasi ion-ion garam dalam larutan, tetapi
terganttung pada harga Ka dan Kb dari asam dan basa pembentuknya.

➢ Jika Ka = Kb maka larutan akan bersifat netral (pH=7)
➢ Jika Ka > Kb maka larutan akan bersifat asam (pH<7)
➢ Jika Ka < Kb maka larutan akan bersifat basa (pH>7)

Contoh soal :

☺ Hitunglah pH larutan CH3COONH4 0,1 M. jika diketahui Ka = 10-10 dan Kb = 10-
5!
Jawab :

.
[ +] = √

[ +] = √ 10−14 . 10−10
10−5

[ +] = √10−19

1

= − log(10−19)2

= 1 (− 10−19)
2

= 8,5

LARUTAN PENYANGGA

A. Kompetensi Dasar dan Indikator

3.14 Menganalisis peran larutan penyangga dalam tubuh makhluk hidup.
Indikator :
3.14.1 Menghitung pH dan pOH larutan penyangga dengan penambahan sedikit asam atau
sedikit basa atau dengan pengenceran.
4.14.1 Menjelaskan fungsi larutan penyangga dalam tubuh makhluk hidup.

4.13 Merancang, melakukan, dan menyimpulkan serta menyajikan hasil percobaan untuk
menentukan sifat larutan penyangga.
Indikator :
4.13.1 Melakukan percobaan untuk menganalisis larutan penyangga dan bukan larutan
penyangga melalui percobaan.
4.13.2 Menyimpulkan hasil percobaan larutan penyangga.
4.13.3 Mempresentasikan hasil percobaan melalui diskusi kelas untuk menentukan sifat
larutan penyangga.

MATERI

LARUTAN PENYANGGA

Suatu sistem reaksi kimia adakalanya hanya berlangsung pada kondisi lingkungan yang
mempunya pH tertentu. Misalnya reaksi pemecahan protein di dalam lambung oleh enzim peptidase
dapat berjalan dengan baik bila cairan lambung mempunyai pH=3. Oksigen dapat terikat dengan
baik oleh butir-butir darah merah bila pH darah sekitar 6,1- 7. untuk menjaga agar pH larutan
tersebut pada kisaran angka tertentu (tetap), maka diperlukan suatu sitem yang dapat
mempertahankan pH.
Larutan buffer adalah larutan yang memiliki sifat dapat mempertahankan atau relatif tidak merubah
nilai pH dengan adanya penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat dan adanya pengenceran.
Larutan penyangga disebut juga larutan buffer atau larutan dapar merupakan campuran asam lemah
dengan garamnya dari basa kuat atau campuran basa lemah dengan garamnya dari asam kuat.
Contohnya :
a. Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut.

Contoh:
- CH3COOH dengan CH3COONa
- H3PO4 dengan NaH2PO4
b. Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut.
Contoh:
- NH4OH dengan NH4Cl

Sifat larutan buffer:
- pH larutan tidak berubah jika diencerkan.
- pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa.

pH Larutan buffer

a. Sistem penyangga asam lemah dan basa konjugasinya
Faktor yang berperan penting dalam larutan penyangga adalah system reaksi kesetimbangan yang
terjadi pada asam lemah atau basa lemah. Pada system penyangga asam lemah (misalanya HA)
dengan basa konjugasinya, misalnya ion A- yang berasal dari NaA, maka didalam system larutan
terdapat kesetimbangan :

HA (aq) --> H+ (aq) + A (aq)

NaA (aq) --> Na+ (aq) + A- (aq)

b. Sistem penyangga asam lemah dan basa konjugasinya

Seperti halnya pada system penyangga asam lemah dan basa konjugasinya, di dalam sistem

penyangga basa lemah dan asam konjugasinya yang berperan dalam system tersebut adalah reaksi

kesetimbangan pada basa lemah.

Cara Menghitung Larutan Buffer
1. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan

selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus:
[H+] = Ka. Ca/Cg
pH = pKa + log Ca/Cg

dimana:
Ca = konsentrasi asam lemah
Cg = konsentrasi garamnya
Ka = 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 !
Ka bagi asam asetat = 10-5
Jawab:
Ca = 0.01 mol/liter = 10-2 M
Cg = 0.10 mol/liter = 10-1 M
pH= pKa + log Cg/Ca = -log 10-5 + log-1/log-2 = 5 + 1 = 6

2. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya (larutannya akan
selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus:
[OH-] = Kb . Cb/Cg
pOH = pKb + log Cg/Cb
dimana:
Cb = konsentrasi base lemah
Cg = konsentrasi garamnya
Kb = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:
Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH4OH dengan 0.1 mol HCl !
(Kb= 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.
Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 M
Cg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M

pOH = pKb + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5
pH = 14 - p0H = 14 - 5 = 9

Larutan penyangga dalam kehidupan sehari-hari

Fungsi Larutan dalam tubuh manusia
Reaksi kimia yang terjadi di dalam tubuh manusia merupakan reaksi enzimatis, yaitu reaski yang
melibatkan enzim sebagai katalis. Enzim sebagai katalis hanya dapat bekerja dengan baik pada pH
tertentu (pH optimumnya). Agar enzim tetap bekerja secara optimum, diperlukan lingkungan reaksi
dengan pH yang relative tetap, unutk itu maka diperlukan larutan penyangga.
Didalam setiap cairan tubuh terdapat pasangan asam-basa konjugasi yang berfungsi sebagai larutan
penyangga. Cairan tubuh, baik sebagai cairan intra sel (dalam sel) dan cairan ekstra sel (luar sel)
memerlukan system penyangga tersebut unutk mempertahankan harga pH cairan tersebut. System
penyangga ekstra sel yang penting adalah penyangga karbonat ( H2CO3/HCO3-) yang berperan
dalam menjaga pH darah, dan system penyangga fosfat (H2PO4-/HPO42-) yang berperan menjaga pH
cairan intra sel.

Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan

A. Kompetensi Dasar dan Indikator

3.14 Memprediksi terbentuknya endapan dari suatu reaksi berdasarkan prinsip kelarutan dan
data hasil kali kelarutan (Ksp).
Indikator :

5.14.1 Menjelaskan kesetimbangan dalam larutan jenuh atau larutan garam yang sukar larut.
3.14.2 Menghubungkan tetapan hasil kali kelarutan dengan tingkat kelarutan atau

pengendapannya.
3.14.3 Menuliskan ungkapan berbagai Ksp elektrolit yang sukar larut dalam air.
3.14.4 Menghitung kelarutan suatu elektrolit yang sukar larut berdasarkan harga Ksp atau

sebaliknya.
3.14.5 Menjelaskan pengaruh penambahan ion senama dalam larutan.
3.14.6 Menentukan pH larutan dari harga Ksp-nya.
4.14 Mengolah dan menganalisis data hasil percobaan untuk memprediksi terbentuknya

endapan.
Indikator:
4.14.1 Memperkirakan terbentuknya endapan berdasarkan hasil harga Ksp-nya.

Materi pembelajaran :
Larutan merupakan campuran dari 2 zat atau lebih yang dapat bercampur secara merata.
Larutan dapat dikelompokan dalam 3 kategori, yaitu
1) Larutan kurang jenuh yaitu larutan yang masih dapat melarutkan zat terlarut
2) Larutan tepat jenuh yaitu larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut
3) Larutan lewat jenuh yaitu larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut
sehingga membentuk endapan

1. Kelarutan (s)
Kelarutan adalah jumlah maksimal zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut.
Kelarutan dinyatakan dalam mol L-1 atau sama dengan konsentrasi zat dalam keadaan
jenuhnya. Sehingga kelarutan suatu zat dapat dinyatakan dengan rumus :
s =



Contoh :
Sebanyak 86,3 gram PbCrO4 dapat larut dalam 200 mL air. Berapa kelarutan PbCrO4 dalam
air? (Ar O = 16, Cr = 52, Pb = 206 )

Jawab :

s =



s = 86,3 x 1
322 −1 0,2

s = 1,34 mol/L

Kelarutan (s) di pengaruhi oleh 3 faktor, adalah sebagai berikut.
1) Suhu
Semakin tinggi suhu maka kelarutan akan makin besar.
2) Jenis zat terlarut
Setiap zat memiliki harga kelarutan sendiri-sendiri pada suatu pelarut. Ada yang
mudah larut dan ada yang sukar larut.
3) Jenis pelarut
Pelarut dibedakan pelarut polar ( mempunyai kutub muatan) dan pelarut nonpolar.
Senyawa polar akan mudah larut dalam pelarut polar ( NaCl dalam H2O) sedangkan
senyawa nonpolar akan mudah larut dalam pelarut nonpolar (eter dalam miyak tanah).

2. Hasil Kali Kelarutan

1) Ionisasi larutan elektrolit menghasilkan anion dan kation. Pada keadaan yang sudah

terlalu jenuh akan terjadi kesetimbangan antara padatan yang tidak larut dengan ion-

ion yang dihasilkan, seperti pada contoh berikut ini.

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

2) Perhitungan tetapan kesetimbangan disebut dengan tetapan hasil kali kelarutan atau

Ksp, sehingga :
K = [Ag+] [Cl-]

3) Untuk larutan elektrolit, tetapan kesetimbangan disebut tetapan hasil kali kelarutan

atau Ksp, sehingga :

K = Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-]

Seandainya AxBy maka persamaan reaksinya

AxBy xA y + + yB x−

Maka Ksp AxBy = [A y + ] x [ B x− ] y
Jadi berdasarkan contoh-contoh di atas dapat disimpulkan bahwa harga hasil kali

kelarutan (Ksp) adalah perkalian antara konsentrasi kation dengan konsentrasi anion

dipangkatkan dengan koefisiennya masing masing.

3. Hubungan antara kelarutan dan hasil kali kelarutan

Karena nilai kelarutan (s) dan hasil kali kelarutan (Ksp) sama-sama dihitung pada

larutan jenuh, maka terdapat hubungan yang sangat erat di antara keduanya. Untuk senyawa

AmBn yang terlarut, maka ia akan mengalami ionisasi dalam sistem kesetimbangan:

AmBn(s) mAn+(aq) + nBm–(aq)

Jika harga kelarutan dari senyawa AmBn sebesar s mol L–1, maka di dalam reaksi

kesetimbangan tersebut konsentrasi ion-ion An+ dan Bm– adalah:

AmBn(s) mAn+(aq) + nBm–(aq)
s mol L–1 ms mol L–1 ns mol L–1

Sehingga harga hasil kali kelarutannya adalah :

Ksp AmBn = [An+]m [Bm–]n

= (ms)m (ns)n

= mm x sm x nn x sn

= mm x nn x sm+n

sm+n =


sm+n = √ +



Hubungan kelarutan dengan hasil kali kelarutan dapat pula dinyatakan dengan

persamaan berikut:
Ksp = (n – 1)n–1sn, dengan:

n = jumlah ion dari elektrolit
s = kelarutan elektrolit (mol.L–1)

Untuk elektrolit biner (n = 2), maka :

Ksp = s2 atau s = √

Untuk elektrolit terner (n = 3), maka :

Ksp = 4s3 atau s = 3√

4

Contoh hubungan antara kelarutan dan hasil kali kelarutan dapat dilihat sebagai

berikut.

Misal : Ag2CrO4

Ag2CrO4(s) 2 Ag+(aq) + CrO42-(aq)

s 2s s

Jika kelarutan Ag2CrO4 adalah s mol -1 maka konsentrasi ion Ag+ adalah 2s mol L-1
dan kosentrasi CrO42- adalah s mol L-1
Ksp Ag2CrO4 = [Ag+]2[CrO42]

= [2 s]2 [s]

= 4s3

Semakin besar harga Ksp suatu zat semakin besar kelarutan zat itu dalam air.
Sebaliknya semakin kecil harga Ksp suatu zat semakin kecil kelarutan zat itu dalam air.

4. Penentuan kelarutan suatu elektrolit yang sukar larut berdasarkan data harga Ksp
atau sebaliknya

Contoh :

1) Tentukan harga Ksp dari larutan Mg(OH)2 jika diketahui kelarutan Mg(OH)2 dalam air

adalah 10 −4 mol/L

Jawab Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
Mg( OH)2 (s) s 2s

Ksp Mg(OH)2 = [Mg 2 + ][OH − ] 2
= [s][2s] 2

= 4s 3

= 4 x [10 −4 ] 3
= 4 x 10-12

2) Ksp AgCl adalah 1,8 x 10-10 mol2/ L2.

1) Hitung kelarutan AgCl

2) Nyatakan nilai kelarutan dalam g/L. (Ar Ag = 108, Cl 35,5)

Jawab :

a. AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

s ss

Ksp AgCl = [ Ag+ ] [ Cl- ]

1,8 x 10-10 mol2 / L2 = (s) (s)
s2 = 1,8 x 10-10 mol2 / L2

s = 1,34 x 10-5 mol / L

b. Kelarutan AgCl dalam g / L = s x Mr
= 1,34 x 10-5 mol/L x 143,5 g/mol

= 1,92 x 10-3 g/L

5. Pengaruh ion senama terhadap kelarutan

1) Jika ke dalam larutan jenuh AgCl ditambahkan beberapa tetes larutan NaCl maka akan

segera terjadi endapan AgCl, demikian pula jika ke dalam larutan jenuh AgCl

ditambahkan beberapa tetes larutan AgNO3 maka akan segera terjadi endapan AgCl.

2) Mengapa penambahan NaCl atau AgNO3 ke dalam larutan jenuh AgCl tersebut

mengakibatkan terjadinya endapan AgCl. Sebelumnya kita harus memperhatikan reaksi

kesetimbangan kelarutan AgCl.

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Bila ke dalam sistem kesetimbangan tersebut ditambahkan ion Cl- , maka

kesetimbangan akan bergeser ke kiri dan mengakibatkan jumlah AgCl yang mengendap

bertambah. Demikian pula bila ke dalam sistem kesetimbangan tersebut ditambahkan
ion Ag+, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri dan mengakibatkan jumlah AgCl

yang mengendap bertambah.

3) Kesimpulannya bila ke dalam system kesetimbangan larutan ditambahkan ion senama

akan mengakibatkan kesetimbangan akan bergeser ke kiri atau cenderung membentuk

endapan sehingga mengakibatkan kelarutan berkurang. Secara teoritis dapat dijelaskan

dengan contoh berikut.

Contoh soal :

Tentukan kelarutan AgCl dalam

a. Air Murni

a. NaCl 0.1 M (Ksp AgCl = 10 −10 )

Jawab Ag+(aq) + Cl-(aq)
a. AgCl(s)

ss s
Ksp AgCl = [Ag+][Cl-]

= [s][s]

= s2

s = √

s = √10−10
s = 10 −5 mol/L

b. NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)

0.1 M 0.1M 0.1M

Ksp = [Ag+] [Cl-]

10-10 = [Ag+] x 0.1

−10

[Ag+]= 10 = 10-9

10−1

[AgCl] = 1 x 10-9 = 10-9

1

Kelarutan AgCl dalam larutan NaCl 0,1 M adalah 10 −9 mol L −1

2. Hubungan Ksp dan pH
Ada beberapa senyawa asam atau basa yang sukar larut dalam air sehingga senyawa

tersebut akan membentuk larutan dengan pH jenuh. Besarnya pH jenuh sesuai dengan
banyaknya ion H+ atau ion OH − yang terlarut konsentrasi ini bergantung pada besarnya
Ksp sehingga kelarutan makin besar. Jadi, pH larutan asam makin kecil dan pH larutan

basa akan makin besar. Konsentasi ion H + atau ion OH − dapat ditentukan dengan cara

menghitung harga kelarutan dalam air.

Contoh Soal

1) Hitunglah kelarutan Mg(OH)2 dalam larutan yang memiliki pH = 12.

(Ksp Mg(OH)2 = 1,5 x 10-11)

Jawab :
pOH = 2 maka [OH–] = 10-2 mol L–1
Ksp Mg(OH)2= [Mg2+][OH–]2
1,5.10-11 = [Mg2+][10-2]2
[Mg2+] = 1,5.10-7
Kelarutan Mg(OH)2 pada pH = 12 adalah = 1,5.10-7 mol L–1

2) Larutan jenuh Zn(OH)2 memiliki pH = 9, hitunglah Ksp Zn(OH)2

Jawab :

Zn(OH)2(s) Zn2+(aq) + 2OH–(aq)

pH = 9 maka [H+] = 10–9 dan [OH–] = 10-5 mol L–1

[Zn2+] = ½ x 10-5 = 5 x 10-6 mol L–1

Ksp = [Zn2+].[OH–]2 = [5.10-6].[10-5]2 = 5 x 10-16

3. Reaksi pengendapan berdasarkan harga Ksp

Harga Ksp suatu zat dapat digunakan untuk meramalkan terjadinya endapan suatu

zat jika dua larutan yang mengandung ion-ion dari senyawa sukar larut dicampurkan. Untuk

meramalkan terjadi tidaknya endapan KXAy jika larutan yang mengandung ion K y + dan ion
A x− dicampurkan digunakan konsep hasil kali ion (Qsp) berikut ini

Ada 3 aturan yaitu :

1) Jika Qsp > Ksp maka terjadi endapan KXAy[ (larutan lewat jenuh)
2) Jika Qsp = Ksp maka tidak terjadi endapan KXAy (larutan tepat jenuh)
3) Jika Qsp< Ksp maka tidak terjadi endapan KXAy (larutan kurang jenuh)

Jadi : Qsp KXAy = [K y + ] x [ A x− ] y

Contoh soal :

Periksalah dengan suatu perhitungan apakah terbentuk endapan AgCl jika 5 ml

larutan AgNO3 0,001 M dicampur dengan 5ml larutan NaCl 0,001 M, bila diketahui Ksp
AgCl = 10-10.

Jawab :

Langkah kita yang pertama adalah menentukan konsentrasi AgNO3 dan konsentrasi

NaCl setelah dicampurkan dengan menggunakan rumus pengenceran.

1) Untuk AgNO3

V1.M1 = V2.M2

5.0,001 = 10. M2
M2 = 0,005/10= 5.10-4mol /L

[Ag+] = 5.10-4mol /L
2) Untuk NaCl

V1.M1 = V2.M2
5.0,001 = 10. M2
M2 = 0,005/10 = 5.10-4mol/L
[Cl-] = 5.10-4mol /L
Sehingga :
Qsp AgCl = [Ag+][Cl-]

= (5.10-4) (5.10-4)

= 2,5 x 10-9
Ksp AgCl = 10-10 (diketahui)
Oleh karena Qsp >Ksp, maka pada pencampuran itu akan terbentuk endapan AgCl.

SISTEM KOLOID

A. Kompetensi Dasar dan Indikator
3.15 Menganalisis peran koloid dalam kehidupan berdasarkan sifat-sifatnya.
Indikator :
3.15.1 Mengklasifikasikan suspense kasar, larutan sejati dan koloid berdasarkan hasil
pengamatan (efek tyndal, homogeny/heterogen, dan penyaringan).
3.15.2 mengelompokkan jenis koloid berdasarkan fase terdispersi dan fase pendispersi.
3.15.3 mendeskripsikan sifat-sifat koloid (efek tyndal, gerak Brown, dialysis, elektroforesis,
emulsi, dan koagulasi).
3.15.6 menjelaskan koloid liofob dan liofil.

4.15 Mengajukan ide/gagasan untuk memodifikasi pembuatan koloid berdasarkan pengalaman
membuat beberapa jenis koloid.
Indikator :
4.15.1 menjelaskan proses pembuatan koloid melalui percobaan.

B. Materi Pembelajaran

Pada kehidupan sehari-hari ini, sering kita temui beberapa produk yang merupakan
campuran dari beberapa zat, tetapi zat tersebut dapat bercampur secara merata/ homogen. Misalnya
saja saat ibu membuatkan air teh untuk ayah, susu untuk adik, serbuk/ tepung susu bercampur
secara merata dengan air panas. Produk-produk seperti itu adalah sistem koloid.

Sistem koloid merupakan suatu bentuk campuran yang keadaannya terletak antara larutan
dan suspensi (campuran kasar).Sistem koloid ini mempunyai sifat-sifat khas yang berbeda dari sifat
larutan maupun suspensi.Keadaan koloid bukan ciri zat tertentu karena semua zat, baik padat, cair,
dan gas, dapat dibuat dalam keadaan koloid.Sistem koloid perlu kita pelajari karena berkaitan erat
dengan hidup dan kehidupan sehari-hari. Cairan tubuh, seperti darah, adalah sistem koloid; bahan
makanan, seperti susu, mentega, roti; berbagai bahan kosmetik, tanah pertanian juga merupakan
sistem koloid. (Purba, 2007: 282).

A. Pengertian Koloid.
Kata koloid berasal dari bahasa Yunani, kola (colla) yang berarti perekat atau lem.

Koloid pertama kali diselidiki oleh Thomas Graham ketika mempelajari sifat difusi beberapa
larutan yang berdifusi melalui membran kertas perkamen. Ia menemukan adanya partikel atau zat-
zat yang sukar berdifusi, seperti gelatin, kanji dan putih telur, yang kemudian digolongkan sebagai
koloid. Partikel koloid tidak dapat diamati dengan mikroskop biasa, tetapi dapat diamati dengan
mikroskop ultra.

Koloid merupakan campuran heterogen dua fase dari dua zat atau lebih dimana partikel-
partikel berukuran koloid tersebar/ terdispersi merata dalam zat lain. Zat yang tersebar/terdispersi
sebagai partikel koloid disebut fase terdispersi.Sedangkan zat yang merupakan fase kontinyu
dimana partikel koloid terdispersi disebut medium pendispersi.Karena ukurannya yang terlihat
terlalu kecil, maka koloid tidak dapat disaring dengan kertas saring biasa, tetapi dapat disaring
dengan menggunakan mikroskop ultra, karena pori-porinya lebih kecil.

• Perbandingan sifat larutan, koloid dan suspensi
Koloid merupakan suatu bentuk campuran yang keadaanya terletak antara larutan dan

suspensi (campuran kasar).Sistem koloid perlu kita pelajari karena berkaitan erat dengan hidup
dan kehidupan sehari-hari. Cairan tubuh, seperti darah, adalah sistem koloid; bahan makanan,
seperti susu, mentega, roti; berbagai bahan kosmetik, tanah pertanian juga merupakan koloid.

Tabel. Perbandingan Sifat Larutan, Koloid Dan Suspensi

Larutan Koloid Suspensi

(dispersi molekuler) (dispersi koloid) (dispersi kasar)

Contoh: larutan gula dalam Contoh: campuran susu dalam Contoh: campuran tepung

air air terigu dengan air

1.Homogen, tak dapat 1. Secaramakroskopis 1. Heterogen
dibedakan walaupun bersifat homogen tetapi
menggunakan mikroskop heterogen jika diamati 2. Partikel berukuran lebih
ultra dengan mikroskop ultra besar dari 100 nm

2.Partikel berukuran kurang 2. Partikel berukuran antara 3. Dua fase
dari 1 nm 1 nm sampai 100 nm 4. Tidak stabil
5. Dapat disaring
3. Satu fase 3. Dua fase
4. Pada umumnya stabil
4. Stabil 5. Tidak dapat disaring
5. Tidak dapat disaring
kecuali dengan penyaring
ultra

B. Jenis-jenis Koloid.
Suatu sistem koloid terdiri dua fase yaitu, fasa terdispersi dan fase pendispersi atau sering

disebut medium pendispersi. Baik fase terdispersi maupunmedium pendispersi dapat berupa gas,
cair dan padat. Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan medium yang digunakan
untuk mendispersikan disebut medium pendispersi.

Koloid yang mengandung fase terdispersi padat disebut sol. Ada tiga jenis sol, yaitu sol
padat (padat dalam padat), sol cair (padat dalam cair), dan sol gas (padat dalam gas). Istilah sol
biasa digunakan untuk menyatakan sol cair, sedangkan sol gas lebih dikenal sebagai aerosol
(aerosol padat). Koloid yang mengandung fase terdispersi cair disebut emulsi. Emulsi juga ada tiga
jenis, yaitu emulsi padat (cair dalam padat), emulsi cair (cair dalam cair), dan emulsi gas (cair
dalam gas).Istilah emulsi biasa digunakan untuk menyatakan emulsi cair, sedangkan emulsi gas
juga dikenal dengan nama aerosol (aerosol cair). Koloid yang mengandung fase terdispersi gas
disebut buih. Hanya ada dua jenis buih, yaitu buih padat dan buih cair.Campuran antara gas dengan
gas selalu bersifat homogen yang merupakan larutan, bukan koloid. Istilah buih biasa digunakan
untuk menyatakan buih cair.

Berdasarkan fase terdispersinya, koloid dapat dikelompokkan menjadi 8 macam (dalam hal
ini, gas dengan gas tidak dapat membentuk sistem koloid karena pencampuran gas selalu homogen).
Dapat dilihat seperti yang tercantum pada Tabel.berikut:

Tabel . Jenis-jenis Koloid berdasarkan fase terdispersi dan fase pendispersi

Fasa Fasa Nama Contoh
No

terdispersi pendispersi

1. Padat Gas Aerosol padat Asap, debu di udara

2. Padat Cair Sol Cat , tinta

3. Padat Padat Sol padat Gelas berwarna, intan hitam

4. Cair Gas Aerosol Cair Kabut , awan

5. Cair Cair Emulsi Susu, santan, minyak ikan

6. Cair Padat Emulsi padat Jelli, mutiara

7. Gas Cair Buih cair Buih sabun, krim kocok

8. Gas Padat Buih padat Karet busa, batu apung

a. Sol adalah koloid dari partikel padat yang terdispersi dalam zat cair.
Contoh: kanji dalam air, agar-agar dalam air, lempung (tanah liat) dalam air, tawas atau
Al(OH)3 dalam air, deterjen, tinta dan cat.

b. Aerosol
- Jika zat yang terdispersi berupa zat padat, disebut aerosol padat.
Contoh : asap yang keluar dari knalpot mobil dan cerobong industri

- Jika zat yang terdispersi berupa zat cair, disebut aerosol cair
Contoh : kabut di daerah pengunungan, hair spray, parfum, dan cat semprot.

c. Gel
Koloid setengah kaku (antara padat dan cair) disebut Gel. Gel dapat terbentuk dari suatu sol

yang zat terdispersinya mengadsorpsi medium pendispersinya sehingga terbentuk koloid yang agak
padat.

Contoh : agar-agar dan kanji (jika dipadatkan), lem, gelatin, selai, dan gel sabun.

d. Emulsi
Emulsi adalah sistem koloid dari zat cair yang terdispersi dalam zat cair. Suatu emulsi terjadi

bila terdapat dua jenis zat cair yang tidak saling melarutkan, seperti minyak dan air.
• Emulsi minyak dalam air, Contoh : susu, santan, lateks
• Emulsi air dalam minyak, Contoh : minyak ikan dan mayonais
Emulsi terbentuk karena pengaruh suatu pengemulsi (emulgator). Contohnya adalah sabun yang

dapat mengemulsikan minyak ke dalam air.Contoh lainnya adalah kasein dalam susu dan kuning
telur dalam mayonaise.

e. Buih
Sistem koloid yang terdiri dari fase terdispersi berupa gas dan fase pendispersinya berupa zat

cair disebut buih sedangkan sistem koloid dari gas yang terdispersi dalam zat padat disebut buih
padat.Seperti halnya dengan emulsi, untuk menstabilkan buih diperlukan zat pembuih, misalnya
sabun, deterjen dan protein.

Buih digunakan pada berbagai proses, misalnya, pada pengolahan bijih logam, pada alat
pemadam kebakaran dan lain-lain.

C. Penggunaan Koloid.
Koloid banyak digunakan pada kehidupan sehari-hari. Adapun sifat karakteristik koloid

yang penting, yaitu dapat digunakan untuk mencampur zat-zat yang tidak dapat saling melarutkan
secara homogen dan bersifat stabil untuk produksi dalam skala besar.

Tabel . Aplikasi koloid dalam kehidupan sehari-hari.

Jenis industri Contoh aplikasi
Makanan Keju, mentega, susu, saus salad
Kosmetika dan perawatan tubuh Krim, pasta gigi, sabun
Cat Cat
Kebutuhan rumah tangga Sabun, deterjen
Pertanian Peptisida dan insektisida
Farmasi Penisilin untuk suntikan

Berikut ini adalah penjelasan mengenai aplikasi koloid:

a. Pemutihan Gula

Gula tebu yang masih berwarna dapat diputihkan.Dengan melarutkan gula ke dalam air,

kemudian larutan dialirkan melalui sistem koloid tanah diatom atau karbon. Partikel koloid

akan mengadsorpsi zat warna tersebut. Partikel-partikel koloid tersebut mengadsorpsi zat

warna dari gula tebu sehingga gula dapat berwarna putih.

b. Penjernihan Air

Air keran (PDAM) yang ada saat ini mengandung partikel-partikel koloid tanah liat,lumpur,

dan berbagai partikel lainnya yang bermuatan negatif. Oleh karena itu, untuk menjadikannya

layak untuk diminum, harus dilakukan beberapa langkah agar partikel koloid tersebut dapat
dipisahkan. Hal itu dilakukan dengan cara menambahkan tawas {Al2(SO4)3}.Ion Al3+ yang

terdapat pada tawas tersebut akan terhidroslisis membentuk partikel koloid Al(OH)3 yang

bermuatan positif melalui reaksi:

Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

Setelah itu, Al(OH)3 menghilangkan muatan-muatan negatif dari partikel koloid tanah

liat/lumpur dan terjadi koagulasi pada lumpur. Lumpur tersebut kemudian mengendap

bersama tawas yang juga mengendap karena pengaruh gravitasi. Berikut ini adalah skema

proses penjernihan air secara lengkap:

Gambar2. Penjernihan Air
c. Pembentukan delta di muara sungai

Air sungai mengandung partikel-partikel koloid pasir dan tanah liat yang bermuatan
negatif.Sedangkan air laut mengandung ion-ion Na+, Mg+2, dan Ca+2 yang bermuatan positif.

Ketika air sungai bertemu di laut, maka ion-ion positif dari air laut akanmenetralkan muatan
pasir dan tanah liat. Sehingga, terjadi koagulasi yang akan membentuk suatu delta.
d. Mengurangi polusi udara
Gas buangan pabrik yang mengandung asap dan partikel berbahaya dapat diatasi dengan
menggunakan alat yang disebut pengendap Contrell. Asap buangan itu dimasukkan kedalam
ruangan bertegangan listrik tinggi sehingga menggumpal. Akhirnya gas yang keluar bebas
asap dan padatan.

Gambar 3. Alat Pengendap Cottrel
e. Penggumpalan lateks

Lateks adalah koloid karet dalam air berupa sol bermuatan negatif. Bila ditambahion positif,
lateks akan menggumpal dan dapat dibentuk sesuai cetakan.
f. Membantu penderita ginjal
Orang yang ginjalnya tidak mampu mengeluarkan senyawa beracun dari darah, seperti urea
dan keratin, disebut gagal ginjal. Orang ini dapat dibantu dengan cara dialisis yaitu
pengisapan darahnya dan dialirkan kedalam alat (disebut alat cuci darah) sehingga urea serta
ion-ion lain tertarik. Darah yang telah bersih dimasukkan kembali kedalam tubuh penderita.
g. Sebagai bahan kosmetik
Ada beberapa bahan kosmetik berupa padatan, tapi lebih baik bila dipakai dalam bentuk
cairan.Untuk itu biasanya dibuat berupa koloid dalam pelarut tertentu.
D. Sifat – sifat koloid.
1. Efek tyndall

Efek tyndall merupakan peristiwa penghamburan cahaya oleh partikel koloid. Peristiwa
efek tyndall dapat diamati dengan mengarahkan sinar pada sistem koloid seperti susu maka sinar
akan dihamburkan oleh sistem koloid tersebut(gambar kanan). Cahaya yang melalui koloid dapat
dilihat dari samping walaupun partikel koloidnya tidak kelihatan.

Gambar 4: Penghamburan Cahaya Pada Koloid

Hal ini terkait dengan ukuran partikel koloid yang relatif besar dibandingkan ukuran partikel
larutan. Sedangkan pada larutan sejati (gambar kiri) sinar akan diteruskan (tampak transparan).
Sifat penghamburan cahaya oleh system koloid ditemukan oleh John Tyndall (1820-1893), seorang
ahli fisika inggris. Oleh karena itu, sifat ini disebut efek tyndall. Efek tyndall dapat digunakan untuk
membedakan sistem koloid dengan larutan.

Peristiwa Efek Tyndall yang dapat kita amati dalam kehidupan yaitu :
a). Sorot lampu proyektor di gedung bioskop ketika ada asap rokok.
b). Sorot lampu mobil pada malam hari yang berkabut.
c). Berkas sinar matahari yang melalui celah daun pepohonan pada pagi hariyang berkabut.
d). Langit yang berwarna merah pada sore hari.
2. Gerak brown

Gerak brown merupakan gerak zig-zag (patah-patah) pada partikel koloid secara terus
menerus.Ukuran partikel koloid yang cukup kecil menyebabkan tumbukan antar partikel cenderung
tidak seimbang.Akibatnya, gerak partikel berubah arah menghasilkan gerak zig zag. Adanya gerak
brown yang terus menerus menyebabkan partikel koloid mampu mengimbangi gaya gravitasi
sehingga tidak terbentuk endapan. Gerak brown pertama kali diamati oleh Robert Brown (1827),
sehingga disebut gerak Brown.

Gambar 5 : Gerak Brown Pada Koloid

3. Muatan koloid.

a. Adsorpsi
Ukuran partikel yang cukup kecil menghasilkan permukaan yang sangat luas sehingga dapat

menyerap banyak partikel pada permukaannya. Penyerapan yang terjadi pada permukaan disebut
adsorpsi.Adsorpsi terjadi karena adanya tegangan permukaan koloid yang cukup tinggi sehingga
partikel yang menempel cenderung dipertahankan.

Partikel koloid memiliki kemampuan menyerap partikel bermuatan dari medium pendispersi
pada permukaannnya.Sehingga partikel koloid tersebut bermuatan.Jenis muatannya tergantung pada
partikel muatan yang diserap, kation atau anion.Selain mengadsoprsi ion, partikel koloid juga

mengadsorpsi partikel yang tidak bermuatan.Karena permukaannya yang relatif luas, daya adsorpsi
partikel koloid cukup besar.

Sebagai contoh partikel sol Fe(OH)3 (bermuatan positif) mempunyai kemampuan untuk
mengadsorpsi kation dari medium pendispersinya sehingga sol Fe(OH)3 bermuatan positif,
sedangkan partikel sol As2S3 (bermuatan negatif) mengadsorpsi anion dari medium pendispersinya
sehingga bermuatan negatif.

b. Elektroforesis
Elektroforesis adalah pergerakan partikel-partikel koloid karena pengaruh medan listrik.

Peristiwa bergeraknya partikel koloid ke salah satu elektroda menunjukkan bahwa partikel koloid
bermuatan listrik. Partikel koloid dapat bermuatan listrik karena terjadi penyerapan ion pada
permukaan partikel koloid.

Oleh karena partikel sol bermuatan listrik, maka partikel ini akan bergerak dalam medan
listrik. Pergerakan ini disebut elektroforesis. Untuk lebih jelas, kita lihat tabung pada gambar 7.

Gambar 7. Elektroforesis
Pada gambar7, terlihat bahwa partikel-partikel koloid bermuatan positif tersebut bergerak
menuju elektrode dengan muatan berlawanan, yaitu elektrode negatif. Jika sistem koloid bermuatan
negatif, maka partikel itu akan menuju elektrode positif.
Kestabilan Koloid

Sifat koloid yang terpenting adalah muatan partikel koloid. Partikel-partikel koloid ialah
bermuatan sejenis. Maka terjadi gaya tolak-menolak yang mencegah partikel-partikel koloid
bergabung dan mengendap akibat gaya gravitasi. Oleh karena itu, selain gerak Brown, muatan
koloid juga berperan besar dalam menjaga kestabilan koloid.
Sifat adsorpsi dari koloid ini digunakan dalam berbagai proses, antara lain sbb:
✓ Pemutihan Gula Tebu

Gula yang masih berwarna dilarutkan dalam air kemudian dialirkan melalui tanah diatomae
dan arang tulang. Zat-zat warna dalam gula akan diadsorpsi sehingga diperoleh gula yang
putih bersih.

✓ Norit
Norit adalah tablet yang terbuat dari karbon aktif Norit. Di dalam usus, norit membentuk
sistem koloid yang dapat mengadsorpsi gas atau zat racun

✓ Penjernihan Air
Untuk menjernihkan air dapat dilakukan dengan menambahkan tawas atau aluminium sulfat.
Di dalam air, Aluminium sulfat terhidrolisis membentuk Al(OH)3 yang berupa koloid,
senyawa ini dapat mengadsorpsi zat-zat warna atau zat pencemar dalam air.(Purba, 2007:
289-290)

✓ Pencelupan serat wol, kapas dan sutera
Serat yang akan diwarnai, dicelupkan dalam larutan Aluminium sulfat, Al(SO4)3dan Natrium
Karbonat, NaCO3. (Justiana, 2010: 340)

4. Koagulasi
Apabila sistem koloid dibiarkan dalam waktu tertentu, maka koloid tersebut akan

dipengaruhi oleh gaya gravitasi. Akibatnya, zat-zat terdispersi dalam sistem koloid secara
perlahan-lahan akan turun ke dasar wadah, sehingga terjadi penggumpalan atau pengendapan,
yang disebut Koagulasi. Lamanya koagulasi berbeda antara koloid satu dengan koloid yang lain.

Proses koagulasi pada koloid dapat terjadi secara spontan atau dengan perlakuan tertentu,
yaitu dengan menambahkan zat yang bermuatannya berbeda dengan muatan koloid. Akibatnya,
partikel-partikel koloid tersebut akan bergabung membentuk molekul besar.

Koagulasi dalam koloid banyak dimanfaatkan dalam kehidupan sehari-hari, seperti
proses penjernihan air, menjernihkan larutan gula, menjernihkan larutan garam, untuk
menghilangkan bau badan, asap atau debu dari pabrik/industri dapat digumpalkan dengan alat
koagulasi listrik dari Cottrel.

Ion-ion Na+ ditambahkan Muatan partikel- Partikel-partikel sol

Ke koloid sol dengan partikel sol menjadi akan menggumpal

partikel-partikel netral selanjutnya

sol yang bermuatan mengendap

negatif (terkoagulasi)
Gambar 9. Koagulasi partikel-partikel sol yang bermuatan negative

(Johari,2009:310-311)

5.Koloid Pelindung

Koloid pelindung adalah koloid yang bersifat melindungi koloid lain agar tidak mengalami
pengendapan(koagulasi). Koloid pelindung bekerja dengan membentuk lapisan di sekeliling partikel
koloid yang lain. Lapisan ini melindungi muatan koloid tersebut sehingga partikel koloid tidak
mudah mengendap atau terpisah dari mediumnya. Contoh koloid pelindung banyak digunakan
dalam berbagai industri diantaranya adalah :

➢ Di industri susu, kasein digunakan untuk melindungi partikel-partikel minyak atau lemak
dalam medium cair.

➢ Butiran-butiran halus air dalam margarin distabilkan dengan lesitin.
➢ Untuk mencegah terbentuknya gula atau Kristal es pada es krim digunakan gelatin.
➢ Pembuatan cat dan tinta
➢ Sabun dan detergen tergolong koloid pelindung.

6. Dialisis
Dialisis adalah suatu proses yang dapat menstabilkan ion-ion penggangu koloid. Koloid

dapat dipertahankan dengan menambah sedikit elektrolit dengan konsentrasi yang tepat kedalam
koloid tersebut. Bila konsentrasi elektrolit tidak tepat maka akan terbentuk ion-ion yang dapat
mengganggu kestabilan koloid. Untuk mencegah adanya ion pengganggu ini digunakan cara
dialisis.

Proses dialisis digunakan untuk memurnikan dari partikel-partikel lain yang ukurannya lebih
kecil. Dalam dunia industri, teknik dialisis digunakan untuk memisahkan tepung tapioka dari ion-
ion sianida yang terkandung dalam ubi. Sementara itu, dibidang kesehatan, prinsip dialisis
digunakan pada proses cuci darah bagi penderita gagal ginjal.

7. Koloid Liofil dan Koloid Liofob
Koloid yang memiliki medium dispersi cair dibedakan atas Koloid liofil dan koloid liofob.

Dikatakan koloid liofil(philia=suka) adalah koloid dimana terdapat gaya tarik menarik yang cukup
besar antara fase terdispersi dengan medium pendispersinya yang bersifat lebih stabil. Sedangkan
Koloid liofob(phobia= takut) adalah koloid dimana tidak atau sangat lemah gaya tarik menarik
antara fase terdispersi dengan medium pendispersinya yang bersifat kurang stabil (mudah
terkoagulasi), mengadsorpsi mediumnya, bersifat reversible. Bila pelarut yang digunakan air
disebut koloid hidrofil dan koloid hidrofob.

Koloid hidrofil mempunyai gugus ionik atau gugus polar di permukaannya, sehingga
mempunyai interaksi yang baik dengan air. Butir-butir koloid liofil/hidrofil dapat mengadsorpsi
molekul mediumnya sehingga membentuk suatu selubung atau jaket. Hal ini disebut
solvatasi/hidratasi. Dengan cara ini butir-butir koloid tersebut terhindar dari

agregasi(pengelompokkan).Contoh: protein, sabun, detergen, agar-agar, kanji dan gelatin.Secara
umum, koloid liofil mempunyai sifat-sifat sebagai berikut.

1. Koloid liofil mudah mengadsorpsi mediumnya, sehingga ukuran-ukuran partikelnya
dapat semakin besar.

2. Effek tyndall dari liofil kurang jelas.
3. Bersifat reversible, jika koloid-koloid tersebut terkoagulasi, maka dapat dibuat ulang

menjadi kolid dengan mudah.
4. Mempunyai kekentalan yang lebih tinggi dari pada mediumnya.
Koloid hidrofob tidak akan stabil dalam medium polar (seperti air) tanpa kehadiran zat
pengemulsi (emulgator) seperti sabun untuk menyatukan minyak dan air karena memiliki ujung-
ujung liofob dan liofil. Zat pengemulsi membungkus partikel hidrofob sehingga terhindar dari
koagulasi. Susu (emulsi lemak dalam air) distabilkan oleh sejenis protein susu, yaitu kasein;
sedangkan mayonaise (emulsi minyak nabati dalam air) distabilkan oleh kuning telur.Contoh: susu,
mayonaise, sol belerang, sol Fe(OH)3, sol sulfida dan sol logam. Secara umum, koloid liofob
memiliki sifat-sifat sebagai berikut.
a. Koloid liofob tidak mengadsopsi mediumnya.
b. Effek tyndall dari koloid liofob sangat jelas.
c. Bersifat ireversibel, artinya jika koloid-koloid tersebut terkoagulasi, maka sukar dibuat

ulang menjadi koloid.
d. Mudah terkoagulasi.
e. Mempunyai kekentalan yang relatif sama dengan kekentalan mediumnya.
Dalam kehidupan sehari-hari, sifat-sifat hidrofil dan hidrofob banyak dimanfaatkan
orang.Salah satunya pada proses pencucian pakaian dengan sabun atau detergen. Detergen dan
sabun memiliki dua bagian utama yaitu bagian polar/ kepala yang bersifat liofil dan non-polar/ekor
yang bersifat liofob. Ketika mencuci bagian liofil dari molekul sabun dan detergen tersebut akan
menempel pada air. Sementara itu bagian liofobnya akan menempel pada kotoran dan menarik
kotoran tersebut dengan menggunakan gaya molekuler yang relativ kuat. Akibatnnya, tegangan
permukaan air berkurang, sehingga air mudah meresap pada pakaian dan kotoran akan terdispersi
dalam air yang membentuk suatu emulsi.

E. PEMBUATAN KOLOID

Ukuran partikel koloid terletak antara partikel larutan sejati dan partikel suspensi. Oleh
karena itu, koloid dapat dibuat dengan menggelompokkan (agregasi) partikel larutan sejati atau
menghaluskan bahan dalam bentuk kasar kemudian didispersikan ke dalam medium pendispersi.
Ada dua dasar pembuatan koloid yaitu cara kondensasi dan cara dispersi.

Gambar 8. Cara Pembuatan Koloid

1. Cara Kondensasi

Dengan cara kondensasi, partikel-partikel kecil larutan sejati bergabung membentuk partikel-
partikel berukuran koloid. Proses ini melibatkan penggabungan partikel-partikel larutan (atom, ion).
Cara kodensasi ini dapat dilakukan secara kimia, yaitu dekomposisi rangkap, hidrolisis, redoks.

a. Secara Kimia
1. Reaksi Dekomposisi Rangkap
➢ Sol As2S3 dibuat dengan mengalirkan gas H2S perlahan melalui larutan As2O3 dingin sampai

terbentuk sol As2S3 yang berwarna kuning terang
As2O3 + 3 H2S As2S3 (koloid) + 3H2O

➢ Sol AgCl dibuat dengan mencampurkan larutan AgNO3 dan larutan HCl encer.

AgNO3 + HCl AgCl (koloid) + HNO3

2. Reaksi Redoks
Reaksi Redoks merupakan reaksi pembentukan partikel koloid melalui mekanisme perubahan
bilangan oksidasi

Reaksi Reduksi

Yaitu mereduksi logam dari senyawa sehingga terbentuk agregat atom logam.

➢ Sol Au dapat dibuat dengan mereduksi emas koloridadengan stanni klorida.

2AuCl3 + 3SnCl2 2Au (koloid) + 3SnCl4

Reaksi Oksidasi

Yaitu mengoksidasi unsur dalam senyawa sehingga terbentuk unsur bebas.

➢ Sol belerang dapat dibuat dengan mengoksidasi hidrogen sulfida dengan SO2

2H2S + SO2 3S (koloid) + 2H2O

3. Reaksi Hidrolisis
Reaksi Hidrolisis merupakan reaksi pembentukan koloid dengan menggunakan pereaksi air.

➢ Sol Al(OH)3 dapat diperoleh dari reaksi hidrolisis garamAlCl3 dalam air mendidih

AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 (koloid) + 3HCl

➢ Sol Fe(OH)3 dapat diperoleh dari rekasi hidrolisis garamFeCl3 dalam air mendidih

FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 (koloid) + 3HCl

b. Secara Fisis
1) Pendinginan

Melalui proses ini, suatu larutan dapat dirubah menjadi sistem koloid. Karena kelarutan
suatu zat dalam larutannya dipengaruhi oleh perubahan suhu.Semakin tinggi suhu, semakin besar
kelarutan suatu zat dalam larutan, dan sebaliknya.Oleh karena itu, dengan pendinginan partikel-
partikel zat dapat digumpalkan menjadi partikel-partikel koloid tertentu.

2) Penggantian pelarut
Belerang sukar larut dalam air, tetapi mudah larut dalam alkohol seperti etanol.Jadi, untuk

membuat sol belerang dengan medium pendispersi air, belerang dilarutkan terlebih dahulu dalam
etanol sampai jenuh.Setelah larut, larutan belerang dalam etanol ini ditambahkan sedikit demi
sedikit ke dalam air sambil diaduk. Belerang akan menggumpal menjadi partikel koloid akibat
penurunan kelarutan belerang dalam air.

3) Pengembunan uap
Penguapan adalah proses perubahan molekul di dalam keadaan cair (contohnyaair) dengan

spontan menjadi gas (contohnya uap air). Proses ini adalah kebalikan dari kondensasi Umumnya
penguapan dapat dilihat dari lenyapnya cairan secara berangsur-angsur ketika terpapar pada gas
dengan volumesignifikan

Contoh: Uap air yang telah menguap dari teh panas terkondensasi menjadi tetesan air. Gas air tidak
terlihat, tetapi awan tetesan air adalah petunjuk dari penguapan yang diikuti oleh kondensasi.

2. Cara Dispersi

Dengan cara dispersi, partikel-partikel besar dipecah menjadi partikel-partikel berukuran
koloid yang kemudian didispersikan dalam medium pendispersinya. Caranya dapat berupa cara
mekanik maupun peptisasi

a. Cara Mekanik
Pengertian dengan cara mekanik adalah penghalusan partikel-partikel kasar zat padat dengan

penggilingan untuk membentuk partikel-partikel berukuran koloid. Alat yang digunakan disebut
penggilingan koloid.

Alat penggilingan koloid terdiri dari 2 pelat baja dengan arah rotasi berlawanan. Partikel kasar
akan dimasukkan ke ruang antara kedua pelat tersebut dan selanjutnya digiling. Partikel berukuran
koloid yang terbentuk kemudian didispersikan dalam medium pendispersinya untuk membuat
sistem koloid. Contoh koloid yang dibuat dalam proses ini ialah koloid grafit untuk pelumas, tinta
cetak, cat, dan sol belerang

b. Cara peptisasi

Cara peptisasi adalah proses dispersinya endapan menjadi sistem koloid dengan penambahan
zat pemecah. Zat pemecah yang dimaksud adalah elektrolit, terutama yang mengandung ion sejenis,
atau pelarut tertentu. Sebagai contoh: Jika pada endapan Fe(OH)3 ditambahkan elektrolit FeCl3
(mempunyai ion Fe3+ yang sejenis) maka Fe(OH)3 maka Fe(OH)3 akan mengadsorpsi ion-ion Fe3+
tersebut. Sehingga, endapan menjadi bermuatan positif dan memisahkan diri untuk membentuk
partikel-partikel koloid. Beberapa contoh lain :

- Sol NiS dibuat dengan penambahan H2S kedalam endapan NiS

- Sol AgCl dibuat dengan penambahan HCl ke dalam endapan AgCl

- Sol Al(OH)3 dibuat dengan penambahan AlCl3 ke dalam endapan Al(OH)3

c. Cara Busur Bredig

Cara busur Bredig digunakan untuk membuat sol logam seperti Ag, Au, dan Pt. Logam yang
akan diubah menjadi partikel-partikel koloid digunakan sebagai elektroda. Dua elektroda logam
dicelupkan ke dalam medium pendispersi (air dingin) sedemikian sehingga kedua ujungnya saling
berdekatan.Kemudian kedua elektroda diberi loncatan listrik. Panas yang timbul akan
menyebabkan logam menguap. Uapnya kemudian akan terkondensasi dalam medium pendispersi
dingin. Hasil kondensasi ini berupa partikel-partikel koloid. Jadi, cara ini merupakan gabungan cara
dispersi dan cara kondensasi.