ASAM BASA

KTSP K
& e
l
K-13 a
s
kimia
XI

ASAM-BASA I

Tujuan Pembelajaran

Setelah mempelajari materi ini, kamu diharapkan memiliki kemampuan berikut.
1. Memahami de nisi dan sifat asam serta basa.
2. Memahami teori asam basa.
3. Mampu menyelesaikan persoalan terkait aplikasi dari teori asam-basa.
4. Memahami fungsi dan cara kerja indikator asam-basa.

A. Mengenal Asam dan Basa

Dalam kehidupan sehari-hari, asam dan basa adalah dua jenis senyawa yang sangat sering
kita jumpai. Secara sederhana, kita memahami asam sebagai suatu zat yang jika dicicipi
berasa masam. Sementara basa, kita pahami sebagai sesuatu yang bersifat pahit dan licin,
beberapa bersifat kaustik atau membakar. Contoh dari senyawa asam adalah asam cuka,
sedangkan contoh senyawa basa adalah sabun. Asam dan basa memiliki manfaat yang
luas, antara lain dapat dimanfaatkan sebagai obat, pengawet, komponen dalam cairan
antiseptik, dan lain sebagainya. De nisi asam dan basa secara kimia akan dibahas lebih
jelas pada teori asam-basa.

Larutan asam diperoleh dengan melarutkan suatu asam ke dalam air atau
mereaksikan oksida asam dengan air. Oksida asam adalah senyawa oksida dari suatu
unsur nonlogam, seperti CO2 dan SO2. Contoh reaksi pembentukan asam oleh oksida
asam adalah sebagai berikut.

SO2(g) + H2O (l) → H2SO3 (aq)

Adapun larutan basa diperoleh dengan melarutkan suatu basa ke dalam air atau
mereaksikan oksida basa dengan air. Oksida basa adalah senyawa oksida dari suatu unsur
nonlogam, seperti MgO dan CaO. Contoh reaksi pembentukan basa dari oksida basa
dengan air adalah sebagai berikut.

CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq)

Selain oksida asam dan oksida basa, terdapat pula oksida amfoter dan oksida
indiferen. Oksida amfoter adalah senyawa oksida suatu unsur apabila dilarutkan dalam air
dapat bersifat asam dan juga basa. Contoh oksida amfoter adalah Al2O3 dan ZnO. Oksida
indiferen adalah senyawa oksida suatu unsur yang tidak dapat membentuk asam maupun
basa, seperti CO dan NO.

B. Teori Asam-Basa

Sifat asam dan basa suatu larutan secara kimia dijelaskan dalam teori asam-basa. Ada tiga
teori asam-basa dengan dasar pemikiran yang berbeda, yaitu Arrhenius, Bronsted-Lowry,
dan Lewis.

1. Teori Asam-Basa Arrhenius

Svante Arrhenius (1887) menyatakan bahwa asam adalah suatu zat yang dalam
larutan menghasilkan ion hidronium (H+), sedangkan basa adalah senyawa yang
dalam larutan menghasilkan ion hidroksida (OH–). Asam pada umumnya adalah suatu
zat yang apabila dilarutkan dalam air membentuk larutan asam. Sebagai contoh,
senyawa HCl berbentuk gas tidak bersifat asam, tetapi jika dilarutkan dalam air akan
membentuk larutan asam. Hal ini dikarenakan melepaskan ion H+. Reaksi ionisasi HCl
dalam larutan adalah sebagai berikut.

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)

Contoh lain dari zat yang bersifat asam dalam larutan adalah H2SO4 atau asam sulfat.
Dalam bentuk larutan, asam sulfat terionisasi dengan reaksi sebagai berikut.

H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42– (aq)

2

Jika melihat contoh reaksi ionisasi HCl dan H2SO4 dalam larutan, kita dapat
menyimpulkan bahwa larutan asam dapat melepaskan satu atau lebih ion H+. Larutan
asam yang melepaskan satu ion H+ disebut sebagai asam monoprotik. Larutan asam yang
melepaskan dua ion H+ disebut sebagai asam diprotik, dan seterusnya. Beberapa contoh
asam Arrhenius dan reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut.

Nama Asam Rumus Kimia Reaksi Ionisasi
Asam uorida HF HF (aq) → H+ (aq) + F– (aq)
Asam klorida HCl HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)
Asam bromida HBr HBr (aq) → H+ (aq) + Br– (aq)
Asam sul da H2S H2S (aq) → 2H+ (aq) + S2– (aq)
Asam asetat CH3COOH CH3COOH (aq) → H+ (aq) + CH3COO– (aq)
Asam sulfat H2SO4 H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42– (aq)
Asam nitrat HNO3 HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3– (aq)
Asam fosfat H3PO4 H3PO4 (aq) → 3H+ (aq) + PO43– (aq)

Menurut Arrhenius, suatu zat akan memiliki sifat asam yang semakin kuat jika semakin
banyak melepaskan ion H+ ke dalam larutan. Kuat dan lemahnya suatu asam ditentukan
dari besarnya derajat ionisasi senyawa asam dalam larutan. Contoh asam kuat antara lain
asam-asam golongan VIIA, kecuali HF, yaitu HCl, HBr dan HI, kemudian H2SO4 dan HNO3.
Sementara contoh asam lemah adalah CH3COOH (asam cuka).

Pada umumnya senyawa basa mengandung ion OH– seperti NaOH. Akan tetapi
NH3 juga merupakan suatu zat yang bersifat basa karena setelah dilarutkan dalam air
membentuk NH4OH yang melepaskan ion OH–. Contoh senyawa basa adalah NaOH, yang
jika dilarutkan dalam air akan terionisasi melalui reaksi berikut.

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)

Beberapa contoh senyawa dengan gugus –OH yang tidak bersifat basa antara
lain CH3COOH (asam cuka) dan CH3OH (metanol). Asam cuka bersifat asam, sedangkan
metanol tidak menunjukkan sifat asam maupun basa (netral). Beberapa contoh basa
Arrhenius beserta reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut.

3

Nama Basa Rumus Kimia Reaksi Ionisasi
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)
Natrium hidroksida NaOH KOH (aq) → K+ (aq) + OH– (aq)
Ca(OH)2 (aq) → Ca2+ (aq) + 2OH– (aq)
Kalium hidroksida KOH Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ (aq) + 2OH– (aq)
NH3(g) + H2O (l) → NH4+ (aq) + OH– (aq)
Kalsium hidroksida Ca(OH)2
Magnesium hidroksida Mg(OH)2
Amonia NH3

Sama halnya dengan asam, menurut Arrhenius kuat lemahnya suatu basa ditentukan
oleh jumlah ion OH– yang dapat dilepaskan oleh suatu basa. Selain itu juga ditentukan
dari derajat ionisasi. Contoh basa kuat adalah NaOH, KOH, dan Ca(OH)2.

2. Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry

Teori asam-basa Arrhenius tidak dapat menjelaskan sifat asam dan basa dalam larutan
bebas air. Sebagai contoh, asam astetat (asam cuka) bersifat asam dalam air, tetapi
sifat asamnya tidak tampak ketika dilarutkan dalam benzena. Selain itu, larutan NH3
dalam natrium amida (NaNH2) tetap bersifat basa walaupun tidak melepaskan ion OH–.
Berdasarkan kenyataan ini, Johannes Bronsted dan Thomas Lowry secara terpisah
mengusulkan de nisi asam sebagai suatu senyawa yang dapat melepaskan proton (H+)
dalam larutan, sedangkan basa adalah senyawa yang menerima proton dalam larutan.
Dalam teori asam-basa Bronsted-Lowry, asam disebut sebagai donor proton, sedangkan
basa disebut sebagai akseptor proton.

Perhatikan contoh reaksi berikut.
H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH– (aq)

Pada reaksi ke kanan, H2O adalah asam karena memberikan protonnya kepada H2O,
untuk membentuk OH–. Hal ini dikarenakan kehilangan satu protonnya. Sementara H2O
adalah basa karena menerima proton dari H2O untuk membentuk H3O+ pada produk.
Pada reaksi ke kiri, H3O+ adalah asam karena melepaskan protonnya untuk membentuk
kembali H2O. Sementara OH– adalah basa karena menerima proton untuk kembali
membentuk H2O.

4

Tahukah kamu apa yang dimaksud dengan asam-basa konjugasi? Perhatikan reaksi berikut.

HCl (g) + H2O (l)  Cl– (aq) + H3O+ (aq)

HCl dan Cl– adalah pasangan asam-basa konjugasi. H2O dan H3O+ juga merupakan
pasangan asam-basa konjugasi. Asam dan basa konjugasinya adalah senyawa yang sama
dengan basa konjugasi kehilangan 1 proton dari asamnya.

3. Teori Asam-Basa Lewis

Keterbatasan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah teori tersebut tidak dapat
menjelaskan sifat asam dan basa pada suatu senyawa tanpa proton (H+) serta reaksi yang
melibatkan senyawa kompleks. G.N. Lewis pada 1932 mengusulkan konsep asam dan
basa baru. Menurut Lewis, asam adalah suatu zat yang menerima pasangan elektron
dari senyawa lain, sehingga disebut sebagai akseptor pasangan elektron. Sementara
basa adalah suatu senyawa yang memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain,
sehingga disebut sebagai donor pasangan elektron. Konsep Lewis memberikan cakupan
asam-basa yang lebih luas daripada Arrhenius dan Bronsted-Lowry.

Contoh reaksi asam-basa Lewis antara lain reaksi NH3 dan BF3 membentuk NH3BF3.
Reaksi asam-basa Lewis lainnya adalah pembentukan senyawa kompleks ion Ag+ dengan
NH3 membentuk Ag(NH3)2+ dan logam Ni dengan CO membentuk Ni(CO)4 di mana logam
pada senyawa tersebut berperan sebagai asam Lewis, sedangkan spesi NH3 dan CO
berperan sebagai basa karena memiliki pasangan elektron untuk didonorkan.

C. Indikator Asam dan Basa

Bagaimana menyatakan bahwa suatu larutan bersifat asam atau basa? Untuk mengetahui
suatu larutan bersifat asam atau basa, kita menggunakan indikator asam-basa. Indikator
asam-basa adalah suatu zat yang dapat menunjukkan perbedaan sifat ketika dilarutkan
dalam larutan asam dan basa. Indra perasa manusia sebenarnya dapat membedakan
asam dan basa melalui perbedaan rasanya. Akan tetapi, tidak semua asam dan basa dapat
dicicipi dengan aman karena ada yang bersifat racun. Itulah sebabnya kita membutuhkan
indikator asam-basa.

5

1. Kertas Lakmus

Contoh indikator asam-basa yang paling sederhana adalah kertas lakmus. Ada dua jenis
kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Lakmus merah jika kontak dengan
larutan asam tidak mengalami perubahan warna. Akan tetapi jika dilarutkan ke dalam
larutan basa akan berubah menjadi biru. Sebaliknya, lakmus biru jika kontak dengan
larutan asam akan berubah warna menjadi merah. Akan tetapi jika kontak dengan larutan
basa tidak berubah warna. Kertas lakmus hanya menunjukkan apakah suatu larutan
bersifat asam atau basa, tetapi tidak dapat menunjukkan perbedaan kekuatan asam
dengan basa.

2. Indikator Warna

Untuk mengetahui perbedaan kekuatan asam dan kekuatan basa (pH), kita akan
memerlukan beberapa indikator dengan trayek pH berbeda-beda. Contohnya adalah
fenolftalein (PP) bromtimol biru, metil jingga, dan bromkresol hijau. Indikator-indikator
tersebut menunjukkan perubahan warna pada perubahan pH. Trayek pH dan perubahan
warna beberapa indikator adalah sebagai berikut.

Nama Indikator Trayek pH Perubahan Warna
Fenolftalein (PP) 8,3 – 10 tidak berwarna ke merah ungu
Bromtimol Biru (BTB) 6,0 – 7,6 kuning ke biru
Metil Merah (MM) 4,4 – 6,2 merah ke kuning
Metil Jingga (MO) 3,1 – 4,4 merah ke kuning

Gabungan dari beberapa indikator warna akan dapat digunakan untuk memperkirakan
nilai pH larutan.

Indikator warna sebenarnya adalah suatu senyawa asam lemah yang terionisasi
sebagai berikut:

HIn (aq)  H+ (aq) + In– (aq)

Warna senyawa HIn berbeda dengan warna ion In– karena reaksi ionisasi tersebut
adalah reaksi reversible. Hal ini menyebabkan berlakunya kaidah kesetimbangan dengan
nilai konstanta kesetimbangan KIn dapat dihitung. Pada suasana pH sama dengan nilai
pKIn, konsentrasi HIn dan In– berada pada kesetimbangan. Hal ini menyebabkan warna
yang muncul adalah campuran warna HIn dan In–. Ketika pH lebih besar daripada pKIn,

6

kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan, sehingga In– terbentuk lebih banyak.
Akibatnya warna larutan adalah warna In–. Sebaliknya, ketika nilai pH kurang dari pKin,
kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri dengan pembentukan HIn lebih besar, sehingga
warna larutan adalah warna HIn.

3. Indikator Universal

Prinisp pada indikator warna digunakan pada indikator universal. Akan tetapi dengan
jumlah indikator warna yang lebih banyak, sehingga perkiraan nilai pH akan lebih akurat.

7

Kurikulum 2006/2013 K
e
KIMIa l
a
s

XI

ASAM-BASA II

Tujuan Pembelajaran
Setelah mempelajari materi ini, kamu diharapkan memiliki kemampuan berikut.
1. Memahami kesetimbangan air.
2. Memahami pengaruh asam dan basa dalam kesetimbangan air.
3. Dapat menghitung derajat keasaman (pH) suatu larutan.
4. Dapat menentukan kekuatan asam dan basa melalui perhitungan pH.

A. Kesetimbangan Air

Air adalah elektrolit lemah yang sebagian kecil dari molekulnya terionisasi berdasarkan
reaksi berikut.

H2O (l)  H+ (aq) + OH– (aq)

Reaksi ionisasi adalah reaksi kesetimbangan. Oleh karena itu, dalam reaksi ini
berlaku hukum kesetimbangan. Berdasarkan hukum kesetimbangan, nilai konstanta
kesetimbangan hanya dipengaruhi oleh zat-zat yang berwujud gas (g) dan larutan (aq).
Dengan demikian, nilai konstanta kesetimbangan untuk reaksi ionisasi air dirumuskan
sebagai berikut.

K = [H+] [OH–]
Nilai konstanta kesetimbangan K di atas disebut sebagai tetapan ionisasi air atau Kw.
Pada suhu 25°C, nilai Kw adalah 10–14. Oleh karena reaksi ionisasi air adalah reaksi endoterm,
maka nilai Kw akan semakin besar jika suhu meningkat.

Berdasarkan reaksi ionisasi air, dapat disimpulkan bahwa saat setimbang, [H+] = [OH–].
Dengan demikian, nilai Kw dapat dirumuskan kembali sebagai berikut.

Kw = [H+]2 = [OH–]2

Jika pada suhu 25°C nilai Kw = 10–14, pada suhu dan tekanan yang sama, nilai [H+] atau
[OH–] adalah 10–7. Jika ke dalam air ditambahkan asam dan basa, kesetimbangan air ini
akan berubah.

B. Pengaruh Asam dan Basa pada Kesetimbangan Air

Ion H+ yang dihasilkan oleh suatu asam dan ion OH– yang dihasilkan oleh suatu basa dapat
mengakibatkan pergeseran kesetimbangan air. Pada dasarnya, pergeseran kesetimbangan
tersebut dikarenakan oleh meningkatnya konsentrasi ion H+ oleh asam atau ion OH– oleh basa.

1. Asam Kuat

Asam kuat adalah suatu asam yang terionisasi sempurna dalam larutannya (nilai α =
1). Contoh dari asam kuat antara lain HCl, HBr, HI, H2SO4, dan HNO3. Untuk memahami
pengaruh asam kuat terhadap kesetimbangan air, perhatikan dahulu reaksi kesetimbangan
air berikut.

H2O (l)  H+ (aq) + OH– (aq)
10–7 M 10–7 M

Selanjutnya, perhatikan reaksi ionisasi HCl 0,1 M dalam air berikut.

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)

0,1 M 0,1 M

Sesuai asas Le Chatelier, adanya ion H+ sebanyak 0,1 M dari ionisasi HCl menyebabkan
kesetimbangan air bergeser ke kiri. Akibatnya, konsentrasi H+ dan OH– dari air akan
berkurang. Dengan adanya ion H+ dari ionisasi HCl sebanyak 0,1 M, konsentrasi H+ dari
kesetimbangan air sebesar 10–7 M dapat diabaikan. Dengan demikian, konsentrasi ion H+
dalam larutan menjadi 0,1 M.

Berdasarkan penjelasan tersebut, dapat disimpulkan bahwa adanya asam kuat
menyebabkan konsentrasi ion H+ dalam air berubah menjadi konsentrasi ion H+ yang
dihasilkan oleh asam kuat tersebut. Secara umum, suatu asam kuat HaX dengan konsentrasi
sebesar M mol/L akan melepaskan ion H+ sebanyak (a × M) mol/L, dengan a adalah valensi
asam dan M adalah konsentrasi asam kuat.

[H+] asam kuat = molaritas asam × valensi asam
[H+] asam kuat = Ma × a

2

2. Basa Kuat

Sama halnya dengan asam kuat, basa kuat adalah suatu basa yang terionisasi sempurna
dalam air (nilai a = 1). Contoh dari basa kuat adalah basa-basa dari logam golongan IA
seperti NaOH, KOH, dan LiOH, serta sebagian basa dari logam golongan IIA seperti Ca(OH)2.
Untuk memahami pengaruh basa kuat terhadap kesetimbangan air, perhatikan dahulu
reaksi kesetimbangan air berikut.

H2O (l)  H+ (aq) + OH– (aq)
10–7 M 10–7 M

Selanjutnya, perhatikan reaksi ionisasi NaOH 0,1 M dalam air berikut.

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)

0,1 M 0,1 M

Sesuai asas Le Chatelier, adanya ion OH– sebanyak 0,1 M dari ionisasi NaOH
menyebabkan kesetimbangan air bergeser ke kiri. Akibatnya, konsentrasi H+ dan OH– dari
air akan berkurang. Dengan adanya ion OH– dari ionisasi NaOH sebanyak 0,1 M, konsentrasi
OH–dari kesetimbangan air sebesar 10–7 M dapat diabaikan. Dengan demikian, konsentrasi
ion OH– dalam larutan menjadi 0,1 M.

Berdasarkan penjelasan tersebut, dapat disimpulkan bahwa adanya basa kuat
menyebabkan konsentrasi ion OH– dalam air berubah menjadi konsentrasi ion OH–
yang dihasilkan oleh basa kuat tersebut. Secara umum, suatu basa kuat L(OH)b dengan
konsentrasi sebesar M mol/L akan melepaskan ion OH– sebanyak (b × M) mol/L, dengan b
adalah valensi basa dan M adalah konsentrasi basa kuat.

[OH–] basa kuat = molaritas basa × valensi basa
[OH–] basa kuat = Mb × b

3. Asam Lemah

Menurut Arrhenius, asam lemah adalah suatu asam yang dalam larutan tidak terionisasi
sempurna, tetapi hanya sebagian (0 < a < 1). Contoh asam lemah antara lain asam-asam
organik seperti CH3COOH dan HCOOH, H2S, H2CO3, serta HF. Reaksi ionisasi asam lemah
berlangsung dalam kesetimbangan. Untuk asam lemah HA, reaksi ionisasi yang terjadi
adalah sebagai berikut.

HA (aq)  H+ (aq) + A– (aq)

3

Tetapan kesetimbangan pada ionisasi asam lemah disebut Ka. Secara matematis, Ka
dapat dirumuskan sebagai berikut.

Ka = H+  A− 

[HA]

Berdasarkan reaksi ionisasi HA dalam kesetimbangan, [H+] dari ionisasi HA akan sama
dengan [A–]. Dengan demikian, persamaan Ka dapat ditulis ulang sebagai berikut.

K = [H+ ][H+ ]
a [HA]

[H+]2 = Ka × [HA]

[ ][H+] = Ka × HA

Meskipun relatif lemah dan sedikit terionisasi, nilai [H+] dari suatu asam lemah tetap
lebih tinggi daripada nilai [H+] yang dihasilkan oleh air. Akibatnya, nilai [H+] dalam air oleh
adanya asam lemah akan sama dengan nilai [H+] dari asam lemah tersebut.

4. Basa Lemah

Sama halnya dengan asam lemah, basa lemah menurut Arrhenius adalah suatu basa yang
dalam larutan tidak terionisasi sempurna, tetapi hanya sebagian (0 < a < 1). Contoh basa
lemah antara lain NH4OH dan basa-basa lain dari logam selain golongan IA dan sebagian
golongan IIA. Reaksi ionisasi basa lemah berlangsung dalam kesetimbangan. Untuk basa
lemah BOH, reaksi ionisasi yang terjadi adalah sebagai berikut.

BOH (aq)  B+ (aq) + OH– (aq)

Tetapan kesetimbangan pada ionisasi basa lemah disebut Kb. Secara matematis, Kb
dapat dirumuskan sebagai berikut.

Kb = B+  OH- 

[BOH]

Berdasarkan reaksi ionisasi BOH dalam kesetimbangan, [OH–] dari ionisasi BOH akan
sama dengan [B+]. Dengan demikian, persamaan Kb dapat ditulis ulang sebagai berikut.

4

Kb = OH-  OH- 

[BOH]

[OH-]2 = Kb × [BOH]

[ ][OH-] = Kb × BOH

Meskipun relatif lemah dan sedikit terionisasi, nilai [OH–] dari suatu basa lemah tetap
lebih tinggi daripada nilai [OH–] yang dihasilkan oleh air. Akibatnya, nilai [OH–] dalam air
oleh adanya basa lemah akan sama dengan nilai [OH–] dari basa lemah tersebut.

5. Asam Poliprotik

Asam poliprotik adalah asam yang dalam larutan dapat melepaskan lebih dari satu ion
H+. Contoh dari asam poliprotik adalah H2CO3, H3PO4, dan H2S. Asam poliprotik terionisasi
secara bertahap dalam kesetimbangan, sehingga ada lebih dari satu nilai Ka. Sebagai
contoh, perhatikan reaksi ionisasi H2S berikut.

H2S (aq)  H+ (aq) + HS– (aq) ... (1)

H+  HS- 

H2S
[ ]Ka1 =

HS– (aq)  H+ (aq) + S2– (aq) ... (2)

Ka2 = H+  S2− 
HS− 

Jika persamaan (1) dan (2) digabung, diperoleh:

(1) H2S (aq)  H+ (aq) + HS– (aq) K = Ka1
(2) HS– (aq)  H+ (aq) + S2– (aq) K = Ka2
(3) H2S (aq)  2H+ (aq) + S2– (aq)

Nilai K untuk reaksi gabungan (3) sesuai dengan kaidah kesetimbangan, yaitu
Ka3= Ka1 × Ka2, dengan Ka3 adalah Ka total untuk reaksi ionisasi sempurna.

5

C. Derajat Keasaman (pH)

Kenaikan konsentrasi ion H+ dalam larutan seringkali relatif kecil, tetapi memiliki pengaruh
yang besar terhadap sifat suatu larutan. Oleh karena itu, untuk menghindari penggunaan
angka yang sangat kecil, Sorensen mengusulkan konsep pH (eksponen ion hidrogen).
Konsep ini berguna untuk memudahkan perhitungan dalam perubahan konsentrasi ion
H+. Derajat keasaman (pH) dihitung berdasarkan konsentrasi ion H+ dalam larutan, yaitu
menggunakan rumus berikut.

pH = –log [H+]

Dengan analogi yang sama, untuk suatu larutan basa yang diketahui konsentrasi ion
OH–, derajat kebasaan (pOH) dihitung dengan rumus berikut.

pOH = –log [OH–]

Hubungan antara pH dan pOH dapat diuraikan dari rumus kesetimbangan air atau Kw
berikut.
Kw = [H+] [OH–]
⇔ – log Kw = – log ([H+] [OH–])
⇔ – log Kw = (– log [H+]) + (– log [OH–])
⇔ pKw = pH + pOH

Pada suhu 25°C, nilai Kw adalah 10–14, sehingga:
pH + pOH = 14

Suatu larutan dengan nilai pH < 7 bersifat asam, sedangkan larutan dengan pH > 7
bersifat basa. Sementara itu, larutan dengan nilai pH = 7 bersifat netral.

6

KTSP K
K-13 e
l
kimia a
s

XI

ASAM-BASA III

Tujuan Pembelajaran

Setelah mempelajari materi ini, kamu diharapkan memiliki kemampuan berikut.
1. Memahami mekanisme reaksi asam-basa.
2. Memahami stoikiometri asam-basa.
3. Memahami jenis-jenis reaksi asam-basa.
4. Dapat menghitung pH larutan hasil reaksi asam kuat dengan basa kuat.

A. Reaksi Asam-Basa

Salah satu bagian penting dari topik asam-basa adalah reaksi antara asam dan basa. Reaksi
asam-basa adalah reaksi kimia yang terjadi antara asam dan basa yang menghasilkan
garam dan air. Pada reaksi asam-basa, prinsip-prinsip kesetaraan reaksi pada stoikiometri
tetap berlaku.

Contoh reaksi asam-basa paling sederhana adalah reaksi antara asam klorida (HCl)
dan natrium hidroksida (NaOH). Hasil dari reaksi ini adalah garam natrium klorida (NaCl)
dan air sesuai dengan persamaan reaksi setara berikut.

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

Untuk mengetahui bagaimana produk NaCl dan H2O dapat terbentuk, kita harus
memahami terlebih dahulu mekanisme reaksi yang berlangsung. Kali ini, kita akan coba
mengingat kembali reaksi ionisasi dari asam dan basa yang pernah kita pelajari pada sesi
sebelumnya.

Reaksi ionisasi pada HCl yang merupakan asam dan NaOH yang merupakan basa
adalah sebagai berikut.

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)

Dari kedua reaksi ionisasi tersebut, dapat diketahui bahwa ada empat ion yang
dihasilkan. Ion-ion yang dihasilkan ini kemudian saling bertukar pasangan, yaitu kation
(ion positif ) dari basa akan berpasangan dengan anion (ion negatif ) dari asam membentuk
garam. Sementara itu, ion H+ dari asam akan berpasangan dengan ion OH– dari basa
membentuk air (H2O). Untuk lebih jelasnya, perhatikan reaksi berikut.

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)
Na+ (aq) + Cl– (aq) → NaCl (aq)
H+ (aq) + OH– (aq) → H2O (l)
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

Contoh lain dari reaksi asam-basa adalah reaksi antara asam sulfat (H2SO4) dan barium
hidroksida (Ba(OH)2) berikut.

H2SO4 (aq) + Ba(OH)2 (aq) → BaSO4 (s) + 2H2O (l)

Dengan mekanisme yang sama, reaksi tersebut menghasilkan garam barium sulfat
(BaSO4) dan dua molekul air (H2O). Terbentuknya dua molekul air (H2O) dari reaksi ini
dikarenakan adanya dua ion H+ dari asam sulfat yang bereaksi dengan dua ion OH– dari
barium hidroksida. Berdasarkan hal tersebut, dapat disimpulkan bahwa jumlah molekul
air yang terbentuk bergantung pada jumlah ion H dan OH– yang bereaksi.

Bagaimana jika jumlah ion H+ dari asam tidak sama dengan jumlah ion OH– dari
basa? Perhatikan contoh reaksi antara asam sulfat (H2SO4) dan natrium hidroksida (NaOH)
berikut.

H2SO4 (aq) + NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O (l)

Reaksi tersebut belum setara. Agar lebih mudah dalam menyetarakan reaksinya,
tuliskan dahulu reaksi ionisasi masing-masing zat.

H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO42– (aq)
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq)

2

Oleh karena asam tersebut melepaskan dua ion H+, maka akan dibutuhkan dua ion
OH– untuk membentuk dua molekul air. Selain itu, dari rumus kimia garam yang terbentuk,
yaitu Na2SO4, dapat diketahui bahwa dibutuhkan dua ion Na+. Dengan demikian, kamu
perlu memberikan koe sien 2 untuk NaOH pada reaksi tersebut sehingga menjadi:

H2SO4 (aq) + 2NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + 2H2O (l)

Berdasarkan penjelasan tersebut, dapat disimpulkan bahwa koe sien reaksi yang
ditambahkan pada asam atau basa bergantung pada jumlah ion H+ atau OH– yang tersedia,
sehingga dapat terbentuk molekul H2O. Jumlah ion H+ dan OH– dalam H2O selalu 1 : 1.

B. Stoikiometri Asam-Basa

Reaksi asam-basa adalah satu dari sekian contoh reaksi dalam larutan. Dalam larutan,
spesi-spesi yang bereaksi umumnya berbentuk ion yang terlarut dalam pelarut (air).
Jumlah mol spesi-spesi yang terlarut ini dapat dihitung dari konsentrasi (molaritas) dan
volume larutan yang telah diketahui. Hubungan antara jumlah mol spesi, molaritas, dan
volume larutan adalah sebagai berikut.

n=M×V

Keterangan:
n = mol spesi;
M = molaritas (mol/L atau M); dan
V = volume larutan (L).

Sebagai contoh, pada reaksi antara HCl dan NaOH yang menghasilkan NaCl dan H2O,
direaksikan 20 mL HCl 0,1 M dengan 20 mL NaOH 0,1 M. Dengan demikian, jumlah mol HCl
yang bereaksi adalah (20 mL × 0,1 M) = 2 mmol = 0,002 mol.

Ketika mengerjakan soal yang berhubungan dengan stoikiometri asam-basa,
pastikan reaksi dituliskan dalam bentuk yang setara. Kemudian, tentukan jumlah mol
spesi-spesi dalam larutannya. Setelah itu, tentukan jumlah mol spesi-spesi yang bereaksi
berdasarkan perbandingan koe sien reaksinya.

C. Jenis-Jenis Reaksi Asam-Basa

Pada sesi sebelumnya, kamu telah mengetahui bahwa larutan asam terdiri atas asam kuat
dan asam lemah. Begitu juga dengan basa yang terdiri atas basa kuat dan basa lemah.
Dengan demikian, akan ada empat macam reaksi asam-basa, yaitu asam kuat-basa kuat,

3

asam kuat-basa lemah, asam lemah-basa kuat, dan asam lemah-basa lemah. Penentuan
jenis reaksi ini penting untuk menentukan sifat larutan hasil reaksi asam dengan basa.

1. Reaksi Asam Kuat dengan Basa Kuat

Contoh reaksi asam kuat dengan basa kuat adalah reaksi antara HCl dan NaOH yang
menghasilkan garam NaCl dan air. Jika jumlah mol H+ dan mol OH– yang bereaksi sama,
larutan hasil akhir reaksi akan bersifat netral. Jika pada akhir reaksi tersisa sejumlah ion
H+, larutan hasil reaksi akan bersifat asam. Sementara itu, jika pada akhir reaksi tersisa
sejumlah ion OH–, larutan hasil reaksi akan bersifat basa.

2. Reaksi Asam Kuat dengan Basa Lemah

Contoh reaksi asam kuat dengan basa lemah adalah reaksi antara HCl dan NH3 yang
menghasilkan garam NH4Cl. Pada reaksi antara asam kuat dan basa lemah ini, jika mol
asam sama dengan mol basa, larutan hasil akhir reaksi akan bersifat asam. Jika jumlah mol
basa berlebih, akan terbentuk larutan penyangga (bu er) dengan sifat basa. Sementara
itu, jika jumlah asam berlebih, larutan hasil akhir reaksi akan bersifat asam.

3. Reaksi Asam Lemah dengan Basa Kuat

Contoh reaksi asam lemah dengan basa kuat adalah reaksi antara CH3COOH dengan NaOH
yang menghasilkan CH3COONa dan air. Pada reaksi antara asam lemah dan basa kuat
seperti ini, jika jumlah mol asam sama dengan jumlah mol basa, larutan hasil akhir reaksi
akan bersifat basa. Jika jumlah mol asam berlebih, akan terbentuk larutan penyangga
(bu er) dengan sifat asam. Sementara itu, jika jumlah basa berlebih, larutan hasil akhir
reaksi akan bersifat basa.

4. Reaksi Asam Lemah dengan Basa Lemah

Pada reaksi antara asam lemah dan basa lemah, sifat larutan hasil reaksi tidak bergantung
pada jumlah asam dan basa yang bereaksi. Akan tetapi, bergantung pada nilai Ka asam
lemah dan Kb basa lemah. Jika nilai Ka lebih besar daripada nilai Kb, larutan hasil reaksi akan
bersifat asam. Sebaliknya, jika nilai Kb lebih besar daripada nilai Ka, larutan hasil reaksi akan
bersifat basa. Sementara itu, jika nilai Ka sama dengan nilai Kb, larutan hasil reaksi akan
bersifat netral.

D. Perhitungan pH Larutan Hasil Reaksi Asam Kuat dengan Basa Kuat

Pada reaksi asam kuat dengan basa kuat, jika jumlah asam sama dengan jumlah basa
(mol H+ = mol OH–), larutan hasil akhir reaksi akan bersifat netral. Pada larutan netral, tidak

4

ada kelebihan ion H+ maupun OH– yang menentukan sifat asam atau basa. Tidak adanya
kelebihan ion H+ maupun OH– ini menyebabkan kondisi kesetimbangan larutan sama
dengan kesetimbangan air, sehingga nilai pH-nya adalah 7.

Jika terdapat kelebihan ion H+ atau OH–, larutan hasil reaksi akan bersifat asam atau
basa. Larutan akan bersifat asam (pH di bawah 7) jika ion H+ yang berlebih, sedangkan
larutan akan bersifat basa (pH di atas 7) jika ion OH– yang berlebih.

5