Makalah pH Larutan Garam dan Kesetimbangan Ion

XI

KIMIA

Nama :
No. Absen :
Kelas :

MEDIA PEMBELAJARAN
“pH LARUTAN GARAM (HIDROLISIS GARAM) dan KESETIMBANGAN ION”

DOSEN PENGAMPU:
Prof.Dr. I Wayan Redhana, M.Si.

I Nyoman Selamat, S.Si., M.Si.

OLEH:
Ni Kadek Ayu Inten Indra Swari

2113031017
Pendidikan Kimia
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS PENDIDIKAN GANESHA

SINGARAJA

2022
KATA PENGANTAR
Dengan mengucapkan puji syukur kehadirat Tuhan Yang Maha Esa atas kehendak-nya
saya telah dapat menyelesaikan makalah ini, meskipun banyak sekali kekurangan dan kesalahan
di dalamnya, namun saya berharap bisa memberikan sedikit pengetahuan tentang hal ini.
Semoga makalah ini dapat memberikan wawasan yang lebih luas kepada pembaca. Saya
menyadari bahwa dalam penulisan makalah ini masih banyak kekurangan, oleh karena itu saya
penulis mengharapkan kritik dan saran yang membangun dan semoga makalah ini dapat
bermanfaat bagi pembaca.

Singaraja, 29 November 2022
Penulis

iii

DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR ....................................................................................................ii
DAFTAR ISI...................................................................................................................iii
BAB I PENDAHULUAN...............................................................................................1

1.1 Latar Belakang ....................................................................................................1
1.2 Rumusan Masalah...............................................................................................1
1.3 Tujuan .................................................................................................................2
BAB II PEMBAHASAN ................................................................................................3
2.1 Teori Asam Basa.................................................................................................3
2.2 pH Larutan ..........................................................................................................3
2.3 Menentukan Kadar pH Larutan...........................................................................6
2.4 Perhitungan pH Larutan ......................................................................................7
2.5 Kesetimbangan Ion .............................................................................................8
2.6 Pengertian Hidrolisis...........................................................................................9
2.7 Jenis – Jenis Hidrolisis Garam ............................................................................9
BAB III PENUTUP ........................................................................................................11
3.1 Kesimpulan .........................................................................................................11
3.2 Saran ...................................................................................................................11
DAFTAR PUSTAKA .....................................................................................................12

iv

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Masalah garam telah lama dikenal dan digunakan oleh masrayakat luas. Garam di dalam
kimia di dalam kehidupan sehari-hari, garam dikenal sebagai bumbu masak yang memberi rasa
asin pada masakan. Sementara itu, di dalam konsep kimia, garam merupakan senyawa ion yang
terbentuk dari penggabungan ion negative sisa asam dengan ion positif sisa basa. Karena
merupakan gabungan dari ion-ion sisa asam dan sisa basa, maka garam umumnya berbentuk
larutan.

Dalam konsep kimia, dikenal tiga jenis garam yaitu: garam yang bersifat netral, berasal
dari asam kuat dan basa kuat, garam yang bersifat asam, berasal dari asam kuat dan basa lemah,
dan garam bersifat basa, berasal dari asam lemah dan basa kuat. Selain itu, juga dapat garam yang
berasal dari asam lemah dan basa lemah. Hidrolisis garam berdasarkan reaksi hidrolisis, yaitu
reaksi zat dengan air, garam-garam bila direaksikan dengan air akan menghasilkan beberapa zat.

Hidrolisis garam yang bersifat asam akan menghasilkan ion H3O+ yang bersifat asam.
Sementara hidrolisis garam yang bersifat basa akan menghasilkan ion OH- yang bersifat basa.
Hidrolisis garam netral tidak mengasilkan zat apapun. Garam dapur yang telah banyak dikenal
juga merupakan senyawa ion dengan rumus kimia NaCl. Bentuk padat garam ini diperoleh melalui
proses kristalisasi. Garam ini berasal dari asam kuat HCl dan basa kuat NaOH, sehingga termasuk
garam netral. Karena hidrolisis garam netral tidak mengasilkan zat apapun, maka garam ini (NaCl)
bisa dikonsumsi karena tidak mengubah kesetimbangan asam basa di dalam tubuh.

Reaksi asam dengan basa membentuk garam disebut reaksi penetralan. Akan tetapi reaksi
penetralan tidaklah berarti membuat larutan garam menjadi netral. Asam dan basa merupakan dua
golongan zat kimia yang sangat penting dalam kehidupan sehari-hari. Berkaitan dengan sifat asam
basa, larutan dikelompokkan dalam tiga golongan, yaitu bersifat asam, bersifat basa, dan bersifat
netral. Asam dan basa memiliki sifat-sifat yang berbeda, sehingga bisa menentukan sifat suatu
larutan. Untuk menentukan suatu larutan bersifat asam atau basa ada beberapa cara yang
dilakukan, pertama menggunakan indikator warna, yang akan menunjukkan sifat suatu larutan
dengan perubahan warna yang terjadi. Misalnya lakmus, akan berwarna merah dalam larutan yang
bersifat asam dan akan berwarna biru dalam larutan yang bersifat basa. Sifat asam basa suatu
larutan juga dapat ditentukan dengan mengukur pH-nya. pH merupakan suatu parameter
yang digunakan untuk menyatakan tingkat ke asaman larutan. Larutan asam memiliki pH kurang
dari 7, larutan basa memiliki pH lebih dari 7, sedangkan larutan netral memiliki pH=7. pH suatu
larutan dapat ditentukan dengan indikator pH atau dengan pH meter.

1.2 Rumusan Masalah
Adapun rumusan masalah dari kesetimbangan ion dan pH larutan garam adalah sebagai

berikut:
1. Apa itu teori asam basa?
2. Apa itu pH larutan?

1

3. Bagaimana penentuan kadar pH larutan?
4. Bagaimana perhitungan pH larutan?
5. Apa yang dimaksud dengan kesetimbangan ion?
1.3 Tujuan

Adapun tujuan dari kesetimbangan ion dan pH larutan garam adalah sebagai berikut:
1. Untuk mengetahui apa itu teori asam basa.
2. Untuk mengetahui ap aitu pH larutan.
3. Untuk mengetahui bagaimana pentuan kadar pH larutan.
4. Untuk mengetahui bagaimana perhitungan pH larutan.
5. Untuk mengetahui apa yang dimaksud dengan kesetimbangan ion.

2

BAB II

PEMBAHASAN

Garam adalah senyawa elektrolit yang dihasilkan dari reaksi netralisasi antara asam dengan
basa. Garam yang dihasilkan bisa bersifat asam, basa, atau netral. Begitu juga saat garam
dilarutkan dalam air, maka ion-ion garam yang berasal dari asam lemah atau basa lemah akan
bereaksi dengan air yang dinamakan reaksi hidrolisis. Garam yang paling dikenal dalam kehidupan
sehari-hari adalah garam dapur atau NaCl. Garam dapur merupakan senyawa ion yang terdiri dari
kation logam (Na+) dan anion sisa asam (Cl-). Kation garam dapat dianggap berasal dari suatu
basa, sedangkan anionnya berasal dari suatu asam. Jadi, setiap garam mempunyai komponen basa
(kation) dan komponen asam (anion). Dengan demikian, sifat larutan garam ditentukan oleh sifat
komponen asam dan komponen basa penyusunnya.

2.1 Teori Asam Basa
1. Teori Asam-Basa Arrhenius
Menurut Arrhenius pada tahun 1903, asam adalah zat yang dalam air dapat
menghasilkan ion hidrogen (atau ion hydronium, H3O+). Basa adalah zat yang dalam
air dapat menghasilkan ion hidroksida sehingga dapat meningkatkan konsentrasi ion
hidroksida.
Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat
diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan di mana tidak ada H+ dan
OH-.
2. Teori Bronsted dan Lowry
Di tahun 1923, kimiawan Denmark Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) dan
kimiawan Inggris Thomas Martin Lowry (1874-1936) secara independen mengusulkan
teori asam basa baru, yang ternyata lebih umum, asam: zat yang mendonorkan proton
(H+) dari zat lain. Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH3 dapat dijelaskan
sebagai reaksi asam basa, yakni:
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Symbol (g) dan (s) menyatakan zat wujud gas dan padat. Hidrogen klorida
mendonornakan proton pada ammonia dan berperan sebagai asam.
Menurut teori Bronsted dan Lowry, zat yang berperan baik sebagai asam maupun
basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam
dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila suatu zat lebih mudah menerima proton,
zat ini akan berperan sebagai basa. Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan
sebagai basa.
Basa konjugat dari suatu asam adlah spesi yang terbentuk ketika suatu proton
pindah dari asam tersebut. Asam konjugat dari suatu basa adalah spesi yang terbentuk
ketika satu proton ditambahkan ke basa tersebut.

2.2 pH Larutan
pH merupakan ukuran untuk menunjukkan keasaman suatu larutan. Asam dan basa

mempunyai sifat yang berbeda, ada yang kuat dan ada yang lemah. pH adalah skala derajat
keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan suatu

3

larutan. Skala dari pH terdiri dari angka 1 hingga 14. Air murni bersifat netral, ditetapkan

memiliki pH 7,0, pada suhu 25C. larutan dengan pH kurang dari 7 disebut bersifat asam,

dan larutan dengan pH lebih dari 7 dikatakan bersifat basa atau alkali.

1. Kekuatan asam basa

Berdasarkan banyaknya ion yang ionisasi asam dan basa, kekuatan asam dan basa

dikelompokkan menjadi asam kuat, asam lemah, basa lemah. Dalam kesetimbangan

ionisasi penyusunan reaksi:

H2O ⇌ [H+] + [OH–]

Sehingga air disebut elektrolit. Tetapan kesetimbangannya disebut tetapan

kesetimbangan (Kw).

Kw = [H+] ∙ [OH–] = 10-14

Dapat disempulkan sebagai berikut:
− Larutan bersifat netral jika [H+] = [OH–] atau pH = pOH = 7
− Larutan bersifat asam jika [H+] > [OH–] atau pH < 7
− Larutan bersifat basa jika [H+] < [OH–] atau pH > 7

Larutan asam dan basa merupakan elektrolit, artinya dapat menghantarkan arus
listrik. Daya hantar ini bergantung pada konsentrasi ion-ionnya yang diukur dengan
derajat ionisasi (). Besarnya  dirumuskan dengan:

Jumlah mol zat terurai
= Jumlah mol zat awal
Harga  antara 0 sampai 1. Jika  = 1, berarti larutan terionisasi sempurna. Jika 1
>  > 0, larutan terionisasi sebagian. Larutan yang mengalami ionisasi sempurna
berasal dari asam kuat dan basa kuat yang merupakan reaksi berkesudahan. Contoh
reaksi ionisasi asam basa kuat:
Asam kuat: HCl → H+ + Cl-
Basa kuat: NaOH → Na+ + OH-
Adapun ionisasi tidak sempurna terjadi pada asam lemah dan basa lemah yang
merupakan reaksi kesetimbangan. Contoh reaksi ionisasi asam lemah dan basa lemah:
Asam lemah: CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO-
Basa lemah: NH4OH ⇌ NH4+ + OH-
Kekuatan asam basa menyatakan banyaknya konsentrasi H+ atau OH- dalam
larutan dan dapat dihitung sebagai berikut:
a. Asam Kuat

4

Asam kuat mempunyai derajat ionisasi () = 1. Konsentrasi [H+] dicari dengan

rumus sebagai berikut:

[H+] = x. Ma

Keterangan:

x = banyaknya ion H+ yang diikat (valensi asam)

Ma = molaritas asam

b. Basa Kuat
Mempunyai derajat ionisasi () = 1. Konsentrasi [OH–] dicari dengan rumus

sebagai berikut:

[OH–] = Mb. x

Keterangan:

x = banyaknya ion OH- yang diikat (valensi basa)

Mb = konsentrasi basa

c. Asam Lemah

Asam lemah terjadi karena terionisasi tidak sempurna dengan derajat ionisasi 0

<  < 1. Contoh reaksi ionisasi asam lemah:
CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO-

Secara umum reaksi ionisasi asam lemah dituliskan sebagai berikut:

HA ⇌ H+ + A-

Tetapan kesetimbangannya adalah sebagai berikut ini:

Ka = [H+] [A-]
[HA]

Semakin kuat keasaman suatu larutan, maka harga Ka semakin besar. Hubungan

antara konsentrasi H+, konsentrasi asam (Ma) dan Ka dituliskan sebagai berikut:

[H+] = √(Ka . Ma)

√α = Ka
Ma

Keterangan:

Ka = tetapan kesetimbangan
Ma = konsentrasi asam
 = derajat disosiasi

d. Basa Lemah

Pada senyawa basa kekuatannya bergantung pada kelarutan dalam air. Semakin
mudah larut, maka kekuatan basa akan semakin besar. Reaksi ionisasi basa lemah

juga merupakan reaksi kesetimbangan. Contohnya:
NaOH ⇌ Na+ + OH-

Secara umum reaksi ionisasi basa lemah dapat dituliskan sebagai berikit:
LOH ⇌ L+ + OH-

Tetapan kesetimbangannya adalah:

Kb = [L+] ∙ [OH-]

5

[LOH]

Konsentrasi ion OH- dapat diperoleh dengan rumus berikut ini:
[OH–] = √((Kb . Mb)

√α = Ka
Ma

Keterangan:

Kb = tetapan kesetimbangan basa
Mb = konsentrasi basa
A = derajat disosiasi

2.3 Menentukan Kadar pH Larutan
1. Indikator Universal
Dikenal ada dua jenis kertas lakmus. Pertama kertas lakmus merah dan biru. Kertas
lakmus ini hanya digunakan untuk menentukan suatu larutan bersifat asam atau basa,
tetapi tidak dapat digunakan untuk menentukan besar pH larutan. Kedua adalah kertas
lakmus yang dikenal dengan indicator universal yang dapat digunakan untuk
mengetahui besar pH larutan.
Penggunaan indicator universal ini sangat sederhana, yaitu dengan dicelupkan pada
larutan atau ditetesi dengan larutan yang akan diukur pH, kemudian dibandingkan
perubahan warna yang terjadi pada warna yang tersedia. Asam basa dapat diidentifikasi
menggunakan kertas lakmus dengan cara mengamati perubahan warna kartas lakmus
ketika bereaksi dengan larutan.
Ada dua jenis kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Kertas lakmus
merah yang dicelupkan ke larutan asam tidak akan berubah warna. Jika kertas tersebut
dicelupkan ke larutan basa, akan berubah warna menjadi biru. Sebaliknya, jika kertas
lakmus biru yang dicelupkan ke larutan asam, lakmus akan berubah menjadi warna
merah. Adapun jika dicelupkan ke larutan basa, warnanya tetap biru.
2. Larutan Indikator
Indikator asam basa adalah suatu zat yang diberikan warna berdada pada larutan
asam dan larutan basa. Dengan adanya perbedaan warna tersebut, indikator dapat
digunakan untuk mengetahui apakah suatu zat bersifat asam atau basa.
Indikator asam basa adalah zat kimia yang mempunyai warna berbeda dalam
larutan asam dan larutan basa. Sifat itulah yang menyebabkan indikator asam-basa
dapat digunakan untuk mengidantifikasi sifat asam dan basa. Ada beberapa jenis
indikator asam basa.

No. Nama Indikator Daerah pH Perubahan Warna dari
1. Timol biru Perubahan pH Rendah ke pH
Tinggi
Warna
Merah – kuning
1,2 – 2,8

6

2. Bromfenol biru 3,0 – 4,6 Kuning – biru

3. Metil oranye 3,2 – 4,4 Merah – kuning

4. Bromkresol hiaju 3,8 – 5,4 Kuning – biru

5. Metil merah 4,8 – 6,0 Merah – kuning

6. Bromkresol ungu 5,2 – 6,8 Kuning – ungu

7. Bromtimol biru 6,0 – 7,6 Kuning – biru

8. Kresol merah 7,0 – 8,8 Kuning – merah

9. Timol biru 8,0 – 9,6 Kuning – biru

10. Fenolftalein 8,3 – 10,1 Tidak berwarna–merah

11. Alizarin kuning 10,1 – 12,0 Kuning – merah

3. Indikator Alami
Asam basa dapat juga diidentifikasi dengan menggunakan indikator alami,

indikator tersebut dapat dibuat dari bumbu dapur, bunga, dan buah-buahan. Bahan-
bahan tersebut agar dapat digunakan sebagai indikator, harus dibuat dalam bentuk
larutan dengan cara mengekstraknya. Selanjutnya, kedalam larutan indikator alami
tersebut diteteskan larutan asam basa. Perubahan warna yang terjadi pada setiap
indikator alami akan bervarias. Contohnya mahkota buna berwarna, daun, kunyit, dan
wortel.
4. Indikator Listrik

Indikator listrik telah dikembangkan untuk menghasilkan indikator yang lebih
akurat dan sederhana. Ada beberapa keuntungan delam menggunakan pH meter, yaitu
keakuratannya yang sampai dua angka decimal, mudah digunakan dan efektif.
Kekurangan utamanya adalah harganya yang cukup mahal dan perawatannya yang
hraus hati-hati.

Menggunakan ph meter semudah menjatuhkan elektroda kedalam larutan. Monitor
bisa langsung membaca pH. Elektroda harus dibersihkan dengan air suling setiap kali
setelah digunakan untukk menjaga akurasinya.
2.4 Perhitungan pH Larutan

pH larutan ditentukan oleh besarnya konsentrasi ion H+ yang terdaapat pada
larutan. pH sebuah larutan dapat ditentukan menggunakan rumus persamaan matematika,
yaitu sebagai berikut:

pH = - log [ H+]

Keterangan:

7

pH : derajat keasaman larutan

[ H+] : konsentrasi ion H+

Hubungan [ OH-] dengan pOH adalah:

pOH = - log [OH-]

Hubungan pOH dengan pH adalah:

pH = 14 – (pOH)

pH = 14 – (- log [ OH-])
2.5 Kesetimbangan Ion

Kesetimbangan ion adalah adalah kesetimbangan anatara ion kation (+) dan ion
anion (-) dalam air. Air yang ada di alam, seperti air laut merupakan campuran berbagai
macam larutan garam yang dapat mempengaruhi pH. Campuran tersebut juga dapat
mempertahankan harga pH, walaupun air sugai yang mengalir ke laut bersifat asam atau
basa. Selain itu, ada juga garam-garam yang hampir tidak larut dalam air pada pH tertentu,
tetapi dapat larut dalam pH yang berbeda. Sifat-sifat garam seperti ini dapat dimanfaatkan
untuk memisahkan garam-garam yang terkendung dalam mineral untuk kepentingan
pemisahan logam-logam. Contohnya yang terjadi karena adanya proses kesetimbangan
ion-ion dalam larutan.

Konsep hidrolisis dan prinsip larutan penyangga. Reaksi asam kuat dan basa kuat
akan menghasilkan garam yang bersifat netral. Contoh: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) +
H2O(l). Di dalam air, garam NaCl bersifat netral karena tidak memiliki kemampuan untuk
bereaksi dengan air sebagai pelarutnya sehingga konsentrasi molar H+ dan OH+ dalam
larutan tidak berubah, masing-masing sebesar 1,0 × 10-7 M (hasil ionisasi air). Dengan
demikian, pada titrasi asam kuat dan basa kuat, titik stoikiometri dicapai pada pH = 7
(netral). Setelah titik setara tercapai, penambahan sedikit basa akan mengubah pH larutan
sangat drastis. Jika asam lemah dan basa kuat atau asam kuat dan basa lemah dikeaksikan,
garam yang terbentuk memiliki sifat berbeda dengan garam-garam netral seperti NaCl.
Contoh: HCl(aq) + NH3(aq) → NH4Cl(aq)

Garam ammonium klorida yang terbentuk bersifat reaktif terhadap air sebagai
pelarutnya, khususnya ion NH4+ yang berasal dari basa lemah. Dalam larutan, NH4Cl
berada dalam bentuk ion-ionnya. Jika dibandingkan kekuatan asam antara ion NH4+ dan
H2O. Ion NH4+ merupakan asam konjugat yang lebih kuat dari H2O sehingga ion NH4+
dapat melepaskan proton membentuk NH3 dan ion H3O+.

Oleh karena itu, dalam larutan tersebut kelebihan ion H2O+ maka dapat dipastikan
11 larutan bersifat asam. Dengan demikian, dalam melakukan titrasi asam kuat oleh basa
lemah, titik stoikiometri tidak pada pH = 7, tetapi di bawah 7. Setelah titik stoikiometri
tercapai, penambahan NH3 tetes demi tetes tidak meningkatkan pH larutan secara drastis,
sebagaimana pada titrasi HCl dan NaOH, tetapi naik secara perlahan. Jika dalam larutan
NH4Cl yang sudah terhidrolisis ditambah lagi dengan NH4, dalam larutan akan terjadi
kesetimbangan antara ion NH4+ (dari NH4Cl) dan NH3 dari basa yang ditambahkan.

8

Persamaannya sebagai berikut. Sistem reaksi tersebut merupakan kesetimbangan basa
lemah dan asam konjugatnya (teori asam basa Bronsted-Lowry). Karena membentuk
kesetimbangan maka semua hukum-hukum kesetimbangan berlaku. Akibat penambahan
NH3 akan bereaksi dengan proton (ion H+) dan sistem akan menggeser posisi
kesetimbangan kea rah kiri. Dengan demikian, penambahan NH3 berlebih dianggap
sebagai gangguan dan sistem berupaya meminimalkan gangguan dengan cara menggeser
posisi kesetimbangan untuk memperkecil gangguan tersebut. Dampak dari pergeseran
posisi kesetimbangan asam basa konjugat adalah kenaikan pH larutan relatif kecil. Sistem
larutan yntuk membentuk kesetimbangan antara basa lemah dan asam konjugat disebut
larutan penyangga. Salah satu sifat penting dari larutan penyangga adalah dapat
mempertahankan pH larutan dari gangguan penambahan asam atau basa.
2.6 Pengertian Hidrolisis

Hidrolisis berasal dari kata hidro yang berarti air dan lisis yang berarti penguraian.
Jadi hidrolisis adalah reaksi penguraian garam dalam air, yang membentuk kation (ion
positif) dan anion (ion negative). Ion-ion tersebut akan bereaksi dengan air membentuk
asam (H3O+) dan basa (OH-) asalnya. Garam yang dihasilkan dapat bersifat netral, asam
atau basa tergantung kekuatan asam dan basa pembentuk garam tersebut.
2.7 Jenis – Jenis Hidrolisis Garam

Garam terdiri dari tiga jenis yang terbagi berdasarkan komponen asam basa
pembentukanya.
1. Garam yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Kuat

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat jika dilarutkan dalam air akan
menghasilkan anion yang berasal dari asam lemah. Anion tersebut bereaksi dengan air
menghasilkan ion OH- yang menyebabkan larutan bersifat basa. Kation dari basa kuat
tidak terhidrolisis sedangkan anion dari asam lemah akan mengalami hidrolisis. Jadi
garam dari asam lemah dan basa kuat jika dilarutkan dalam air akan mengalami
hidrolisis parsial atau hidrolisis sebagian. Contohnya:

CH3COONa(aq) → CH3COO- (aq) + Na+(aq)
CH3COO- bereaksi dengan air membentuk reaksi kesetimbangan

CH3COO-(aq) + H2O ⇌ CH3COOH (aq) + OH- (aq)
2. Garam yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah jika dilarutkan dalam air akan
menghasilkan kation yang berasal dari basa lemah. Kation tersebut bereaksi dengan
air menghasilkan ion H+ yang menyebabkan larutan bersifat asam. Kation dari asam
kuat tidak terhidrolisis sedangkan anion dari basa lemah akan mengalami hidrolisis.
Jadi garam dari asam kuat dan basa lemah jika dilarutkan dalam air akan mengalami
hidrolisis parsial atau hidrolisis sebagian. Contohnya:

NH4Cl (aq) → NH4+ (aq) + Cl– (aq)
Ion NH4+ bereaksi dengan air membentuk reaksi kesetimbangan

NH4+(aq) + H2O ⇌ NH3 (aq) + H3O+(aq)
3. Garam yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah di dalam air akan terionisasi
dan kedua ion garam tersebut bereaksi dengan air.

9

NH4CN (aq) → NH4+(aq) + CN- (aq)
Ion NH4+ bereaksi dengan air membentuk kesetimbangan:

NH4+ (aq) + H2O (l) ⇌ NH4OH (aq) + H+(aq)
Ion CN- bereaksi dengan air membentuk kesetimbangan:

CN– (aq) + H2O (l) ⇌ HCN (aq) + OH– (aq)
Kedua reaksi kesetimbangan tersebut menghasilkan ion hidrogen dan ion OH,
maka garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah mengalami hidrolisis
sempurna di dalam air. Sifat larutan ditentukan oleh harga tetapan kesetimbangan
asam (Ka) atau harga tetapan kesetimbangan basa (Kb).

10

BAB III
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
pH larutan merupakan ukuran untuk menunjukkan keasaman suatu larutan. Asam
dan basa mempunyai sifat yang berbeda, ada yang kuat dan ada juga yang lemah. pH adalah
skala derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan
suatu larutan. pH suatu larutan dapat ditentukan dengan: Indikator universal, dikenal ada

dua jenis kertas lakmus. Larutan indikator, indikator asam basa adalah suatu zat yang memberikan

warna berbeda. Indikator alami, asam-basa dapat juga diidentifikasi dengan menggunakan
indikator alami. Indikator tersebut dapat dibuat dari bumbu dapur, bunga, dan buah-
buahan. Indikator listrik, indikator listrik telah dikembangkan untuk menghasilkan
indikator yang lebih akurat dan sederhana. Rumus menentukan pH larutan asam

pH = - log [ H+]
Rumus menentukan pH larutan basa

pH = 14 – (- log [ OH-])
Dampak dari pergeseran posisi kesetimbangan asam basa konjugat adalah
kenaikan pH larutan relatif kecil. Inilah alasan mengapa penambahan basa setelah titik
stoikiometri tercapai, perubahan pH larutan relatif kecil. Sistem larutan yang membentuk
kesetimbangan antara basa lemah dan asam konjugatnya disebut larutan penyangga.
Salah satu sifat penting dari larutan penyangga adalah dapat mempertahankan pH larutan
dari gangguan penambahan asam atau basa.
3.2 Saran
Demikianlah makalah ini yang dapat kami sajikan. Kurang lebihnya kamimohon
maaf, untuk itu kepada para pembaca dimohon kritik dan saran yang bersifat membangun
demi sempurnanya makalah ini.

11

DAFTAR PUSTAKA
Sunarya, Yayan dan Agus Setiabudi. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia 1: Untuk Kelas X

Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah. Jakarta: Pusat Perbukuan.
Bagi, G. (2021). pH Larutan Asam Basa, Pengertian, Rumus. 26: Juni.
Kimia, J. (2018). Bagaimana Cara Mengukur pH Dengan Indikator Asam Basa? 20: November.

12