Bahan Ajar MATERI ASAM DAN BASA

SUNARTI, S.Pd

Bahan Ajar

Teori Asam Basa

Chemistry
2015

A. Pendahuluan

Senyawa asam dan basa banyak dijumpai dalam kehidupan sehari-hari. Secara
umum zat-zat yang berasa masam mengandung asam, misalnya asam sitrat pada jeruk,
asam cuka, asam tartrat pada anggur, asam laktat ditimbulkan dari air susu yang rusak.
Sedangkan basa umumnya mempunyai sifat yang licin dan berasa pahit, misalnya sabun,
para penderita penyakit maag selalu meminum obat yang mengandung magnesium
hidroksida.

Setelah mempelajari bahan ajar ini, kamu diharapkan:
1. Melalui pemberian tugas dan diskusi kelompok, peserta didik dapat menjelaskan

teori asam basa menurut Arrhenius dengan benar
2. Melalui pemberian tugas dan diskusi kelompok, peserta didik dapat menjelaskan

teori asam basa menurut Bronsted-Lowry dengan benar
3. Melalui pemberian tugas dan diskusi kelompok, peserta didik dapat menuliskan

persamaan reaksi asam basa menurut Bronsted-Lowry dan menunjukkan
pasangan asam basa konjugasinya dengan benar.
4. Melalui pemberian tugas dan diskusi kelompok, peserta didik dapat menjelaskan
teori asam basa menurut Lewis dengan benar.

B. Uraian Materi
1. Teori Asam-Basa Arrhenius

a. Pengertian Asam dan Basa Menurut Arrhenius
Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan

basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yang dihasilkan dalam air. Menurut Arrhenius,
jika asam dilarutkan dalam air akan terjadi reaksi ionisasi, sebagai berikut:

HxZ(aq) → x H+(aq) + Zx-(aq)
atau

HxZ(aq) + H2O(l) → x H3O+(aq) + Zx-(aq)

Asam melepaskan ion H+ dalam air. Setelah diteliti ternyata ion H+ (proton) tidak
mungkin berdiri bebas dalam air melainkan berikatan dengan oksigen air membentuk
ion hidronium (H3O+). Reaksi ionisasi asam biasanya ditulis dengan melepaskan ion H+.

SUNARTI, S.Pd

Ion H+ inilah yang merupakan pembawa sifat asam. Contoh reaksi ionisasi beberapa

asam:

 Asam klorida (HCl) dalam air (H2O)

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Boleh juga ditulis :

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

 Asam nitrat (HNO3) dalam air (H2O)

HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)

Boleh juga ditulis :

HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)

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).

SUNARTI, S.Pd

 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

SUNARTI, S.Pd

 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: Cl-(aq) + NH+4 (aq)
HCl(aq) + NH3(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.

SUNARTI, S.Pd

Contoh 2 :

BF3(aq) + NH3(aq) BF3NH3(aq)

asam basa

FH FH ikatan kovalen koordinasi

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.

C. Soal Latihan

1. Jelaskan pengertian asam dan basa menurut Arrhenius! XI

2. Jelaskan pengertian asam dan basa menurut Bronsted-Lowry!

Kelas3. Jelaskan pengertian asam dan basa menurut Lewis!

Semester 2

SUNARTI,SSU.PNd ARTI, S.Pd

A. PENDAHULUAN

Senyawa asam dan basa banyak dijumpai dalam kehidupan sehari-hari. Buah-
buahan mempunyai rasa masam karena senyawa asam yang dikandungnya. Jeruk,
misalnya mengandung asam sitrat. Demikian juga basa digunakan dalam pembersih lantai,
sabun, dan pasta gigi. Larutan asam dan basa merupakan larutan elektrolit yang penting
dan banyak digunakan dalam reaksi kimia.

B. UrAiAN mAtEri

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

SUNARTI, S.Pd

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

SUNARTI, S.Pd

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.
Peny:

Zat Perubahan Warna dan Trayek pH
Trayek

Lakmus Lakmus Metil Metil Fenolptalen pH
Biru Merah Orange Merah

Perubahan Merah Merah Orange Merah Tidak Berwarna
Warna <4,7 <4,7 3,1-4,4 <4,2 <8,3 3,1-4,2
Kisaran pH

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

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

C. SoAL LAtiHAN

SUNARTI, S.Pd

1. Suatu senyawa ketika dicoba dengan beberapa indikator pH menunjukkan data
sebagai berikut, Fenolftalein tak berwarna, metil jingga berwarna kuning, phenol
red kuning, metil merah kuning. Tentukanlah berapa perkiraan pH larutan tersebut.!

2. Suatu senyawa ketika dicoba dengan beberapa indikator pH menunjukkan data
sebagai berikut, timolftalein tak berwarna, phenol red merah, metacresol purple
berwarna ungu dan thymol blue berwarna biru. Tentukanlah berapa perkiraan pH
larutan tersebut.

SUNARTI, S.Pd

Bahan Ajar

“Kekuatan Asam dan Basa”

by :
Sunarti,. SS.PUdNARTI, S.Pd

KIMIA KELAS XI SMA/MA PEKANBARU

A. PENDAHULUAN

Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H+. Semakin banyak
ion H+ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga kekuatan basa, sangat
ditentukan oleh kemampuan menghas ilkan OH-. Semakin banyak ion OH- yang dihasilkan,
semakin kuat sifat basanya. Harga Ka menunjukkan kekuatan suatu asam. Semakin besar
harga Ka, maka semakin kuat asam tersebut. Sebaliknya, semakin kecil harga Ka, maka
semakin lemah asam tersebut.

Setelah mempelajari bahan ajar ini, kamu diharapkan:
Dapat menghubungkan kekuatan asam atau basa dengan derajat ionisai (α)
dan tetapan asam (Ka) atau tetapan basa (Kb) dengan benar.

B. URAIAN MATERI

a. Asam Kuat dan asam lemah
Asam kuat termasuk ke dalam larutan elektrolit kuat dan asam lemah

termasuk ke dalam elektrolit lemah. Asam kuat mempunyai daya hantar listrik yang
lebih besar dibandingkan dengan asam lemah. Jika asam kuat dan asam lemah
masing-masing 1 M terionisasi, maka asma yang mempunyi partikel ion terbanyak
adalah asam kuat. Makin banyak partikel ion dalam larutan, daya hantar listiknya
makin kuat. Sama seperti penjelasan sebelumnya bahwa untuk menunjukkan
perbedaan zat elektrolit kuat dengan zat elektrolit lemah adalah derajat ionisasi (α).

b. Basa kuat dan basa lemah
Sama seperti asam, basa juga merupakan larutan elektrolit jika dilarutkan

dalam air. Berdasarkan ionisasinya, larutan basa juga terbagi menjadi basa kuat dan
basa lemah.

Pada penjelasan mengenai asam kuat dan asam lemah, berlaku juga untuk
larutan basa. Basa kuat adalah basa yang jika dilarutkan ke dalam air akan terionisasi
sempurna, sedangkan basa lemah akan terionisasi sebagian. Untuk membedakan
basa kuat dan basa lemah dinyatakan juga dengan derajat ionisasi.(Parning,
Horale.2005)

SUNARTI, S.Pd

c. Derajat ionisasi
Derajat ionisasi α, adalah perbandingan antara jumlah zat yang mengion

dengan jumlah zat mula-mula.

α = jumlah zat yang mengion
jumlah zat mula−mula

1. Jika zat tidak ada yang mengion, maka derajat ionisasinya = 0

2. Jika zat mengion sempurna, maka derajat ionisasinya= 1

Contohnya elektrolit kuat yaitu asam kuat dan basa kuat :

Asam : HCl, H2SO4, HNO3, HClO4
Basa : NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
3. Jika tidak mengion sempurna, maka derajat ionisasinya adalah 0 < α< 1

Contoh elektrolit lemah yaitu asam lemah dan basa lemah :

Asam : CH3COOH, H2CO3, H2S, HCN
Basa : NH3
(Michele Purba.2006)

d. Tetapan ionisasi asam (Ka)
Telah disebutkan bahwa asam kuat mengion sempurna. Reaksi ionisasinya

merupakan reaksi berkesudahan.

Contoh :

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

Di lain pihak, asam lemah terion sebagian. Reaksi ionisasinya merupakan

reaksi kesetimbangan.

Contoh :

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

Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dirumuskan sebagai berikut:

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

Tetapan kesetimbangan untuk ionisasi asam disebut tetapan ionisasi asam

dan diberi lambang Ka. Untuk asam lemah HA di atas, ungkapan tetapan ionisasinya

adalah sebagai berikut ;

Ka = [ +][ −]
[ ]

SUNARTI, S.Pd

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. Harga Ka dari

beberapa asam diberikan pada tabel di bawah ini. Dari tabel tersebut, asam yang

terkuat adalah asam fluorida dan yang terlemah adalah fenol.

Daftar tetapan ionisasi (Ka) beberapa asam

No Nama asam Rumus Kimia Ka

1 Asam asetat C3COOH 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

Jika asam bervalensi 2, maka reaksi ionisasinya dua tahap. Adapun asam

bervalensi 3, maka reaksi ionisasinya melalui tiga tahap. Secara umum asam

bervalensi 2 adalah H2A. Reaksi ionisasinya adlah sebagai berikut :

Tahap 1 : H2A(aq) H+(aq) + HA-(aq); Ka1

Tahap 2 : HA-(aq) H+(aq) + A2-(aq) ; Ka2

Jika asam H2A kita anggap terionisasi satu tahap, maka reaksinya adalah

sebagai berikut :

Ka1 = [ +][ −] Ka1 x Ka2= [ +][ −] x [ +][ 2−]
[ 2 ] [ 2 ] [ 2 ]

Ka2 = [ +][ 2−] Ka1 x Ka2= [ +]2[ 2−]
[ 2 ] [ 2 ]

Ka = [ +]2[ 2−] Ka1 x Ka2= Ka
[ 2 ]

e. Hubungan tetapan ionisasi asam (Ka) dengan derajat ionisasi α
Komposisi kesetimbangan dari suatu asam lemah (HA) yang mempunyai

konsentrasi M molar dan mengion dengan derajat ionisasi α dapat dinyatakan
sebagai berikut :

SUNARTI, S.Pd

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

α=


Oleh karena Ka merupakan suatu tetapan, persamaan di atas menyatakan

bahwa jika kemolaran (M) semakin kecil, maka derajat ionisasi (α) akan semakin

besar. (Michele Purba.2006)

f. Tetapan ionisasi basa (Kb)

Basa kuat akan terionisasi sempurna dalam larutan airnya (α=1). Jika satu mol

basa kuat dilarutkan ke dalam air, maka seluruh basa tersebut terionisasi menjaid

ion-ionnya.

Misalnya, jika ada satu mol NaOH dilarutkan ke dalam air, maka NaOH yang

terionisasi adalah satu mol. Selain itu, ion Na+ dan OH- yang terbentuk masing-masing

adalah satu mol.

Secara umum, basa lemah monovalen dituliskan LOH dan reaksi ionisasinya

adalah sebagai berikut :

LOH(aq) L+(aq) + OH-(aq)

Reaksi ionisasi basa lemah ini merupakan reaksi reversible dan pada saat

setimbang mempunyai persamaan konstanta kesetimbangan ionisasi basa (Kb)

sebagai berikut :

Kb = [ +][ −]
[ ]

Seperti pada asam polivalen, basa polivalen juga terionisasi secara bertahap.

Jika basa tersebut bervalensi 2, maka reaksi ionisasinya dua tahap. Jika basa tersebut

bervalensi 3, maka reaksi ionisasinya melalui tiga tahap.

Secara umum, basa bervalensi 3 adalah L(OH)3. Reaksi ionisasinya adalah

sebagai berikut :

Tahap 1 : L(OH)3(aq) L(OH)2+(aq)+ OH-(aq) ; Kb1

Tahap 2: L(OH)2+(aq) LOH2+(aq)+ OH-(aq); Kb2

Tahap 3 : LOH2+(aq) L3+(aq) + OH-(aq) ; Kb3

Jika basa L(OH)3 dianggap terionisasi satu tahap, maka reaksinya adalah

sebagai berikut :

L(OH)3(aq) L3+(aq) + 3OH-(aq); Kb

SUNARTI, S.Pd

Kb1 = [ ( )2+][ −] Kb1 x Kb2 x Kb3 = = [ ( [ () 2+ ])[3 ] −]x [ 2+][ −] x [ 3+][ −]
[ ( )3] [ ( )2+] [ 2+]

Kb2 = [ 2+][ −] = [ 3+][ −]3
[ ( )2+] [ ( )3]

Kb3 = [ 3+][ −] = Kb
[ 2+]

Kb = [ 3+][ −]3
[ ( )3]

g. Hubungan tetapan ionisasi basa (Kb) dengan derajat ionisasi α

LOH(aq) L+(aq) + OH-(aq)

α=


C. CONTOH SOAL

1. Hitunglah konsentrasi ion H+ dalam 100 mL larutan yang mengandung 0,01 mol
NH3dengan harga α adalah 0,01!
Penyelesaian :
NH3 dalam air merupakan asam lemah. Reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut :
NH3(g) + H2O(l)NH4+(aq) + OH-(aq)

NH3 yang terionisasi : 0,01 x 0,01 mol = 10-4 mol. Ion OH- yang terbentuk adalah

10-4 mol.

[OH-] = 10−4 = 10-3 M
0,1

[H+] [OH-] = 10-14

[H+] x 10-3 = 10-14

[H+] = 10-11 M

2. Hitunglah konsentrasi ion H+ dalam larutan 250 mL larutan yang mengandung 0,05

mol CH3COOH dengan harga α = 50 %!

Penyelesaian :

Diketahui : volume larutan 250 mL = 0,25 L

mol CH3COOH = 0,05 mol

α = 50 % = 0,5

SUNARTI, S.Pd

Ditanya : [H+] ?

Jawab :

1. Tentukan reaksi ionisasinya terlebih dahulu

CH3COOH adalah asam lemah. reaksi ionisasinya adalah sebagai berikut :

α = 0,5

CH3COOH CH3COO- + H+

2. Hitunglah konsentrasi larutan!

[HA] = = 0,05 =0,2 M
0,25

3. Hitunglah harga Ka karena α diketahui. Jika yang diketahui adalah harga Ka,
maka harga α bisa dihitung

α= Ka
[CH3COOH]

α2 =CH3KCaOOH

Ka = α2 x [CH3COOH]

Ka = (0,5)2 x 0,2

Ka = 5 x 10-2
4. Hitung konsentrasi [H+] nya :

[H+] = Ka[CH3COOH]
[H+] = 5 10−22 10−1

[H+] = 10−2

SUNARTI, S.Pd

D. SOAL LATIHAN

1. Hitunglah konsentrasi ion H+ dalam 250 mL larutan yang mengandung 0,01

mol NaOH!

2. Hitunglah konsentrasi ion H+ dalam 500 mL larutan yang mengandung 0,1 mol

HI!

3. Suatu larutan basa lemah NH4OH 001 M mempunyai harga Kb = 10-6.

Tentukanlah !

a. Konsentrasi ion H+ dalam larutan tersebut!

b. Derajat ionisasi!

4. Asam fosfat (H3PO4) 0,1 M dengan tahap ionisasinya sebagai berikut :

H3PO4(aq) H+(aq) + H2PO4-(aq); Ka1 = 7,5 x 10-3

H2PO4-(aq) H+(aq)+ HPO42-(aq); Ka2 = 6,2 x 10-8

HPO42-(aq) H+(aq)+ PO43-(aq) ; Ka3 = 4,4 x 10-13

Tentukanlah kemolaran ion H+ dalam larutan tersebut!

A. LitErAtUr
Purba, Michael. 2007. Kimia untuk SMA Kelas XI Semester 2. Jakarta: Erlangga.
Michael Purba, Kimia Kelas XI SMA /MA. Jakarta: Erlangga.
Unggul Sudarmo, Kimia Kelas XI SMA /MA. Jakarta: Erlangga.

Bahan Ajar

“pH Asam Kuat dan Basa Kuat”

Kelas XI Tujuan Pembelajaran
Semester 2
Melalui pemberian tugas dan
diskusi kelompok, peserta
didik dapat menentukan pH
asam kuat dan basa kuat

Sunarti, S.Pd

SUNARTI, S.Pd

C. PENDAHULUAN
Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H+. Semakin banyak

ion H+ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga kekuatan basa, sangat
ditentukan oleh kemampuan menghasilkan OH-. Semakin banyak ion OH- yang dihasilkan,
semakin kuat sifat basanya.

D. URAIAN MATERI

1. 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+]

2. pOH
Analogi dengan pH (sebagai cara menyatakan konsentrasi ion H+), konsentrasi ion
OH- juga dapat dinyatakan dengan cara yang sama, yaitu pOH.

pOH = -log [OH-]

3. Hubungan pH dan pOH
Hubungan antara pH dengan pOH dapat diturunkan dari persamaan tetapan
kesetimbangan air (Kw).
Kw = [H+] x [OH-]
Jika kedua ruas persamaan ini diambil harga negatif logaritmanya, diperoleh:
pKw = pH + pOH
atau
pH + pOH = pKw

4. Asam Kuat
SUNARTI, S.Pd

Asam merupakan senyawa elektrolit kuat. Di dalam air, senyawa ini dapat
menghasilkan ion H+ secara sempurna, yaitu seluruh molekul asam membentuk ion.
Jumlah mol zat yang terionisasi sama dengan jumlah mol zat mula-mula. Dengan demikian,
harga derajat ionosasi sama dengan satu (α = 1).

Dalam penulisan reaksi ionisasi asam kuat, digunakan satu anak panah yang
menyatakan bahwa seluruh senyawa asam kuat terionisasi. Perhatikan reaksi berikut.

HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)

H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO42-(aq)

Contoh senyawa asam kuat lainnya adalah HBr, HI, HNO3, dan HClO4.

Konsentrasi ion H+ dapat dihitung secara stoikiometri sesuai koefisien ion H+ yang
dihasilkan dan koefisien senyawa asalnya. Konsentrasi ion H+ dapat dihitung
menggunakan persamaan berikut.

[H+] = a x Ma

Keterangan:

a = jumlah atom H yang dilepas

Ma = kemolaran asam

5. Basa Kuat
Basa kuat merupakan senyawa elektrolit kuat. Di dalam air, senyawa ini

menghasilkan ion OH- secara sempurna, yaitu seluruh molekul basa membentuk ion (α =
1). Dalam penulisan ionisasi basa kuat, digunakan satu anak panah yang menunjuk ke arah
yang menyatakan bahwa seluruh basa kuat terionisasi.

Perhatikan contoh reaksi ionisasi basa kuat berikut.

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)

Ba(OH)2(aq) → Ba2+(aq) + 2OH-(aq)

SUNARTI, S.Pd

Contoh basa kuat lainnya adalah KOH, RbOH, Ca(OH)2 dan Sr(OH)2. Konsentrasi ion
OH- yang dihasilkan dapat dihitung secara stoikiometri sesuai dengan koefisien ion OH-.
Konsentrasi ion OH- dihitung menggunakan rumus berikut.

[OH-] = b x Mb
Keterangan :
b = jumlah gugus OH yang diikat
Mb = kemolaran basa

C. CONTOH SOAL

1. Tentukan harga pH larutan H2SO4 0,01 M!
Jawab:

Reaksi ionisasi:

H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)

0,01 M 0,02 M 0,01 M

[H+] = a x Ma pH = -log [H+]
= -log 2 x 10-2
= 2 x 0,01 M = 2 –log 2
= 1,70
= 2 x 10-2 M

2. Tentukan harga pH larutan NaOH 0,02 M!

Jawab:

Reaksi ionisasi:

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)

0,02 M 0,02 M 0,02 M

SUNARTI, S.Pd

[OH+] = b x Mb
= 1 x 0,02 M
= 2 x 10-2 M

pOH = -log [OH-]
= -log 2 x 10-2
= 2 –log 2
= 2 – 0,30
= 1,70

Jadi, pH larutan:
pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH
= 14 – 1,70
= 12,30

D. SOAL LATIHAN

1. Tentukan pH larutan jika 17,1 gram Ba(OH)2 dilarutkan dalam air sehingga volume
larutan menjadi 500 mL! ( Ar ba = 137; O = 16; H = 1)

2. Tentukan pH larutan 100 mL HCl 10-2 M!

Bahan Ajar

“pH Asam Lemah dan Basa Lemah”

by :
Sunarti, S.Pd

KIMIA KELAS XI SMA/MA PEKANBARU
SUNARTI, S.Pd

E. PENDAHULUAN
Kekuatan asam ditentukan oleh kemampuan menghasilkan ion H+. Semakin banyak

ion H+ yang dihasilkan, semakin kuat sifat asamnya. Begitu juga kekuatan basa, sangat
ditentukan oleh kemampuan menghas ilkan OH-. Semakin banyak ion OH- yang dihasilkan,
semakin kuat sifat basanya. Harga Ka menunjukkan kekuatan suatu asam. Semakin besar
harga Ka, maka semakin kuat asam tersebut. Sebaliknya, semakin kecil harga Ka, maka
semakin lemah asam tersebut.

Setelah mempelajari bahan ajar ini, kamu diharapkan:
1. Dapat menentukan pH asam lemah jika diketahui tetapan ionisasi dan konsentrasi asam

atau sebaliknya.
2. Dapat menentukan pH basa lemah jika diketahui tetapan ionisasi dan konsentrasi asam

atau sebaliknya.

F. URAIAN MATERI
6. 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

SUNARTI, S.Pd

pH = -log [H+]

7. pOH
Analogi dengan pH (sebagai cara menyatakan konsentrasi ion H+), konsentrasi ion
OH- juga dapat dinyatakan dengan cara yang sama, yaitu pOH.
pOH = -log [OH-]

8. Hubungan pH dan pOH
Hubungan antara pH dengan pOH dapat diturunkan dari persamaan tetapan
kesetimbangan air (Kw).
Kw = [H+] x [OH-]
Jika kedua ruas persamaan ini diambil harga negatif logaritmanya, diperoleh:
pKw = pH + pOH
atau pH + pOH = pKw

9. Asam Lemah
Kebanyakan senyawa asam atau basa merupakan asam lemah atau basa lemah.

Berbeda dengan asam kuat yang terionisasi seluruhnya menjadi ion-ionnya, asam lemah
hanya terionisasi sebagian di dalam air. Hal itu menunjukkan bahwa dalam ionisasi asam
lemah terjadi kesetimbangan antara ion-ion yang dihasilkan dengan molekul asam yang
terionisasi. Untuk asam lemah, konsentrasi ion hidrogen dalam larutan ditentukan oleh
tetapan ionisasi asam, yang dilambangkan dengan Ka. Jika ditinjau suatu asam lemah
monoprotik dalam air, HA yang hanya menghasilkan satu ion hidrogen pada reaksi
ionisasinya. Persamaan kesetimbangannya sebagai berikut.

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

SUNARTI, S.Pd

Tetapan ionisasi asam (Ka) dari reaksi ionisasi tersebut adalah:

Ka = [ +] [ −]
[ ]

Berdasarkan persamaan ionisasi asam dapat dilihat bahwa [H+] sama dengan [A-]. Dengan
demikian, tetapan ionisasi asam menjadi:

[H+] = Ka x M

Keterangan:
Ka = tetapan ionisasi asam

[HA]= konsentrasi asam lemah

10. Basa Lemah
Sama seperti asam lemah, basa lemah juga hanya terionisasi sebagian di dalam air.

Dalam larutan basa lemah terjadi kesetimbangan antara ion-ion hasil ionisasi dengan basa
yang terionisasi. Jika kita tinjau suatu basa lemah, BOH, maka persamaan
kesetimbangannya dapat dituliskan sebagai berikut.

BOH(aq) → B+(aq) + OH-(aq)
Pada reaksi kesetimbangan basa lemah, konsentrasi ion-ion ditentukan dari tetapan
ionisasi basa (Kb). Dengan menggunakan perhitungan yang sama seperti pada
kesetimbangan asam lemah, maka konsentrasi ion OH- dalam larutan ditentukan dari
persamaan:

[OH-] = Kb x M

Keterangan:
Kb = tetapan ionisasi basa

SUNARTI, S.Pd

[BOH] = konsentrasi basa lemah

C. CONTOH SOAL

1. Tentukan pH asam format 0,01 M bila harga Ka asam format tersebut adalah 1,8 x
10-14
Jawab:
HCOOH(aq) ⇆ HCOO-(aq) + H+(aq)
[H+] =
= 1,8 10−4 0,01
= 1,34 x 10-3
pH = -log 1,34 x 10-3
= 3 – log 1,34
= 3 – 0,13
= 2,87

2. Tentukan pH larutan amoniak NH4OH 0,4 M bila harga Kb amoniak adalah 10-5
Jawab:

NH4OH(aq) ⇆ NH4+(aq) + OH- (aq)

[OH-] =
= 10−5 0,4
= 2 x 10-3

SUNARTI, S.Pd

pOH = -log 2 x 10-3
= 3 – log 2

pH = 14 – pOH
= 14 – (3 – log 2)
= 11 + log 2 = 11,30

3. Jika 100 mL larutan H2SO4 0,002 M memiliki pH yang sama dengan 50 mL larutan
HA 0,1 M, tentukanlah Ka HA!
Jawab :
[H+] =
4 x 10-3 = 0,1
16 x 10-6 = Ka x 0,1
Ka = 1,6 x 10-4

SUNARTI, S.Pd

D. SOAL LATIHAN

3. Tentukan pH larutan asam lemah berikut ini:
a. 100 mL larutan CH3COOH 0,01 M (Ka CH3COOH = 2 x 10-5)
b. 100 mL larutan HF 0,001 M (Ka HF = 6,8 x 10-4)

4. Tentukan pH larutan basa lemah berikut ini:
a. 100 mL larutan NH4OH 0,1 M, Kb NH4OH = 1,8 x 10-5
b. 10 L NH2OH 0,01 M, Kb NH2OH = 10-8

5. Konsentrasi larutan asam asetat (Ka = 2 x 10-5) yang mempunyai pH sama dengan larutan
2 x 10-3 molar HCl adalah …

B. LitErAtUr
Purba, Michael. 2007. Kimia untuk SMA Kelas XI Semester 2. Jakarta: Erlangga.
Michael Purba, Kimia Kelas XI SMA /MA. Jakarta: Erlangga.
Unggul Sudarmo, Kimia Kelas XI SMA /MA. Jakarta: Erlangga.