Dokumen tersebut membahas konsep-konsep kimia dasar seperti larutan, elektrolit, asam-basa, pH, dan titrasi asam-basa. Secara khusus membahas tentang jenis larutan, teori asam dan basa, pengukuran pH, reaksi titrasi, dan konsep lainnya.
2. LARUTAN
Larutan adalah campuran homogen antara dua zat atau lebih.
Berdasarkan daya hantarnya larutan terbagi 2, yaitu larutan
elektrolit dan nonelektrolit
3. Larutan
Elektrolit dan Non
Elektrolit
Larutan Asam – Basa
Teori Asam – Basa
Larutan Asam
Larutan Basa
Derajat Keasaman
Pengukuran pH
pH Larutan Asam
pH Larutan BasaTitrasi Asam – Basa
Larutan Penyangga
Hidrolisis Garam
Ksp
4. A. ELEKTROLIT DAN NON ELEKTROLIT
• Larutan Elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan
listrik. Ini terjadi karena dalam larutan mengalami ionisasi.
Contohnya NaCl, HCl, NaOH dan lain lain
• Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat
menghantarkan listrik sehingga dalam larutannya tidak terjadi
ionisasi. Contohnya larutan Gula, Urea, Alkohol dan lain lain
5. A. ELEKTROLIT DAN NON ELEKTROLIT
No Elektrolit Kuat Elektrolit Lemah
Dalam air terionisasi sempurna (reaksi
berkesudahan)
Dalam air terionisasi sebagian (reaksi setimbang),
maka mempunyai K1 atau K2
Daya hantar listrik kuat Daya hantar listrik lemah
Dalam alat uji eletrolit ditandai :
• Lampu menyala terang
• Delembung gas banyak
Dalam alat uji eletrolit ditandai :
• Lampu redup/mati
• Gelombang Gas sedikit
Derajat ionisasi ( = 1) Derajat Ionisasi (0<<1)
Contoh :
• Asamida (HCL, HBr, HI)
• Asam oksi (H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3)
• Basa (NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2)
• Garam yang terlarut dalam air (sebagian
besar terlarut dalam air): NaCl, K2SO4
Contoh :
• Sebagian asam, selain yang kuat:CH3, COOH,
HCN
• Sebagian basa, selainya yang kuat:NH4OH,
Al(OH)3, Cu(OH)2 dan lainya
• Sebagian kecil garam, seperti garam rangkap:
K2SO4, Al2(SO4)3, 24 H20(tawas)
Tabel Perbedaan Elektrolit Kuat Dan Elektrolit Lemah
6. B. Larutan Asam dan Basa
1. Teori Asam dan Basa
• Lavoiser : Bahwa setiap asam mengandung unsur Oksigen
• Humphrey Davy : Bahwa Hidrogen merupakan unsur dasar setiap
asam
7. B. Larutan Asam dan Basa
2. Larutan Asam
Berdasarkan kekuatan asamnya, larutan dibagi menjadi 2, yaitu asam kuat dan
asam lemah
a. Asam Kuat
Asam yang seluruh molekulnya terurai menjadi ion. Contohnya:
HCl → H+ + Cl–
H2SO4 → 2H+ + SO4
2-
[H+] = x. M
Ket :
M = Konsentrasi asam
x = valensi asam
8. B. Larutan Asam dan Basa
2. Larutan Asam
b. asam lemah
Asam yang hanya sebagian molekulnya terurai menjadi ion. contohnya :
CH3COOH → CH3COO– + H+
HCN → H+ + CN–
[H+] = √(ka. M)
[H+] = α . M
α = √Ka / M
α = mol zat terurai / mol zat mula mula
Ket:
α = Derajat ionisasi
Ka = Tetapan Ionisasi asam
M = Konsentrasi Asam
9. B. Larutan Asam dan Basa
3. Larutan Basa
a. Basa Kuat
NaOH → Na+ + OH–
Mg(OH)2 → 2 Mg+ + 2 OH–
[OH–] = x.M
Ket :
M = Konsentrasi basa
x = valensi basa
10. B. Larutan Asam dan Basa
b. Basa Lemah
NH3 → NH4
+ + OH–
[OH–] = √(kb. M)
[OH–] = α . M
α = √Kb / M
α = mol zat terurai / mol zat mula mula
Ket:
α = Derajat ionisasi
Ka = Tetapan Ionisasi Basa
M = Konsentrasi Basa
11. C. Derajat Keasaman (pH)
Derajat keasaman merupakan konsentrasi ion H+ dalam larutan. Konsentrasi pH
diajukan oleh sorensen:
p = berasal dari kata ‘potenz’ yang berarti pangkat
H = menyatakan atom Hidrogen
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH–]
pKw = pH + pOH
14 = pH + pOH
pH = 14 – pOH
pOH = 14 – pH
Larutan netral pH = pOH = 7
Larutan asam pH<7
Larutan basa pH > 7
12. C. Derajat Keasaman (pH)
1. Pengukuran pH
a. Menggunakan Indikator
Indikator mempunyai trayek peruabahan warna yang berbeda-beda. Dari uji
larutan dengan beberapa indikator diperoleh daerah irisan pH larutan.
b. Menggunakan Indikator Universal
Indikator universal merupakan gabungan dari beberapa indikator. Indikator
universal yang biasa digunakan adalah metal jingga, metal merah, bromtimol
biru, dan fenolftalein.
c. Menggunakan pH-meter
Merupakan alat pengukur pH dengan ketelitian yang tinggi. pH-meter dapat
menentukan pH larutan sampai 2 angka desimal.
13. C. Derajat Keasaman (pH)
2. pH Larutan Asam
a. Asam Kuat
pH = -log [H+]
[H+] = x.M
Keterangan :
M = Konsentrasi Asam
x = Valensi Asam
b. Asam lemah
pH = -log [H+]
[H+] = √(ka. M)
[H+] = α . M
Keterangan :
α = Derajat ionisasi
Ka = Tetapan Ionisasi asam
M = Konsentrasi Asam
14. C. Derajat Keasaman (pH)
3. pH Larutan Basa
a. Basa Kuat
pOH = -log [OH–]
[OH–] = x.M
Keterangan :
M = Konsentrasi Asam
x = Valensi Asam
b. Asam lemah
[OH–] = √(kb. M)
[OH–] = α . M
pOH = -log[ OH– ]
pH = 14 – pOH
15. D. Titrasi Asam-Basa
Titrasi asam-basa digunakan untuk menentukan kadar larutan, salah satunya
melalui reaksi penetralan.
16. E. Larutan Penyangga
• Larutan yang berfungsi untuk mempertahankan pH meskipun pH
ditambahkan sedikit asam, basa ataupun pengenceran. Larutan
penyangga (buffer) terdiri dari:
• 1. Buffer Asam
• Buffer asam merupakan campuran asam lemah dengan garam
(basa konjugasi) yang berasal dari basa kuat.
17. E. Larutan Penyangga
2. Buffer Basa
Buffer basa merupakan campuran antara basa lemah dengan garam
(asam konjugasi) yang berasal dari asam kuat
18. F. Hidrolisis Garam
Hidrolisis garam merupakan reaksi penguraian dalam air. Reaksi
hidrolisis teriadi antara ion-ion
garam dalam air) dengan air sehingga on positif dan ion negatif dari
garam akan bereaksi dengan
air membentuk asam dan basa asalnya.
1. Garam dari asam kuat + basa kuat
a. Tidak terhidrolisis
b. pH- 7
19. F. Hidrolisis Garam
2. Garam dari asam kuat + basa lemah
a. Terhidrolisis sebagian, pH < 7
b. Kh=Kw/Kb
c.
20. F. Hidrolisis Garam
3. Garam dari asam lemah + basa kuat
a. Terhidrolisis sebagian, pH > 7
b. Kh=Kw/Ka
c.
21. F. Hidrolisis Garam
4. Garam dari asam lemah + basa lemah
a. Terhidrolisis sempurna
b. Kh=Kw/(Ka.Kb)
c.
23. G. Ksp
Hasil kali kelarutan adalah hasil kali konsentrasi ion ion dalam larutan jenuh
garam yang sukar larut dalam air
Nilai Ksp untuk elektrolit sejenis semakin besar, menunjukkan semakin mudah
larut
Kelarutan (s) merupakan konsentrasi maksimmum zat terlarut. Rumusnya :
Ksp = (n-1)n-1Sn
Keterangan :
s = kelarutan (mol/L)
n = jumlah ion dari elektrolit
jika diketahui konsentrasinya maka :
AxBy → x A+y + y B-x
