Dokumen tersebut membahas tentang asam, basa, dan garam. Secara singkat, dokumen tersebut menjelaskan bahwa asam dapat menghasilkan ion hidrogen, basa dapat menghasilkan ion hidroksida, dan garam terbentuk dari reaksi antara asam dan basa. Dokumen tersebut juga menjelaskan identifikasi asam, basa, dan garam menggunakan indikator serta skala keasaman dan kebasaan berdasarkan nilai pH.

1. ASAM, BASA DAN GARAMASAM, BASA DAN GARAM

3. A. Sifat Asam, Basa dan GaramA. Sifat Asam, Basa dan Garam
ASAM
Buah-buahan yang masih muda
akan terasa masam  asam
adalah zat yang dalam air dapat
menghasilkan ion hidrogen (H+
)

4. Beberapa asam yang di kenalBeberapa asam yang di kenal
No Nama Asam Terdapat dalam
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Asam asetat
Asam askorbat
Asam sitrat
Asam borat
Asam karbonat
Asam klorida
Asam nitrat
Asam fosat
Asam Sulfat
Asam tatrat
Larutan cuka
Jeruk, tomat,sayuran
Jeruk
Larutan pencuci mata
Minuman berkarbonasi
Asam lambung, obat tetes mata
Pupuk,peledak ( TNT )
Diterjen, pupuk
Baterei mobil, pupuk
anggur

5. 11
12
13
14
15
Asam malat
Asam formiat
Asam laktat
Asam
benzoat
Apel
Sengatan lebah
Keju
Bahan pengawet makanan
Bahan pengawet makanan

6. BASA
adalah zat yang dalam air dapat
menghasilkan ion hidroksida (OH-
)
contoh : sabun
Beberapa Basa yang dikenal
No Nama basa Terdapat dalam
1
2
3
4
Alumunium hidroksida
Kalsium hidroksida
Magnesium hidroksida
Natrium hidroksida
Deodoran, antasid
Mortar dan plester
Obat urus-urus, antasid
Bahan sabun

7. Perbedaan sifat asam & basaPerbedaan sifat asam & basa
No Asam Basa
1
2
3
4
5
Senyawa bersifat korosif
Sebagian besar reaksi dgn
logam menghasilkan H2
Senyawa asam memiliki
rasa asam
Dapat mengubah warna zat
yg dimiliki oleh zat lain (dpt
dijadikan indikator )
Menghasilkan ion H+
dalam
air
Senyawa basa bersifat kaustik
Terasa licin di tangan
Senyawa basa terasa pahit
Dapat mengubah warna zat
lain (warna yg dihasilkan
berbeda dgn asm )
Menghasilkan ion OH-
dalam
air

8. GARAMGARAM
Adalah senyawa yang terbentuk dari reaksi
asam dan basa
contoh garam dapur ( NaCl )
dapat diperoleh dgn cara :
˜ mengendapkan air laut ( penguapan
atau kristalisasi )
˜ mereaksikan asam dan basa (netralisasi)
HCl + NaOH  NaCl + H2O

9. Beberapa garam yang dikenalBeberapa garam yang dikenal
No Nama garam Rumus Nm. Dagang Manfaat
1
2
3
4
5
6
7
Natrium Klorida
Natrium Bikarbonat
Kalsium karbonat
Kalium nitrat
Kalium karbonat
Kalium fosfat
Amonium klorida
NaCl
NaHCO3
CaCO3
KNO3
K2CO3
Na3PO4
NH4Cl
Garam dapur
Baking soda
Kalsit
Saltpeter
Potash
TSP
salmiak
Penambah nafsu makan
Pengembang kue
Cat tembok & bhn karet
Pupuk, bahan peledak
Sabun dan kaca
Deterjen
Baterey kering
Reaksi netralisasi berguna bagi manusia, antara lain untuk :
Dari produksi asam lambung yang berlebihan dapat dinetralkan dengan basa
Mg(OH)2
Tanah yg sdh terlalu asam, oleh petani dinetralkan dgn senyawa basa Ca(OH)2
atau air kapur
Pasta gigi dibuat mengandung basa, untuk menetralkan mulut dari asam

10. B. IDENTIFIKASI ASAM,BASA DAN GARAMB. IDENTIFIKASI ASAM,BASA DAN GARAM
Sifat larutan dapat ditunjukan dengan
indikator asam-basa.
yaitu : zat-zat warna yang menghasilkan
warna berbeda dlm larutan asam dan
basa.
antara lain :
 kertas lakmus
 larutan indikator / larutan alami

13. Warna lakmus dlm larutan asam,basaWarna lakmus dlm larutan asam,basa
dan garamdan garam
No Indikator L. asam L. Basa L. Netral
1
2
3
4
5
Lakmus merah(LM)
Lakmus biru (LB)
Metil merah (MM)
Metil jingga (MO)
Fenolftalin (PP)
Merah
Merah
Merah
Merah
T B
Biru
Biru
Kuning
Kuning
merah
Merah
Biru
Kuning
Kuning
TB

14. Beberapa keuntungan lakmus sebagaiBeberapa keuntungan lakmus sebagai
indikator asam-basaindikator asam-basa
1.Dapat berubah warna dengan cepat saat
bereaksi dengan asam maupun basa
2.Sukar bereaksi dengan oksigen dalam
udara,sehingga dapat tahan lama
3.Mudah diserap oleh kertas.
Selain indikator buatan,bisa dipakai juga
indikator alami. Misalnya : bunga sepatu,kunyit,
kulit manggis,kubis ungu

15. Warna ekstrak Kubis Ungu dalam larutanWarna ekstrak Kubis Ungu dalam larutan
asam,basa dan garamasam,basa dan garam
No Sifat Larutan Warna indikator
1
2
3
4
5
6
7
Asam kuat
Asam menengah
Asam lemah
Netral
Basa lemah
Basa menengah
Basa kuat
Merah tua
Merah
Merah keunguan
Ungu
Biru kehijauan
Hijau
kuning

16. C. Penentuan Skala Keasaman danC. Penentuan Skala Keasaman dan
KebasaanKebasaan
Perubahan Warna Indikator Universal Larutan
pH Warna indikator Universal
≤ 3
4
5
6
7
8
9
≥ 10
Merah
Merah jingga
Jingga
Kuning
Hijau kekuningan
Biru kehijauan
Biru
ungu

18. PRPR

19.  Asam lemah terionisasi kurang dari 100% dalam
air.
 Contoh : Asam asetat = CH3CO2H
ASAM KUAT DAN LEMAH

20. Kesetimbangan asam basa dalam air
• Senyawa elektrolit (asam, basa dan garam)
dalam air terurai mjd ion positif dan negatif.
• Penguraian ini disebut pengionan atau ionisasi.
• Asam dan basa kuat terurai sempurna dalam
air
• Asam dan basa yg larut tetapi terion sebagian
disebut asam dan basa lemah.
• Antara molekul yg tdk terion dan ionnya
membentuk kesetimbangan asam dan basa
lemah.

21.  ASAM KUAT HASILKAN BASA TERKONJUGASI
YANG LEMAH
 ASAM LEMAH HASILKAN BASA TERKONJUGASI
YANG KUAT
 ASAM KUAT : H2SO4, HCl, HNO3 DAN HClO4
 ASAM LEMAH : H3PO4, HNO2, HOCl, ASAM ORGANIK

22. KEKUATAN ASAM DAN BASA
 NAMA ASAM BASA KONJUGAT
HClO4 ClO4
HCl Cl -
H2SO4 HSO4
-
HNO3 NO3
-
H3O+
H2O
H2SO3 HSO3
-
H2SO4
-
SO4
2-
H3PO4
-
H2PO4-
HF F-
HC2H3O2 KEKUATAN C2H302
-
KEKUATAN
H2CO3 MENURUN HCO3
-
MENINGKAT
H2S HS-

23. Nama Asam Basa Konjugat
HSO4
-
SO3
2-
HCN CN-
NH4
+
NH3
HCO3
-
CO3
2-
HS-
S2-
H2O OH-
NH3 NH2
-
OH-
O2-
Lanjutan : KEKUATAN ASAM DAN BASA
Kekuatan
menurun
Kekuatan
meningkat

24.  AIR SEBAGAI AMFOTIR
 AMFOTIR : SENYAWA YANG BISA BERFUNGSI SEBAGAI
ASAM DAN BASA
 AUTOIONISASI PADA AIR
2H2O (l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
K = [H3O+
][OH-
] = [H+
][OH-
]
 K = TETAPAN IONISASI AIR , Kw
NILAI Kw TETAP PADA SUHU 250
C. BILA SUHU BERUBAH
Kw AKAN BERUBAH
 [H+
] = [OH-
] = 1.0 x10-7
M
 Kw = [H+
][OH-
]=(1.0 x 10-7
M)2
= 1.0 x 10-14
M (SUHU 250
C)

25. OH-
H3O+
AUTOIONISASI AIR

26.  [H+
] = [OH-
] NEUTRAL
 [H+
] > [OH-
] ACIDIC
 [H+
] < [OH-
] BASIC
 SKALA pH
pH = - log [H+
]
pOH = - log [OH-
]
pH + pOH = 14
Kw = [H+
] [OH-
]
Contoh : pH larutan = 3,12 Berapa [H3O+
]
Jawab : pH = -log [H3O+
]
log [H3O+
] = - pH
[H3O+
] = 10-pH
(antilog)
= 10-3,12
= 7,6 x 10-4
pH DAN pOH

27. KONSTANTA KESETIMBANGAN PADAKONSTANTA KESETIMBANGAN PADA
ASAM LEMAHASAM LEMAH
KKaa ASAM LEMAHASAM LEMAH < 1< 1
pHpH :: 2 - 72 - 7
• Kesetimbangan Asam
• Konstanta relatif suatu asam dinyatakan
dengan konstanta ionisasi asam (Ka).

28. • Derajat ionisasi (α): Kemampuan asam
terionisasi.
jumlah mol yang terion
jumlah mol mula-mula
nilai α antara 0 dan 1
Contoh soal:
Tentukan Ka larutan asam (HA) dengan
konsentrasi 0,3 M, jika:
a. α = 0,02
b.α = 0,7
α =

29. • Jawab:
• HA (aq) H+ (aq) + A-
c(1- α) αc αc (c= konsentrasi
HA mula-mula)
[ ][ ]
[ ]
==
−+
HA
AH
Ka
αc x αc
c (1-α)=
Jika α= 0,02
(0,02 x 0,3)2
0,3 (1-0,02)
Ka =

30. • Kesetimbangan Basa
• B + H2O BH+
+ OH-
• Kb = [BH+
] [OH-
]
[H2O] [B]
• (Kesetimbangan basa lemah terjadi dlm
larutan encer, konsentrasi air dianggap
konstan)
• Kb = [BH+
] [OH-
]
[B]
Kb = konstanta kesetimbangan basa

31. Kesetimbangan Air
H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)
Kw = (1,0 x 10-7
) x (1,0 x 10-7
) = 1,0 x 10-14
(25o
C)
1
H2O H+
+ OH-
Kc = [H+] [OH-]
[H
2
O]
Kc (H2O) = Kw = [H+
] [OH-
)
Pada suhu kamar (250
C) nilai Kw = 10-14
[H+
] = [OH-
) = √10-14
= 10-7

32. Kriteria Larutan Asam, Basa dan Netral
[H+
] > [OH-
] → Larutan asam
[H+
] = [OH-
] → Larutan netral
[H+
] < [OH-
] → Larutan basa
Jika
2
Kw = konstanta kesetimbangan air
Nilai Kw = 10-14 bukan hanya utk air murni tetapi jg larutan
asam dan basa krn ada kesetimbangan ion.

33. Contoh soal :
pH suatu larutan asam formiat 0,100 M pada 25o
C adalah 2,38.
Hitung Ka ?
Jawab :
[H+
] = 10-pH
= 10-2,38
= 4,2 x 10-3
mol/L
HCHO2 H+
+ CHO2
-
Kons. Awal
Perubahan
Kons. Setimbang
0,100
-0,0042
0,0958
0
+0,0042
0,0042
0
+0,0042
0,0042
( )( ) 4
33
10x1,8
0,096
10x4,210x4,2
Ka −
−−
==
Ka < 10-3
: asam lemah
Ka > 1 : asam kuat
Ka 1 - 10-3
: asam sedang
7

34. pKa dan pKb
pKa = -log Ka makin besar pKa, asam makin lemah
pKb = -log Kb makin besar pKb, basa makin lemah
Ka x Kb = Kw (untuk pasangan asam – basa konjugat)
• Basa konjugat suatu asam sangat lemah adalah basa relatif
kuat
• Asam konjugat suatu basa sangat kuat adalah basa relatif
lemah
11

35. Buffer (Penyangga pH)
Larutan buffer : Larutan yang dapat mempertahankan pH bila
ditambahkan sedikit asam atau sedikit basa
Umumnya terdiri atas :
asam lemah HA dan basa konjugatnya A-
pH larutan Buffer
[ ] [ ]
[ ]−
+
=
A
HA
xKaH
[ ]
[ ]anion
asam
log-pKapH =atau
Contoh soal :
Suatu larutan buffer dibuat dengan cara mencampur 0,11 M
NaC2H3O3 (Na-asetat) dan asam asetat 0,090 M. Hitung pH !
12

36. Jawab :
[ ][ ]
[ ]
[ ]( )
( )
[ ]
( ) 4,8210x1,5logpH
mol/L10x1,5H
0,090
0,11H
10x1,8
HA
AH
Ka
5
5
5
=−=
=
===
−
−+
+
−
−+
Kapasitas Buffer
Adalah : Ukuran kemampuan buffer menahan perubahan pH
ditentukan oleh ukuran molaritas komponen-komponen
yang terlibat
13

37. 14
Asam Poliprotik
Reaksi ionisasi asam poliprotik :
H2CO3(aq) H+
(aq) + HCO3
-
(aq)
[ ][ ]
[ ]32
3
1
COH
HCOH
Ka
−+
=
HCO3
-
(aq) H+
(aq) + CO3
2-
(aq)
[ ][ ]
[ ]−
−+
=
3
2
3
2
HCO
COH
Ka
Oleh karena Ka1 >> Ka2 → pH larutan hanya ditentukan oleh Ka1

38. 15
Contoh soal :
Berapa [H+
] dan [A2-
] pada kesetimbangan dalam H2A 0,100 M
Jika Ka1 = 1,0 x 10-5
dan Ka2 = 1,0 x 10-9
?
Jawab.
Konsentrasi Awal 0,1 0 0
Perubahan -X +X +X
Koreksi ionisasi 0 +y -y
Konsentrasi Akhir (0,1-X) (X+y) (X-y)
H2A H+
+ HA-
y sangat kecil diabaikan
Kons. Penyederhanaan 0,1 X X
Maka :
( )( ) 35
1 10x1,0X10x1,0
0,1
XX
Ka −−
=→==

39. • pH Larutan
• Asam kuat dan basa kuat
terdisosiasi sempurna :
pH = -log [H+
]
• Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan
asam, maka yang paling awal harus ditentukan
(dibedakan) antara asam kuat dengan asam
lemah.

40. • 1. pH Asam Kuat
Bagi asam-asam kuat ( a = 1), maka
menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung
langsung dari konsentrasi asamnya (dengan
melihat valensinya).

41. Contoh:
• 1. Hitunglah pH dari 0.01 M HCl !
Jawab:
• HCl(aq) ↔ H+
(aq) + Cl-
(aq)
[H+
] = [HCl] = 0.01 = 10-2
M
pH = - log 10-2
= 2

42. • 2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol
asam sulfat !
Jawab:
• H2SO4(aq) ↔ 2 H+
(aq) + SO4
2-
(aq)
• [H+
] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x
0.05 = 10-1
M
pH = - log 10-1
= 1

43. • 2. pH Asam Lemah
• Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat
ionisasinya ≠ 1 (0 < a < 1) maka besarnya
konsentrasi ion H+
tidak dapat dinyatakan
secara langsung dari konsentrasi asamnya
(seperti halnya asam kuat). Langkah awal yg
harus ditempuh adalah menghitung besarnya
[H+
] dengan rumus
• [H+
] = √ ( Ca . Ka)
• Dimana:Ca = konsentrasi asam lemah
Ka = tetapan ionisasi asam lemah

44. • Contoh:
• Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam
250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5
• Jawab:
• Ca = 0.025 mol/0.250 liter = 0.1 M = 10-1
M
[H+
] = √ (Ca . Ka) = √ (10-1
. 10-5
) = 10-3
M
pH = -log 10-3
= 3

45. 1.pH Larutan Basa Kuat
[OH –
] = n x Mb
Mb = Molaritas Basa Kuat ( [Basa] )
n = Valensi Basa Kuat (jumlah OH)
pOH = - log [OH –
]
Maka :
pH = pKw – pOH
= 14 – pOH

46. • Contoh:
a. Hitunglah pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M
b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2
0.01 M.
Jawab:
a. KOH(aq) → K+
(aq) + OH –
(aq)
[OH –
] = 1 x [KOH] = 0.1 = 10 –1
M
pOH = - log [OH –
] = - log 10 –1
= 1
Jadi pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13

47. b. Ca(OH)2 (aq) → Ca 2+
(aq) + 2 OH –
(aq)
[OH –
] = 2 x [Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10 –2
M
pOH = - log [OH–
] = - log 2.10 –2
= 2 - log 2
Jadi pH = 14 - pOH
= 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2
2.pH Larutan Basa Lemah
Basa lemah mempunyai harga derajat
ionisasinya α ≠ 1, sehingga untuk menentukan
ion OH –
digunakan rumus:

48. [OH –
] = √ (Mb . Kb) atau [OH –
] = Mb x α
• Dimana :
Mb = konsentrasi Molar basa lemah
Kb = tetapan ionisasi basa lemah.
α = derajat ionisasi basa lemah

49. Contoh:
Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan
NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasi basa, Kb
= 10 –5
Jawab:
NH4OH (aq) ↔ OH –
(aq) + NH4 +
(aq)
• [OH –
] = √ (Mb . Kb) = √10 –3
. 10 –5
= 10 –4
M
pOH = - log [OH –
] = - log 10 –4
= 4
Jadi pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10

50. Tugas 1 : pH Asam Basa
Pada suhu ruang Hitunglah pH larutan berikut :
1. Jika 0,98 gram Asam Sulfat terlarut dalam 2
liter larutannya.
(diketahui : Ar.H = 1; S = 32; O = 16)
2. Jika 0,04 gram Natrium Hidroksida terlarut 1
liter larutannya.
(diketahui : Ar.Na = 23; O = 16; H = 1)

51. 3. Jika 0,27 gram Asam Sianida terlarut dalam
satu liter larutannya.
Diketahui Tetapan kesetimbangan asam,
Ka = 10 –8
dan Ar.H = 1; C = 12; N = 14.
4. Jika 70 milligram Ammonium Hidroksida
terlarut dalam 200 cm3
larutannya.
Diketahui tetapan kesetimbangan basa,
Kb = 10 –5
dan Ar.N = 14; H = 1; O = 16.

52. • pH larutan Garam
• Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air
yang menghasilkan asam atau basa, (reaksi
antara garam yang memiliki ion sisa asam
lemah (basa konjugat) atau ion sisa basa
lemah (asam konjugat) dengan air
menghasilkan asam lemah dan atau basa
lemah)

53. • Ada 4 jenis garam:
• 1.Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat
dengan basa kuat (misalnya NaCl, K2SO4 dan
lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk
jenis garam yang demikian nilai pH = 7
(bersifat netral).

54. • 2.Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat
dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3
dan lain-lain) hanya kationnya (asam
konjugat) yang terhidrolisis (mengalami
hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang
demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).

55. • 3.Garam yang terbentuk dari reaksi asam
lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK,
NaCN dan lain-lain) hanya anionnya (basa
konjugat) yang terhidrolisis (mengalami
hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang
demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).

56. • 4.Garam yang terbentuk dari reaksi asam
lemah dengan basa lemah (misalnya
CH3COONH4 , Al2S3 dan lain-lain) kation (asam
konjugat) dan anion (basa konjugat) keduanya
mengalami hidrolisa maka disebut hidrolisis
total (sempurna). Untuk jenis garam yang
demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka
dan Kb.

57. • Jika :
1. Ka = Kb, larutan-nya netral (pH = 7)
2. Ka > Kb, larutan-nya bersifat asam (pH < 7)
3. Ka < Kb, larutan-nya bersifat basa (pH > 7)

58. Contoh :
1. Diketahui pH darah manusia 7,41
Berapa pOH, [H+
], [OH-
] ?
pOH :
pH + pOH = 14
7,41 + pOH = 14
pOH = 6,59
[H+
] :
pH = - log [H+
]
7,41 = - log [H+
]
10-7,41
= [H+]
= 3,89 x 10-8
M
[OH-
] :
pOH = - log [OH-
]
6,59 = - log [OH-
]
10-6,59
= [OH-
] = 2,57 x 10-7
M
Berapa pH pada 0,1 M HNO3
pH = - log [H+]
= - log 0,01
= 1
Contoh
penggunaan pH

59. Menghitung pH dengan persamaan
Henderson - Hasselbalch:
Hal yang mungkin ditanyakan : pH, pK, rasio asam atau basa, atau
konsentrasi akhir masing-masing.
[HA]
][A
logpKpH
-
+=
KalogpK −=

60. 6 langkah penyelesaian
1. Tulis persamaan Henderson - Hasselbalch.
2. Tulis reaksi asam basa
3. Pastikan H+
atau OH-
sesuai dalam persamaan tsb.
3. Tentukan apa yang akan dihitung.
4. Tulis semua nilai yang diketahui.
5. Tentukan kondisi kesetimbangan.
6. Masukkan persamaan H + H dan selesaikan.

61. Contoh: berapakah pH larutan yang mengandung 0.1M
CH3COO-
dan 0.9 M CH3COOH?
1) pH = pK + Log [A-
]
[HA]
2) CH3COOH CH3COO-
+ H+
3) Yang akan dihitung adalah pH atau X
4) Diketahui pK = 4.76 A-
= 0.1 M HA = 0.9 M
5) Semua sudah setimbang
6) X = 4.76 + Log 0.1
0.9
X = 4.76 + (-.95) X = 3.81

62. Contoh : berapakah konsentrasi CH3C00-
pada pH 5.3
jika 0.1M CH3C00H ditambahkan untuk mencapai pH.
1) pH = pK + Log [A-
]
[HA]
2) CH3C00H CH3C00-
+ H+
3) Nilai konsentrasi kesetimbangan [A-
] yaitu [CH3C00-
]
4) Diketahui pH = 5.3; pK = 4.76
5) Misal X = jumlah CH3C00H terurai pada kesetimbangan
[A-
] = [X]
[HA] = [0.1 - X]
6) 5.3 = 4.76 + Log [X]
[0.1 - X]
Hitunglah X.

63. End of slide