Dokumen tersebut membahas tentang larutan dan konsentrasinya. Ia menjelaskan komponen larutan, proses pembentukannya, dan berbagai macam konsentrasi seperti persen berat, fraksi mol, molaritas, molalitas dan normalitas. Dokumen tersebut juga menjelaskan sifat koligatif larutan dan contoh soal perhitungan konsentrasi.

1. 111
BAB VI
LARUTAN
Tujuan
Setelah mempelajari materi Larutan, diharapkan Anda mampu:
1. Menyebutkan komponen larutan
2. Mendeskripsikan proses pembentukan larutan
3. Menghitung konsentrasi larutan dalam satuan persen konsentrasi, fraksi mol,
molaritas, molalitas, dan normalitas, ppm dan ppb
4. Menjelaskan sifat koligatif larutan elektrolit dan non-elektrolit.
5. Membedakan teori asam-basa Arhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis
6. Menuliskan reaksi keseimbangan ion dan tetapan suatu larutan
7. Menghitung pH larutan
8. Menuliskan persamaan hidrolisis
9. Menjelaskan sifat-sifat larutan buffer
10. Menentukan trayek pH indikator
11. Menjelaskan titrasi asam-basa
A. Larutan dan Komponennya
Berdasarkan keadaan fasa zat setelah bercampur, maka campuran ada yang
homogen dan heterogen. Campuran zat-zat yang homogen disebut larutan, yang memiliki
komposisi merata atau serbasama di seluruh bagian volumenya. Suatu larutan mengandung
dua komponen atau lebih yang disebut zat terlarut (solut) dan pelarut (solvent). Zat terlarut
merupakan komponen yang jumlahnya sedikit, sedangkan pelarut adalah komponen yang
terdapat dalam jumlah banyak.
Suatu larutan dengan jumlah maksimum zat terlarut pada temperatur tertentu disebut
larutan jenuh. Sebelum mencapai titik jenuh, disebut larutan tidak jenuh. Sedangkan suatu
keadaan dengan zat terlarut lebih banyak dari pada pelarut, disebut larutan lewat
jenuh.Banyaknya zat terlarut yang dapat menghasilkan larutan jenuh, dalam jumlah tertentu
pelarut pada temperatur konstan disebut kelarutan. Kelarutan suatu zat tergantung pada
sifat zat tersebut, molekul pelarut, temperatur dan tekanan. Meskipun larutan dapat
mengandung banyak komponen, tetapi pada pembahasan materi ini dibatasi hanya larutan
dengan dua macam komponen yaitu larutan biner. Berdasarkan wujud zat terlarut dan
pelarut, larutan dapat dibagi menjadi tujuh macam (Tabel 6.1).

2. 112
Tabel 6.1Contoh larutan biner
Zat terlarut Pelarut Contoh
Gas Gas Udara, semua campuran gas
Gas Cair Karbondiokasida dalam air
Gas Padat Hidrogen dalam serbuk platina, batu
Cair Cair apung
Cair Padat Alkohol dalam air
Padat Padat Raksa dalam tembaga
Padat Cair Kuningan (tembaga + seng)
Garam dalam air
B. Proses Pembentukan Larutan
Proses terjadinya suatu larutan dapat mengikuti salah satu mekanisme yang berikut:
1. Zat terlarut bereaksi secara kimia dengan pelarut dan membentuk zat yang baru
Ada zat yang dapat bereaksi secara permanen dengan pelarut, sehingga terbentuk
zat baru yang tidak dapat dipisahkan lagi, contohnya oksida asam dan oksida basa
dalam air yang masing-masing membentuk asam atau basa.
P2O5 + 3 H2O  2 H3PO4; SO3 + H2O  H2SO4; K2O + H2O  2 KOH
2. Zat terlarut membentuk zat tersolvasi dengan pelarut
Zat terlarut berinteraksi kuat dengan pelarut bila partikel zat tersebut bersifat ion
atau polar dan pelarutnya juga bersifat polar. Jika zat berupa ion, maka terjadi gaya ion-
dipol antara ion zat terlarut dengan pelarut. Gaya ini lebih besar dari gaya dipol-dipol
antara molekul pelarut. Akhirnya terjadi solvasi, yaitu pengurungan partikel zat terlarut
oleh molekul pelarut. Jika pelarutnya air disebut hidrasi.
Sebagai contoh, kristal NaCl yang mula-mula larut adalah di bagian permukaan,
sehingga kristal itu makin mengecil sampai habis. Beberapa molekul air menghadapkan
kutub positifnya ke Cl-, dan yang lain menghadapkan kutub negatifnya ke Na+. Akibatnya
semua ion itu saling berjauhan karena terhidrasi dan melarut. Artinya satu ion Na+
dikelilingi oleh beberapa molekul air, dan begitu juga ion Cl-
(Gambar 6.1).
(a)
Gambar 6.1 (a) Ion Na+ tersolvasi oleh air sebagai dwikutub
(b) Ion Cl- tersolvasi oleh air sebagai dwikutub
(b)

3. 113
Persen Berat (%W/W) 
Gram zat terlarut
Gram zat terlarut gra m pelarut
x100%
Fraksi mol zat terlarut 
jumlah mol zat terlarut
jumlah mol zat terlarut jumlah mol pela rut
3. Zat terlarut berinteraksi lemah dengan pelarut
Suatu zat dapat larut dalam cairan walaupun daya tarik antara partikel zat dengan
pelarut sangat lemah. Hal ini dapat terjadi bila molekul kedua zat bersifat non polar.
Antara molekul zat terlarut dan pelarut hanya terdapat gaya London yang relatif lemah.
Akibatnya, proses pelarutan lebih lama dibandingkan solvasi. Jika kedua zat (zat terlarut
dan pelarut) berwujud cair, kedudukan satu molekul pelarut dapat digantikan oleh
molekul zat terlarut. Sehingga, kedua zat dapat saling melarutkan, misalnya benzena
dan CCl4.
C. Macam-macam Konsentrasi
Konsentrasi didefinisikan sebagai jumlah zat terlarut dalam setiap satuan larutan
atau pelarut. Pada umumnya konsentrasi dinyatakan dalam satuan fisik, misalnya satuan
berat atau satuan volume dan satuan kimia, misalnya mol, massa rumus, dan ekivalen.
1. Persen Konsentrasi
Dalam bidang kimia sering digunakan persen untuk menyatakan konsentrasi larutan.
Persen konsentrasi dapat dinyatakan dengan persen berat (% W/W) dan persen volume (%
V/V)
a. Persen berat (% W/W)
b. Persen volume (% V/V)
2. Fraksi Mol
Contoh:
a. Hitunglah % berat NaCl dalam campuran 20 g NaCl dalam 55 g air
b. Hitung % berat CH3COOH dalam 5 mL cuka dengan kerapatan 1,008 g/mL, yang
mengandung 0,2589 g CH3COOH
Fraksi mol pelarut 
jumlah mol pelarut
jumlah mol zat terlarut jumlah mol pela rut
Persen Volume (%V/ V) 
Volume zat terlarut
x100%
Volume Larutan

4. 114
18gram
mol
c. Suatu larutan diperoleh dengan melarutkan 33 g alkohol, C2H5OH dalam air
sehingga diperoleh 100 mL larutan. Jika kerapatan C2H5OH murni 0,785 g/mL.
Hitung konsentrasi C2H5OH dinyatakan dalam % volume
d. Hitung fraksi mol NaCl dan H2O dari larutan 117 g NaCl dalam 3 kg air
Penyelesaian:
a. % berat NaCl =
20
2055
x100%  26,67%
b. % CH3COOH =
c. Volume alkohol semula =
Persen volume =
42,04
x100%  42,04
100
d. 117 g NaCl = = 2 mol dan 3 kg air =
3000gram
= 166,6 mol
Fraksi mol NaCl =
2
168,6
= 0,012 dan fraksi mol air =
166,6
168,6
= 0,988
Latihan 1:
a. Hitung berapa gram NaCl yang terdapat dalam 500 g NaCl 16% berat.
b. 50 mL alkohol dicampur dengan 50 mL air menghasilkan 96,54 mL larutan. Hitung %
volume masing-masing komponen.
c. Hitung fraksi mol masing-masing komponen dalam campuran berikut
 5 g C6H14, 15 g CCl4dan 17,5 g CH2Cl2
 100 g HNO3 pekat mengandung 70 g HNO3 dan 30 g air
3. Molaritas (M)
Molaritas atau konsentrasi molar (M) suatu larutan menyatakan jumlah mol spesi zat
terlarut dalam 1 liter larutan ataujumlah milimol dam 1 mL larutan.
4. Molalitas (m)
Molalitas (m) menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 g pelarut. Molalitas
tidak tergantung pada temperatur, dan digunakan dalam bidang kimia fisika, teristimewa
dalam sifat koligatif.
Molaritas (M) 
mol zat terlarut
liter larutan
117gram
58,5gram
mol
%
4
1
,
5
=
%
0
0
1
x
L
m
/
L
m
4
0
,
2
4
=
5
g
8
0
0
,
1
x
L
m
5
8
7
,
0
g
9
8
5
2
,
0
3
3

5. 115
4
Normalitas (N) 
ekivalen zat terlarut
liter larutan
5. Normalitas (N)
Normalitas adalah jumlah ekivalen zat terlarut dalam tiap liter larutan. Ekivalen zat
dalam larutan tergantung pada jenis reaksi yang dialami zat itu, karena satuan ini dipakai
untuk penyetaraan zat dalam reaksi. Ekivalen suatu zat ada hubungannya dengan molaritas,
serta jenis reaksinya.
Dalam reaksi asam basa, ekivalen asam dan basa masing-masing bergantung pada jumlah
H+ dan OH- yang dilepaskan, misalnya:
HCl  H+
+ Cl-
HCl 1 M= HCl1 N
H2SO4 2 H+
+ SO 2-
H2SO41 M= H2SO42 N (reaksi sempurna)
Dalam reaksi redoks, nilai ekivalen bergantung pada jumlah elektron yang dilepaskan atau
diterima senyawa, contohnya sebagai berikut.
Fe + 2 HCl  FeCl2 + H2
(Fe + 2H+ Fe+ + H2)
Fe melepaskan 2e, maka 1M Fe = 2 N
Contoh:
a. Di laboratorium tersedia larutan HCl 0,675 M. Bila suatu reaksi diperlukan 0,0525
mol HCl, berapa banyak asam tersebut digunakan.
b. Hitung molalitas larutan metil alkohol (Mr = 32), dengan melarutkan 37 g metil
alkohol (CH3OH) dalam 1750 g air
c. Hitung normalitas larutan yang mengandung 36,75 g H2SO4 (Mr = 98 gram/mol)
dalam 1,5 liter larutan.
Penyelesaian:
a. HCl 0,675 M = larutan yang mengandung 0,675 mol HCl dalam 1 L larutan. Bila
diperlukan 0,0525 mol HCl, maka yang digunakan
0,0525
0,675
= 0,0778 L
b. Mol zat terlarut =
37g
32g / mol
= 1,156 mol; molalitas = = 0,680 m
Normalitas (N) 
gram zat terlarut
berat ekivalen x liter larutan
Molalitas (m) 
mol zat terlarut
kg pelarut
l
o
m
g
k
0
6
5
5
7
1
1
,
,
1
1

6. 116
6
0
1
x
g
4
9
0
1
x
4
0
0
1
x
4
,
1
2
g
0
6
,
8
g
0
6
,
8
1
x
4
,
1
2
c. Karena n ekivalen H2SO4 = 2, sehingga berat ekivalen = 49;
normalitas =
36,75
49/1,50
= 0,50 N
Latihan 2:
Suatu larutan dibuat dengan cara melarutkan H2SO4 100% sebanyak 80 g dalam 120 g air
mempunyai berat jenis 1,303 g/mL
Hitunglah persen berat zat terlarut, molalitas, molaritas, fraksi mol dan normalitas.
6. Parts Per Million (ppm) dan Parts Per Billion (ppb)
Bila larutan sangat encer digunakan satuan konsentrasi parts per million, ppm
(bagian persejuta), dan parts per billion, ppb (bagian per milliar). Satu ppm ekivalen dengan
1 mg zat terlarut dalam 1 L larutan. Satu ppb ekivalen dengan 1  g zat terlarut per 1 L
larutan.
1 ppm 
1 mg zat terlarut 1 ppb 
1 μg zat terlarut
1 L Larutan 1 L Larutan
Parts per million (ppm) dan parts per billion (ppb) adalah satuan yang mirip persen
berat. Bila persen berat, gram zat terlarut per 100 g larutan, maka ppm gram terlarut per
sejuta gram larutan, dan ppb zat terlarut per milliar gram larutan.
Contoh:
Suatu larutan aseton dalam air mengandung 8,60 mg aseton dalam 21,4 L larutan. Jika
kerapatan larutan 0,997 g/mL, hitung konsentrasi aseton dalam (a) ppm dan (b) ppb.
Penyelesaian:
a. Berat aseton 8,60 mg = 8,60 x 10-3
g
Berat air = 21,4 L x 1000 mL/L x 0,997 g/mL = 21,4 x 104 g
ppm aseton = = 0,402 ppm
b. ppb aseton = = 402 ppb
Latihan 3:
Hitung konsentrasi dalam ppm, jika larutan Hg2+
2,50 x 10-4
M mempunyai kerapatan 1,00
g/mL.
ppb 
berat zat terlarut
berat larutan
x10 9
ppm 
berat zat terlarut
x 10 6
berat larutan

7. 117
A
A
1
1 2
D. Sifat Koligatif Larutan
Francis Raoult, ahli kimia dari Perancis telah membuktikan bahwa perbandingan
PA/P0
sama dengan perbandingan fraksi mol A dalam cairan, yang kemudian dikenal
dengan hukum Raoult, yang ditulis dalam bentuk
PA = xA . P0
Dengan PA = tekanan uap parsial komponen A dalam larutan
P0 = tekanan uap Amurni
xA = fraksi mol komponen A dalam larutan
Hukum Roult merupakan dasar dari empat macam sifat larutan encer yang disebut
sifat koligatif. Sifat koligatif suatu larutan adalah sifat-sifat yang tergantung pada banyaknya
partikel zat yang terlarut di dalam larutan, tetapi tidak tergantung pada jenis partikel zat
yang terlarut.
1. Penurunan Tekanan Uap
Bila suatu larutan terdiri dari zat yang mudah menguap (sebagai pelarut) dan zat
yang tidak mudah menguap (sebagai zat terlarut) maka tekanan uap murninya pada suhu
tertentu didefinisikan sebagai P0
, maka dengan adanya zat terlarut, tekanan uapnya turun
menjadi P (lihat Gambar 6.2), maka penurunan tekanan uapnya adalah P0
– P.
Menurut Raoult, untuk larutan yang sangat encer penurunan tekanan uap relatifnya sama
dengan fraksi mol zat terlarut. Dengan demikian:
P0  P
1 1
n
 2
P0 n  n
1 1 2
P 0
= tekanan uap pelarut murni
P1 = tekanan uap larutan
n1 = jumlah mol pelarut
n2 = jumlah mol zat terlarut
Bila persamaan diatas dijabarkan x2 + x1 = 1, dimana x2= fraksi mol zat terlarut dan x1=
fraksi mol pelarut, maka akan diperoleh P  P0
.x
Dengan kata lain tekanan uap pelarut dalam suatu larutan seperti di atas berbanding lurus
dengan fraksi mol zat terlarut (Hukum Raoult). Rumus tersebut dapat digunakan untuk
menghitung berat molekul suatu senyawa.
A

8. 118
Gambar 6.2 Tekanan uap pelarut murni akan turun dengan adanya zat terlarut
2. Kenaikan Titik Didih (ΔTb) dan Penurunan Titik Beku (ΔTf)
Peralihan wujud suatu zat ditentukan oleh suhu dan tekanan, contohnya air pada
tekanan 1 atm mempunyai titik didih 1000
C dan titik beku 00
C. Jika air mengandung zat
terlarut yang sukar menguap (misalnya gula), maka titik didihnya akan lebih besar dari
1000
C dan titik bekunya lebih kecil dari 00
C. Perbedaan itu disebut kenaikan titik didih (ΔTb)
dan penurunan titik beku (ΔTf).
Penyimpangan itu dapat dijelaskan dengan bantuan diagram fasa air (Gambar 6.3
dan Gambar 6.4). Kita tahu bahwa suatu cairan akan mendidih bila tekanan parsial cairan itu
sama dengan tekanan udara luar. Air mendidih pada 1000
C, karena tekanan uapnya sama
dengan tekanan luar, yaitu 1 atm. Akan tetapi jika ada zat terlarut, maka tekanan uapnya
turun sebesar ΔP. Akibatnya untuk mendidih diperlukan suhu lebih. Perbedaan suhu
tersebut yang dinamakan kenaikan titik didih (ΔTb).
Penurunan tekanan uap larutan tidak hanya pada suhu 1000
C, tetapi juga pada suhu
lebih rendah. Hal ini mempunyai pengaruh pada titik beku larutan, yaitu lebih rendah dari titik
beku air murni. Perbedaan ini disebut penurunan titik beku (ΔTf). Besarnya kenaikan titik
didih dan penurunan titik beku larutan bergantung pada konsentrasi zat terlarut.
Gambar 6.3 Diagram fasa air dan ΔTb

9. 119
f
Gambar 6.4 Diagram fasa air dan ΔTf
Menurut hokum Raoult, ΔP ~ x2 dengan x2 = fraksi mol zat terlarut
Maka, ΔTb ~ΔTf~ ΔP ~ x2 ; sehingga ΔTb ~ x2 dan ΔTf~ x2
Atau ΔTb =Kbx2 dan ΔTf = Kfx2
dengan Kb dan Kf masing-masing sebagai tetapan kenaikan titik didih dan tetapan
penurunan titik beku larutan.
Diketahui bahwa,
RT 2
Kb  b
Hvap
dan K f
RT 2

H fus
Maka persamaan diatas menjadi
RT 2
RT 2
ΔTb = b
Hvap
. x2 dan ΔTf =
f
H fus
. x2
Dari persamaan ini diperoleh informasi bahwa kenaikan titik didih ΔTb tidak mengacu pada
jenis zat terlarut, melainkan hanya pada fraksi molnya. Ini merupakan ciri sifat koligatif
larutan.
Karena larutan cukup encer, maka n1 + n2 ~ n1. Oleh sebab itu untuk persamaan,
X2 =
n2
n  n
, maka
1 2
W1 = berat pelarut, M1 = massa molekul relatif pelarut
W2 = berat zat terlarut, M2 = massa molekul relatif terlarut
Jika konsentrasi pelarut dalam molal (m) dan berat pelarut sama dengan 1000 g, maka
x2 
w2M1


w1.M2
x
M1
1000
x 
n2

2
n1
w2
w1
M2

w2M1
M
w .M
1 2
1
w2
M2.w1
1000

10. 120
t
u
r
a
l
r
e
t
t
a
z
l
o
m
t
u
r
a
l
e
p
g
0
0
0
1
X2 =
M1
1000
ΔTb =Kbx2 maka ΔTb =Kb. m
Dengan ΔTb = kenaikan titik didih
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal atau tetapan ebullioskopik
m = molalitas
Dengan cara yang sama, didapatkan rumus ΔTf = Kf . m
Nilai Kb dan Kf beberapa senyawa dapat dilihat pada Tabel 6.2.
Tabel 6.2 Konstanta kenaikan titik didih (Kb) dan titik beku (Kf) beberapa senyawa
Pelarut Tb (0C) Kb (0C molal-1) Tf (0C) Kf (0C molal-1)
CH3COOH 118,1 3,07 17 3,9
C6H6 80,2 2,53 5,5 5,12
CCl4 76,7 5,03 -12,9 32
C4H10O 34,7 2,02 -116,2 1,8
C2H5OH 78,4 1,22 -114,7 -
C10H8 - - 80,5 6,8
H2O 100 0,52 0,0 1,86
Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku larutan dapat dipakai untuk menentukan Mr zat
terlarut. Molalitas zat terlarut adalah m2 =
Jika massa zat terlarut sebesar w2 dan massa pelarut w1, maka:
w2
m  Mr =
2
w1
1000
ΔTb =Kb . m = Kb . ; Mr = 1000
w2 Kb
Dengan cara yang sama, akan didapat:
w1 Tb
Mr = 1000
w2
K f
w1 Tf
3. Tekanan Osmosis
Jika dua larutan dengan konsentrasi yang berbeda dipisahkan oleh suatu membran
(selaput) semi permeable, maka molekul pelarut mengalir melalui membran dari larutan
yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat.Peristiwa ini disebut osmosis. Sebenarnya
molekul pelarut mengalir melalui membran dalam dua arah tetapi laju mengalir molekul
pelarut dari larutan encer lebih cepat dibandingkan dengan larutan yang lebih pekat.
2
w
0
r
M
.
1
2
w
0
r
0
M
.
1
0
w
1
0
0
w
1

11. 121
Membran semi permeabel adalah membran yang dapat dilalui oleh molekul pelarut tetapi
tidak dilalui oleh partikel zat terlarut.
Tekanan osmosis didefinisikan sebagai besarnya kelebihan tekanan yang digunakan
untuk mencegah aliran pelarut ke dalam larutan melalui membran semipermeabel. Ternyata
menurut Van’t Hoff, besarnya tekanan osmosis tersebut berbanding lurus dengan
konsentrasi dan suhu. Dari hasil penyelidikannya disimpulkan bahwa sifat-sifat larutan
adalah analog dengan sifat-sifat gas, sehingga tekanan osmosis tersebut dapat diturunkan
dari persamaan keadaan Boyle dan Charles.
Gambar 6.5 Tekanan osmotik larutan
Nilai tekanan osmosis akan berbanding lurus dengan kerapatan atau konsentrasi zat
terlarut. Satuan yang cocok untuk kerapatan partikel adalah fraksi mol (x2). Selain itu,
tekanan uap pelarut suatu larutan berbanding lurus dengan tekanan osmotik, dan didapat
 RT 
hubungan:   
V
 x2
 1 
Jika larutan encer, maka
x2
V1
dipakai adalah  = C.R.T
akan sama dengan molaritas zat, sehingga rumus yang sering
dengan  = tekanan osmotik, C = molaritas zat terlarut, R = konstanta zat ideal dan T =
suhu mutlak.

12. 122
8
1
.
2
0
0
1
.
7
8
9
,
1
0
0
0
1
.
8
1
.
0
4
5
=
r
i
a
0
0
0
1
.
v
H
Δ
r
M
.
2
b
T
.
R
Contoh:
a. Suatu cairan murni mempunyai tekanan uap 50 mmHg pada 250C. Hitung tekanan uap
bila 6 mol zat ini dicampur dengan 4 mol suatu non elektrolityang tidak menguap
b. 5 g urea dilarutkan dalam 75 g air. Berapa kenaikan titik didihnya, jika kalor penguapan
air 540 kal/g.
c. Hitung titik beku air dalam radiator mobil yang berisi cairan dengan perbandingan 88 g
etilen glikol HOCH2CH2OH dan 160 g air.
d. Suatu larutan dari 6 g PVC (Polyvinylklorida) dalam satu liter dioksan mempunyai
tekanan osmotik 0,86 mmHg pada 150
C. Hitung massa molekul relatif polimer tersebut.
Penyelesaian:
a. x1 =
Cara a) Tekanan uap larutan 3/5 x 50 = 30 mmHg
Cara b) x2 = 1 – 3/5 = 2/5 ; ΔP = 2/5 x 50 = 20 mmHg
P = 50 – 20 = 30 mmHg
b. Mr urea = 60
ΔHv = 540 kal/g = 540 x Mr air kal/g
ΔTb =
ΔTb = Kb.
Jadi kenaikan titik didihnya sebesar 0,570
c. Jumlah mol glikol = 88/62 = 1,4
Molalitas =
1000
160
x 1,4 = 8,8
ΔTf = Kf. M  1,86 x 8,8 = 16; Jadi titik beku = -16 0
C
d. Tekanan osmotik  =
0,86
760
atm = 0,001132 atm
Jumlah mol = 6/M dan suhu = 273 + 15 = 288 K
Bila  = CRT; maka 0,001132 = 6/M x 0,082 x 288 ; berarti M = 125326
Latihan 4:
a. Tekanan uap eter (Mr = 74), 442 mmHg pada 293 K. Bila 3 g senyawa A dilarutkan ke
dalam 50 g eter pada temperatur ini, tekanan uap menjadi 426 mmHg. Hitung massa
molekul relatif senyawa A.
7
5
,
0
=
5
3
1
5
,
0
=
0
6
.
5
7
.
0
0
0
1
.
3
1
5
,
0
=
T
Δ
⇒
b
1
W
.
0
0
0
1
1
M
.
2
W
3
5
=
4
6
+
6

13. 123
Dalam pelarut air asam merupakan zat yang menghasilkan ion hidrogen H+
dan basa merupakan zat yang menghasilkan ion hidroksida, OH-
yang
saling menetralkan sesuai dengan reaksi: H+
(aq) + OH-
(aq)  H2O
b. Hitung titik didih suatu larutan yang mengandung 30 g gula (Mr = 342) dalam 100 g air.
c. Suatu larutan yang diperoleh dengan cara melarutkan 1 g suatu senyawa dalam 30 g
benzena membeku pada 3,80
C. Titik beku benzena murni 5,50
C. Hitung massa molekul
relatif zat terlarut.
d. Gula tebu sebanyak 30 g terlarut dalam 2 L larutan pada 100C menghasilkan tekanan
osmotik sebesar 1,02 atm. Hitung massa molekul relatif gula.
4. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit
Sifat koligatif suatu larutan elektrolit pada umumnya lebih besar dari sifat koligatif
larutan non elektrolit apabila kedua larutan itu mempunyai konsentrasi yang sama. Untuk
menjelaskan perbedaan ini Van’t Hoff menggunakan faktor i yang dikenal dengan faktor
Van’t Hoff.
Misal larutan elektrolit AB, akan terionisasi sesuai dengan reaksi: AB ⇐⇒ A+
+ B-
Jika mula-mula terdapat 1 mol senyawa AB dan derajat ionisasi 𝛼, maka setelah terionisasi
akan terdapat jumlah ion sebanyak n𝛼, sedangkan sisa AB sebanyak (1-𝛼). Jumlah
keseluruhan spesi setelah mengalami ionisasi adalah 1-𝛼- n𝛼 atau 1+(n-1)𝛼 (faktor Van’t
Hoff). Sehingga menurut Van’t Hoff, sifat koligatif untuk larutan elektrolit menjadi:
∆𝑇b = 𝑖. 𝐾b. 𝑚 ∆𝑇ƒ = 𝑖. 𝐾ƒ. 𝑚  = i.C.R.T
E. Teori Asam- Basa
1. Teori Arrhenius
Konsep kesaman dan kebasaan dalam kimia sangat beragam sehingga asam dan
basa didefinisikan berulang kali dengan berbagai cara. Salah satu definisi yang paling tua
adalah teori asam basa menurut Arrhenius, dalam teorinya Arrhenius menyatakan bahwa:
Gambar 6.6HCl dalam pelarut air menghasilkan ion H3O+

14. 124
4
Asam merupakan senyawa atau partikel yang dapat
memberikan proton (H+
) (donor proton) kepada senyawa
atau partikel lain. Basa adalah senyawa atau partikel yang
dapat menerima proton (H+
) (akseptor proton) dari asam
Arrhenius juga membedakan antara asam-basa kuat dan asam-basa
lemah. Asam kuat terionisasi secara sempurna menjadi ion-ion H+
, dan basa
kuat terdisosiasi secara sempurna menjadi ion-ion OH-
. Reaksi ionsasi asam
dan basa lemah adalah reversibel (bolak balik) dan setimbang. Dalam teori
Arrhenius hanya dapat diterapkan pada reaksi dalam pelarut air, dan teori
tersebut tidak dapat menjelaskan bagaimana pembentukan OH-
dalam reaksi ionisasi basa
lemah seperti amonia, NH3.
2. Teori Bronsted – Lowry
Secara terpisah pada tahun 1923, J.N Bronsted di
Denmark, dan T.M Lowry di Inggris mengamati reaksi asam dan
basa, baik dengan pelarut maupun tanpa pelarut. Menurut
Bronsted Lowry, sifat asam dan basa ditentukan oleh kemampuan
senyawa melepas atau menerima proton (H+
) :
Teori tersebut dapat menggambarkan reaksi amonia sebagai
basa dengan cara sebagai berikut:
NH3 (aq) + H2O (l)  NH +
(aq) + OH-
(aq)
Basa (1) asam (2) asam (1) basa (2)
Gambar 6.7Ionisasi NH3 sebagai basa Bronsted-Lowry
Proton (H+) pindah dari H2O ke NH3, terbentuk ikatan koordinasi antara N dan H dengan
H2O sebagai asam dan NH3 sebagai basa.

15. 125
4
4
4 4
4 3
4 2
4 4
4 4
4 2 4
Asam adalah suatu partikel yang dapat menerima pasangan elektron dari partikel lain untuk
membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah suatu partikel yang dapat memberikan
pasangan elektron kepada partikel lain untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.
3. Teori Lewis
Walaupun teori Bronsted Lowry lebih umum dari Teori Arrhenius, ada reaksi yang
mirip asam-basa tetapi tidak dapat dijelaskan dengan teori ini, contohnya antara NH3
dengan BF3 menjadi H3N-BF3.
H F
H N B F
H F
H F
H N B F
H F
Pada reaksi diatas, terjadi ikatan koordinasi antara atom N dengan B yang
pasangan elektronnya berasal dari N. Berdasarkan pembentukan ikatan
koordinasi, Gilbert N Lewis menyatakan teori yang disebut teori asam basa
Lewis.
Contoh:
a. Identifikasikan asam dan basa Bronsted-Lowry dan konjugatnya pada masing-masing
ionisasi berikut.
 H2S + NH3  NH +
+ HS-
 OH- + H2PO -  H2O + HPO 2-
Penyelesaian:
a. H2S diubah menjadi HS-
dengan melepaskan proton. H2S adalah asam; HS-
adalah basa
konjugat dari H2S. NH3 menerima proton yang dilepaskan oleh H2S. NH3 adalah basa;
NH + adalah asam konjugat dari NH .
H2S + NH3  NH +
+ HS-
Asam(1) basa(2) asam(2) basa(1)
OH-
memperoleh sebuah proton dari H2PO -
, OH-
adalah basa; H O adalah asam
konjugat dari H2O. H2PO -
adalah asam. H2PO -
memberikan sebuah proton kepada
OH-
; HPO 2-
adalah basa konjugat dari H PO -
OH-
+ H2PO -
 H2O + HPO 2-
basa(1) asam(2) asam(1) basa(2)
Latihan 5:

16. 126
4 3
3 2
a. Identifikasikan asam dan basa Bronsted Lowry dan konjugatnya pada masing-masing
persamaan ionisasi berikut.
 HS-
+ H2O  H2S + OH-
 HNO3 + H2PO -
 H3PO4 + NO -
b. Identifkasikan asam dan basa Lewis pada persamaan berikut.
 Ag+
+ 2NH3 Ag(NH ) +
 Li+
+ CH3OH  Li(CH3OH)+
F. Kesetimbangan Air (Kw) dan Konsep pH
Air murni dapat menghantarkan arus listrik bila dideteksi dengan alat ukur yang
cukup sensitif. Hantaran arus listrik disebabkan oleh adanya ion-ion, namun dari mana ion-
ion tersebut dalam air murni? Teori Bronsted-Lowry dapat membantu kita untuk
mendeskripsikan bagaimana ion-ion tersebut dibentuk. Ingat bahwa air merupakan
amfiprotik. Sehingga molekul-molekul air dapat saling memberi dan menerima proton.
Dalam reaksi autoionisasi air, setiap molekul H2O menyumbangkan sebuah proton, dan
molekul H2O yang lain menerimanya. Ion-ion hidronium dan hidroksida terbentuk dalam
jumlah yang sama. Karena H3O+ dan OH- masing-masing berperan sebagai asam dan basa
yang lebih kuat dari molekul H2O, sehinggga kesetimbangan bergeser jauh ke arah kiri,
seperti yang ditunjukkan dalam persamaan berikut.
H2O + H2O  H3O+
+ OH-
Asam(1) basa(2) asam(2) basa(1)
Sehingga, Kc =
[H  ][OH  ]
[H2O]
Derajat ionisasi () air sangat kecil, maka jumlah air yang terion dapat dibaikan, sehingga
konsentrasi air yang tidak terion dapat dianggap konstan.
Kc [H2O]2
= [H3O+
][OH-
] atau Kw = [H3O+
][OH-
]
Kw disebut tetapan hasil kali ion atau tetapan air, yaitu hasil kali konsentrasi molar pada
temperatur tertentu.
Berdasarkan eksperimen telah ditentukan bahwa konsentrasi kesetimbangan pada
250
C dalam air murni adalah [H3O+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
M, sehingga:
Kw = [H3O+
][OH-
] = (1,0 x 10-7
)(1,0 x 10-7
) = 1,0 x 10-14
Tetapan hasil kali ion untuk air ini sering diterapkan pada semua larutan berair (aq) yaitu
larutan asam, basa, garam atau non elektrolit.
Sebagai contoh, larutan asam kuat HCl 0,00015 M yang terionisasi secara
sempurna: HCl + H2O  H3O+
+ Cl-

17. 127
3
Jumlah [H3O+
] yang dihasilkan HCl lebih besar dari yang ada dalam air murni, sehingga kita
dapat nyatakan bahwa dalam larutan terdapat [H3O+
] = 0,00015 M = 1,5 x 10-4
M. Dengan
menggunakan persamaan Kw kita dapat menghitung [OH-
] dalam larutan.
K 1,0x1014
[OH-
] =
w
 = 6,7 x 10-11
M
[H O ] 1,5x104
G. pH dan pOH
Notasi eksponensial merupakan suatu cara untuk menunjukkan suatu bentuk
eksponen, seperti 1,5 x 10-4
. pada tahun 1909 seorang ahli biokimia dari Denmark Soren
Sorensen mengemukakan sebuah pernyataan yang masih digunakan sampai sekarang.
Beliau menggunakan lambang pH sebagai “potensial ion hidrogen” dan didefinisikan
sebagai negatif logaritma dari [H+
] atau [H3O+
].
atau
Di dalam larutan HCl 0,00015 M, terdapat [H3O+
] = 1,5 x 10-4
M, maka:
pH = - log [H3O+
] = - log (1,5 x 10-4
) = - ( -3,82) = 3,82.
Untuk menentukan [H3O+
] dari suatu nilai pH yang telah diketahui diperlukan
antilogaritma. Sebagai contoh, dalam larutan dengan pH = 2,19
- log [H3O+
] = pH  - log [H3O+
] = 2,19  log [H3O+
] = -2,19
[H3O+] = anti log ( -2,19) = 10-2,19 = 6,5 x 10-3
Bila suatu larutan NaOH 2,5 x 10-3 M mempunyai [OH-] = 2,5 x 10-3 M maka:
pOH = - log (2,5 x 10-3
) = - ( -2,60) = 2,60
Analog dengan pH dan pOH, maka pKw merupakan logaritma negatif dari Kw.
pKw = - log Kw = - log (1,0 x 10-14
) = - ( -14,00) = 14,00
Untuk mendapatkan hubungan yang sederhana antara pH dan pOH dari larutan, maka:
Kw = [H3O+
][OH-
] = 1,0 x 10-14
- log Kw= - log [H3O+
][OH-
] = - log 1,0 x 10-14
pKw = - log [H3O+] - log [OH-] = 14,00  pKw = pH + pOH = 14,00
Sehingga pH dari 2,5 x 10-3
M NaOH adalah: 14,00 – 2,60 = 11,40
Gambar 6.8 Harga pH asam dan basa
pOH = log [OH-]
pH = log [H3O+]

18. 128
Dalam air murni, dimana [H3O+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7 M, maka nilai pH dan pOH
keduanya adalah 7,00. Air murni dan semua larutan dengan pH = 7,00 adalah netral. Bila
pH kurang dari 7,00 maka larutan bersifat asam; bila pH di atas 7,00, larutan bersifat basa
atau alkalin. Larutan bersifat lebih asam, bila [H3O+
] meningkat dan pH menurun. Larutan
bersifat lebih basa, bila [H3O+] menurun dan pHnya meningkat.
Gambar 6.9 memberikan nilai pH dari sejumlah bahan yang telah umum dikenal.
Anda boleh menggunakannya sebagai pedoman. Karena pH merupakan suatu skala
logaritma, maka perubahan setiap unit dalam pH berarti perubahan 1/10 dari jumlah [H3O+]
yang ada.
Gambar 6.9 Harga pH dari sejumlah bahan
Umum dengan rentang nilai 0-14
H. Kesetimbangan Larutan Asam lemah dan Basa lemah
Biasanya cuka dalam larutan mengandung asam asetat sebagai zat terlarut yang
utama; dan memberikan aroma asam. CH3COOH adalah asam lemah, sedangkan HCl
asam kuat. Dalam larutan HCl, perubahan menjadi H3O+
sangat sempurna, tetapi reaksi
dalam larutan asam asetat tidak berjalan secara sempurna. Untuk larutan dengan molaritas
zat terlarut yang sama, hanya ada sedikit H3O+
dalam CH3COOH (aq) dibandingkan dengan
yang ada dalam HCl (aq). Dan ingat, makin rendah [H3O+
] berarti makin tinggi pH.

19. 129
[H3O+] = K a C a
pH = ½ pKa - ½ log Ca
[OH-] = K bC b
pOH = ½ pKb - ½ log Cb
Gambar 6.10 Bukti bahwa asam karbonat
merupakan asam lemah
Untuk menghitung nilai pH larutan asam/basa lemah diperlukan tetapan ionisasi
secara tepat, yaitu Ka dan Kb. Anda akan temukan tetapan ionisasi ini dalam Tabel 3.
Dalam setiap perhitungan, kita juga akan menggunakan rumus pKa = - log Ka; pKb
= - log Kb. Makin kecil nilai pKa dan pKb berarti makin besar nilai Ka dan Kb, makin rendah
nilai pH berarti makin tinggi [H3O+
]. Berdasarkan Tabel 6.3 di dapat, makin meningkat nilai
pKa dan pKb maka kekuatan asam dan basa makin menurun.
 Untuk asam lemah, jika [H3O+] lebih kecil dari 0,05 Ca, gunakan rumus berikut:
 Untuk basa lemah:
TABEL 6.3 Tetapan beberapa Asam dan Basa Lemah dalam Air pada 250
C
Kesetimbangan Ionisasi Tetapan Ionisasi pK
Asam Anorganik
HClO2 + H2O  H3O+
+ ClO2
HNO2 + H2O  H3O+
+ NO -
2
HF + H2O  H3O+
+ F-
HOCl + H2O  H3O+
+ Ocl-
HOBr + H2O  H3O+
+ Obr-
HCN + H2O  H3O+
+ CN-
CH2ClCOOH + H2O  H3O+
+ CH2ClCOO-
HCOOH + H2O  H3O+
+ HCOO-
C6H5COOH + H2O  H3O+
+ C6H5COO-
CH3COOH + H2O  H3O+
+ CH3COO-
NH3 + H2O  NH + + OH-
4
H2NNH2 + H2O  H2NNH2 + OH-
Ka=
Asam Klorat 1,1 x 10-2
1,96
Asam Nitrit 7,2 x 10-4
3,14
Asam Fluorida 6,6 x 10-4
3,18
Asam Hipoklorit 2,9 x 10-8 7,54
Asam Hipobromit 2,5 x 10-9
8,60
Asam Sianida 6,2 x 10-10
9,21
Asam Karboksilat Ka=
Asam Kloroasetat 1,4 x 10-3
2,85
Asam Format 1,8 x 10-4
3,74
Asam Benzoat 6,3 x 10-5
4,20
Asam Asetat 1,8 x 10-5
4,74
Basa Anorganik Kb=
Ammonia 1,8 x 10-5
4,74
Hidrazin 8,5 x 10-7
6,07

20. 130
︵
︶
2
H
O
-
H
O
l
o
m
2
g
M
l
o
m
1
x
-
H
O
l
o
m
4
-
0
1
x
3
,
3
L
1
3
Amina
(CH3)2NH + H2O  (CH3)2NH +
+ OH-
2
CH3CH2NH2 + H2O  CH3CH2NH3 +
+
OH-
CH3NH2 + H2O  CH3NH + + OH-
3
HONH2 + H2O  HONH +
+ OH-
3
C3H5N + H2O  C3H5NH+
+ OH-
C6H5NH2 + H2O  C6H5NH +
+ OH-
3
Kb=
Dietilamina 5,9 x 10-4
3,23
Etilamina 4,3 x 10-4
3,37
Metilamina 4,2 x 10-4
3,38
Hidroksiamina 9,1 x 10-9
8,04
Piridin 1,5 x 10-9
8,82
Anilin 7,4 x 10-10
9,13
Contoh:
a. Seorang siswa menentukan pH “larutan magnesia” – suatu suspensi magnesium
hidroksida padatan dalam larutan jenuh, diperoleh nilai pH 10,52. Berapa molaritas
Mg(OH)2 dalam larutan jenuh tersebut ? Mg(OH)2(s) yang tidak larut tidak berpengaruh
pada perhitungan.
b. Hitung pH larutan CH3COOH(aq) 0,1 M. (Ka = 1,8 x 10-5)
c. Berapakah pH dari larutan NH3(aq) 0,1 M ? (Kb = 1,8 x 10-5
)
Penyelesaian:
a. Asumsikan bahwa magnesium hidroksida yang larut mengalami disosiasi secara
sempurna.
Reaksi: Mg(OH)2(aq)  Mg2+
(aq) + 2OH-
(aq); maka:
pOH = 14 – pH  pOH = 14 – 10,52 = 3,48
log [OH-
] = - 3,48  [OH-] = 10-3,48
= 3,3 x 10-4
M
Dari perhitungan tersebut kita dapatkan
Molaritas =
b. 
H O

 
= 1,7 x 10-4
mol Mg(OH)2/L = 1,7 x 10-4
M Mg(OH)2
= 4,24 x 10-3
M
pH = - log 4,24 x 10-3
= 2,87
c. OH  = 4,24 x 10-3
M
pOH = - log 4,24 x 10-3
= 2,87
pH = 14 – 2,87 = 11,13
Latihan 6:
a. Berapakah pH larutan yang dibuat dari 0,0155 mol Ba(OH)2 dalam 735 mL air ?
Asumsikan bahwa Ba(OH)2 mengalami disosiasi secara sempurna.
b. Tentukan pH C6H5COOH (asam benzoat) 0,25 M. Lihat nilai Ka dari Tabel 3.
c. Berapakah pH dari NH3(aq) 0,001 M. Lihat nilai Ka dari Tabel 3.
1,8x105
x101
1,8x105
x101

21. 131
3 4
3 4
4 2 3 4
I. Asam-asam poliprotik
Asam klorida, HCl, mengandung satu atom H dalam tiap molekul yang terionisasi;
dan merupakan asam monoprotik kuat. Asam asetat, CH3COOH, mengandung empat atom
H dalam tiap molekul, tetapi hanya satu atom yang terionisasi, dan merupakan asam
monoprotik lemah. Asam karbonat, H2CO3, mengandung dua atom H dan
keduanyaterionisasi; asam ini merupakan asam diprotik lemah. Asam fosfat, H3PO4,
mengandung tiga atom H, yang kesemuanya terionisasi; asam ini merupakan asam tripotik.
H2CO3 dan H3PO4 diklasifikasikan sebagai asam poliprotik. Asam poliprotik merupakan
asam-asam yang mengandung lebih dari satu atom hidrogen tiap molekul yang dapat
dilepaskan menajdi ion H+.
1. Asam Fosfat
Asam fosfat, H3PO4 terurai menghasilkan ion hidrogen dalam tiga tahap:

H O

H PO 

(a) H3PO4 + H2O  H3O+
+ H2PO4
-
; Ka1 
H3PO4 
= 7,1 x 10-3

H O

 
HPO2


 (b) H2PO4
-
+ H2O  H3O+
+ HPO4
2-
; Ka2 
 

= 6,3 x 10-8
H3 PO4 

H O

 
PO3


 (c) HPO 2- + H O  H O+ + PO 3- ; Ka3 

 2
 = 4,3 x 10-13
H3 PO4 

[H2PO4
-
Harga Ka1, Ka2 dan Ka3 makin berkurang, berarti pada setiap tahap pengionan lebih sedikit
dibandingkan tahap sebelumnya. Hal ini karena dalam ionisasi tahap pertama, terjadi
pelepasan proton secara sempurna, sedangkan pada ionisasi tahap kedua dan ketiga
pelepasan proton lebih sulit. Berdasarkan pengamatan secara umum tentang asam
poliprotik ada dua kesimpulan.
1. Umumnya nilai Ka1>> Ka2>> Ka3, sehingga diasumsikan bahwa semua ion H3O+ dalam
larutan berasal dari ionisasi tahap pertama.
2. Karena nilai Ka2 kecil, maka jumlah anion yang terbentuk dari ionisasi tahap pertama
hanya sedikit sekali menglami ionisasi lebih lanjut.
2. Asam Sulfat
Asam sulfat, merupakan asam diprotik lain, yang mengalami ionisasi secara
sempurna pada tahap pertama, dan tidak sempurna pada tahap kedua.
(a) H2SO4 + H2O  H3O+
+ HSO4
-
Ka1= 10-3
3 2 4

22. 132
3 4
4 2 3 4
4
3
3
3 2
4
pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg
pH = ½ pKw – ½ pKa – ½ log Cg
pH = ½ pKw + ½ pKa – ½ pKb

H O

 
SO2


 (b) HSO -
+ H O  H O+
+ SO 2-
; Ka2 
 

 = 1,1 x 10-2
HSO4 
Harga Ka1 yang sangat besar menunjukkan bahwa hampir 100% terurai menjadi H3O+
dan
HSO -
.
HSO4
-
+ H2O  H3O+ + SO42-;
Hidrolisis
Garam adalah elektrolit kuat yang terurai sempurna menjadi ion. Anion dan kation
dari garam atau kedua-duanya dapat bereaksi dengan air. Reaksi ini disebut hidrolisis.
Dalam Na2CO3 (aq), CO 2-
mengalami hidrolisis, sedangkan Na+
tidak. Kation-kation lain dari
golongan IA dan golongan IIA juga tidak mengalami hidrolisis. Kation-kation logam tidak
mengalami hidrolisis, karena partikel-partikel tersebut berukuran kecil dan bermuatan tinggi.
Pada ummunya garam yang mengalami hidrolisis mempengaruhi pH larutan.
1. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat membentuk larutan yang bersifat
netral (pH = 7). Kation dan anionnya tidak mengalami hidrolisis dalam air. Contoh: NaCl,
KNO3, dan BaI2.
2. garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat membentuk larutan yang bersifat
basa (pH > 7), terjadi terjadi hidrolisis parsial. Anion akan terionisasi sebagai basa.
Contoh: Na2CO3, KNO2, CH3COONa. CO 2-, NO -, dan CH3COO- adalah basa konjugat
dari asam lemah; kesemuanya merupakan basa yng lebih kuat dari Cl-
, NO -
, dan I-
.
3. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah membentuk yang bersifat asam (pH
< 7), terjadi hidrolisis parsial. Kation mengalami hidrolisis sebagai asam. Conttoh: NH4Cl,
NH4NO3, dan NH4Br. NH + adalah asam konjugat dari basa lemah NH3.
NH4
+
4. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah terjadi hidrolisis sempurna dan
membentuk larutan yang bersifat asam, netral atau basa. Kation bertindak sebagai asam
dan anion sebagai basa, tetapi pH larutan tergantung pada kekuatan relatif asam lemah
dan basa lemah. Contoh: NH4CN, NH4NO2, dan CH3COONH4.
Untuk menjawab pertanyaan pada soal contoh 7(b), diperlukan tetapan ionisasi
untuk kedua reaksi hidrolisis tersebut. Nilai tetapan diturunkan dari keduanya, sebagai
contoh hidrolisis dari:

23. 133
4
O
P
3
H
4
O
P
3
H
l
o
g
8
m
1
9
x
4
O
P
g
0
0
1
3
H
g
5
4
a
Ka x Kb = Kw
CH3COO-
+ H2O  CH3COOH + OH-
Kb = ?
CH3COOH 
OH 



Kb 
CH OOH 

= ?
 3 
Dua konsentrasi dalam Kb sama dengan Ka untuk ionisasi asam asetat, asam
konjugat dari CH3COO-. Kemudian Kb untuk CH3COO- dan Ka untuk CH3COOH akan
dihubungkan satu sama lain. Bila kita mengalikan kedua pembilang dan penyebut Kb
dengan [H3O+
], maka
CH3COOH 
OH 

 
H3O

 K 1,0x1014
Kb   w
 = 5,6 x 10-10
5
CH3OOH 

 
H3O

 K 1,8x10
Ingat bahwa [OH-
][H3O+
] ekivalen dengan Kw.
CH3COO

 
H3O




CH3OOH 

menunjukkan kebalikan Ka untuk asam asetat, 1/Ka.
Cara umum untuk menuliskan persamaan di atas adalah sebagai berikut.
Contoh
a. Suatu industri menggunakan asam fosfat untuk menghilangkan deposit dari ketel uap
pabriknya. Larutan yang digunakan adalah H3PO4 5% berat (d = 1,03 g/ml). Berapakah
pH dari larutan dalam pembersih ketel uap tersebut ?
b. Prediksikan apakah larutan-larutan berikut bersifat asam, basa atau netral: (a) NH4I(aq),
(b) CH3COONH4(aq)
c. Hitung pH larutan natrium asetat, CH3COONa(aq) 0,25 M.
Penyelesaian
a. Ingat bahwa semua H3O+
berasal dari ionisasi tahap pertama:
H3PO4 + H2O  H3O+
+ H2PO -
Massa 1,00 L sampel larutan adalah
Massa = 1,00 L x
1000L
1L
=
1,03g
mL
= 1030 g
Jumlah mol H3PO4 dalam 1,00 L larutan adalah
? mol H3PO4 = 1030 g x = 0,5 molH3PO4
Jadi asam dalam pembersih ketel uap adalah H3PO4 0,5 M.

24. 134
4
4
4 2 3 3
4 2 3 3 3 2 3
a
H3PO4 + H2O  H3O+
+ H2PO -
Konsentrasi mula, M: 0,5 - -
Perubahan,M: -x +x +x
Kons. Kesetimbangan, M: (0,5-x) x x

H O

 
H PO



Ka1 
H3PO4 
= 7,1 x 10-3
Jika dianggap bahwa x << 0,5, maka (0,5-x) = 0,5, maka dapat ditulis
x2
= 0,5 x 7,1 x 10-3
= 4 x 10-3
 x = [H3O+
] = 0,06 M
pH = - log [H3O+
] = - log (0,06) = 1,2
Asumsi kita ternyata tidak dapat digunakan, karena x lebih besar dari 5% dari [H3PO4]. x
= 0,06 adalah 12% dari 0,5.
b. NH4I adalah garam yang berasal dari asam kuat, HI, dan basa lemah, NH3. Kation, NH +,
mengalami hidrolisis, dan menghasilkan larutan yang bersifat asam.
NH +
+ H O  NH + H O+
Anion I-, merupakan basa yang sangat lemah, sehingga tidak dapat terhidrolisis.
Ammonium asetat adalah garam yang berasal dari asam lemah, CH3COOH, dan basa
lemah, NH3. Seperti yang ditunjukkan oleh poin 4 di atas; kedua ion mengalami hidolisis:
NH +
+ H O  NH + H O+
dan CH COO-
+ H O  CH COOH + OH-
c. Dalam larutan CH3COONa(aq), ion asetat terionisasi sebagai basa, dan mempunyai nilai
Kb. Persamaan reaksi hidrolisis ditunjukkan sebagai berikut.
CH3COOH 
OH 

 
H3O

 K 1,0x1014
Kb   w
 = 5,6 x 10-10
5
CH3OOH 

 
H3O

 K 1,8x10
Kita asumsikan bahwa x << 0,25, maka (0,25 – x) = 0,25
x2
= 5,6 x 10-10
 x2
= 1,4 x 10-10
0,25 x = [OH-
] = (1,4 x 10-10
)½
= 1,2 x 10-5
pOH = - log [OH-
] = - log (1,2 x 10-5
) = 4,92
pH = 14,00 – pOH = 14,00 – 4,92 = 9,08
Atau dengan cara praktis :
pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log Cg = 7+ 2,37 – 0,3 = 9,07
3 2 4
CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH-
Konsentrasi awal, M: 0,25 - -
Perubahan,M: -x +x +x
Kons. Kesetimbangan, M: (0,25-x) x x

25. 135
4 4

H  A 
 
Bila suatu garam menghasilkan CH3COO-,
kesetimbangan akan bergeser kearah kiri
Latihan 7
a. Berapa konsentrasi ion dihidrogen fosfat H2PO -, dan ion hidrogen fosfat HPO 2-, dalam
pembersih ketel pada contoh diatas?
b. Prediksikan apakah larutan-larutan berikut bersifat asam, basa atau netral: (a)
NaNO3(aq), (b) CH3CH2COOK(aq).
c. Hitung pH larutan NH4Cl 0,052 M.
J. Pengaruh Ion Senama
Perhatikan garam CH3COONa, yang terbentuk dari basa kuat dan asam lemah, bila
dalam larutan terdapat campuran asam asetat, CH3COOH, dan natrium asetat, CH3COON,
maka keduanya menghasilkan ion asetat, CH3COO-
.
CH3COOH (aq) + H2O  H3O+
+ CH3COO-
CH3COONa (s) H

2O

 Na+
+ CH3COO-
Asam asetat adalah asam lemah yang hanya sedikit terurai menjadi ion, dan dalam
larutan terdapat kesetimbangan. Sedangkan garam CH3COONa adalah elektrolit kuat,
terurai sempurna menjadi Na+
dan CH3COO-
. Dalam penambahan ion CH3COO-
dalam
larutan yang berasal dari CH3COONa maka, sesuai dengan azas Le Chatelier reaksi
kesetimbangan CH3COOH akan bergeser ke kiri.
CH3COOH + H2O  H3O+
+ CH3COOH
Asam(1) basa(2) asam(2) basa(1)
CH3COO-
adalah suatu basa yang dikonsumsi dalam reaksi balik, maka H3O+
adalah
asam. Karena [H3O+
] berkurang maka pH larutan akan meningkat. Dalam larutan asam
asetat dan larutan natrium asetat, ion asetat adalah ion senama yang mempengaruhi
pergeseran kesetimbangan.
Perhatikan suatu larutan yang merupakan campuran dari asam lemah HA dan
garamnya BA.
BA B+
+ A-
; HA  H+
+ A-
Tetapan ionisasi Ka:
Ka =
 
   dan [H+
] = Ka
HA
HA
A 

Oleh karena [HA] hanya sedikit mengion, sedangkan BA terurai sempurna maka [HA]
dianggap sebagai konsentrasi asam dan [A-] sebagai konsentrasi garam. Maka:

26. 136
Persamaan ini dikenal dengan persamaan henderson – Hasselbalch
K. Larutan Buffer
Larutan asam asetat-natrium asetat dari contoh diatas juga dinamakan larutan buffer
(larutan penahan). Larutan buffer adalah suatu zat yang hanya mengalami perubahan
sedikit pada pH bila sejumlah kecil asam kuat atau basa kuat ditambahkan.
Larutan buffer mempunyai aplikasi yang penting dalam industri, laboratorium, dan
kehidupan makhluk hidup. Beberapa reaksi kimia tertentu dapat mengkonsumsi,
menghasilkan, dan dikatalisis oleh H3O+
. Untuk mempelajari kinetika reaksi-reaksi tersebut,
atau mengendalikan laju reaksinya, pH harus diatur. Pengaturan ini dapat dilakukan jika
reaksi dilakukan dalam larutan buffer. Reaksi katalisis enzim umumnya peka terhadap
perubahan pH. Penelitian protein sering dilakukan dalam larutan buffer, karena besar dan
jenis muatan listrik yang dimiliki oleh molekul protein tergantung pada pH.
Fakta bahwa penambahan ion senama dam larutan asam lemah atau basa lemah
menghasilkan pergeseran kesetimbangan kearah molekul asam atau basa yang tidak
terurai. Oleh karena itu larutan buffer dapat didefinisikan sebagai:
Campuran asam lemah dan garamnya (basa konjugatnya)
Campuran basa lemah dan garamnya (asam konjugatnya)
pH dari larutan buffer dapat dihitung dari persamaan Henderson-Hasselbalch.
Beberapa sifat larutan buffer:
a. Mempunyai pH tertentu (persamaan Henderson-Hasselbalch)
b. pH-nya relatif tidak berubah bila ditambah sedikit asam atau basa
c. pH-nya tidak berubah bila diencerkan
Contoh
a. Hitung pH larutan yang mengandung CH3COOH 0,10 M dan CH3COONa 0,15 M.
b. Suatu larutan buffer mengandung NH3 0,24 M dan NH4Cl 0,20 M. (a) Berapa pH larutan
buffer tersebut? (b) Bila NaOH 0,0050 mol ditambahkan ke dalam buffer 0,500 L ini,
berapa pHnya?
(Kb = 1,8 x 10-5
)
pOH = pKb + log
garam
basa
pH = pKa + log
garam
asam

27. 137
4
4
4 2 3
4
Penyelesaian
a. CH3COONa(s) H

2O

 Na+
(aq) + CH3COO-
(aq)

CH3COO 



pH = pKa + log
CH OOH 


pKa = - log Ka = - log (1,8 x 10-5
) = 4,74
pH = 4,74 + log
0,15
0,10
= 4,92
b. Persamaan yang relevan adalah sebagai berikut: NH3 + H2O  NH +
+ OH-
[OH-
] = Kb x
NH3 

NH 


 [OH-
] = 1,8 x 10-5
x
0,24
0,20
= 2,2 x 10-5
pOH = - log [OH-] = - log (2,2 x 10-5) = 4,66
pH = 14,00 – pOH = 14,00 – 4,66 = 9,34
Pertama, hitung penetralan akibat penambahan NaOH. Penambahan 0,005 mol OH- ke
dalam buffer 0,500 L menghasilkan [OH-
] = 0,005 mol OH/0,500 L = 0,010 M. [OH-
] ini
berkurang sampai mendekati nol dengan penetralan.
NH +
+ OH-
 H O + NH
Buffer awal, M: 0,20M 0,24M
Penambahan: 0,01M
Perubahan: -0,01M -0,01M +0,01M
Setelah Penetralan: 0,19M ≈0 M 0,25M
Sekarang kita terapkan persamaan berikut.
NH3 

0,25
[OH-] = Kb x

NH 

= 1,8 x 10-5 x
0,19
= 2,4 x 10-5
pOH = - log [OH-
] = - log (2,4 x 10-5
) = 4,62
pH = 14,00 – pOH = 14,00 – 4,62 = 9,38
Sebagai alternatif, kita dapat menerapkan persamaan Handerson-Haselbalch:
Dalam hal ini, asam adalah NH4
+
dan garam adalah NH3. Ingat kembali bahwa pKa + pKb
= 14,00, dan kita punya
pKa = 14,00 – pKb = 14,00 – [- log (1,8 x 10-5
)]
= 14,00 – 4,74 = 9,26
pH = 9,26 + log
0,25
 pH = 9,26 + 0,12 = 9,38
0,19
3

28. 138
4
4
4
Latihan 8
a. Hitung pH larutan yang mengandung NH3 0,15 M dan NH4NO3 0,35 M.
NH3 + H2O  NH +
+ OH-
Kb = 1,8 x 10-5
b. Hitung pH suatu larutan buffer yang dibuat dengan cara mencampurkan 100 mL NaOH
0,20 M dan 150 mL CH3COOH 0,40 M. (Ka = 1,8 x 10-5
)
L. Hasil Kali Kelarutan
Kelarutan suatu zat adalah jumlah zat yang melarut dalam satu liter larutan jenuh
pada suhu tertentu. “Jumlah” zat dapat dinyatakan dalam mol atau gram. Kelarutan molar
suatu zat (S) adalah jumlah mol zat yang melarut dalam satu liter larutan jenuh pada suhu
tertentu. Sedangkan hasil kali kelarutan suatu garam adalah hasil kali konsentrasi semua ion
dalm larutan jenuh pada suhu tertentu dan masing-masing ion diberi pangkat dengan
koefisien dalam rumus tersebut.
AgCl Ksp = [Ag+
][Cl-
] = 1,78 x 10-10
Ag2CrO4 Ksp = [Ag+][CrO 2-] = 1,3 x 10-12
CaK2(SO4)26H20 Ksp = [Ca2+
][K+
][SO 2-
]2
= 1 x 10-9
Kelarutan Ksp, pKsp
Ksp suatu garam adalah ukuran kelarutan garam tersebut. Bila diketahui kelarutan
molar, maka Ksp dapat dihitung. Sebaliknya bila diketahui Ksp maka dapat dihitung
kelarutan molar. Selain Ksp sering digunakan pKsp (- log Ksp). Secara aljabar, semakin
kecil Ksp semakin besar pKsp. Harga pKsp yang besar (positif) menunjukkan kelrutan yang
kecil, pKsp yang kecil (negatif) menunjukkan kelarutan besar.
M. Indikator pH
Suatu indikator yang umumnya digunakan untuk menguji pH air kolam renang.
Dengan menambahkan sedikit tetesan fenol merah ke dalam sejumlah kecil air suling,
warna air kelihatan sedikit jingga. Sekarang, peras jeruk ke dalam air dan warna berubah
menjadi kuning. Dalam larutan ammonia warna indikator tersebut berubah menjadi merah.
Gambar 6.11 Pengujian pH air kolam

29. 139
Untuk menjelaskan perubahan warna ini, kita lihat terbentuknya warna kuning dari
indikator asam fenol merah, Hin, dan terbentuknya warna merah indikator basa, In-
.
Kesetimbangan terjadi diantara keduanya, dengan konsentrasi kesetimbangan Hin dan In-
tergantung pada [H3O+] dan pH.
Hin + H2O  H3O+
+ In-
Kuning Merah
Secara umum: Hin + H2O  H3O+
+ In-
(warna A) (warna B)
Sehingga:
Transisi warna asam ke warna basa terjadi pada daerah pH atau Interval warna indikator,
seperti pada Tabel dan Gambar berikut.
TABEL 6.4 INDIKATOR
Indikator
Warna
pKin
Daerah pH
(Interval warna)
Asam Basa
Timol Biru Merah Kuning 1,5 1,2 – 2,8
Metil Jingga Merah Kuning 3,7 3,2 – 4,4
Bromkesol Hijau Kuning Biru 4,7 3,8 – 5,4
Metil Merah Kuning Merah 5,1 4,8 – 6,0
Bromtimol Biru Kuning Biru 7,0 6,0 – 7,6
Fenol Merah Kuning Merah 7,9 6,8 – 8,4
Fenolftalein Tidak Berwarna Merah 9,4 8,2 – 10,0
Gambar 6.12.Rentang pH masing-
masing indikator
pH = pKin + log
B
A
a
a
n
n
r
a
w
r
a
w

30. 140
Gambar 6.13. Indikator kertas lakmus dan indikator universal
Salah satu indikator pH yang umum digunakan dalam laboratorium kimia adalah
lakmus, suatu zat yang diekstraksi dari sebangsa tumbuhan lumut. Umumnya lakmus
digunakan dalam bentuk kertas yang direndam dalam larutan air dan kemudian dikeringkan.
Kertas ini dibasahi dengan larutan yang sedang diuji. Rentangan pH yang didapat dari
perubahan warna lakmus lebih lebar daripada indikator-indikator pH yang lain, sehingga
lakmus hanya digunakan sebagai petunjuk umum apakah larutan bersifat asam atau basa.
Indikator Lakmus: pH < 4,5 pH > 8,3
Merah Biru
N. Reaksi Penetralan dan Kurva Titrasi
Penetralan adalah reaksi dari asam dan basa dan titrasi adalah teknik yang biasa
digunakan untuk penetralan. Titik kritis titrasi adalah titik ekivalen, suatu titik di mana asam
dan basa berada bersama-sama dalam proporsi stoikiometri, tanpa sisa.Kita dapat
menggunakan perubahan warna dari indikator asam-basa untuk menetapkan titik ekivalen.
Titik pada titrasi di mana indikator indikator berubah warna dinamakan titik akhir dari
indikator, yang didapatkan dengan cara
menyesuaikan titik akhir indikator dengan titik
ekivalen dari penetralan. Sehingga, kita
memerlukan suatu indikator yang perubahan
warnanya terjadi dalam rentang pH yang meliputi
pH sesuai dengan titik ekivalen. Semua nilai-nilai
yang didapatkan digambarkan dalam kurva
titrasiuntuk reaksi penetralan – grafik pH versus
volume titran (larutan yang ditambahkan dari buret).

31. 141
Titrasi Asam Kuat oleh Basa Kuat
Bayangkan kita menempatkan 20 mL HCl 0,50 M dalam sebuahlabu erlenmeyer
kecil dan titrasi asam kuat ini dengan menambahkan NaOH 0,50 M (basa kuat) dari buret.
Untuk menentukan data kurva titrasi, kita menghitung pH dari larutan yang terkumpul pada
bermacam-macam titik selama berlangsungnya titrasi. Kemudian, kita plot nilai-nilai pH ini
versus volume NaOH (aq) yang ditambahkan. Dari kurva titrasi kita dapat menentukan pH
pada titik ekivalen dan mengidentifikasi indikator yang tepat untuk titrasi.
Gambar 6.14 dan Gambar 6.15 mengilustrasikan kurva titrasi asam kuat HCl dan
asam lemah CH3COOH oleh basa kuat.
 pH rendah pada permulaan titrasi.
 pH berubah secara lambat sampai sebelum tercapainya titik ekivalen.
 Tepat sebelum titik ekivalen, pH meningkat secara tajam.
 Pada titik ekivalen, pH adalah 7,00.
 Setelah titik ekivalen, pH terus meningkat secara tajam.
 Sedikit melebihi titik ekivalen, pH tinggi.
 Indikator apapun yang perubahan warnanya terjadi dalam rentang pH 4 sampai 10,
cocok untuk titrasi ini.
Gambar 6.14Kurva titrasi 50 mL HCl 0,1M dengan NaOH 0,1M
Titrasi Asam Lemah oleh Basa Kuat
Bila kita gunakan basa kuat sebagai titran dalam titrasi dari dua larutan berbeda
yang mempunyai molaritas sama – yang satu asam kuat dan yang lain, asam lemah – kurva
titrasi yang kita dapatkan mempunyai dua karakteristik yang umum: (1) volume basa yang

32. 142
diperlukan untuk mencapai titik ekivalen sama untuk kedua lerutan tersebut, (2) bagian
kurva setelah titik ekivalen banyak sekali kesamaan. (Dalam kasus ini larutan mempunyai
kelebihan OH-
).
Perbedaan dengan tritasi asam kuat, dalam titrasi asam lemah oleh basa kuat
adalah sebagai berikut (lihat Gambar 6.15).
 pH awal lebih tinggi. Karena asam lemah hanya terionisasi sebagian.
 Pada titik dimana asam lemah setengah dinetralkan, adalah pH = pKa. Pada titik ini
konsentrasi asam lemah dalam larutan buffer dan basa konjugatnya (anionnya) adalah
sama.
 pH pada titik ekivalen lebih besar dari 7, karena anion asam lemah terhidrolisis.
 Bagian terjal dari kurva titrasi pada titik ekivalen dalam rentang pH yang sempit.
 Pemilihan indikator yang cocok untuk titrasi asam lemah oleh basa kuat lebih terbatas.
Khususnya, kita dapat menggunakan indikator yang perubahan warnanya dibawah pH 
7.
Contoh
Gambar 6.15 Kurva titrasi 50 mL asam lemah 0,1M dengan NaOH 0,1M
a. Diketahui kelarutan CaSO4 2,09 g/L pada 300
C. Hitung Ksp! (Diket.Mr CaSO4 = 136)
b. Berapakah pH pada masing-masing titik dalam titrasi 20 mL HCl 0,5 M oleh NaOH 0,5 M
H3O+
+ Cl-
+ OH-
 Na+
+ Cl-
+ 2H2O
(1) Sebelum penambahan NaOH (pH mula-mula)

33. 143
+
O
3
H
l
o
m
m
5
L
m
0
3
4
4
(2) Setelah penambahan 10 mL NaOH 0,5 M (titik tengah penetralan). Setengah dari
HCl mengalami penetralan, setengah yang tersisa.
(3) Setelah penambahan 20 mL NaOH 0,5 M (titik ekivalen). Tidak ada asam maupun
basa yang ada dalam larutan.
(4) Setelah penambahan 21 mL NaOH 0,5 M (setelah titik ekivalen). Titran berlebih ada.
Penyelesaian
a. Kelarutan molar, S = 2,09/136 = 1,54 x 10-2 mol/L
Reaksi: CaSO4 (s)  Ca2+
+ SO 2-
Ksp = [Ca2+] [SO 2] = S2  Ksp = (1,54 x 10-2)2
Ksp = 2,4 x 10-4
b. (1) Karena HCl asam kuat, HCl terionisasi secara sempurna. Untuk itu, larutan
mula-mula mempunyai [H3O+
] = 0,5 M, dan
pH = - log [H3O+
] = -log (0,5) = 0,301.
(2) Jumlah H3O+
yang dititrasi adalah: 20 mL x 0,5 mmol H3O+
/mL = 10 mmol
H3O+
Jumlah OH-
dalam 10 mL NaOH 0,5 M adalah:
10 mL x 0,5 mmol OH-
/mL = 5 mmol OH-
Kita dapat menyajikan reaksi penetralan dengan cara sebagai berikut.
H3O+
+ OH-
 2 H2O
Jumlah mula-mula, mmol 10
Penambahan, mmol 5
Perubahan,mmol -5 -5
Setelah bereaksi, mmol 5 0
Volume total dari 20 mL + 10 mL = 30 mL, dan
[H3O+
] = = 0,17 M; maka pH = -log [H3O+
] = - log 0,17 = 0,77
(3) Larutan yang terjadi adalah NaCl (aq). Karena tidak ada Na+
atau Cl-
yang
terhidrolisis, maka pH larutan = 7,00
(4) Jumlah OH-
dalam 21 mL dari NaOH 0,5 M adalah: 21 mL x 0,5 mmol OH-
/mL = 10,5
mmol OH-
. Maka:
H3O+
+ OH-
 2 H2O
Jumlah mula-mula, mmol 10
Penambahan, mmol 10,5
Perubahan,mmol -10 -10

34. 144
︵
︶+
O
L
3
m
H
l
1
o
m
m
5
,
0
2
+
0
2
Setelah bereaksi, mmol 0 0,5
Konsentrasi OH-
, pOH dan pH nya adalah:
OH- = = 0,01 M; maka pOH = -log [OH-] = -log 0,01 = 2
pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12
Latihan Soal 9
a. Diketahui Ksp AgBr pada 250C adalah 7,7 x 10-13. hitung kelarutan AgBr dalam g/L.
b. Untuk titrasi yang telah digambarkan dalam contoh b, tetukan pH setelah penambahan
volume NaOh 0,5M berikut: (1) 19,90 mL; (2) 19,99 mL; (3) 20,01 mL; (4) 20,10 mL.