Dokumen tersebut membahas tentang larutan elektrolit asam dan basa untuk pelajaran IPA kelas XI SMA. Secara singkat, dokumen tersebut membahas tentang (1) perbedaan larutan elektrolit kuat dan lemah berdasarkan daya hantarnya, (2) teori asam basa menurut Arrhenius dan konsep pH, serta (3) cara pembentukan larutan asam dan basa.

1. Media Mengajar
IPA KIMIA
Untuk SMA Kelas XI

2. BAB 7 LARUTAN ELETROLIT ASAM DAN
BASA

3. Tujuan Pembelajaran
1. Menganalisis dan mengamati larutan elektrolit melalui ekperimen daya hantar
listrik larutan.
2. Menganalisis perbedaan larutan elektrolit dan non-elektrolit berdasar
pengamatan percobaan daya hantar laistrik larutan.
3. Menganalisis houngan antara jenis ikatan dan daya hantar listrik dalam larutan.
4. Mendeskripsikan larutan asam dan basa berdasar berdasar hasil pengamatan
percobaan.
5. Menganalisis hubungan antara daya hantar larutan dengan sifat asam dan basa
suatu larutan.
6. Menganalisis dan mendeskripsikan sistem kesetimbangan air sebagai elektrolit
sangat lemah.
7. Membedakan larutan asam kuat dan asam lemah, basa kuat dan basa lemah
melalui percobaan dan literasi.
8. Mendeskripsikan konsep pH sebagai ukuran kekuatan asam dan basa melalui
diskusi dan literasi.
9. Menghitung pH larutan asam kuat, asam lemah, basa kuat dan basa lemah
berdasar analisis konsep pH.
10. Mendeskripsikan pengertian indikator sebagai alat penunjuk sifat asam, basa
atau netral dari suatu larutan.
11. Merancang percobaan untuk menemukan bahan alam yang dapat digunakan
sebagai indikator asam basa.
12. Memperkirakan pH larutan dengan menggunakan beberapa indikator melalui
percobaan.
Kata Kunci:
Larutan elektrolit, larutan non-
elektrolit, elektrolit kuat, elektrolit
lemah, asam, basa, netral, asam
kuat, asam lemah, basa kuat, basa
lemah, pH, indikator asam basa,
indikator universal.

4. A. Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
Ke dalam larutan CuCrO4 (biru tua) dialirkan aur listrik searah. Hasil
pengamatan menunjukkan bahwa:
Dalam lautan CuCrO4 mengalami reaksi ionisasi:
CuCrO4(aq)  Cu2+(aq) + CrO4
2-(aq)
Pada kutub positip berwarna kuning yang menunjukkan bahwa di kutub
positip berkumpul ion CrO4
2−
(ion 𝐶𝑟𝑂4
2−
berwarna kuning)
Pada kutub negatif berwarna biru menunjukkan bahwa pada kutub negatif
terkumpul ion Cu2 (ion Cu2+ berwarna biru).
Simpulannya ion-ion dalam larutan bergerak menuju ke kutub listrik yang
berlawanan muatan.
Svante Arrhenius (1884) berpendapat bahwa ion-ion yang bergerak inilah
yang berperan menghantar arus listrik.

5. A. Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
1. Ionisasi Senyawa dalam Larutan
NaCl padat merupakan senyawa ion yang didalamnya
terdapat ion-ion Na+ dan Cl- tetapi tidak menghantar
listrik karena ion-ion Na+ dan Cl- terikat sangat rapat
dalam kristal sehingga tidak bebas bergerak, sedangkan
dalam keadaan cair jarak antar ion-ion Na+ dan Cl-
sangat renggang sehingga bebas bergerak untuk
menghantarkan listrik. Oleh pengaruh air garam dapur
(NaCl) akan terurai menjadi ion positip (kation) Na+ dan
ion negatif (anion) Cl– yang bebas bergerak.
NaCl aq
H2O
Na+ aq + Cl−(aq)

6. A. Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
1. Ionisasi Senyawa dalam Larutan
Bagaimana dengan HCl yang merupakan senyawa kovalen? Karena HCl merupakan senyawa kovalen, maka HCl cair atau gas
tidak ada ion, yang ada molekul-molekul HCl sehingga walupun bebas bergerak tetapi karena bukan ion maka tidak dapat
membawa muatan listrik. Di dalam air molekul HCl tterionisasi membentuk ion-ion H+ dan Cl-
HCl(l)
H2O
H+
aq + Cl−
(aq)
Proses terurainya zat terlarut di dalam larutan menjadi ion-ion positip dan ion-ion negatif disebut dengan peristiwa ionisasi.
Contoh : NaCl(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq)
HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)
H2SO4(aq)  2 H+(aq) + SO4
2-
NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq)
Ba(OH)2(aq)  Ba2+(aq) + 2 OH-(aq)

7. A. Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
2. Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
Pada pengujian larutan dengan alat uji elektrolit ada tiga kemungkinan yang dapat
diperoleh yaitu,
1) Lampu menyala dan disekitar elektroda akan timbul gelembung-gelembung gas, maka
larutan yang diuji mempunyai daya hantar listrik yang baik dan disebut elektrolit kuat.
2) Lampu tidak menyala atau menyala redup dan disekitar elektroda timbul gelembung
gas, maka larutan yang diuji mempunyai daya hantar listrik yang lemah atau elektrolit
lemah.
3) Lampu tidak menyala dan disekitar elektroda tidak terdapat gelembung gas, maka
larutan yang diuji tidak menghantar listrik atau non elektrolit.

8. A. Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
2. Larutan Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
Daya hantar larutan elektrolit ditentukan oleh banyak sedikitnya ion yang terjadi oleh
proses ionisasi, makin banyak ion yang terdapat didalam larutan makin kuat daya hantar
listriknya. Larutan elektrolit yang daya hantar listriknya kuat disebut dengan elektrolit kuat
dan larutan yang daya hantar listriknya lemah disebut dengan larutan elektrolit lemah.
Semua senyawa ion yang larut dalam air akan menjadi larutan elektrolit kuat karena
terionisasi sempurna. Beberapa larutan senyawa kovalen termasuk pada larutan elektrolit
kuat karena terionisasi dalam persentase yang besar, misalnya larutan HCl, larutan H2SO4
dan larutan HNO3, sedangkan beberapa senyawa kovalen, misalnya NH3, CH3COOH, H3PO4
didalam larutan hanya terionisasi sebagian, maka dikelompokkan sebagai larutan elektrolit
lemah. Larutan senyawa kovalen dalam air yang tidak terionisasi merupakan larutan
nonelektrolit, misalnya larutan alkohol (C2H5OH), larutan glukosa (C6H12O6) larutan urea
(CO(NH2)2

9. B. Asam dan Basa
1. Larutan Asam dan Basa
Larutan ada yang bersifat asam, basa atau netral. Cuka, air keras dan air jeruk merupakan
larutan yang bersifat asam. Air kapur, air sabun, dan air soda kaustik merupakan contoh larutan
yang bersifat basa, sedangkan air suling, larutan garam dapur merupakan larutan yang bersifat
netral
2. Teori Asam Basa
Ada beberapa teori yang menjelaskan tentang asam dan basa, yaitu teori Arhenius (Svente
Svante August Arrhenius), kemudian teori asam basa Bronsted-Lowrey dan yang terakhir adfalah
teori asam-basa GN Lewis, dengan kelemahan dan keunggulannya masing-masing.
Menurut Arhenius asam kuat, merupakan asam yang derajad ionisasinya besar atau mudah
terurai dan banyak menghasilkan ion H+ dalam larutannya, yang termasuk asam kuat antara
lain HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 dan HClO4.

10. B. Asam dan Basa
2. Teori Asam Basa
Rumus Asam Nama Asam Reaksi Ionisasinya
HF asam fluorida HF (aq)  H+(aq) + F —aq)
HBr asam bromida HBr (aq)  H+ (aq) + Br— (aq)
H2S asam sulfida H2S (aq)  2 H+ (aq) + S2— (aq)
CH2COOH asam asetat ( cuka) CH3COOH (aq)  H+ (aq) + CH3COO— (aq)
HNO3 asam nitrat HNO3 (aq)  H+ (aq) + NO3
— (aq)
H2SO4 asam sulfat H2SO4 (aq)  2 H+ (aq) + SO4
2 — (aq)
H3PO4 asam fosfat H3PO4 (aq)  3 H+ (aq) + PO4
3— (aq)
H2C2O4 asam oksalat H2C2O4 (aq)  2 H+ (aq) + C2O4
2— (aq)

11. B. Asam dan Basa
2. Teori Asam Basa
Asam yang hanya menghasilkan sebuah ion H+ disebut
sebagai asam monoprotik, atau asam berbasa satu, asam
yang menghasilkan dua ion H+setiap molekulnya disebut
asam diprotik atau berbasa dua.
Basa kuat dan basa lemah, basa kuat merupakan basa
yang mudah terionisasi dalam larutannya dan banyak
menghasikan ion OH-, misalnya KOH, NaOH, Ba(OH)2 dan
Ca(OH)2. Tidak semua senyawa yang mengandung gugus
OH merupakan suatu basa, misalnya CH3COOH dan
C6H5OH justru merupakan asam. CH3OH tidak
menunjukan sifat asam atau basa didalam air.
Rumus
Basa
Nama Basa Ionisasi Basa
NaOH natrium
hidroksida
NaOH (s)  Na+ (aq) + OH— (aq)
KOH kalium
hidroksida
KOH (s )  K+ (aq) + OH— (aq)
Ca(OH)2 kalsium
hidroksida
Ca(OH)2 (s)  Ca2+ (aq) + 2OH— (aq)
Ba(OH)2 barium
hidroksida
Ba(OH)2 (s )  Ba2+ (aq) + 2 OH— (aq)
NH3 Amoniak NH3 (s) + H2O(l)  NH4
+ (aq) + OH— (aq)

12. B. Asam dan Basa
2. Teori Asam Basa
Teori asam dan basa menurut Svente Arrhenius tidak dapat untuk menjelaskan tentang sifat asam basa pada larutan
yang tanpa air (pelarutnya bukan air), misalnya asam asetat akan bersifat asam bila dilarutkan dalam air tetapi
ternyata sifat asam tersebut tidak nampak pada saat asam cuka dilarutkan dalam bensena. Untuk menjawab hal
tersebut, Bronsted- Lowrey berpendapat bahwa asam adalah spesi (ion atau molekul) yang berperan sebagai proton
donor (pemberi proton atau H+) kepada suatu spesi (molekul atau ion) yang lain. Basa adalah spesi (molekul atau
ion) yang bertindak menjadi proton aseptor (penerima proton atau H+)
Contoh :
H2O (l) + H2O(l)  H3O + (aq) + OH— (aq)
asam basa asam basa
Untuk reaksi kekanan :
H2O adalah asam karena memberikan ion H+ (proton donor) kepada molekul H2O untuk berubah menjadi
H3O+, H2O adalah basa karena menerima ion H+ (proton aseptor) dari molekul H2O dan berubah menjadi ion OH--

13. B. Asam dan Basa
2. Teori Asam Basa
Untuk reaksi kekiri :
ion H3 O+ adalah asam karena memberikan ion H+ (proton donor) kepada ion OH— dan
berubah menjadi H2O ion OH— adalah basa karena menerima H+ ( proton asseptor)
untuk berubah menjadi molekul H2O. H2O dan OH— merupakan pasangan asam basa
konjugasi, dimana OH— merupakan basa konjugat dari H2O dan sebaliknya molekul H2O
merupakan asam konjugat dari OH—.
H2O dan H3O+ juga merupakan pasangan asam basa konjugasi, dimana H2O adalah
basa konjugasi dari ion H3O+ dan sebaliknya H3O+ merupakan asam konjugat dari H2O.

14. B. Asam dan Basa
2. Teori Asam Basa
HCl dan Cl— merupakan pasangan asam basa konjugasi, dan H2O dan H3O+ juga merupakan asam basa konjugasi. HCl adalah
asam konjugat ion Cl— dan sebaliknya Cl— merupakan basa konjugat dari HCl.
Untuk menjelaskan sifat basa dari amoniak adalah sebagai berikut,
H2O (l) + NH3 (g)  NH4
+ (aq) + OH—- (aq)
asam 1 basa 2 asam 2 basa 1
Sifat basa dari larutan Na3PO4 dalam air dapat dijelaskan pula dengan teori asam basa Bronsted - Lowrey, dalam larutan
tersebut yang menyebabkan sifat basa adalah ion PO4
3— .
H2O (l) + PO4
3— (aq)  HPO4
2—(aq) + OH— (aq)
asam 1 basa 2 asam 2 basa 1
Konsep asam basa menurut Bronsted-Lowrey mempunyai keterbatasan, terutama di dalam menjelaskan reaksi – reaksi yang
melibatkan senyawa tanpa proton (H+), misalnya reaksi antara senyawa NH3 dan BF3 dan beberapa reaksi yang melibatkan
senyawa kompleks. Pada tahun 1932 ahli kimia G.N Lewis mengajukan konsep baru mengenai asam basa, sehingga dikenal
adanya basa Lewis dan asam Lewis. Menurut konsep tersebut yang dimaksud dengan basa Lewis adalah suatu senyawa
yang dapat memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain, atau donor pasangan elektron, sedangkan asam Lewis
adalah senyawa yang mampu menerima pasangan elektron atau aseptor pasangan elektron. Konsep ini lebih memperluas
konsep asam basa yang telah dikembangkan oleh Bronsted-Lowrey.

15. B. Asam dan Basa
3. Terbentuknya Larutan Asam dan Basa
Larutan asam dan basa dapat diperoleh dengan melarutkan asam atau basa secara langsung ke dalam air, dan bisa diperoleh
melalui reaksi antara senyawa oskida dengan air, oskida asam dengan air akan menghasilkan larutan asam dan oskida basa
dalam air akan menghasilkan basa, larutan basa juga dapat dihasilkan dari reaksi antara logam reaktif dengan air.
Oksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen, oksida asam merupakan oksida yang berasal dari unsur non-logam
dengan oksigen misalnya, CO2 ; SO2; P2O5; Cl2O7 dan sebagainya. Oksida asam bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan
larutan asam,
Contoh :
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3 (aq)
SO3(g) + H2O(l)  H2SO4 (aq)
P2O5(s) + 3H2O(l)  2H3PO4(aq)
Cl2O7(g) + H2O(l)  2HClO4(aq)

16. B. Asam dan Basa
3. Terbentuknya Larutan Asam dan Basa
Oksida basa merupakan oksida yang berasal dari unsur logam dengan oksigen, misalnya Na2O; CaO; Fe2O3
dan sebagainya, oksid basa bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan basa,
Contoh :
Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq)
CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(aq)
Fe2O3(s) + 3H2O(l)  2Fe(OH)3(aq)
Diantara senyawa oksida ada yang disebut dengan oksida indiferen yaitu oksida yang tidak dapat
membentuk asam maupun basa misalnya CO dan NO. Selain oksida indiferen terdapat pula oksida amfoter
yaitu okksida yang dapat membentuk asam ataupun basa tergantung lingkungannya, pada saat lingkungan
asam akan menjadi basa tetapi pada saat lingkungannya basa akan bersifat sebagai asam, misalnya Al2O3 dan
ZnO.

17. C. Kesetimbangan Ion dalam Larutan
Asam dan Basa
1. Kesetimbangan Ion dalam air
Air merupakan elektrolit sangat lemah karena sebagian kecil
dari molekul air terionisasi. Dari 10.000.000 molekul air hanya
ada 1 molekul air yang terionisasi dengan reaksi,
H2O (l )  H+ (aq) + OH— (aq)
Reaksi ionisasi air ini merupakan reaksi kesetimbangan sehingga berlaku hukum
kesetimbangan,
K =
H+ [OH−]
[H2O]
Air murni mempunyai konsentrasi yang tetap sehingga hasil
kali dari konsentrasi air murni dengan harga K juga akan
menghasilkan harga yang tetap,
K [H2O] = [ H+] [OH—] = tetap

18. C. Kesetimbangan Ion dalam Larutan
Asam dan Basa
1. Kesetimbangan Ion dalam air
Karena harga K[H2O] tetap maka tetapan kesetimbangan air dinyatakan sebagai tetapan ionisasi air dan diberi
lambang Kw,
Kw = [H+] [ OH—]
Harga tetapan ionisasi air adalah tetap pada suhu tetap dan reaksi ionisasi air merupakan reaksi endoterm
sehingga bila suhunya naik harga Kw akan semakin besar, pada suhu 25o C harga Kw adalah 10-14 . Dari
persamaan reaksi ionisasi air
H2O (l)  H+ (aq) + OH—(aq)
menunjukkan bahwa [H+] = [OH—] , maka dengan disubstitusikan kedalam persamaan,
Kw = [H+][ OH— ]
Kw = [H+][H+]
Kw = [H+]2
pada 25o C konsentrasi ion H+ dan OH– dapat ditentukan sebesar,
10-14 = [H+]2
[H+] = 10−14
= 10-7 mol dm-3
dan [OH—] = 10-7 mol dm-3

19. C. Kesetimbangan Ion dalam Larutan
Asam dan Basa
2. Pengaruh asam dan basa terhadap kesetimbangan air
Adanya ion H+ yang dihasilkan oleh suatu asam dan ion OH— yang dihasilkan suatu basa akan dapat
mengakibatkan terjadinya pergeseran kesetimbangan pada reaksi kesetimbangan air,
H2O(l)  H+ (aq) + OH— (aq)
a. Asam Kuat
Asam kuat merupakan asam yang dianggap terionisasi sempurna didalam larutannya. Bila didalam air terlarut
asam kuat , misalnya HCl 0,1 M maka akan dapat mengganngu kesetimbangan air,
H2O (l)  H+ (aq) + OH – (aq) ………………(1)
10-7 M 10-7 M
HCl (aq)  H+ (aq) + Cl – (aq) ……………...(2)
0,1 M 0,1 M 0,1 M

20. C. Kesetimbangan Ion dalam Larutan
Asam dan Basa
2. Pengaruh asam dan basa terhadap kesetimbangan air
a. Asam Kuat
Adanya ion H+ yang berasal dari HCl (reaksi 2) menyebabkan kesetimbangan air (reaksi 1) bergeser kekiri, sehingga
[H+ ] dan [OH—] dari air menjadi kurang dari 10-7. Dengan demikian [ H+ ] dari air pada reaksi (1 ) dapat diabaikan
terhadap [ H+ ] dari HCl. sebab dalam air murni saja hanya terdapat sebuah ion H+ dari sepuluh sejuta molekul air.
Jadi dapat disimpulkan bahwa untuk larutan asam kuat [H+] hanya dianggap berasal dari asam saja, sedangkan ion
[H+] dari air dapat diabaikan karena terlalu kecil jika dibandingkan dengan H+ yang berasal dari HCl 0,1 M,
Secara umum apabila di dalam air terdapat asam kuat (HnA) dengan konsentrasi a mol/liter, maka konsentrasi ion H+
dalam asam tersebut dapat dihitung dengan cara,
HnA (aq)  n H+ (aq) + An-- (aq)
a mol/L (n a) mol/L
(a : molaritas asam dan n : jumlah ion H+ yang dihasilkan dari ionisasi asam)
Apabila konsentrasi ion H+ dari asam sangat kecil mendekati konsentrasi ion H+ dari air (10-7), maka konsentrasi ion H+
dari air tidak dapat diabaikan.

21. C. Kesetimbangan Ion dalam Larutan
Asam dan Basa
2. Pengaruh asam dan basa terhadap kesetimbangan air
b. Basa Kuat
Basa kuat seperti hal-nya dengan asam kuat, yaitu basa yang didalam larutannya dianggap
terionisasi sempurna. Adanya basa kuat dalam larutan akan mengakibatkan kesetimbangan air
bergeser kekiri karena adanya ion OH— yang berasal dari basa tersebut. Seperti pada larutan
asam kuat maka pada basa kuat konsentrasi ion OH- yang berasal dari air karena terlalu kecil dapat
diabaikan, sehingga pada basa kuat L(OH)n berlaku,
L (OH)n (aq)  Ln+ (aq) + n OH – (aq)
b mol/L (n b ) mol/L
[OH—] = (n x b) mol/L
(b : asam dan n :jumlah ion OH— yang dihasilkan dalam ionisasi basa)

22. C. Kesetimbangan Ion dalam Larutan
Asam dan Basa
2. Pengaruh asam dan basa terhadap kesetimbangan air
c. Asam Lemah
Menurut Arhenius asam lemah adalah asam yang di dalam larutannya hanya sedikit terionisasi atau mempunyai derajad ionisasi yang kecil.
Raksi ionisasi pada asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan ionisasi, misalnya untuk asam HA,
HA (aq)  H+ (aq) + A– (aq)
Tetapan ionisasi pada asam lemah diberi lambang Ka,
𝐾𝑎 =
𝐻+ 𝐴−
HA
Dari persamaan ionisasi asam
HA(aq)  H+(aq) + A– (aq)
setiap satu molekul HA terionisasi akan menghasilkan sebuah ion H+ dan sebuah ion A– maka konsentrasi ion H+ yang berasal dari HA akan
selalu sama dengan konsnetrasi ion A- atau [H+] = [A–] , maka konsentrasi ion A – dapat disubstitusikan ke dalam persamaan
𝐾𝑎 =
𝐻+ 𝐴−
HA
Sehingga
𝐾𝑎 =
𝐻+
𝐻+
HA
[H+] 2 = Ka [HA]
[𝐻+
] = Ka[HA]
dimana, Ka = tetapan ionisasi asam
[HA] = konsentrasi asam

23. C. Kesetimbangan Ion dalam Larutan
Asam dan Basa
2. Pengaruh asam dan basa terhadap kesetimbangan air
d. Basa Lemah
Seperti halnya asam lemah, basa lemah hanya sedikit yang mengalami ionisasi, sehingga
reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan,
𝐵𝑂𝐻 𝑎𝑞 → 𝐵+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
Dengan cara penurunan yang sama, maka untuk menentukan konsentrasi ion 𝑂𝐻−
dalam
larutan dapat digunakan rumus,
𝑂𝐻−
= 𝐾𝑏 𝑀𝑏
Dari harga Kb dapat ditentukan besaran derajad ionisasi basa (α ),
𝛼 =
𝐾𝑏
𝑏𝑎𝑠𝑎
Kb dan α dapat digunakan sebagai ukuran kekuatan basa, makin besar harga Kb makin kuat
basanya dan makin besar harga derajad ionisasinya.

24. D. Derajad Keasaman
1. Konsep pH
Derajad keasaman suatu larutan menggambarkan konsentrasi ion H+ atau OH didalam larutan tersebut.
sedangkan didalam suatu larutan konsentrasi ion H+ dan OH- tidak dapat diketahui dengan melihat larutan
tersebut secara langsung, atau hanya dengan cara menghitung, tetapi harus dapat diukur dengan suatu alat.
Alat ukur derajad keasaman larutan adalah pH-meter atau dengan suatu indikator, yang didasakan kepada
harga pH suatu larutan.
Dari diskusi yang anda lakukan maka terdapat hubungan antara harga pH dengan konsentrasi ion H+ dalam
larutan adalah,
pH = - log [H+]
dan
pOH = - log [OH+]
Konsep pH merupakan logaritma negatif dari konsentrasi ion H+ dalam larutan diusulkan oleh Sorensen (1868 –
1939).

25. D. Derajad Keasaman
1. Konsep pH
Didalam kesetimbangan air terdapat tetapan kesetimbangan,
Kw = [H+ ] [OH – ]
Jadi dengan menggunakan pendekatan bahwa - log digantikan dengan p maka,
− log 𝐾𝑤 = − 𝑙𝑜𝑔 𝐻+
𝑂𝐻−
− log 𝐾𝑤 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻+ + −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
𝑝𝐾𝑤 = 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻
Pada suhu 25o C harga Kw = 10-14 maka didapat,
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14

26. D. Derajad Keasaman
2. Harga pH dan Sifat Larutan
Di dalam air yang bersifat netral terdapat kesetimbangan,
H2O(l)  H+(aq) + OH-(aq)
Pada 25oC harga tetapan kesetimbangan air (Kw) adalah 10-14, dari perhitungan terlah
diketahui bahwa di dalam air [H+] = [OH] = 10-7 M. Berdasar hal tersebut maka di dalam air
atau larutan yang bersifat netral harga pH = pOH = 7.
Apabila di dalam air terdapat asam (bersifat asam) maka [H+] > [OH-] dan pH <7, dan
sebaliknya apabila di dalam air terdapat basa (bersifat basa) maka [H+] < [OH-] dan pH >
7. Simpulannya adalah makin asam suatu larutan [H+] makin besar dan pH makin kecil.

27. D. Derajad Keasaman
3. Indikator Asam Basa
Indikator asam basa merupakan suatu zat yang mempunyai warna berbeda pada pH yang berbeda, misalnya
bromo timol biru (BTB) akan berwarna kuning dalam lingkungan asam, biru dalam basa dan hijau pada suasana
netral.
Salah satu teori tentang Indikator dianggap sebagai asam lemah dengan rumus umum HIn , di dalam larutan
terionisasi dengan reaksi,
HIn (aq)  H+ (aq) + In– (aq)
Harga tetapan kesetimbangan adalah,
Ka =
H+ In−
HIn
Pada pH = pKa atau [H+] = Ka Indikator, maka [In— ] sama dengan [HIn] yang tampak adalah warna campuran antara
warna HIn dan warna In—. Pada pH lebih rendah dari harga Ka yang tampak adalah warna HIn dan jika pH lebih
besar dari Ka warna yang tampak adalah warna In—. Perubahan warna akan berkisar antara pH = pKa  1. Kisaran
angka ini disebut dengan range ( trayek ) pH indikator.
Sebagai contoh Indikator metil jingga mempunyai trayek pH : 3,1 - 4,4 dengan warna dari merah ke kuning, maka
indikator akan berwarna merah pada pH < 3,1 dan akan berwarna kuning pada pH > 4,4. Pada pH antara 3,1 - 4,4
warna metil jingga adalah campuran antra merah dan kuning, yaitu jingga. Untuk memperkirakan pH larutan
digunakan beberapa indikator dengan trayek pH yang berbeda-beda

28. D. Derajad Keasaman
3. Indikator Asam Basa
Trayek pH beberapa Indikator
Indikator Perubahan warna Trayek pH
Metil jingga (MO) merah ke kuning 3,1 - 4,4
Metil merah (MR) merah ke kuning 4,2 - 6,2
Laksmus merah ke biru 4,5 - 8, 3
Bromtimol biru (BTB) kuning ke biru 6,0 - 7,6
fenolftalein (PP) tak berwarna ke merah ungu 8,0 - 9,6

29. E. Reaksi Netrasisasi Asam dan Basa
1. Netralisasi
Netralisasi adalah proses reaksi antara asam dengan basa agar pH mendekati angka netral (pH =
7). Disamping perubahan pHapa saja yang terjadi pada reaksi netralisasi asam dengan basa.
Hasil percobaan menunjukkan bahwa garam dapur NaCl dapat dihasilkan dari reaksi antara
asam klorida (HCl) dengan natrium hidroksida (NaOH).
Larutan HCl dalam air terionisasi menghasilkan ion H+ yang memberikan sifat asam pada
larutan HCl,
𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
Dan NaOH terionisasi menghasilkan ion 𝐻+
yang memberikan sifat asam pada larutan HCl,
𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎+
𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−
𝑎𝑞
dan NaOH terionisasi menghasilkan ion 𝑂𝐻− yang memberikan sifat basa pada larutan
tersebut.
𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎+
𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−
𝑎𝑞

30. E. Reaksi Netrasisasi Asam dan Basa
1. Netralisasi
Reaksi netralisasi atau penetralan terjadi karena sifat asam dari ion H+ dihilangkan oleh ion OH--
yang besifat basa sehingga tepat habis membentuk molekul H2O.
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)
Ion Na+ dan ion Cl- selanjutnya bergabung membentuk NaCl (garam). Garam merupakan
gabungan ion positip (kation) dari suatu basa dengan ion negatif (anion) dari suatu asam. Jadi
reaksi antara asam dengan basa dapat disebut dengan reaksi pembentukan garam.
Jadi reaksi netralisasi terjadi apabila antara asam dengan basa bereaksi tepat habis sehingga
semua ion H+ dari asam tepat habis dengan semua ion OH- dari basa.
Secara umum bila ada asam HnA bereaksi dengan basa B(OH)m reaksi yang terjadi adalah,
HnA (aq) + B(OB)m(aq)  BnAm (aq) + p H2O(l)
Contoh :
a) H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
b) 2H3PO4(aq) + 3Ba(OH)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6H2O

31. E. Reaksi Netrasisasi Asam dan Basa
2. Menghitung pH campuran asam dan basa kuat
Pada dasarnya menghitung harga pH adalah menghitung konsentrasi ion H+ atau ion OH-
yang terdapat pada larutan, maka apabila ada asam atau basa yang tersisa dalam reaksi
dihitung berapa [H+] atau [OH-] yang tersisa di dalam larutan.