A. Larutan Elektrolit dan Non-Elektrolit

Larutan adalah campuran homogen antara dua zat atau lebih. Berdasarkan daya hantarnya larutan terbagi 2, yaitu larutan elektrolit dan nonelektrolit

Larutan Elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik. Ini terjadi karena dalam larutan mengalami ionisasi. Contohnya NaCl, HCl, NaOH dan lain lain

Tabel perbedaan elektrolit kuat dan elektrolit lemah

Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik sehingga dalam larutannya tidak terjadi ionisasi. Contohnya larutan Gula, Urea, Alkohol dan lain lain

B. Larutan Asam dan Basa

Tabel perbedaan larutan asam dan larutan basa

1. Teori Asam – Basa

Lavoiser : Bahwa setiap asam mengandung unsur Oksigen

Humphrey Davy : Bahwa Hidrogen merupakan unsur dasar setiap asam

Gay Lussac : Asam adalah zat yang dapat menetralkan basa (alkali) dan kedua golongan senyawa itu (asam dan basa) hanya dapat di definisikan dalam kaitan satu dengan yang lain.

Bronsted – Lowry : Asam adalah semua zat baik dalam bentuk molekul atau ion yang dapat memberikan proton (donor proton). Sedangkan basa adalah semua zat baik dalam bentuk molekul maupun ion yang dapat menerima proton (akseptor proton)

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+ + SO42-

[H+] = x. M

Ket :

M = Konsentrasi asam

x = valensi 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

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

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

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

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.

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

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

D. Titrasi Asam-Basa

Titrasi asam-basa digunakan untuk menentukan kadar larutan, salah satunya melalui reaksi penetralan.

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.

$[H^+] = K_a\frac{[asam lemah]}{[garam]}$
$pH = pK_a - log\frac{[asam lemah]}{[garam]}$

2. Buffer Basa

Buffer basa merupakan campuran antara basa lemah dengan garam (asam konjugasi) yang berasal dari asam kuat.

$[OH^-] = K_b\frac{[basa lemah]}{[garam]}$
$pOH = pK_b - log\frac{[basa lemah]}{[garam]}$

Fungsi larutan penyangga, yaitu:

a. Di dalam tubuh berfungsi untuk menjaga pH darah agar sesuai dengan karakteristik reaksi enzim.

b. Dalam kehidupan sehari-hari digunakan untuk menjaga pH dalam makanan kaleng agar tidak mudah rusak oleh bakteri.

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

2. Garam dari asam kuat + basa lemah

a. Terhidrolisis sebagian, pH < 7

b. Kh=Kw/Kb

c. $[H^+] = \sqrt{\frac{K_w}{K_b}[garam]}$

3. Garam dari asam lemah + basa kuat

a. Terhidrolisis sebagian, pH > 7

b. Kh=Kw/Ka

c. $[H^+] = \sqrt{\frac{K_w}{K_a}[garam]}$

4. Garam dari asam lemah + basa lemah

a. Terhidrolisis sempurna

b. Kh=Kw/(Ka.Kb)

c. $[H^+] = \sqrt{\frac{K_w}{K_b}[K^w]}$

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

Sumber: http://www.bisakimia.com

Rangkuman Materi Larutan

B. Larutan Asam dan Basa

1. Teori Asam – Basa