Soal UN Kimia Dan Pembahasannya

Link Scenery

1. Aji Santoso
2. Ayu Safitri        
3. Ela Maulani
4. Fatchur Rizqi
5. FatkhulIkhsan 
6. Feri Fidianto
7. Gebby Ramdhan R.F.F     
8. Gigih Suryadi     
9. Hamidah Nisa L 
10. Hanifah Nisa L  
11. Imam Wahyudi  
12. Indah Widiaskari 
13. Intan Permatasari
14. Khoirul Ahmadi
15. Leli Oktaliana      
16. Marsanto      
17. Meilan Shinta M            
18. Melawati Puspita D
19. Retno Dwi L    
20. Ridho Frihastama     
21. Sekar Widyastuti 
22. Selfiana  
23. Siska Aprilia N       
24. Siti Sundari
25. Sri Wahyuni 
26. Sumarti     
27. Tifana Rasyitagani  
28. Umi Widiati     
29. Uswatun Hasanah 
30. Windi Astuti

TERMOKIMIA

TERMOKIMIA

        Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.
Dalam arti lain Termokimia adalah Hubungan antar kalor dengan reaksi kimia atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia.
     A. HUKUM KEKEKALAN ENERGI
               Hukum Termodinamika 1 menyatakan bahwa “Energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnakan tetapi dapat diubah dari suatu bentuk ke bentuk lain”
Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, Yaitu Sistem dan Lingkungan.
Sistem merupakan Pusat fokus perhatian yang diamati dalam suatu percobaan.
Lingkungan merupakan hal-hal diluar sistem yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem.
Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, Sistem dibedakan menjadi 3 macam:
      1.Sistem Terbuka
            Memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan Zat antara sistem dengan lingkungan.
      2.Sistem Tertutup
            Memungkinkan terjadinya perpindahan energi tetapi, tidak dapat terjadi pertukaran materi antara sistem dan lingkungan
      3.Sistem terisolasi
           Tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan Zat antara sistem dengan lingkungan.
  
  B. ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI
             Entalpi adalahJumlah energi yang dimiliki suatu zat dalam segala bentuk.
Dilambangkan dengan “H” (berasal dari kata Heat yang berarti Panas).
Entalpi suatu zat TIDAK BISA DIUKUR BESARANYA, tetapi PERUBAHAN ENTALPINYA (ΔH) dapat diukur.
Perubahan Entalpi diperoleh dari Selieih entalpi produk dengan entalpi reaktan.

ΔH = Hp – Hr

Perubahan entalpi zat sama dengan harga kalor reaksinya

ΔH = q

Dalam hal tanda positif atau negatif harus diperhatikan. Jika Jika sistem melepaskan kalor, dapat dituliskan ΔH = -q. Sebaliknya, jika sistem menyerap kalor, dapat dituliskan ΔH = q.
C.     JENIS-JENIS REKASI TERMOKIMIA
        1.Reaksi Eksoterm
              Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor  dari Sistem ke Lingkungan. Dalam kata lain reaksi eksoterm Melepaskan Energi. Saat terjadi reaksi ini suhu sistem naik.
Sistem melepaskan kalor ke lingkungan karena adanya kenaikan suhu.

ΔH = Hp – Hr

Hp < Hr

ΔH < 0

Reaksi eksoterm berharga NEGATIF.
         2.Reaksi Endoterm
              Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor  dari Lingkungan ke Sistem. Dalam kata lain reaksi eksoterm Menyerap Energi. Saat terjadi reaksi ini suhu sistem turun.
Sistem menyerap kalor oleh sistem karena adanya penurunan suhu.

ΔH = Hp – Hr

Hp > Hr

ΔH > 0

Reaksi Endoterm berharga POSITIF.

               Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.

Supaya lebih muda memahami energi yang menyertai perubahan suatu zat, maka perlu dijawab beberapa pertanyaan berikut ini:

1. Energi apa yang dimiliki oleh suatu zat?

2. Hukum apa yang berlaku untuk energi suatu zat?

3. Bagaimana menentukan jumlah energi yang menyertai suatu reaksi?

4. Bagaimana energi suatu zat dapat diukur?

5. Bagaimana kaitan antara energi yang dibebaskan atau diserap pada perubahan kimia  dengan ikatan kimia?

Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.

Untuk memahami termokimia perlu dibahas tentang:

(a) Sistem, lingkungan, dan alam semesta.

(b) Energi yang dimiliki setiap zat.

(c) Hukum kekekalan energi.

RADIOAKTIF

RADIOAKTIF

        Unsur/zat radioaktif adalah zat yang secara spontan memancarkan sinar/radiasi. Sinar yang dipancarkan disebut sinar radioaktif.

1. Perkembangan Keradioaktifan

      Gejala keradioaktifan pertama kali dikemukakan oleh Henry Becquerel seorang ahli berkebangsaan Prancis pada tahun 1896. Setelah ditemukan sinar X oleh W.C. Rontgen pada tahun 1895. Pada tahun 1898 Piere Currie dan Marie Currie menemukan dua unsur radioaktif yang lain yaitu radium (Ra) dan polonium (Po).

Sifat-sifat sinar radioaktif:

a. Mempengaruhi/merusak film.

b. Dapat mengionkan gas.

c. Memiliki daya tembus besar.

d. Menyebabkan benda yang berlapis ZnS dapat berpendar

(berfluoresensi).

2. Macam-macam Sinar Radioaktif

a. Sinar alfa (􀁄)

– Simbol: 4􀁄 4

2 atau 2He

– Penemu: E. Rutherford.

– Daya tembus kecil, daya ionisasi besar.

– Dapat dibelokkan oleh medan listrik/magnet.

b. Sinar beta (􀁅)

– Simbol: 􀀐0􀁅 􀀐0

1 atau 1e

– Penemu: E. Rutherford.

– Daya tembus lebih besar daripada sinar alfa.

– Dapat dibelokkan oleh medan listrik/magnet.

c. Sinar gama (􀁊)

– Simbol: 􀁊 00

– Penemu: Paul Ulrich Villard.

– Daya tembus paling besar.

– Daya ionisasi paling kecil

– Tidak dapat dibelokkan oleh medan listrik/magnet.

– Merupakan gelombang elektromagnetik.

3. Partikel-partikel Dasar

4. Struktur Inti

Inti atom tersusun dari partikel-partikel yang disebut nukleon. Suatu inti atom yang diketahui jumlah proton dan neutronnya disebut nuklida.

Simbol Nuklida: AZX

X = unsur radioaktif

A = nomor massa (jumlah p + n)

Z = nomor atom (jumlah p)

Contoh: 238

92U

proton = 92

neutron = (238 – 92) = 143

Macam-macam nuklida:

a. Isotop: nuklida yang mempunyai jumlah proton sama tetapi jumlah neutron berbeda.

Contoh: 206

82Pb dan 207

82Pb

b. Isobar: nuklida yang mempunyai jumlah proton dan neutron sama tetapi jumlah proton berbeda.

Contoh: 14

6C dan 14

7N

c. Isoton: nuklida yang mempunyai jumlah neutron sama.

Contoh: 3

1H dan 4

2He

5. Kestabilan inti

Inti atom tersusun dari partikel proton dan neutron.

Inti yang stabil apabila memiliki harga n/p=  1

Inti atom yang tidak stabil akan mengalami peluruhan

menjadi inti yang lebih stabil dengan cara:

a. Inti yang terletak di atas pita kestabilan 􀂧􀂨 􀀡 􀂷􀂸

􀂩 􀂹 n/p > 1 stabil dengan cara:

1) Pemancaran sinar beta (elektron).

􀁯 􀀎 􀀐 14 14 0

6C 7N 1e

2) Pemancaran neutron (jarang terjadi).

5 􀁯 4 􀀎 1

2He 2He 0n

b. Inti yang terletak di bawah pita kestabilan

􀂧 􀀟 􀂷 􀂨 􀂸

􀂩 􀂹

n 1

p stabil

dengan cara:

1) Pemancaran positron.

􀁯 􀀎 􀀐 11 11 0

6C 5B 1e

2) Pemancaran proton (jarang terjadi).

33 􀁯 208 􀀎 4

16S 15Pb 2He

3) Penangkapan elektron di kulit K.

􀀎 􀀐 􀁯 37 0 37

18Ar 1e 17Cl

c. Inti yang terletak di seberang pita kestabilan (Z > 83)

stabil dengan mengurangi massanya dengan cara

memancarkan sinar 􀁄.

212 􀁯 208 􀀎 4

84C 82Pb 2He

LAJU REAKSI

KONSEP LAJU REAKSI

1. Pengertian Laju Reaksi

           Laju menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses berlangsung. Laju juga menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satu satua waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun.
Reaksi kimia adalah proses perubahan zat pereaksi menjadi produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat peraksi semakin sedikit, sedangkan produk semakin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju terbentuknya produk.

2. Ungkapan Laju Reaksi untuk Sistem Homogen
       Untuk sistem homogen, laju reaksi umum dinyatakan sebagai laju penguragan konsentrasi molar pereaksi atau laju pertambahan konsentrasi molar produk untuk satu satuan waktu, sebagai berikut:


















Jika diketahui satuan dari konsentrasi molar adalah mol/L. Maka satuan dari laju reaksi adalah mol/L.det atau M/det.
3. Laju Rerata dan Laju Sesaat
         a. Laju rerata
            Laju rerata adalah rerata laju untuk selang waktu tertentu. Perbedaan antara laju rerata dengan laju sesaat dapat diandaikan dengan laju kendaraan. Misalnya suatu kendaraan menempuh jarak 300 km dalam 5 jam. Laju rerata kendaraan itu adalah 300 km/5 jam = 60 km/jam. Tentu saja laju kendaraan tidak selalu 60 km/jam. Laju sesaat ditunjukkan oleh speedometer kendaraan.
        b. Laju Sesaat
           Laju sesaat adalah laju pada saat tertentu. Sebagai telah kita lihat sebelumnya, laju reaksi berubah dari waktu ke waktu. Pada umumnya, laju reaksi makin kecil seiring dengan bertambahnya waktu reaksi. oleh karena itu, plot konsentrasi terhadap waktu berbentuk garis lengkung, seperti gambar di bawah ini. Laju sesaat pada waktu t dapat ditentukan dari kemiringan (gradien) tangen pada saat t tersebut, sebagai berikut.

1. Lukis garis singgung pada saat t
2. Lukis segitiga untuk menentukan kemiringan
3. laju sesaat = kemiringan tangen

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

Pengalaman menunjukan bahwa serpihan kayu terbakar lebih cepat daripada balok kayu, hal ini berarti bahwa laju reaksi yag sama dapat berlangsung dengan kelajuan yang berbeda, bergantung pada keadaan zat pereaksi. Dalam bagian ini akan dibahas faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Pengetahuan tentang hal ini memungkinkan kita dapat mengendalikan laju reaksi, yaitu melambatkan reaksi yang merugikan dan menambah laju reaksi yang menguntungkan.

1. Konsentrasi Pereaksi

          Konsentrasi memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besarkonsentrasi pereaksi, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil konsentrasi pereaksi, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil.

2. Suhu

          Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.

3. Tekanan

          Banyak reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas. Kelajuan dari pereaksi seperti itu juga dipengaruhi tekanan. Penambahan tekanan dengan memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi, dengan demikian dapat memperbesar laju reaksi.

4. Katalis

          Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.

5. Luas Permukaan Sentuh

          Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.

Sifat Koligatif Larutan

Kata Kunci: Penurunan Titik Beku, Sifat Koligatif Larutan, Tekanan Osmosis, Tekanan Uap Jenuh, titik didih

Ditulis oleh Ratna dkk pada 16-04-2009

Gambaran umum sifat koligatif

Sifat  koligatif  larutan  adalah  sifat  larutan  yang  tidak tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).

Apabila suatu pelarut ditambah dengan sedikit zat terlarut (Gambar 6.2), maka akan didapat suatu larutan yang mengalami:

1. Penurunan tekanan uap jenuh
2. Kenaikan titik didih
3. Penurunan titik beku
4. Tekanan osmosis

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan elektrolit.

Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Pada  setiap  suhu,  zat  cair  selalu  mempunyai  tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapan berkurang.

Gambaran penurunan tekanan uap

Menurut Roult :

p = p^o . X_B

keterangan:

p     : tekanan uap jenuh larutan

po  : tekanan uap jenuh pelarut murni

XB  : fraksi mol pelarut

Karena X_A + X_B = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi :

P = P^o (1 – X_A)

P = P^o – P^o . X_A

P^o – P = P^o . X_A

Sehingga :

ΔP = p^o . XA

keterangan:

ΔP   : penuruman tekanan uap jenuh pelarut

po    : tekanan uap pelarut murni

XA   : fraksi mol zat terlarut

Contoh :

Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa (Mr = 180) dilarutkan dalam 90 gram air ! Diketahui tekanan uap jenuh air murni pada 20^oC adalah 18 mmHg.

Kenaikan Titik Didih

Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni. Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:

ΔT_b = m . K_b

keterangan:

ΔT_b = kenaikan titik didih (^oC)

m      = molalitas larutan

K_b = tetapan kenaikan titik didihmolal

(W menyatakan massa zat terlarut), maka kenaikan titik didih larutan dapat dinayatakan sebagai:

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai :

T_b = (100 + ΔT_b) ^oC

Penurunan Titik Beku

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai:

ΔT_f = penurunan titik beku

m     = molalitas larutan

Kf     = tetapan penurunan titik beku molal

W     = massa zat terlarut

Mr   = massa molekul relatif zat terlarut

p      = massa pelarut

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:

Tf = (O – ΔT_f)^oC

Tekanan Osmosis

Tekanan osmosis adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis) seperti ditunjukkan pada.

Menurut Van’t hoff tekanan osmosis mengikuti hukum gas ideal:

PV = nRT

Karena tekanan osmosis = Π , maka :

π° = tekanan osmosis (atmosfir)
C   = konsentrasi larutan (M)
R   = tetapan gas universal.  = 0,082 L.atm/mol K
T   = suhu mutlak (K)

Tekanan osmosis

• Larutan yang mempunyai tekanan osmosis lebih rendah dari yang lain disebut larutan Hipotonis.
• Larutan yang mempunyai tekanan lebih tinggi dari yang lain disebut larutan Hipertonis.
• Larutan yang mempunyai tekanan osmosis sama disebut Isotonis.

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit  di  dalam  pelarutnya  mempunyai  kemampuan  untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama.

Contoh :

Larutan 0.5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0.5 molal garam dapur.

• Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya) tetap, yaitu 0.5 molal.

• Untuk larutan garam dapur: NaCl_(aq) → Na^+(aq) + Cl^-(aq) karena terurai menjadi 2 ion, maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali semula = 1.0 molal.

Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi. Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai :

α° = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula

Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0 < α < 1). Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya.

• Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai :

n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.

• Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai :

• Untuk Tekanan Osmosis dinyatakan sebagai :

π°  = C R T [1+ α(n-1)]

Contoh :

Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air ! (untuk air, Kb= 0.52 dan Kf= 1.86)

Jawab :

Larutan garam dapur,

Catatan:

Jika di dalam soal tidak diberi keterangan mengenai harga derajat ionisasi, tetapi kita mengetahui bahwa larutannya tergolong elektrolit kuat, maka harga derajat ionisasinya dianggap 1.

ASAM-BASA

Asam dan Basa merupakan dua golongan zat kimia yang sangat penting dalam kehidupan sehari-hari. Berkaitan dengan sifat asam Basa, larutan dikelompokkan dalam tiga golongan, yaitu bersifat asam, bersifat basa, dan bersifat netral. Asam dan Basa memiliki sifat-sifat yang berbeda, sehingga dapat kita bisa menentukan sifat suatu larutan. Untuk menentukan suatu larutan bersifat asam atau basa, ada beberapa cara. Yang pertama menggunakan indikator warna, yang akan menunjukkan sifat suatu larutan dengan perubahan warna yang terjadi. Misalnya Lakmus, akan berwarna merah dalam larutan yang bersifat asam dan akan berwarna biru dalam larutan yang bersifat basa. Sifat asam basa suatu larutan juga dapat ditentukan dengan mengukur pH-nya. pHmerupakan suatu parameter yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman larutan. Larutan asam memiliki pH kurang dari 7, larutan basa memiliki pH lebih dari 7, sedangkan larutan netral memiliki pH=7. pH suatu larutan dapat ditentukan dengan indikator pH atau dengan pH meter.

Teori Asam-Basa Arrhenius

Sejak berabad-abad yang lalu, pakar kimia mendefinisikan asam dan basa berdasar sifat larutannya. Larutan asam memiliki rasa masam dan bersifat korosif (merusak logam, marmer, dan berbagai bahan lain). sedangkan basa berasa agak pahit dan bersifat kaustik ( licin).
Namun ada beberapa pendapat yang menjelaskan penyebab sifat asam dan basa. Pada tahun 1777, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) mengemukakan bahwa asam mengandung unsur oksigen. Davy kemudian menyimpulkan bahwa unsur hidrogenlah yang merupakan unsur dasar asam. Kemudian tahun 1814 Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) menyimpulkan bahwa asam adalah suatu zat yang dapat menetralkan alkali dan kedua golongan senyawa itu hanya dapat didefinisikan dalam kaitan satu dengan yang lain.

Namun konsep/pendapat yang cukup memuaskan, dan dapat diterima hingga saat ini dikemukakan oleh Svante August Arrhenius (1859-1927), yaitu :

1.   asam

asam adalah zat yang dalam air melepaskan ion H⁺. dengan kata lain, pembawa sifat asam adalah ion H⁺. dan dirumuskan dengan

H_xZ(aq)———»xH⁺(aq) + Z^x-(aq)

2.   basa

basa adalah zat yang dalam air menghasilkan ion hidroksida (OH-). dengan kata lain, pembawa sifat basa adalah (OH-). dan dirumuskan dengan

M(OH)_x(aq)———»M^x+(aq) + _xOH^-(aq