yang dikenal sebagai disosiasi dalam konteks reaksi asam-basa. Spesi kimia HA adalah suatu asam yang terdisosiasi menjadi A− , basa konjugasi dari asam tersebut dan suatu ion hidrogen, H+ .[a] Sistem dikatakan dalam kesetimbangan ketika konsentrasi komponennya tidak akan berubah dari waktu ke waktu, karena reaksi maju dan mundur terjadi dengan laju yang sama.[2]
Tetapan kesetimbangan untuk reaksi disosiasi ini dikenal sebagai konstanta disosiasi. Proton yang dibebaskan bergabung dengan molekul air menghasilkan ion hidronium (atau oksonium) H 3O+ (proton telanjang tidak ada dalam larutan), sehingga Arrhenius kemudian mengusulkan bahwa disosiasi harus ditulis sebagai reaksi asam-basa:
Asam asetat, suatu asam lemah, mendonorkan proton (ion hidrogen, disorot dalam warna hijau) ke air dalam reaksi kesetimbangan untuk menghasilkan ion asetat dan ion hidronium. Merah: oksigen, hitam: karbon, putih: hidrogen.
Asam kehilangan proton, meninggalkan basa konjugasinya; proton dipindahkan ke basa, menghasilkan asam konjugasi. Untuk larutan encer dari asam HA, basanya adalah air; basa konjugasinya adalah A− dan asam konjugasinya adalah ion hidronium. Definisi Brønsted–Lowry berlaku pula untuk jenis pelarut lain, seperti dimetil sulfoksida: pelarut S bertindak sebagai basa, menerima proton dan membentuk asam konjugasi SH+ .
Dalam kimia larutan, adalah hal yang biasa untuk menggunakan H+ sebagai singkatan untuk ion hidrogen terlarut, terlepas dari pelarutnya. Dalam larutan berair H+ menyatakan ion hidronium tersolvasi dan bukan proton.[8][9]
Penunjukan asam atau basa sebagai "konjugat" tergantung pada konteksnya. Asam konjugasi BH+ dari basa B berdisosiasi menurut persamaan
yang merupakan kebalikan dari kesetimbangan
Ion hidroksida OH− , suatu basa yang sangat dikenal, di sini bertindak sebagai basa konjugasi dari asam berair. Asam dan basa dengan demikian masing-masing dianggap hanya sebagai donor dan akseptor proton.
Definisi yang lebih luas dari disosiasi asam meliputi hidrolisis, suatu proses yang melibatkan pembentukan proton oleh adanya pemisahan molekul air. Misalnya, asam borat (B(OH) 3) menghasilkan H 3O+ seperti layaknya donor proton,[10] namun telah dikonfirmasi melalui spektroskopi Raman bahwa hal ini disebabkan oleh kesetimbangan hidrolisis:[11]
Serupa dengan itu, hidrolisis ion logam menyebabkan ion seperti [Al(H 2O) 6]3+ berperilaku layaknya asam lemah:[12]
Konstanta kesetimbangan termodinamika dapat didefinisikan sebagai[14]
dengan {X} menyatakan aktivitas, pada kesetimbangan, dari spesi kimia X. adalah tanpa dimensi karena aktivitas tidak berdimensi. Aktivitas produk disosiasi ditempatkan di pembilang, aktivitas reaktan ditempatkan di penyebut. Lihat koefisien aktivitas untuk turunan dari ungkapan ini.
dengan mewakili konsentrasi HA dan adalah hasil bagi dari koefisien aktivitas.
Basa dan kebasaan
Konstanta kesetimbangan Kb untuk basa biasanya didefinisikan sebagai konstanta asosiasi dari protonasi basa, B, membentuk asam konjugasi, HB+ .
Menggunakan penalaran yang mirip dengan yang digunakan sebelumnya
Kb terkait dengan Ka untuk asam konjugasi. Dalam air, konsentrasi ion hidroksida., [OH− ], berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen K w = [H+ ][OH− ], karenanya
Substitusi ekspresi untuk [OH− ] ke dalam ekspresi untuk Kb menghasilkan
Ketika Ka, Kb dan Kw ditentukan di bawah kondisi suhu dan kekuatan ion yang sama, maka, dengan mengambil kologaritma, bahwa pKb = pKw − pKa. Dalam larutan berair pada 25 °C, pKw adalah 13,9965,[15] sehingga
Faktor yang mempengaruhi nilai pKa
Termodinamika
Konstanta kesetimbangan terkait dengan perubahan Energi Gibbs standar untuk reaksi, sehingga untuk konstanta disosiasi asam
.
R adalah konstanta gas dan T adalah suhu mutlak. Perhatikan bahwa pKa = −log(Ka) dan 2,303 ≈ ln(10). Pada 25 °C, ΔG⊖ dalam kJ·mol−1 ≈ 5.708 pKa (1 kJ·mol−1 = 1000 joule per mol). Energi bebas terdiri dari entalpi dan entropi.[10]
Perubahan entalpi standar dapat ditentukan dengan kalorimetri atau dengan menggunakan persamaan van 't Hoff, meskipun metode kalorimetri lebih disukai. Ketika perubahan entalpi standar dan konstanta disosiasi asam telah ditentukan, perubahan entropi standar dapat dengan mudah dihitung dari persamaan di atas. Dalam tabel berikut, istilah entropi dihitung dari nilai eksperimen pKa dan ΔH⊖. Data dipilih secara kritis dan dirujuk pada 25 °C dan kekuatan ion nol, dalam air.[10]
Terdapat berbagai teknik untuk menentukan nilai pKa dari suatu zat kimia, menyebabkan beberapa perbedaan antara sumber yang berbeda. Nilai yang diukur dengan baik biasanya berada dalam jarak 0,1 unit satu sama lain. Data yang disajikan di sini diambil di 25 °C dalam air.[6][16] Lebih banyak nilai dapat ditemukan di bagian Termodinamika, di atas. Tabel pKa dari asam-asam karbon, yang diukur dalam DMSO, dapat ditemukan pada halaman karbanion.
^Ion hidrogen tidak ada dalam larutan. Ion ini bergabung dengan molekul pelarut; ketika pelarutnya adalah air, ion hidronium terbentuk: H+ + H 2O → H 3O+ . Reaksi ini bersifat kuantitatif dan karenanya dapat diabaikan dalam konteks kesetimbangan kimia.
^Adalah hal yang umum untuk mengutip nilai pK dibanding nilai K. pK = −log10K. pKa terkadang dinyatakan sebagai konstanta disosiasi asam, namun hal ini, tegasnya, tidak tepat karena pKa adalah kologaritma dari konstanta disosiasi.
^Tersirat dalam definisi ini bahwa hasil bagi dari koefisien aktivitas, bernilai tetap dengan nilai 1 dalam serangkaian kondisi percobaan yang diberikan.
^Whitten, Kenneth W.; Gailey, Kenneth D.; Davis, Raymond E. (1992). General Chemistry (edisi ke-4). Saunders College Publishing. hlm. 660. ISBN0-03-072373-6.
^Miessler, Gary L.; Tarr, Donald A. (1991). Inorganic Chemistry (edisi ke-2). Prentice Hall. ISBN0-13-465659-8. Chapter 6: Acid–Base and Donor–Acceptor Chemistry
^ ab
Shriver, D.F; Atkins, P.W. (1999). Inorganic Chemistry (edisi ke-3). Oxford: Oxford University Press. ISBN0-19-850331-8. Chapter 5: Acids and Bases
^Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (edisi ke-3rd). Prentice Hall. ISBN978-0131755536. Chapter 6: Acids, Bases and Ions in Aqueous Solution
^
Headrick, J.M.; Diken, E.G.; Walters, R. S.; Hammer, N. I.; Christie, R.A.; Cui, J.; Myshakin, E.M.; Duncan, M.A.; Johnson, M.A.; Jordan, K.D. (2005). "Spectral Signatures of Hydrated Proton Vibrations in Water Clusters". Science. 308 (5729): 1765–69. Bibcode:2005Sci...308.1765H. doi:10.1126/science.1113094. PMID15961665.Parameter |s2cid= yang tidak diketahui akan diabaikan (bantuan)
^
Smiechowski, M.; Stangret, J. (2006). "Proton hydration in aqueous solution: Fourier transform infrared studies of HDO spectra". J. Chem. Phys. 125 (20): 204508–204522. Bibcode:2006JChPh.125t4508S. doi:10.1063/1.2374891. PMID17144716.
Reichardt, C. (2003). Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry (edisi ke-3). Wiley-VCH. ISBN3-527-30618-8. Chapter 4: Solvent Effects on the Position of Homogeneous Chemical Equilibria.
Curtipot Perangkat gratis semua-jadi-satu untuk perhitungan kesetimbangan pH dan asam-basa serta untuk simulasi dan analisis kurva titrasi potensiometri dengan lembar bentang
![{\displaystyle K_{\text{a}}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7cdd9efda0e3a32060020b5c9e5b2c78981b2a93)
![{\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d7af05bf129db2f9bc618fe809660b6e4ff8dce9)
![{\displaystyle {\ce {[Al(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Al(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b1c60923d504a87f8bbd22293ac8eaad8341ea41)
![{\displaystyle K^{\ominus }={{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}\Gamma },\quad \Gamma ={\frac {\gamma _{{\ce {A^-}}}\ \gamma _{{\ce {H+}}}}{\gamma _{{\ce {HA}}}\ }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6e9373db7091aeb4f51a26757a677b420f0a8418)
![{\displaystyle [{\text{HA}}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3cfe8305c0735d25de8cef20edf09ef5144d700a)
![{\displaystyle {\begin{aligned}K_{\text{b}}&=\mathrm {\frac {[HB^{+}][OH^{-}]}{[B]}} \\\mathrm {p} K_{\text{b}}&=-\log _{10}\left(K_{\text{b}}\right)\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5dea1aac629a595476e18c042a8f4365a50f0efc)
![{\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} ={\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ab7f583da9f8b50145990ffa4342919930edfa16)
![{\displaystyle K_{\text{b}}={\frac {[\mathrm {HB^{+}} ]K_{\text{w}}}{\mathrm {[B][H^{+}]} }}={\frac {K_{\text{w}}}{K_{\text{a}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/921c3abd37a1c5c00c31831509d3b090394c0d47)
