It is the equilibrium constant for a chemical reaction HA ↽ − − ⇀ A − + H + }} known as dissociation in the context of acid–base reactions.
Konstanta ini merupakan konstanta kesetimbangan untuk suatu reaksi kimia HA ↽ − − ⇀ A − + H + }} yang dikenal sebagai disosiasi dalam konteks reaksi asam-basa.
The chemical species HA is an acid that dissociates into A−, called the conjugate base of the acid, and a hydrogen ion, H+.
Spesi kimia HA adalah suatu asam yang terdisosiasi menjadi A−, basa konjugasi dari asam tersebut dan suatu ion hidrogen, H+.
The system is said to be in equilibrium when the concentrations of its components do not change over time, because both forward and backward reactions are occurring at the same rate.
Sistem dikatakan dalam kesetimbangan ketika konsentrasi komponennya tidak akan berubah dari waktu ke waktu, karena reaksi maju dan mundur terjadi dengan laju yang sama.
[ H A ] , }=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,} or by its logarithmic form p K a− log 10 ⁡ K alog 10 ⁡ [ HA ] [ A − ] [ H + ] K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}} where quantities in square brackets represent the molar concentrations of the species at equilibrium.
[ H + ] [ H A ] , }=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,} or p K a− log 10 ⁡ K alog 10 ⁡ [ HA ] [ A − ] [ H + ] K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}} dengan kuantitas dalam tanda kurung mewakili konsentrasi spesi pada kesetimbangan.
In solution chemistry, it is common to use H+ as an abbreviation for the solvated hydrogen ion, regardless of the solvent.
Dalam kimia larutan, adalah hal yang biasa untuk menggunakan H+ sebagai singkatan untuk ion hidrogen terlarut, terlepas dari pelarutnya.
In aqueous solution H+ denotes a solvated hydronium ion rather than a proton.
Dalam larutan berair H+ menyatakan ion hidronium tersolvasi dan bukan proton.
A broader definition of acid dissociation includes hydrolysis, in which protons are produced by the splitting of water molecules.
Definisi yang lebih luas dari disosiasi asam meliputi hidrolisis, suatu proses yang melibatkan pembentukan proton oleh adanya pemisahan molekul air.
For example, boric acid (B(OH)3) produces H3O+ as if it were a proton donor, but it has been confirmed by Raman spectroscopy that this is due to the hydrolysis equilibrium: B ( OH ) 3 + 2 H 2 O ↽ − − ⇀ B ( OH ) 4 − + H 3 O + }} Similarly, metal ion hydrolysis causes ions such as [Al(H2O)6]3+ to behave as weak acids:
Raman bahwa hal ini disebabkan oleh kesetimbangan hidrolisis: B ( OH ) 3 + 2 H 2 O ↽ − − ⇀ B ( OH ) 4 − + H 3 O + }} Serupa dengan itu, hidrolisis ion logam menyebabkan ion seperti
[ Al ( H 2 O ) 6 ] 3 + + H 2 O ↽ − − ⇀ [ Al ( H 2 O ) 5 ( OH ) ] 2 + + H 3 O + }} According to Lewis's original definition, an acid is a substance that accepts an electron pair to form a coordinate covalent bond.
[ Al ( H 2 O ) 6 ] 3 + + H 2 O ↽ − − ⇀ [ Al ( H 2 O ) 5 ( OH ) ] 2 + + H 3 O + }} Menurut definisi awal Lewis, asam adalah suatu zat yang menerima pasangan elektron untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.
Since activity is the product of concentration and activity coefficient (γ) the definition could also be written as K ⊖[ A − ]
Karena aktivitas adalah hasil kali dari konsentrasi dan koefisien aktivitas (γ) definisi ini juga dapat ditulis sebagai K ⊖[ A − ]
[ H + ] [ HA ] Γ , Γγ A − γ H + γ HA{{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}\Gamma },\quad \Gamma{\frac {\gamma _{{\ce {A^-}}}\ \gamma _{{\ce {H+}}}}{\gamma _{{\ce {HA}}}\ }}} where [ HA ] }]} represents the concentration of HA and ⁠ Γ ⁠ is a quotient of activity coefficients.
[ H + ] [ HA ] Γ , Γγ A − γ H + γ HA{{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}\Gamma },\quad \Gamma{\frac {\gamma _{{\ce {A^-}}}\ \gamma _{{\ce {H+}}}}{\gamma _{{\ce {HA}}}\ }}} dengan ⁠
[ A − ] [ H + ] K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H^+}}]}{[{\ce {HA}}]}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}} is obtained.
[ H + ] [ H A ] , }=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,} or p K a− log 10 ⁡ K alog 10 ⁡ [ HA ] [ A − ] [ H + ] K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}} dengan kuantitas dalam tanda kurung mewakili konsentrasi spesi pada kesetimbangan.
[ H + ]K 2 [ AH ] ~+H+\qquad [A^{-}][H+]={\mathit {K}}_{2}[AH]}}} Substitute the expression for [AH] from the second equation into the first equation [ A − ]
[ O H − ]K w [ H + ] ]}{\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}} Substitusi ekspresi untuk
The equilibrium constant Kb for a base is usually defined as the association constant for protonation of the base, B, to form the conjugate acid, HB+.
Konstanta kesetimbangan Kb untuk basa biasanya didefinisikan sebagai konstanta asosiasi dari protonasi basa, B, membentuk asam konjugasi, HB+.
In water, the concentration of the hydroxide ion, [OH−], is related to the concentration of the hydrogen ion by Kw[H+][OH−], therefore
[OH−], berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen Kw[H+][OH−], karenanya
[ O H − ]K w [ H + ] ]}{\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}} Substitution of the expression for [OH−] into the expression for Kb gives K b[ H B + ] K w [ B ]
[ O H − ]K w [ H + ] ]}{\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}} Substitusi ekspresi untuk
[ H + ]K w K a }={\frac {[\mathrm {HB^{+}} ]K_{\text{w}}}{\mathrm {[B][H^{+}]} }}={\frac {K_{\text{w}}}{K_{\text{a}}}}} When Ka, Kb and Kw are determined under the same conditions of temperature and ionic strength, it follows, taking cologarithms, that pKbpKw − pKa.
[ H + ]K w K a }={\frac {[\mathrm {HB^{+}} ]K_{\text{w}}}{\mathrm {[B][H^{+}]} }}={\frac {K_{\text{w}}}{K_{\text{a}}}}} Ketika Ka, Kb dan Kw ditentukan di bawah kondisi suhu dan kekuatan ion yang sama, maka, dengan mengambil kologaritma, bahwa pKbpKw − pKa.
R is the gas constant and T is the absolute temperature.
R adalah konstanta gas dan T adalah suhu mutlak.
Note that pKa−log(Ka) and 2.303 ≈ ln(10).
Perhatikan bahwa pKa−log(Ka) dan 2,303 ≈ ln(10).
At 25 °C, ΔG⊖ in kJ·mol−1 ≈ 5.708 pKa (1 kJ·mol−11000 joules per mole).
Pada 25 °C, ΔG⊖ dalam kJ·mol−1 ≈ 5.708 pKa (1 kJ·mol−11000 joule per mol).
Free energy is made up of an enthalpy term and an entropy term.
Energi bebas terdiri dari entalpi dan entropi.
Δ G ⊖Δ H ⊖ − T Δ S ⊖\Delta H^{\ominus }-T\Delta S^{\ominus }} The standard enthalpy change can be determined by calorimetry or by using the van 't Hoff equation, though the calorimetric method is preferable.
Δ G ⊖Δ H ⊖ − T Δ S ⊖\Delta H^{\ominus }-T\Delta S^{\ominus }} Perubahan entalpi standar dapat ditentukan dengan kalorimetri atau dengan menggunakan persamaan van 't Hoff, meskipun metode kalorimetri lebih disukai.
When both the standard enthalpy change and acid dissociation constant have been determined, the standard entropy change is easily calculated from the equation above.
Ketika perubahan entalpi standar dan konstanta disosiasi asam telah ditentukan, perubahan entropi standar dapat dengan mudah dihitung dari persamaan di atas.
Well measured values are typically within 0.1 units of each other.
Nilai yang diukur dengan baik biasanya berada dalam jarak 0,1 unit satu sama lain.
Data presented here were taken at 25 °C in water.
Data yang disajikan di sini diambil di 25 °C dalam air.
More values can be found in the Thermodynamics section, above.
Lebih banyak nilai dapat ditemukan di bagian Termodinamika, di atas.
A table of pKa of carbon acids, measured in DMSO, can be found on the page on carbanions.
Tabel pKa dari asam-asam karbon, yang diukur dalam DMSO, dapat ditemukan pada halaman karbanion.
Albert, A.; Serjeant, E.P. (1971).
pH Albert, A.; Serjeant, E.P. (1971).
Chemical Principles: The Quest for Insight (4th ed.).
Chemical Principles: The Quest for Insight (Edisi 4).
Inorganic Chemistry (3rd ed.).
Inorganic Chemistry (Edisi 3rd).
ISBN 978-0-13-175553-6. (Non-aqueous solvents) Hulanicki, A. (1987).
(Non-aqueous solvents) Hulanicki, A. (1987).
Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry (3rd ed.).
Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry (Edisi 3).
Fundamentals of Analytical Chemistry (8th ed.).
Fundamentals of Analytical Chemistry (Edisi 8).
Acidity–Basicity Data in Nonaqueous Solvents Extensive bibliography of pKa values in DMSO, acetonitrile, THF, heptane, 1,2-dichloroethane, and in the gas phase Curtipot All-in-one freeware for pH and acid–base equilibrium calculations and for simulation and analysis of potentiometric titration curves with spreadsheets SPARC Physical/Chemical property calculator Includes a database with aqueous, non-aqueous, and gaseous phase pKa values than can be searched using SMILES or CAS registry numbers Aqueous-Equilibrium Constants pKa values for various acid and bases.
Acidity–Basicity Data in Nonaqueous Solvents Bibliografi yang luas dari nilai pKa dalam DMSO, asetonitril, THF, heptana, 1,2-dikloroetana, dan dalam fasa gas Curtipot Perangkat gratis semua-jadi-satu untuk perhitungan kesetimbangan pH dan asam-basa serta untuk simulasi dan analisis kurva titrasi potensiometri dengan lembar bentang SPARC Physical/Chemical property calculator Termasuk basis data dengan nilai pKa fase berair, tidak berair, dan gas daripada yang dapat dicari menggunakan SMILES atau nomor registrasi CAS Aqueous-Equilibrium Constants nilai pKa untuk berbagai asam dan basa.