Konstanta disosiasi asam

Konstanta disosiasi asam (Ka) atau konstanta keasaman adalah sebuah konstanta atau tetapan keseimbangan spesifik untuk sebuah asam dan basa konjugasinya di sebuah larutan berair. Konstanta ini merupakan konstanta kesetimbangan untuk suatu reaksi kimia
HA <=> A^- + H^+
yang dikenal sebagai disosiasi dalam konteks reaksi asam-basa. Spesi kimia HA adalah suatu asam yang terdisosiasi menjadi , basa konjugasi dari asam tersebut dan suatu ion hidrogen, .  Sistem dikatakan dalam kesetimbangan ketika konsentrasi komponennya tidak akan berubah dari waktu ke waktu, karena reaksi maju dan mundur terjadi dengan laju yang sama.

Konstanta disosiasi didefinisikan sebagai
 or

dengan kuantitas dalam tanda kurung mewakili konsentrasi spesi pada kesetimbangan.

 Definisi 
Menurut definisi awal menurut Arrhenius, asam adalah zat yang berdisosiasi dalam larutan berair, melepaskan ion hidrogen  (suatu proton): Chapter 6: Acid–Base and Donor–Acceptor Chemistry
 HA <=> A- + H+

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi disosiasi ini dikenal sebagai konstanta disosiasi. Proton yang dibebaskan bergabung dengan molekul air menghasilkan ion hidronium (atau oksonium)  (proton telanjang tidak ada dalam larutan), sehingga Arrhenius kemudian mengusulkan bahwa disosiasi harus ditulis sebagai reaksi asam-basa:
HA + H2O <=> A- + H3O+

jmpl|upright=1.5|alt=Asam asetat, , tersusun dari gugus metil, , yang terikat secara kimiawi dengan gugus karboksilat, COOH. Gugus karboksilat dapat kehilangan proton dan menyumbangkannya ke molekul air, , meninggalkan anion asetat  dan membentuk kation hidronium .Ini adalah reaksi kesetimbangan, sehingga proses kebalikannya juga dapat terjadi.|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.
Brønsted dan Lowry menggeneralisasi ini lebih lanjut ke dalam suatu reaksi pertukaran proton: Termasuk pembahasan banyak asam organik Brønsted. Chapter 5: Acids and Bases Chapter 6: Acids, Bases and Ions in Aqueous Solution


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  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 .
HA + S <=> A- + SH+

Dalam kimia larutan, adalah hal yang biasa untuk menggunakan  sebagai singkatan untuk ion hidrogen terlarut, terlepas dari pelarutnya. Dalam larutan berair  menyatakan ion hidronium tersolvasi dan bukan proton.

Penunjukan asam atau basa sebagai "konjugat" tergantung pada konteksnya. Asam konjugasi  dari basa B berdisosiasi menurut persamaan
BH+ + OH- <=> B + H2O

yang merupakan kebalikan dari kesetimbangan

Ion hidroksida , 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 () menghasilkan  seperti layaknya donor proton, namun telah dikonfirmasi melalui spektroskopi Raman bahwa hal ini disebabkan oleh kesetimbangan hidrolisis:
B(OH)3 + 2 H2O <=> B(OH)4- + H3O+

Serupa dengan itu, hidrolisis ion logam menyebabkan ion seperti  berperilaku layaknya asam lemah: Section 9.1 "Acidity of Solvated Cations" lists many pKa values.
 [Al(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Al(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+

Menurut definisi awal Lewis, asam adalah suatu zat yang menerima pasangan elektron untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi. hlm. 698

 Tetapan kesetimbangan 
Konstanta disosiasi asam adalah contoh khusus dari konstanta kesetimbangan. Disosiasi asam monoprotik, HA, dalam larutan encer dapat ditulis sebagai
 HA <=> A- + H+

Konstanta kesetimbangan termodinamika   dapat didefinisikan sebagai Chapter 2: Activity and Concentration Quotients

dengan  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.

jmpl|200px|alt=Ilustrasi pengaruh kekuatan ionik pada p K A suatu asam. Pada gambar ini, p K A asam asetat berkurang dengan meningkatnya kekuatan ionik, turun dari 4,8 dalam air murni (kekuatan ionik nol) dan menjadi kira-kira konstan pada 4,45 untuk kekuatan ionik di atas 1 molar natrium nitrat, N A N O 3.|Variasi pKa asam asetat dengan kekuatan ionik.

Karena aktivitas adalah hasil kali dari konsentrasi dan koefisien aktivitas (γ) definisi ini juga dapat ditulis sebagai

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, .
 B + H2O <=> HB+ + OH-

Menggunakan penalaran yang mirip dengan yang digunakan sebelumnya


Kb terkait dengan Ka untuk asam konjugasi. Dalam air, konsentrasi ion hidroksida., , berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen , karenanya


Substitusi ekspresi untuk  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, Section D–152 sehingga

 Faktor yang memengaruhi 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  dan . 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.

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.

+ Asam Senyawa Kesetimbangan pKa ΔG (kJ·mol) ΔH (kJ·mol) −TΔS (kJ·mol) HA = Asam asetat HA  H+ + A−  4.756 27.147 −0.41 27.56 H2A+ = GlisinaH+ H2A+  HA + H+  2.351 13.420  4.00  9.419 HA  H+ + A− 9.78 55.825 44.20 11.6 H2A = Asam maleat H2A  HA− + H+  1.92 10.76  1.10  9.85 HA−  H+ + A2−  6.27 35.79 −3.60 39.4 H3A = Asam sitrat H3A  H2A− + H+  3.128 17.855  4.07 13.78 H2A−  HA2− + H+  4.76 27.176  2.23  24.9 HA2−  A3− + H+  6.40 36.509 −3.38 39.9 H3A = Asam borat H3A  H2A− + H+ 9.237 52.725 13.80 38.92 H3A = Asam fosfat H3A  H2A− + H+  2.148 12.261 −8.00 20.26 H2A−  HA2− + H+  7.20 41.087  3.60  37.5 HA2−  A3− + H+ 12.35 80.49 16.00 54.49 HA− = Hidrogen sulfat HA−  A2− + H+   1.99  11.36 −22.40  33.74 H2A = Asam oksalat H2A  HA− + H+   1.27   7.27  −3.90 11.15 HA−  A2− + H+  4.266 24.351 −7.00 31.35

+ Asam konjugasi dari basa Senyawa Kesetimbangan pKa ΔH (kJ·mol) −TΔS (kJ·mol) B = Amonia HB+  B + H+ 9.245 51.95 0.8205 B = Metilamina HB+  B + H+ 10.645 55.34 5.422 B = Trietilamina HB+  B + H+ 10.72 43.13 18.06

 Nilai untuk zat yang umum 
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. Chapter 8 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.

 Zat kimia Kesetimbangan pKa BH = Adenina BH  B− + H+ 4,17   BH + H+ 9,65 H3A = Asam arsenat H3A  H2A− + H+ 2,22 H2A−  HA2− + H+ 6,98 HA2−  A3− + H+ 11,53 HA = Asam benzoat HA  H+ + A− 4,204 HA = Asam butirat HA  H+ + A− 4,82 H2A = Asam kromat H2A  HA− + H+ 0,98 HA−  A2− + H+ 6,5 B = Kodein BH+  B + H+ 8,17 HA = Kresol HA  H+ + A− 10.29 HA = Asam format HA  H+ + A− 3,751 HA = Asam fluorida HA  H+ + A− 3,17 HA = Asam sianida HA  H+ + A− 9,21 HA = Hidrogen peroksida (90%) HA  H+ + A− 11,7 HA = Asam laktat HA  H+ + A− 3.86 HA = Asam propionat HA  H+ + A− 4,87 HA = Fenol HA  H+ + A− 9,99 H2A = Asam L-(+)-Askorbat H2A  HA− + H+ 4,17 HA−  A2− + H+ 11,57

 Lihat pula 
 Asidosis
 Alkalosis
 Kesetimbangan kimia
 Fungsi keasaman Hammett: ukuran keasaman yang digunakan untuk larutan asam kuat yang sangat pekat, termasuk superasam.
 pH

 Catatan 

 Referensi 

 Bacaan lebih lanjut 
  (Previous edition published as )

  (Non-aqueous solvents)
  (translation editor: Mary R. Masson)

  Chapter 4: Solvent Effects on the Position of Homogeneous Chemical Equilibria.


 Pranala luar 
 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. Termasuk tabel beberapa hasil kali kelarutan
 Panduan gratis interpretasi dan pengukuran pKa dan log p  Penjelasan tentang relevansi sifat-sifat ini dengan farmakologi
 Free online prediction tool (Marvin) pKa, log p, log d dll. Dari ChemAxon
 Diagram pKa  oleh David A. Evans

Kategori:kimia kesetimbangan
Kategori:Asam
Kategori:Basa
Kategori:Kimia analisis
Kategori:Kimia fisik