| Asam dan Basa |
| --- |
| Representasi diagram disosiasi asam asetat dalam larutan berair menjadi ion asetat dan hidronium. |
| * Asam
* Reaksi asam–basa
* Homeostasis asam–basa
* Kekuatan asam
* Fungsi keasaman
* Amfoterisme
* Basa
* Larutan dapar
* Konstanta disosiasi
* Kimia kesetimbangan
* Ekstraksi
* Fungsi keasaman Hammett
* pH
* Afinitas proton
* Swaionisasi air
* Titrasi
* Katalisis asam Lewis
* Pasangan Lewis terfrustasi
* Asam Lewis kiral
 |
| 
Tipe Asam |
| * Brønsted–Lowry
* Lewis
* Akseptor
* Mineral
* Organik
* Oksida
* Kuat
* Superasam
* Lemah
* Padat
 |
| 
Tipe Basa |
| * Brønsted–Lowry
* Lewis
* Donor
* Organik
* Oksida
* Kuat
* Superbasa
* Non-nukleofilik
* Lemah
 |
| * l
* b
* s
 |

Dalam ilmu kimia, **persamaan Henderson–Hasselbalch** menjelaskan turunan pH sebagai ukuran keasaman (menggunakan p*K*a, log negatif dari konstanta disosiasi asam) dalam sistem biologis dan kimia. Persamaan ini juga berguna untuk memperkirakan pH pada larutan dapar dan mencari pH pada kesetimbangan dalam reaksi asam-basa (persamaan ini digunakan secara umum untuk menghitung titik isoelektrik protein).

Persamaan ini dituliskan sebagai:

{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K\_{\mathrm {a} }+\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}\right)}
Pada persamaan di atas, [HA] adalah konsentrasi molar asam lemah yang tidak terdisosiasi, [A⁻] adalah konsentrasi molar (molaritas, *M*) pada basa konjugat asam tersebut dan p*K*a adalah −log10 *K*a di mana *K*a adalah konstanta disosiasi asam, yaitu:

{\displaystyle \mathrm {p} K\_{\mathrm {a} }=-\log \_{10}(K\_{\mathrm {a} })=-\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {H} \_{3}\mathrm {O} ^{+}][\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}\right)} untuk reaksi asam-basa Brønsted yang non-spesifik: {\displaystyle \mathrm {HA} +\mathrm {H} \_{2}\mathrm {O} \rightleftharpoons \mathrm {A} ^{-}+\mathrm {H} \_{3}\mathrm {O} ^{+}}
Pada persamaan diatas A⁻ menandakan bentuk ionik asam yang bersangkutan. Kuantitas dalam kurung siku seperti [basa] dan [asam] menandakan konsentrasi molar kuantitas yang dituliskan tersebut.

Untuk basa
----------

Untuk persamaan standar pada basa:

{\displaystyle \mathrm {B} +\mathrm {H} ^{+}\rightleftharpoons \mathrm {BH} ^{+}}
Bentuk kedua persamaan ini dituliskan sebagai {\displaystyle K\_{\mathrm {b} }} di mana {\displaystyle K\_{\mathrm {b} }} adalah konstanta disosiasi basa:

{\displaystyle \mathrm {p} K\_{\mathrm {b} }=-\log \_{10}(K\_{\mathrm {b} })=-\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {O} \mathrm {H} ^{-}][\mathrm {HA} ]}{[\mathrm {A} ^{-}]}}\right)}
Dengan analogi persamaan di atas, maka dapat dituliskan:

{\displaystyle \mathrm {pOH} =\mathrm {p} K\_{\mathrm {b} }+\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {BH} ^{+}]}{[\mathrm {B} ]}}\right)},
di mana BH+ menyatakan asam konjugat dari basa yang terkait B. Menggunakan properti istilah-istilah tersebut pada suhu 25 derajat Celcius, persamaan untuk pH larutan basa dapat dinyatakan dalam bentuk p*K*a dan pH:

{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K\_{\mathrm {a} }+\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {B} ]}{[\mathrm {BH} ^{+}]}}\right)}

Penurunan rumus
---------------

Persamaan Henderson–Hasselbalch diturunkan dari persamaan konstanta disosiasi asam melalui tahapan berikut:

{\displaystyle K\_{\mathrm {a} }={\frac {[\mathrm {H} ^{+}][\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}}
Menjadikan log, pada basis sepuluh, pada kedua sisi menghasilkan:

{\displaystyle \log \_{10}K\_{\mathrm {a} }=\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {H} ^{+}][\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}\right)}
Kemudian, menggunakan sifat logaritma:

{\displaystyle \log \_{10}K\_{\mathrm {a} }=\log \_{10}[\mathrm {H} ^{+}]+\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}\right)}
Mengidentifikasi sisi sebelah kiri persamaan sebagai -p*K*a dan {\displaystyle \log \_{10}[\mathrm {H} ^{+}]} sebagai -pH:

{\displaystyle -\mathrm {p} K\_{\mathrm {a} }=-\mathrm {pH} +\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}\right)}
Menambahkan pH dan p*K*a pada kedua sisi:

{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K\_{\mathrm {a} }+\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {A} ^{-}]}{[\mathrm {HA} ]}}\right)}
Perbandingan {\displaystyle [\mathrm {A} ^{-}]/[\mathrm {HA} ]} tidak memiliki satuan, sehingga, perbandingan dengan satuan lain dapat dilakukan. Contohnya, perbandingan mol komponen, {\displaystyle n\_{A^{-}}/n\_{HA}} atau konsentrasi fraksional {\displaystyle \alpha \_{A^{-}}/\alpha \_{HA}} di mana {\displaystyle \alpha \_{A^{-}}+\alpha \_{HA}=1} akan menghasilkan jawaban yang sama. Kadang-kadang satuan lain lebih nyaman untuk digunakan.

Memperkirakan pH darah
----------------------

Persamaan Henderson–Hasselbalch dapat diaplikasikan untuk menghubungkan pH darah dengan konstituen sistem dapar bikarbonat:

{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K\_{\mathrm {a} ~\mathrm {H} \_{2}\mathrm {CO} \_{3}}+\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {HCO} \_{3}^{-}]}{[\mathrm {H} \_{2}\mathrm {CO} \_{3}]}}\right),}
di mana:

* p*K*a H2CO3 adalah kologaritma konstanta disosiasi asam dari asam karbonat. Sama dengan 6.1.
* [HCO3−] adalah konsentrasi bikarbonat dalam darah
* [H2CO3] adalah konsentrasi asam karbonat dalam darah

Persamaan diatas berguna pada gas darah arteri, tetapi mereka biasanya dinyatakan sebagai *p*CO2, yaitu, tekanan parsial karbon dioksida, dan bukan H2CO3. Tetapi, keduanya berhubungan melalui persamaan:

{\displaystyle [\mathrm {H} \_{2}\mathrm {CO} \_{3}]=k\_{\rm {H~CO\_{2}}}\,\times p\_{\mathrm {CO} \_{2}},}
di mana:

* [H2CO3] adalah konsentrasi asam karbonat dalam darah
* *k*H CO2 adalah konstanta hukum Henry mengenai kelarutan karbon dioksida dalam darah *kH CO2* kira-kira 0.0307 mmol/(L-torr)
* *p*CO2 adalah tekanan parsial karbon dioksida dalam darah

Bersama-sama, persamaan berikut dapat digunakan untuk menghubungkan pH darah dengan konsentrasi bikarbonat dan tekanan parsial karbon dioksida:

{\displaystyle \mathrm {pH} =6.1+\log \_{10}\left({\frac {[\mathrm {HCO} \_{3}^{-}]}{0.0307\times p\_{\mathrm {CO} \_{2}}}}\right),}
di mana:

* pH adalah keasaman darah
* [HCO3−] adalah konsentrasi bikarbonat dalam darah
* *p*CO2 adalah tekanan parsial karbon dioksida dalam arteri pembuluh darah

Lihat pula
----------

* Asam
* Basa
* Titrasi
* Larutan dapar

Referensi
---------

1. ↑  Larsen, D. "Henderson-Hasselbalch Approximation". *Chemwiki*. University of California. Diakses tanggal 27 Maret 2014.
2. ↑  Henderson Hasselbalch Equation: Derivation of p*K*a and p*K*b
3. 1 2 3  page 556, bagian "Estimating plasma pH" dalam: Bray, John J. (1999). *Lecture notes on human physiolog*. Malden, Mass.: Blackwell Science. ISBN 978-0-86542-775-4.

Bacaan lebih lanjut
-------------------

* Lawrence J. Henderson (1 Mei 1908). "Concerning the relationship between the strength of acids and their capacity to preserve neutrality" (Abstract). *Am. J. Physiol.* **21** (4): 173–179.
* Hasselbalch, K. A. (1917). "Die Berechnung der Wasserstoffzahl des Blutes aus der freien und gebundenen Kohlensäure desselben, und die Sauerstoffbindung des Blutes als Funktion der Wasserstoffzahl". *Biochemische Zeitschrift*. **78**: 112–144.
* Po, Henry N.; Senozan, N. M. (2001). "Henderson–Hasselbalch Equation: Its History and Limitations". *J. Chem. Educ.* **78** (11): 1499–1503. Bibcode:2001JChEd..78.1499P. doi:10.1021/ed078p1499.
* de Levie, Robert. (2003). "The Henderson–Hasselbalch Equation: Its History and Limitations". *J. Chem. Educ.* **80** (2): 146. Bibcode:2003JChEd..80..146D. doi:10.1021/ed080p146.
* de Levie, Robert (2002). "The Henderson Approximation and the Mass Action Law of Guldberg and Waage". *The Chemical Educator*. **7** (3): 132–135. doi:10.1007/s00897020562a.

Pranala luar
------------

* Aplikasi dan contoh permasalahan menggunakan Persamaan Henderson-Hasselbalch
* Penurunan rumus dan diskusi mendalam mengenai Persamaan Henderson–Hasselbalch