Asam dan Basa
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

Konstanta disosiasi asam (K_a) atau konstanta keasaman adalah sebuah konstanta atau tetapan keseimbangan spesifik untuk sebuah asam dan basa konjugasinya di sebuah larutan berair.^[1] Konstanta ini merupakan konstanta kesetimbangan untuk suatu reaksi kimia

${\displaystyle {\ce {HA <=> A^- + H^+}}}$

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]

Konstanta disosiasi didefinisikan sebagai^[b]

${\displaystyle K_{\text{a}}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,}$ or

${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}}$

dengan kuantitas dalam tanda kurung mewakili konsentrasi spesi pada kesetimbangan.^[c][3]

Menurut definisi awal menurut Arrhenius, asam adalah zat yang berdisosiasi dalam larutan berair, melepaskan ion hidrogen H+
(suatu proton):^[4]

${\displaystyle {\ce {HA <=> A- + H+}}}$

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi disosiasi ini dikenal sebagai konstanta disosiasi. Proton yang dibebaskan bergabung dengan molekul air menghasilkan ion hidronium (atau oksonium) H
3O+
(proton telanjang tidak ada dalam larutan), sehingga Arrhenius kemudian mengusulkan bahwa disosiasi harus ditulis sebagai reaksi asam-basa:

${\displaystyle {\ce {HA + H2O <=> A- + H3O+}}}$

Brønsted dan Lowry menggeneralisasi ini lebih lanjut ke dalam suatu reaksi pertukaran proton:^[5][6][7]

${\displaystyle {\text{asam}}+{\text{basa }}{\ce {<=>}}{\text{ basa konjugasi}}+{\text{asam konjugasi}}}$

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+
.

${\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + SH+}}}$

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

${\displaystyle {\ce {BH+ + OH- <=> B + H2O}}}$

yang merupakan kebalikan dari kesetimbangan

${\displaystyle {\ce {H2O}}{\text{ (asam)}}+{\ce {B}}{\text{ (basa) }}{\ce {<=> OH-}}{\text{ (basa konjugasi)}}+{\ce {BH+}}{\text{ (asam konjugasi)}}}$

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]

${\displaystyle {\ce {B(OH)3 + 2 H2O <=> B(OH)4- + H3O+}}}$

Serupa dengan itu, hidrolisis ion logam menyebabkan ion seperti [Al(H
2O)
6]³⁺ berperilaku layaknya asam lemah:^[12]

${\displaystyle {\ce {[Al(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Al(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+}}}$

Menurut definisi awal Lewis, asam adalah suatu zat yang menerima pasangan elektron untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.^[13]

Konstanta disosiasi asam adalah contoh khusus dari konstanta kesetimbangan. Disosiasi asam monoprotik, HA, dalam larutan encer dapat ditulis sebagai

${\displaystyle {\ce {HA <=> A- + H+}}}$

Konstanta kesetimbangan termodinamika ${\displaystyle K^{\ominus }}$ dapat didefinisikan sebagai^[14]

${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\{{\ce {A^-}}\}\{{\ce {H+}}\}}{{\ce {\{HA\}}}}}}$

dengan {X} menyatakan aktivitas, pada kesetimbangan, dari spesi kimia X. ${\displaystyle K^{\ominus }}$ 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.

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

${\displaystyle K^{\ominus }={{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}\Gamma },\quad \Gamma ={\frac {\gamma _{{\ce {A^-}}}\ \gamma _{{\ce {H+}}}}{\gamma _{{\ce {HA}}}\ }}}$

dengan ${\displaystyle [{\text{HA}}]}$ mewakili konsentrasi HA dan ${\displaystyle \Gamma }$ adalah hasil bagi dari koefisien aktivitas.

Konstanta kesetimbangan K_b untuk basa biasanya didefinisikan sebagai konstanta asosiasi dari protonasi basa, B, membentuk asam konjugasi, HB+
.

${\displaystyle {\ce {B + H2O <=> HB+ + OH-}}}$

Menggunakan penalaran yang mirip dengan yang digunakan sebelumnya

${\displaystyle {\begin{aligned}K_{\text{b}}&=\mathrm {\frac {[HB^{+}][OH^{-}]}{[B]}} \\\mathrm {p} K_{\text{b}}&=-\log _{10}\left(K_{\text{b}}\right)\end{aligned}}}$

K_b terkait dengan K_a untuk asam konjugasi. Dalam air, konsentrasi ion hidroksida., [OH−
], berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen K
w = [H+
][OH−
], karenanya

${\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} ={\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}}$

Substitusi ekspresi untuk [OH−
] ke dalam ekspresi untuk K_b menghasilkan

${\displaystyle K_{\text{b}}={\frac {[\mathrm {HB^{+}} ]K_{\text{w}}}{\mathrm {[B][H^{+}]} }}={\frac {K_{\text{w}}}{K_{\text{a}}}}}$

Ketika K_a, K_b dan K_w ditentukan di bawah kondisi suhu dan kekuatan ion yang sama, maka, dengan mengambil kologaritma, bahwa pK_b = pK_w − pK_a. Dalam larutan berair pada 25 °C, pK_w adalah 13,9965,^[15] sehingga

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\text{b}}\approx 14-\mathrm {p} K_{\text{a}}}$

Konstanta kesetimbangan terkait dengan perubahan Energi Gibbs standar untuk reaksi, sehingga untuk konstanta disosiasi asam

${\displaystyle \Delta G^{\ominus }=-RT\ln K_{\text{a}}\approx 2.303RT\ \mathrm {p} K_{\text{a}}}$.

R adalah konstanta gas dan T adalah suhu mutlak. Perhatikan bahwa pK_a = −log(K_a) dan 2,303 ≈ ln(10). Pada 25 °C, ΔG^⊖ dalam kJ·mol⁻¹ ≈ 5.708 pK_a (1 kJ·mol⁻¹ = 1000 joule per mol). Energi bebas terdiri dari entalpi dan entropi.^[10]

${\displaystyle \Delta G^{\ominus }=\Delta H^{\ominus }-T\Delta S^{\ominus }}$

Perubahan entalpi standar dapat ditentukan dengan kalorimetri atau dengan menggunakan persamaan van 't Hoff, meskipun metode kalorimetri lebih disukai. 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 pK_a dan ΔH^⊖. Data dipilih secara kritis dan dirujuk pada 25 °C dan kekuatan ion nol, dalam air.^[10]

Asam

Senyawa	Kesetimbangan	pKa	ΔG⊖ (kJ·mol−1)[d]	ΔH⊖ (kJ·mol−1)	−TΔS⊖ (kJ·mol−1)[e]
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−1)	−TΔS⊖ (kJ·mol−1)
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

Terdapat berbagai teknik untuk menentukan nilai pK_a 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 pK_a 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+2 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

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

• Albert, A.; Serjeant, E.P. (1971). The Determination of Ionization Constants: A Laboratory Manual. Chapman & Hall. ISBN 0-412-10300-1.  (Previous edition published as Ionization constants of acids and bases. London (UK): Methuen. 1962. )
• Atkins, P.W.; Jones, L. (2008). Chemical Principles: The Quest for Insight (edisi ke-4). W.H. Freeman. ISBN 978-1-4292-0965-6. 
• Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (edisi ke-3rd). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536.  (Non-aqueous solvents)
• Hulanicki, A. (1987). Reactions of Acids and Bases in Analytical Chemistry. Horwood. ISBN 0-85312-330-6.  (translation editor: Mary R. Masson)
• Perrin, D.D.; Dempsey, B.; Serjeant, E.P. (1981). pKa Prediction for Organic Acids and Bases. Chapman & Hall. ISBN 0-412-22190-X. 
• Reichardt, C. (2003). Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry (edisi ke-3). Wiley-VCH. ISBN 3-527-30618-8.  Chapter 4: Solvent Effects on the Position of Homogeneous Chemical Equilibria.
• Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, J.F.; Crouch, S.R. (2004). Fundamentals of Analytical Chemistry (edisi ke-8). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0. 

• Acidity–Basicity Data in Nonaqueous Solvents Bibliografi yang luas dari nilai pK_a 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 pK_a fase berair, tidak berair, dan gas daripada yang dapat dicari menggunakan SMILES atau nomor registrasi CAS
• Aqueous-Equilibrium Constants nilai pK_a untuk berbagai asam dan basa. Termasuk tabel beberapa hasil kali kelarutan
• Panduan gratis interpretasi dan pengukuran pK_a dan log p Diarsipkan 2016-08-10 di Wayback Machine. Penjelasan tentang relevansi sifat-sifat ini dengan farmakologi
• Free online prediction tool (Marvin) pK_a, log p, log d dll. Dari ChemAxon
• Diagram pK_a [1] oleh David A. Evans