Apa itu pKa? Hubungan dengan pH

pKa _mengukur “kekuatan” asam Bronsted, yaitu zat yang menyumbangkan ion H+ (proton) untuk membentuk basa konjugasi. Proton H+ adalah asam Lewis kuat yang menarik pasangan elektron dengan sangat efisien, sangat efisien sehingga hampir selalu terikat pada donor elektron. Asam Bronsted kuat adalah senyawa yang melepaskan protonnya dengan sangat mudah. Untuk bagiannya, asam Bronsted yang lemah adalah senyawa yang lebih sulit melepaskan protonnya. Dalam kasus ekstrim, senyawa yang sangat, sangat sulit untuk dihilangkan protonnya tidak dianggap sebagai asam sama sekali.

Ketika suatu senyawa menyumbangkan proton, ia mempertahankan pasangan elektron yang sebelumnya dibagikan dengan proton itu, sehingga menjadi basa konjugasi. Dari sudut pandang lain, asam Bronsted yang kuat dengan mudah menyumbangkan proton dan menjadi basa Bronsted yang lemah. Basa Bronsted tidak mudah membentuk ikatan dengan proton dan tidak pandai memberikan pasangan elektronnya ke proton. Oleh karena itu, ia melakukannya dengan lemah.

Demikian pula, jika suatu senyawa melepaskan proton dan menjadi basa kuat, basa tersebut akan dengan mudah mendapatkan kembali protonnya. Faktanya, basa kuat sangat bersaing dengan proton sehingga senyawa tersebut tetap terprotonasi. Di sini, senyawa tersebut masih berupa asam Bronsted alih-alih mengion menjadi basa konjugat kuat, menjadikannya asam Bronsted lemah.

Dengan demikian, Anda harus memperhitungkan bahwa:

• pKa rendah berarti proton tidak stabil.
• Terkadang pKa bisa sangat rendah sehingga menjadi angka negatif.
• Nilai pKa yang tinggi berarti proton tertahan dengan kuat.

Persamaan Henderson–Hasselbalch

Persamaan Henderson-Hasselbalch dikembangkan secara independen oleh ahli kimia biologi Amerika LJ Henderson dan ahli fisiologi Swedia KA Hasselbalch, untuk menghubungkan pH dengan sistem penyangga bikarbonat darah. Dalam bentuk umumnya, persamaan Henderson-Hasselbalch adalah ungkapan yang berguna untuk menghitung batas. Ini dapat diturunkan dari ekspresi konstanta kesetimbangan untuk reaksi disosiasi asam lemah (HA) umum dalam persamaan:

dengan K _a adalah tetapan kesetimbangan pada suhu tertentu. Untuk serangkaian kondisi percobaan yang ditentukan, konstanta kesetimbangan ini dilambangkan dengan K _a dan disebut konstanta disosiasi semu. Semakin tinggi nilai K _a , semakin besar jumlah ion H+ yang dilepaskan per mol asam dalam larutan, dan karenanya semakin kuat asam tersebut. Oleh karena itu K _a adalah ukuran kekuatan asam. Mengatur ulang persamaan dan menyelesaikan konsentrasi ion hidrogen, kami memperoleh:

Karena log [H+] = pH dan log (Ka) = pK _a dan dengan menerapkan logaritma pada persamaan di atas, kita memperoleh:

salah satu

Di mana:

[A ^– ] adalah konsentrasi basa konjugat,

[HA] adalah konsentrasi asam (tidak terdisosiasi),

pK _a adalah logaritma negatif dari nilai K _a

dan K _a adalah konstanta disosiasi asam.

Pembahasan nilai pH dan pKa

Persamaan Henderson-Hasselbalch sering digunakan untuk menentukan perbandingan basa konjugat [A-] dengan asam konjugasi [HA] yang harus digunakan untuk mencapai nilai pH tertentu dari suatu buffer. Untuk melakukan ini, kita perlu mengetahui nilai pKa dari asam konjugasi yang akan Anda gunakan. Namun, persamaan di atas memiliki informasi tambahan yang harus kita pahami.

Sementara konsep pKa _a telah dijelaskan di atas, definisi fungsional pKa _a sering disalahpahami. Hal yang perlu diingat dari topik ini adalah bahwa ketika pH sama dengan pKa suatu asam, konsentrasi basa konjugat dan asam konjugatnya sama, yang berarti ada rasio 50% basa konjugasi dengan rasio 50% 50 % asam konjugasi.

Jadi, jika kita memasukkan konsentrasi basa konjugat dan asam konjugat ke dalam persamaan Henderson-Hasselbach (tidak peduli berapa konsentrasinya) dan keduanya sama, rasionya akan menjadi 1:1, yang berarti logaritma dari proporsi ini adalah nol (0). Terlepas dari asam mana (diwakili sebagai donor proton [H+]) yang diamati, hubungan di atas berlaku.

Misalnya, karena asam asetat memiliki nilai pKa _kira -kira 4,7, ketika pH sama dengan pKa, rasio asetat terhadap asam asetat adalah 1:1. Untuk asam lain, seperti hidrofluorik (HF), yang memiliki nilai pKa sekitar 4,0, ketika pH sama dengan 4,0, rasio ion fluorida terhadap asam hidrofluorik akan menjadi 1:1.

Solusi penyangga

Larutan penyangga adalah larutan encer yang terdiri dari campuran asam lemah dan basa konjugatnya atau basa lemah dan asam konjugatnya. Sifat penting dari larutan penyangga adalah kemampuannya untuk mempertahankan nilai pH yang relatif konstan sebagai respons terhadap penambahan sejumlah kecil asam atau basa. Selain itu, pH larutan penyangga tetap relatif stabil bahkan selama pengenceran.

Untuk alasan ini, buffer digunakan dalam berbagai aplikasi kimia, terutama sebagai reagen untuk mempertahankan nilai pH yang konstan. Misalnya dalam produksi pewarna, dalam proses fermentasi, serta untuk mengatur pH makanan, kosmetik dan obat-obatan. pH penyangga bergantung pada pKa _asam (atau pK _b basa) dan rasio konsentrasi asam (basa) dan basa konjugatnya (asam). Ketergantungan ini dijelaskan oleh persamaan Henderson-Hasselbalch yang disajikan di atas.

Sumber

• Garritz, M. (2005). Keseimbangan asam-basa .
• Pardo, J. dan Matus, D. (2014). Penggunaan persamaan Henderson-Hasselbalch untuk perhitungan pH darah.
• Vásquez, E. dan Rojas, G. (2016). pH : teori dan 132 soal.