Chaque acide a une constante de dissociation caractéristique (K a), qui est une mesure de sa capacité à donner des ions hydrogène en solution. En d'autres termes, K a fournit un moyen d'évaluer la force d'un acide. Les plus grandes valeurs signifient des acides plus forts. Le pH (puissance de l'hydrogène) d'une solution est une mesure de la concentration des ions hydrogène et est également une mesure de l'acidité, mais ce n'est pas la même chose que K a. Il y a une relation entre les deux, et vous pouvez calculer K a pour un acide si vous connaissez la concentration d'acide et le pH de la solution. Constante de dissociation Ka Un composé est acide s'il peut donner des ions hydrogène à une solution aqueuse, ce qui équivaut à dire que le composé est capable de créer des ions hydronium (H 30 +). L'équation générale décrivant ce qui arrive à un acide (HA) en solution est: Certains acides sont forts et se dissocient complètement alors que d'autres sont faibles et ne se dissocient que partiellement. Vous pouvez mesurer la force d'un acide par sa constante de dissociation K a, qui est un rapport formé en divisant la concentration des produits par la concentration des réactifs: K a = [H30 +] [A -] /[HA] Toutes les réactions se produisent dans l'eau, donc elles sont généralement supprimées de l'équation. Dérivation Ka du pH Le pH d'un La solution aqueuse d'acide est une mesure de la concentration en ions hydrogène libres (ou hydronium) qu'elle contient: pH = -log [H +] ou pH = -log [H 30 +]. La dernière équation peut être réécrite: [H 30 +] = 10 -pH Si vous connaissez la concentration molaire d'une solution acide et que vous pouvez mesurer son pH, l'équivalence ci-dessus vous permet de calculer la concentration relative de l'acide pour conjuguer la base et de déduire la constante de dissociation K a. Pour ce faire, il est utile d'établir un tableau qui délimite les concentrations initiales de réactifs et de produits, la variation des concentrations et les concentrations à Equilibrium. Ceci est une table ICE. Plutôt que d'en créer un de manière générale, il est plus instructif d'illustrer la procédure par un exemple spécifique. Constante de dissociation de l'acide acétique L'acide acétique, l'acide qui donne au vinaigre son goût amer , est un acide faible qui se dissocie en ions acétate et hydronium en solution. CH 3CO 2H + H 2O <-> CH 3CO 2 - + H 3O + Le vinaigre ménager typique est une solution 0,9 M avec un pH de 2,4. En utilisant les données, il est possible de calculer la constante de dissociation: Configurer le tableau ICE pour les concentrations Acide acétique (CH 3CO 2) H) Hydronium Ions (H3O +) Ions d'acétate (CH 3CO 2 -) Initial 0,9 M 0 0 Change -x M + x M + x M Equilibre (0,9 - x) M x M x M - Ecrire Ka comme rapport de la base du conjugué à l'acide La constante de dissociation K a est [H3O +] [ ,null,null,3],CH 3CO 2 -] /[CH 3CO 2) H]. Insérer les valeurs de la table K a = x 2 /(0,9 - x) Noter que x est lié au pH et calculer Ka Comme noté ci-dessus, [H3O +] = 10 -pH . Puisque x = [H3O +] et que vous connaissez le pH de la solution, vous pouvez écrire x = 10 -2.4. Il est maintenant possible de trouver une valeur numérique pour Ka. Ka = (10 -2,4) 2 /(0,9 - 10 -2,4) = 1,8 x 10 -5.
