Quand des acides forts sont placés dans l'eau, ils se dissocient complètement. C'est-à-dire que tout l'acide (HA) se sépare en protons (H ^{+) et leurs anions compagnons (A¯). En revanche, les acides faibles placés en solution aqueuse ne se dissocient pas complètement. La mesure dans laquelle ils se séparent est décrite par la constante de dissociation K _a:}

K _{a = ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA]}}

Les quantités entre crochets sont les concentrations de protons, d'anions et d'acides intacts (HA) en solution.

K _{a est utile pour calculer le pourcentage d'un acide faible donné qui est dissocié dans une solution avec une acidité connue, ou pH.}

La constante de dissociation à travers les équations

Rappelons que le pH est défini comme le logarithme négatif de la concentration de protons dans la solution, qui est la même que 10 élevé à la puissance négative de la concentration en protons:

pH = -log _{10 [H ^{+] = 10 - [H +]}}

[H < sup> +] = 10 ^-pH

K _{a et pK a sont liés de la même façon:}

pK _{a = -log < sub> 10K a = 10 ^-Ka}

K _{a = 10 ^-pKa}

Si on lui donne le pK _{a et le pH d'un solution acide, le calcul du pourcentage d'acide dissocié est simple.}

Sa mple Dissociation Calculation

Un acide faible, HA, a un pK _{a de 4,756. Si le pH de la solution est de 3,85, quel pourcentage de l'acide est dissocié?}

D'abord, convertir pK _{a en K a et pH en [H +]:}

K < sub> a = 10 ^{-4,756 = 1,754 x 10 -5}

[H ^{+] = 10 -3,85 = 1,413 x 10 -4}

Utilisez maintenant l'équation K _{a = ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA], avec [H +] = [A¯]:}}

1,754 x 10 ^{-5 = [(1,413 x 10 -4 M) (1,413 x 10 -4 M)] ÷ [HA]}

[HA] = 0,0011375 M

Le pourcentage de dissociation est donc donné par 1,413 x 10 ^{-4 ÷ 0,0011375 = 0,12242 = 12,42%.}