Lorsque 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 \u003d ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA]}}

Les quantités entre crochets sont les concentrations des protons, des anions et de l'acide intact (HA) en solution.

K _{a est utile pour calculer le pourcentage d'un acide faible donné qui est dissocié dans une solution dont l'acidité ou le pH est connu.
La constante de dissociation entre équations}

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

pH \u003d -log _{10 [H ^{+] \u003d 10 - [H +]}}

[H ^{+ ] \u003d 10 -pH}

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

pK _{a \u003d -log 10K a \u003d 10 ^-Ka}

K _{a \u003d 10 ^-pKa}

Si le pK _{a et le pH d'une solution acide sont donnés, le calcul du pourcentage d'acide dissocié est simple.
Exemple D Calcul de l'association}

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

Tout d'abord, convertissez pK _{a en K a et pH en [H +]:}

K < sous> a \u003d 10 ^{-4,756 \u003d 1,754 x 10 -5}

[H ^{+] \u003d 10 -3,85 \u003d 1,413 x 10 -4}

Utilisez maintenant l'équation K _{a \u003d ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA], avec [H +] \u003d [A¯]:}}

1,754 x 10 ^{-5 \u003d [(1,413 x 10 -4 M) (1,413 x 10 -4 M)] ÷ [HA]}

[HA] \u003d 0,0011375 M

Le pourcentage de dissociation est donc donné par 1,413 x 10 ^{-4 ÷ 0,0011375 \u003d 0,1242 \u003d 12,42%.}