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    Comment calculer le pourcentage de dissociation

    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%.

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