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 de mesurer la force d'un acide. Des valeurs plus élevées 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 existe cependant 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 revient 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:}}

HA + H _{20 <--> H 30 ^{+ + A -, où Un - est la base conjuguée.}}

Certains acides sont forts et se dissocient complètement tandis 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 de produits par la concentration de réactifs:}

K _{a \u003d [H30 +] [A -] /[HA]}

Toutes les réactions se produisent dans l'eau, elle est donc généralement supprimée de l'équation.
Dériver Ka du pH

Le pH d'une solution aqueuse acide est une mesure de la concentration d'ions libres d'hydrogène (ou d'hydronium) qu'il contient: pH \u003d -log [H ^{+] ou pH \u003d -log [H _{30 +]. La dernière équation peut être réécrite:}}

[H _{30 ^{+] \u003d 10 -pH}}

Si vous connaissez la concentration molaire d'une solution acide et pouvez mesurer son pH, l'équivalence ci-dessus vous permet de calculer la concentration relative d'acide pour conjuguer la base et de dériver la constante de dissociation K _{a. Pour ce faire, il permet de mettre en place un tableau qui délimite les concentrations initiales de réactifs et de produits, l'évolution des concentrations et les concentrations à l'équilibre. Ceci est une table ICE. Plutôt que d'en configurer une de manière générale, il est plus instructif d'illustrer la procédure avec un exemple spécifique.
Constante de dissociation pour l'acide acétique}

L'acide acétique, l'acide qui donne au vinaigre son goût aigre, est un acide faible qui se dissocie en acétate et en ions hydronium en solution.

CH _{3CO 2H + H 2O <--> CH 3CO 2 ^{- + H 3O +}}

Le vinaigre domestique typique est une solution de 0,9 M avec un pH de 2,4. En utilisant les données, il est possible de calculer la constante de dissociation:

1. Configurer la table ICE pour les concentrations
   
   

   Acide acétique (CH _{3CO 2) H) Ions d'hydronium (H3O ^{+) Ions d'acétate (CH 3CO 2 -)}}
   

   Initial 0.9 M 0 0
   

   Changement -x M + x M + x M
   

   Equilibre (0,9 - x) M x M x M
   

2. Ecrire Ka comme rapport de la base conjuguée à l'acide
   
   

   La constante de dissociation K _{a est [H3O +] [CH 3CO 2 ^{-] /[CH 3CO 2) H].}}
   

3. Plug in Values from the Table
   
   

   K _{a \u003d x ^{2 /(0.9 - x)}}
   

4. Notez que x est lié au pH et calcule Ka
   
   

   Comme indiqué ci-dessus, [H3O +] \u003d 10 ^{-pH. Puisque x \u003d [H3O +] et que vous connaissez le pH de la solution, vous pouvez écrire x \u003d 10 -2,4. Il est maintenant possible de trouver une valeur numérique pour Ka.}
   

   Ka \u003d (10 ^{-2,4) 2 /(0,9 - 10 -2,4) \u003d 1,8 x 10 -5.}