Ogni acido ha una costante di dissociazione caratteristica (K _{a), che è una misura della sua capacità di donare ioni di idrogeno in soluzione. In altre parole, K a fornisce un modo per misurare la forza di un acido. Valori maggiori indicano acidi più forti. Il pH (potenza dell'idrogeno) di una soluzione è una misura della concentrazione di ioni idrogeno ed è anche una misura dell'acidità, ma non è la stessa di K a. C'è una relazione tra i due, però, e puoi calcolare K a per un acido se conosci la concentrazione di acido e il pH della soluzione.}

Dissociazione Constant Ka

Un composto è acido se può donare ioni idrogeno a una soluzione acquosa, il che equivale a dire che il composto è in grado di creare ioni idronio (H _{30 ^{+). L'equazione generale che descrive cosa succede ad un acido (HA) in soluzione è:}}

HA + H _{20 < - > H 30 ^{+ + A -, dove A - è la base coniugata.}}

Alcuni acidi sono forti e si dissociano completamente mentre altri sono deboli e si dissociano solo parzialmente. È possibile misurare la forza di un acido mediante la sua costante di dissociazione K _{a, che è un rapporto formato dividendo la concentrazione di prodotti per la concentrazione di reagenti:}

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

Tutte le reazioni avvengono nell'acqua, quindi di solito viene cancellata dall'equazione.

Deriving Ka dal pH

Il pH di un soluzione di acido acquoso è una misura della concentrazione di ioni di idrogeno libero (o di idronium) che contiene: pH = -log [H ^{+] o pH = -log [H _{30 +]. L'ultima equazione può essere riscritta:}}

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

Conosce la concentrazione molare di una soluzione acida e puoi misurare il suo pH, la suddetta equivalenza consente di calcolare la concentrazione relativa di acido in base al coniugato e derivare la costante di dissociazione K _{a. Per fare ciò, aiuta a creare una tabella che delinea le concentrazioni iniziali di reagenti e prodotti, il cambiamento delle concentrazioni e le concentrazioni all'equilibrio. Questa è una tabella ICE. Piuttosto che impostarne uno in modo generale, è più istruttivo illustrare la procedura con un esempio specifico.}

Costante di dissociazione per acido acetico

Acido acetico, l'acido che dà all'aceto il suo sapore aspro , è un acido debole che si dissocia in acetato e ioni idronio in soluzione.

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

L'aceto domestico tipico è una soluzione di 0,9 M con un pH di 2,4. Utilizzando i dati, è possibile calcolare la costante di dissociazione:

Impostare la tabella ICE per le concentrazioni

Acido acetico (CH _{3CO 2) H) Ioni idronici (H3O ^{+) Acetate Ions (CH 3CO 2 -)}}

Iniziale 0.9 M 0 0

Cambia -x M + x M + x M

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

Scrivi Ka come rapporto tra la base del coniugato e l'acido

La costante di dissociazione K _{a è [H3O +] [ ,null,null,3],CH 3CO 2 ^{-] /[CH 3CO 2) H].}}

Inserisci valori dalla tabella

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

Si noti che x è correlato al pH e calcola Ka

Come notato sopra, [H3O +] = 10 ^{-pH . Poiché x = [H3O +] e conosci il pH della soluzione, puoi scrivere x = 10 -2.4. È ora possibile trovare un valore numerico per Ka.}

Ka = (10 ^{-2.4) 2 /(0.9 - 10 -2.4) = 1.8 x 10 -5.}