Quando gli acidi forti vengono posti in acqua, si dissociano completamente. Cioè, tutto l'acido (HA) si separa in protoni (H ^{+) e nei loro compagni anioni (A¯).}

Al contrario, gli acidi deboli posti in soluzione acquosa non si dissociano completamente. La misura in cui separano è descritta dalla costante di dissociazione K _a:

K _{a = ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA]}}

Le quantità tra parentesi quadre sono le concentrazioni di protoni, anioni e acido intatto (HA) in soluzione.

K _{a è utile per calcolare la percentuale di un dato acido debole che è dissociato in una soluzione con acidità nota, o pH.}

La costante di dissociazione sulle equazioni

Ricorda che il pH è definito come il logaritmo negativo della concentrazione protonica in soluzione, che è lo stesso di 10 elevato alla potenza negativa della concentrazione del protone:

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

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

K _{a e pK a sono correlati in modo simile:}

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

K _{a = 10 ^-pKa}

Se viene dato il pK _{a e il pH di un soluzione acida, calcolare la percentuale di acido dissociato è semplice.}

Sa mple Dissociation Calculation

Un acido debole, HA, ha un pK _{a di 4.756. Se il pH della soluzione è 3.85, quale percentuale dell'acido è dissociato?}

Innanzitutto, convertire pK _{a in K a e pH in [H +]:}

K < sub> a = 10 ^{-4.756 = 1.754 x 10 -5}

[H ^{+] = 10 -3.85 = 1.413 x 10 -4}

Ora usa l'equazione K _{a = ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA], con [H +] = [A¯]:}}

1.754 x 10 ^{-5 = [(1.413 x 10 -4 M) (1.413 x 10 -4 M)] ÷ [HA]}

[HA] = 0.0011375 M

La dissociazione percentuale è quindi data da 1,413 x 10 ^{-4 ÷ 0,0011375 = 0,1242 = 12,42%.}