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

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

K _{a \u003d ([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 o pH noti.
La costante di dissociazione tra equazioni}

Ricordiamo che il pH è definito come il logaritmo negativo della concentrazione di protoni in soluzione, che è uguale a 10 elevato a il potere negativo della concentrazione di protoni:

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

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

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

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

K _{a \u003d 10 ^-pKa}

Se dati il pK _{a e il pH di una soluzione acida, il calcolo della percentuale di acido dissociato è semplice.
Campione D Calcolo dell'emissione}

Un acido debole, HA, ha un pK _{a di 4.756. Se il pH della soluzione è 3,85, quale percentuale di acido è dissociata?}

Innanzitutto, converti pK _{a in K ae pH in [H +]:}

K < sub> a \u003d 10 ^{-4.756 \u003d 1.754 x 10 -5}

[H ^{+] \u003d 10 -3.85 \u003d 1.413 x 10 -4}

Ora usa l'equazione K _{a \u003d ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA], con [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

La percentuale di dissociazione è quindi data da 1,413 x 10 ^{-4 ÷ 0,0011375 \u003d 0,1242 \u003d 12,42%.}