Ogni acido ha una costante di dissociazione caratteristica (K _{a), che è una misura della sua capacità di donare ioni idrogeno in soluzione. In altre parole, K a fornisce un modo per misurare la forza di un acido. Valori più grandi indicano acidi più forti. Il pH (potere 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.
Dissociation 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 a un acido (HA) nella 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 solo parzialmente si dissociano. Puoi misurare la forza di un acido con la sua costante di dissociazione K _{a, che è un rapporto formato dividendo la concentrazione di prodotti per la concentrazione di reagenti:}

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

Tutte le reazioni si verificano nell'acqua, quindi di solito viene eliminato dall'equazione.
Derivazione di Ka dal pH

Il pH di una soluzione di acido acquoso è una misura della concentrazione di ioni idrogeno libero (o idronio) che contiene: pH \u003d -log [H ^{+] o pH \u003d -log [H _{30 +]. L'ultima equazione può essere riscritta:}}

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

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

L'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 da 0,9 M con un pH di 2,4. Utilizzando i dati, è possibile calcolare la costante di dissociazione:

1. Imposta la tabella ICE per le concentrazioni
   
   

   Acido acetico (CH _{3CO 2) H) Ioni di idronio (H3O ^{+) Ioni di acetato (CH 3CO 2 -)}}
   

   Iniziale 0,9 M 0 0
   

   Modifica -x M + x M + x M
   

   Equilibrio (0.9 - x) M x M x M
   

2. Scrivi Ka come rapporto tra coniugato base e acido
   
   

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

3. Inserisci i valori dalla tabella
   
   

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

4. Nota che x è correlato al pH e calcola Ka
   
   

   Come notato sopra, [H3O +] \u003d 10 ^{-pH. Poiché x \u003d [H3O +] e conosci il pH della soluzione, puoi scrivere x \u003d 10 -2,4. Ora è possibile trovare un valore numerico per Ka.}
   

   Ka \u003d (10 ^{-2.4) 2 /(0.9 - 10 -2.4) \u003d 1.8 x 10 -5.}