Cada ácido tiene una constante de disociación característica (K _{a), que es una medida de su capacidad para donar iones de hidrógeno en solución. En otras palabras, K a proporciona una forma de medir la fuerza de un ácido. Los valores más grandes significan ácidos más fuertes. El pH (potencia del hidrógeno) de una solución es una medida de la concentración de iones de hidrógeno y también es una medida de la acidez, pero no es lo mismo que K a. Sin embargo, existe una relación entre los dos y se puede calcular K a para un ácido si se conoce la concentración de ácido y el pH de la solución.}

Dissociation Constant Ka

Un compuesto es ácido si puede donar iones de hidrógeno a una solución acuosa, lo que equivale a decir que el compuesto es capaz de crear iones hidronio (H _{30 ^{+). La ecuación general que describe qué sucede con un ácido (HA) en solución es:}}

HA + H _{20 < - > H 30 ^{+ + A -, donde A - es la base del conjugado.}}

Algunos ácidos son fuertes y se disocian completamente mientras que otros son débiles y se disocian solo parcialmente. Puede medir la fuerza de un ácido mediante su constante de disociación K _{a, que es una razón formada al dividir la concentración de productos por la concentración de reactivos:}

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

Todas las reacciones ocurren en el agua, por lo que generalmente se elimina de la ecuación.

Derivación de Ka del pH

El pH de una la solución ácida acuosa es una medida de la concentración de iones de hidrógeno libre (o hidronio) que contiene: pH = -log [H ^{+] o pH = -log [H _{30 +]. La última ecuación se puede reescribir:}}

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

Se conoce la concentración molar de una solución ácida y se puede medir su pH, la equivalencia anterior le permite calcular la concentración relativa de ácido para conjugar la base y derivar la constante de disociación K _{a. Para ello, ayuda a configurar una tabla que delinea las concentraciones iniciales de reactivos y productos, el cambio en las concentraciones y las concentraciones en el equilibrio. Esta es una tabla ICE. En lugar de establecer uno de una manera general, es más instructivo ilustrar el procedimiento con un ejemplo específico.}

Constante de disociación del ácido acético

Ácido acético, el ácido que le da al vinagre su sabor agrio , es un ácido débil que se disocia en iones de acetato e hidronio en solución.

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

El vinagre doméstico típico es una solución de 0,9 M con un pH de 2,4. Usando los datos, es posible calcular la constante de disociación:

Configurar la tabla ICE para concentraciones

Ácido acético (CH _{3CO 2) H) Hidronio Iones (H3O ^{+) Acetato de iones (CH 3CO 2 -)}}

Inicial 0.9 M 0 0

Cambio -x M + x M + x M

Equilibrio (0.9 - x) M x M x M

Escribe Ka como la relación de la base del conjugado con el ácido

La constante de disociación K _{a es [H3O +] [ ,null,null,3],CH 3CO 2 ^{-] /[CH 3CO 2) H].}}

Ingrese los valores de la tabla

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

Tenga en cuenta que x está relacionado con el pH y con Calculate Ka

Como se indicó anteriormente, [H3O +] = 10 ^{-pH . Como x = [H3O +] y conoce el pH de la solución, puede escribir x = 10 -2.4. Ahora es posible encontrar un valor numérico para Ka.}

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