Cuando los ácidos fuertes se colocan en el agua, se disocian por completo. Es decir, todo el ácido (HA) se separa en protones (H ^{+) y sus aniones complementarios (A¯).}

Por el contrario, los ácidos débiles colocados en solución acuosa no se disocian por completo. El grado en que se separan se describe mediante la constante de disociación K _a:

K _{a = ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA]}}

Las cantidades entre corchetes son las concentraciones de protones, aniones y ácido intacto (HA) en solución.

K _{a es útil para calcular el porcentaje de un ácido débil dado que es disociado en una solución con una acidez conocida o pH.}

La constante de disociación en las ecuaciones

Recuerde que el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de protones en la solución, que es lo mismo que 10 elevado a la potencia negativa de la concentración de protones:

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

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

K _{a y pK a están relacionados de forma similar:}

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

K _{a = 10 ^-pKa}

Si se le da pK _{a y pH de un solución ácida, el cálculo del porcentaje del ácido que se disocia es sencillo.}

Sa Cálculo de disociación mple

Un ácido débil, HA, tiene un pK _{a de 4.756. Si el pH de la solución es 3.85, ¿qué porcentaje del ácido está disociado?}

Primero, convierta pK _{a en K a y pH en [H +]:}

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

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

Ahora usa la ecuación 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

Por lo tanto, la disociación porcentual está dada por 1.413 x 10 ^{-4 ÷ 0.0011375 = 0.1242 = 12.42%.}