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 mayores significan ácidos más fuertes. El pH (poder del hidrógeno) de una solución es una medida de la concentración de iones de hidrógeno y también es una medida de acidez, pero no es lo mismo que K a. Sin embargo, existe una relación entre los dos, y puede calcular K a para un ácido si conoce la concentración de ácido y el pH de la solución.
Disociación Constante 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 de hidronio (H _{30 ^{+). La ecuación general que describe lo que le sucede a un ácido (HA) en solución es:}}

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

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

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

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

El pH de una solución ácida acuosa es una medida de la concentración de iones libres de hidrógeno (o hidronio) que contiene: pH \u003d -log [H ^{+] o pH \u003d -log [H _{30 +]. La última ecuación se puede reescribir:}}

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

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

El ácido acético, el ácido que le da al vinagre su sabor agrio, es un ácido débil que se disocia en iones 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:

1. Configurar la tabla de ICE para concentraciones
   
   

   Ácido acético (CH _{3CO 2) H) Iones de hidronio (H3O ^{+) Iones de acetato (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
   

2. Escriba Ka como relación de base conjugada a ácido
   
   

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

3. Conecte los valores de la tabla
   
   

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

4. Tenga en cuenta que x está relacionado con el pH y calcule Ka
   
   

   Como se señaló anteriormente, [H3O +] \u003d 10 ^{-pH. Como x \u003d [H3O +] y conoce el pH de la solución, puede escribir x \u003d 10 -2.4. Ahora es posible encontrar un valor numérico para Ka.}
   

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