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

En contraste, los ácidos débiles colocados en solución acuosa no se disocian completamente. La medida en que se separan se describe mediante la constante de disociación K _a:

K _{a \u003d ([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 disociada en una solución con una acidez conocida o pH.
La constante de disociación a través de 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 el poder negativo de la concentración de protones:

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

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

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

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

K _{a \u003d 10 ^-pKa}

Si se le da el pK _{ay el pH de una solución ácida, calcular el porcentaje del ácido disociado es sencillo.
Muestra D Cálculo de isociación}

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

Primero, convierta pK _{a en K a y pH en [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}

Ahora use la ecuación 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

Por lo tanto, el porcentaje de disociación viene dado por 1.413 x 10 ^{-4 ÷ 0.0011375 \u003d 0.1242 \u003d 12.42%.}