Todo ácido tem uma constante de dissociação característica (K a fornece uma maneira de medir a força de um ácido. Valores maiores significam ácidos mais fortes. O pH (poder do hidrogênio) de uma solução é uma medida da concentração de íons hidrogênio e também é uma medida da acidez, mas não é o mesmo que K _{a. Existe uma relação entre os dois e você pode calcular K a para um ácido se souber a concentração de ácido e o pH da solução.
Dissociação Constante Ka}

Um composto é ácido se puder doar íons hidrogênio para uma solução aquosa, o que equivale a dizer que o composto é capaz de criar íons hidrônio (H <30> +). A equação geral que descreve o que acontece com um ácido (HA) em solução é:

HA + H _{20 <--> H 30 ^{+ + A -, em que A - é a base conjugada.}}

Alguns ácidos são fortes e se dissociam completamente, enquanto outros são fracos e apenas parcialmente se dissociam. Você pode medir a força de um ácido por sua constante de dissociação K _{a, que é uma razão formada pela divisão da concentração de produtos pela concentração de reagentes:}

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

Todas as reações acontecem na água, portanto é geralmente excluída da equação.
Derivando Ka do pH

O pH de uma solução ácida aquosa é uma medida da concentração de íons livres de hidrogênio (ou hidrônio) que contém: pH \u003d log \u003d [H <+> ou pH \u003d log \u003d [H <30] +]. A última equação pode ser reescrita:

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

Você conhece a concentração molar de uma solução ácida e pode medir seu pH, a equivalência acima permite calcular a concentração relativa de ácido para conjugar a base e derivar a constante de dissociação K _{a. Para fazer isso, ajuda a criar uma tabela que delineia as concentrações iniciais de reagentes e produtos, a mudança nas concentrações e as concentrações no Equilibrium. Esta é uma tabela do ICE. Em vez de configurar um de uma maneira geral, é mais instrutivo ilustrar o procedimento com um exemplo específico.
Constante de dissociação para ácido acético}

O ácido acético, o ácido que dá ao vinagre seu sabor azedo, é um ácido fraco que se dissocia em íons acetato e hidrônio em solução.
CH 3CO 2H + H 2O + 2O <--> CH 3CO 3CO 2 - + H 3O + Vinagre doméstico típico é uma solução 0,9 M com um pH de 2,4. Usando os dados, é possível calcular a constante de dissociação:

1. Configurar a tabela do ICE para concentrações
   
   

   Ácido acético (CH _{3CO 2) H) Íons de hidrônio (H3O +) Íons de acetato (CH3CO 3CO <2) -)}
   

   Inicial 0.9 M 0 0
   

   Mudança -x M + x M + x M
   

   Equilíbrio (0,9 - x) M x M x M
   

2. Escreva Ka como razão de base conjugada para ácido
   
   

   A constante de dissociação K _{a é [H3O +] [CH 3CO 2 ^{-] /[CH 3CO 2) H].}}
   

3. Conecte valores da tabela
   
   

   K _{a \u003d x ^{2 /(0,9 - x)}}
   

4. Observe que x está relacionado ao pH e calcula Ka
   
   

   Como observado acima, [H3O +] \u003d 10 ^{-pH. Como x \u003d [H3O +] e você conhece o pH da solução, você pode escrever x \u003d 10 <-2 /-2,4. Agora é possível encontrar um valor numérico para Ka.}
   

   Ka \u003d (10 ^{-2.4) 2 /(0.9 - 10 -2.4) \u003d 1,8 x 10 -5.}