Quando ácidos fortes são colocados na água, eles se dissociam completamente. Ou seja, todo o ácido (HA) se separa em prótons (H +) e seus ânions companheiros (A). Por outro lado, os ácidos fracos colocados na solução aquosa não se dissociam completamente. A extensão em que eles se separam é descrita pela constante de dissociação K _a:

K _{a \u003d ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA]}}

As quantidades entre colchetes são as concentrações de prótons, ânions e ácido intacto (HA) na solução.

K _{a é útil para calcular a porcentagem de um dado ácido fraco que é dissociado em uma solução com uma acidez conhecida ou pH.
A constante de dissociação nas equações}

Lembre-se de que o pH é definido como o logaritmo negativo da concentração de prótons na solução, que é o mesmo que 10 elevado a o poder negativo da concentração de prótons:

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

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

K _{ae pK a estão relacionados de maneira semelhante:}

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

K _{a \u003d 10 ^-pKa}

Se for dado o pK _{ae o pH de uma solução ácida, calcular a porcentagem de ácido dissociado é simples.
Amostra D Cálculo da issociação}

Um ácido fraco, HA, tem um pK _{a de 4,756. Se o pH da solução é 3,85, que porcentagem do ácido é dissociada?}

Primeiro, converta pK _{a em K ae pH em [H +]:}

K < sub> a \u003d 10 <-4,55 \u003d 1,754 x 10 <5> -5

[H <+] \u003d 10 <-3,35 \u003d 1,413 x 10 <-4 >

Agora use a equação K _{a \u003d ([H ^{+] [A¯]) ÷ [HA], com [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

A dissociação percentual é dada por 1,413 x 10 -4s 0,0011375 \u003d 0,1242 \u003d 12,42%.