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Concept
Constante d'acidité
Résumé
vignette|350px|L'acide acétique, un acide faible, donne un proton (ion hydrogène, ici surcoloré en vert) à l'eau dans une réaction d'équilibre donnant l'ion acétate et l'ion hydronium (code couleur : rouge=oxygène, noir=carbone, blanc=hydrogène).
En chimie, une constante d'acidité ou constante de dissociation acide, Ka, est une mesure quantitative de la force d'un acide en solution. C'est la constante d'équilibre de la réaction de dissociation d'une espèce acide dans le cadre des réactions acido-basiques. Plus cette constante Ka est élevée, plus la dissociation des molécules en solution est grande, et donc plus fort est l'acide.
L'équilibre chimique de la dissociation acide peut être écrit de façon symbolique où AH est un acide générique se dissociant en A−, appelée sa base conjuguée, et en ion hydrogène H+, communément appelé « proton », qui, si la réaction s'effectue en solution aqueuse n'existe que sous la forme d'ion hydronium, H3O+, ou en d'autres termes un proton solvaté.
Dans l'exemple donné dans la figure, « A » est le radical acétate CH3COO, et donc AH est l'acide acétique, CH3COOH, et A− sa base conjuguée, l'ion acétate CH3COO−.
Les espèces chimiques AH, A− et H+ sont dites en équilibre si leur concentration ne varie pas en fonction du temps. La constante d'équilibre est habituellement écrite en termes de quotient de concentrations des différentes espèces à l'équilibre (en mol/L), notées [AH], [A−] et [H+].
Cette constante dépend donc de l'espèce concernée (A), mais aussi du solvant et de la température. Du fait des fortes variations de Ka (plusieurs ordres de grandeur), on utilise couramment une échelle logarithmique. Cette constante logarithmique, notée pKa = , est souvent (mais improprement) appelée « constante d'acidité ». Pour l'acide acétique comme exemple, Ka = , alors pKa = 4,74. Les acides plus faibles ont des valeurs de Ka inférieures et des valeurs de pKa supérieures.
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