^{Acides, bases et pH - Constante de dissociation}

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L'équilibre de dissociation d'un acide dans l'eau s'écrit :

HA + H2O        H3O+ + A-
En solution diluée, [H2O] est constante, donc

K_a est la constante de dissociation de l'acide HA. Plus l'acide est fort, plus la valeur de K_a est grande.

Pour la base conjuguée, on a l'équilibre :

A-  + H2O        AH + OH -
En solution diluée, [H2O] est constante, donc

K_a et K_b sont liés par la relation    K_a · K_b = K_e     

Les valeurs de K sont  très variables et on utilise l'échelle logarithmique:  pKa  =  - log Ka

et on obtient:    pK_a + pK_b = 14  (dans H₂O à 25°C)

Conséquences pour les acides en solutions aqueuses

On a vu que l'eau est un ampholyte:

• si elle se trouve sous forme de H₃O⁺, alors  Ka = 55.55 mol/L, donc pK_a = - 1.74
• si elle se trouve sous forme de OH ^- , alors  Kb = 55.55 mol/L, donc pK_b = - 1.74 et pKa = 15.75

Donc

Les acides dont le pK_a est inférieur à –1,74 sont plus forts que H₃O⁺. En solution aqueuse ils seront donc entièrement dissociés (= nivellement).

De même au-dessus d'un pK_a de 15,74 (pK_b = -1,74) les bases sont entièrement dissociées car plus fortes que OH^- (= nivellement).

Tableau de quelques pKa:     

Exercice 1: Déterminer les concentrations en H₃O⁺ et OH^- de:
a) C₆H₅COOH 0.2M  (pKa = 4.19)    b) NH₂NH₂ 0.2M (Hydrazine) (pKb = 5.77)       
c) (CH₃)₃N 0.2 M   (pKb = 4.19)