Voir la source de Constante d'acidité

{{À sourcer|date=août 2024}}
[[Fichier:Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png|vignette|350px|L'[[acide acétique]], un [[acide faible]], donne un proton (ion hydrogène, ici surcoloré en vert) à l'[[molécule d'eau|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''', ''K''<sub>a</sub>, est une mesure quantitative de la force d'un [[acide]] en [[solution (chimie)|solution]]. C'est la [[constante d'équilibre]] de la [[Dissociation (chimie)#Acides en solution aqueuse|réaction de dissociation]] d'une espèce acide dans le cadre des [[Réaction acido-basique|réactions acido-basiques]]. Plus cette constante ''K''<sub>a</sub> 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 <math>\rm AH \rightleftharpoons A^- + H^+</math> où AH est un acide générique se dissociant en A<sup>−</sup>, appelée sa [[base conjuguée]], et en [[Hydron|ion hydrogène]] H<sup>+</sup>, communément appelé « [[proton]] », qui, si la réaction s'effectue en [[solution aqueuse]] n'existe que sous la forme d'[[ion hydronium]], H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, ou en d'autres termes un proton solvaté.

Dans l'exemple donné dans la figure, « A » est le [[Radical (chimie)|radical]] [[acétate]] CH<sub>3</sub>COO, et donc AH est l'[[acide acétique]], CH<sub>3</sub>COOH, et A<sup>−</sup> sa base conjuguée, l'ion acétate CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup>.

Les espèces chimiques AH, A<sup>−</sup> et H<sup>+</sup> sont dites en équilibre si leurs concentrations ne varient pas en fonction du temps. La constante d'équilibre est habituellement écrite<ref>{{harvsp|Zumdahl|id=Zumdahl|1988|p=126}}.</ref> en termes de quotient de concentrations des différentes espèces à l'équilibre (en mol/L), notées [AH], [A<sup>−</sup>] et [H<sup>+</sup>].

<center><math>K_\text{a} = \rm\frac{[H^+] [A^-]}{[AH]}</math></center>

Cette constante dépend donc de l'[[Espèce chimique|espèce]] concernée (A), mais aussi du [[solvant]] et de la température<ref>{{Lien web |auteur institutionnel=[[Unisciel]] |titre=Solutions aqueuses et dosage - Constante d'acidité Ka et pKa|url=https://ressources.unisciel.fr/DAEU/chimie/solution-aqueuse/co/Constante_acidite.html#:~:text=D%C3%A9finition%20Constante%20d'acidit%C3%A9%20Ka&text=Cette%20%C3%A9quation%20chimique%20est%20associ%C3%A9e,'acide%20avec%20l'eau.&text=L'eau%20joue%20le%20r%C3%B4le,concentration%20hypoth%C3%A9tique%20%C3%A9gale%20%C3%A0%201|site=ressources.unisciel.fr |consulté le=2024-12-24}}.</ref>. Du fait des fortes variations de K<sub>a</sub> (plusieurs [[ordre de grandeur|ordres de grandeur]]), on utilise couramment une [[échelle logarithmique]]. Cette constante logarithmique, notée '''p''K''<sub>a</sub>''' = <math>-\log_{10}K_\text{a}</math>, est souvent (mais improprement) appelée « constante d'acidité ». Pour l'acide acétique comme exemple, ''K''<sub>a</sub> = {{unité|1.8|e=-5}}, alors p''K''<sub>a</sub> = 4,74. Les acides plus faibles ont des valeurs de ''K''<sub>a</sub> inférieures et des valeurs de p''K''<sub>a</sub> supérieures.

Du fait de l'échelle logarithmique inversée, plus cette constante p''K''<sub>a</sub> est élevée, plus la dissociation de l'espèce acide à pH donné (voir l'[[équation de Henderson-Hasselbalch]] qui donne une relation entre le [[Potentiel hydrogène|pH]] et le p''K''<sub>a</sub>) est faible, et donc plus l'acide est faible. Un [[acide faible]] a un p''K''<sub>a</sub> variant entre {{pKa|-1.74|T(°C)=25}} et approximativement 12 dans l'eau. Les acides avec un p''K''<sub>a</sub> de valeur inférieure à {{pKa|-1.74|T(°C)=25}} (p''K''<sub>a</sub> du [[cation]] [[Ion hydronium|hydronium]] {{fchim|H|3|O<sup>+</sup>}}) sont appelés [[acide fort|acides forts]] et se dissocient presque intégralement dans les solutions aqueuses, et donc la concentration de l'espèce acide non dissociée devient indétectable. Les p''K''<sub>a</sub> des acides forts en solutions aqueuses sont estimés de façon théorique, ou par extrapolation de mesures dans des solutions non-aqueuses, dans lesquelles la constante de dissociation est plus faible, par exemple dans l'[[acétonitrile]] ou le [[diméthylsulfoxyde]] (DMSO).

== Constante de basicité ==

La [[base conjuguée]] A<sup>−</sup> peut réagir à son tour (dans l'eau) selon <math>\mathrm{A^- + H_2O \rightleftharpoons HA + HO^-}</math>. Pour cet équilibre, la '''constante de basicité''' <math>K_\text{b} = \rm\frac{[HA][HO^-]}{[A^-]}</math> et '''p''K''<sub>b</sub>''' = <math>-\log_{10}K_\text{b}</math>.

Les deux constantes ''K''<sub>a</sub> et ''K''<sub>b</sub> sont reliées par ''K''<sub>a</sub>''K''<sub>b</sub> = [H<sup>+</sup>][HO<sup>−</sup>] = ''K''<sub>e</sub> = {{unité|1,0|e=-14}}, la constante de dissociation<ref>{{harvsp|Zumdahl|id=Zumdahl|1988|p=131}}.</ref> ou le [[Autoprotolyse#Constante d'équilibre : produit ionique de l'eau|produit ionique de l'eau]]. Sous forme logarithmique inversée, {{nobr|p''K''<sub>a</sub> + p''K''<sub>b</sub> {{=}} p''K''<sub>e</sub> {{=}} 14}}. Pour l'acide acétique comme exemple, {{nobr|p''K''<sub>a</sub> {{=}} 4,74}} et donc pour l'ion [[acétate]], {{nobr|p''K''<sub>b</sub> {{=}} 14 – 4,74 {{=}} 9,26}}.

== Affinité protonique ==

Le p''K''<sub>a</sub> dépend énormément du solvant dans lequel il est mesuré. Ce n'est pas le cas de l'[[affinité protonique]] qui mesure une constante d'acidité en phase gazeuse, donc sans solvant.

== Notes et références ==
{{Traduction/Référence|en|Acid dissociation constant|617965891}}

=== Notes ===
{{Références}}

=== Références ===

* {{Ouvrage |langue=fr |auteur1=Steven S. Zumdahl |titre=Chimie des solutions |sous-titre= |éditeur=Centre Éducatif et Culturel Inc. (CEC) |collection= |lieu=Montréal |année=1988 |numéro d'édition= |volume= |tome= |pages totales= |passage= |isbn=2-7617-0472-X |lire en ligne= |id=Zumdahl }}.

{{Palette|Acides et bases|Constantes d'équilibre}}
{{Portail|chimie}}

[[Catégorie:Acidité et basicité]]