Constante d'acidité
# Constante d'acidité

En chimie, une constante d'acidité ou constante de dissociation acide, $K_a,$ 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 $K_a$ 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 ${\rm {AH\rightleftharpoons A^{-}+H^{+}}}$ 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, $H_3O^+,$ ou en d'autres termes un proton solvaté.

Dans l'exemple donné dans la figure, « A » est le radical acétate $CH_3COO,$ et donc AH est l'acide acétique, $CH_3COOH,$ et $A^−$ sa base conjuguée, l'ion acétate $CH_3COO^−.$

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 $[H^+].$

$K_{\text{a}}={\rm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[AH]}}}$

Cette constante dépend donc de l'espèce concernée (A), mais aussi du solvant et de la température. Du fait des fortes variations de $K_a$ (plusieurs ordres de grandeur), on utilise couramment une échelle logarithmique. Cette constante logarithmique, notée $pK_a$ = $-\log _{10}K_{\text{a}}$, est souvent (mais improprement) appelée « constante d'acidité ». Pour l'acide acétique comme exemple, $K_a$ = 1,8 × $10^{−5},$ alors $pK_a$ = 4,74. Les acides plus faibles ont des valeurs de $K_a$ inférieures et des valeurs de $pK_a$ supérieures.

Du fait de l'échelle logarithmique inversée, plus cette constante $pK_a$ est élevée, plus la dissociation de l'espèce acide à pH donné (voir l'équation de Henderson-Hasselbalch qui donne une relation entre le pH et le $pK_a)$ est faible, et donc plus l'acide est faible. Un acide faible a un $pK_a$ variant entre −1,74 à 25 °C et approximativement 12 dans l'eau. Les acides avec un $pK_a$ de valeur inférieure à −1,74 à 25 °C $(pK_a$ du cation hydronium $H_3O^+)$ sont appelés acides forts et se dissocient presque intégralement dans les solutions aqueuses, et donc la concentration de l'espèce acide non dissociée devient indétectable. Les $pK_a$ 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 $A^−$ peut réagir à son tour (dans l'eau) selon $\mathrm {A^{-}+H_{2}O\rightleftharpoons HA+HO^{-}}$. Pour cet équilibre, la constante de basicité $K_{\text{b}}={\rm {\frac {[HA][HO^{-}]}{[A^{-}]}}}$ et $pK_b$ = $-\log _{10}K_{\text{b}}$.

Les deux constantes $K_a$ et $K_b$ sont reliées par $K_aK_b$ = $[H^+][HO^−]$ = $K_e$ = 1,0 × $10^{−14},$ le produit ionique de l'eau. Sous forme logarithmique inversée, $pK_a$ + $pK_b$ = $pK_e$ = 14. Pour l'acide acétique comme exemple, $pK_a$ = 4,74 et donc pour l'ion acétate, $pK_b$ = 14 – 4,74 = 9,26.

## Affinité protonique

Le $pK_a$ 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.

