L’amplitude de la constante d’équilibre pour une réaction d’ionisation peut être utilisée pour déterminer les forces relatives des acides et des bases. Par exemple, l’équation générale pour l’ionisation d’un acide faible dans l’eau, où HA est l’acide parent et A- est sa base conjuguée, est la suivante:

\

La constante d’équilibre pour cette dissociation est la suivante :

\}{}\label{16.5.2}\]

La constante d’équilibre pour cette réaction est la constante d’ionisation acide \(K_a\), également appelée constante de dissociation acide :

\}{}\label{16.5.3}\]

Ainsi les valeurs numériques de K et \( K_a\) diffèrent par la concentration en eau (55,3 M). Encore une fois, pour plus de simplicité, \(H_3O^+\) peut être écrit comme \(H^ +\) dans l’équation \(\ref{16.5.3}\). Gardez cependant à l’esprit que \(H^ +\) libre n’existe pas dans les solutions aqueuses et qu’un proton est transféré à \(H_2O\) dans toutes les réactions d’ionisation acide pour former \(H^3O^+\). Plus le \(K_a\) est grand, plus l’acide est fort et plus la concentration en \(H^+\) à l’équilibre est élevée. Comme toutes les constantes d’équilibre, les constantes d’ionisation acide-base sont en fait mesurées en termes d’activités de \(H^ +\) ou \(OH^-\), ce qui les rend sans unité. Les valeurs de \(K_a\) pour un certain nombre d’acides communs sont données dans le tableau \(\PageIndex{1}\).

Les bases faibles réagissent avec l’eau pour produire l’ion hydroxyde, comme le montre l’équation générale suivante, où B est la base mère et BH+ est son acide conjugué :

\

La constante d’équilibre pour cette réaction est la constante d’ionisation de base (Kb), également appelée constante de dissociation de base :

\}{}\label{16.5.5}\]

Encore une fois, la concentration n’apparaît pas dans l’expression de la constante d’équilibre .. Plus le \(K_b\) est grand, plus la base est forte et plus la concentration à l’équilibre est élevée. Les valeurs de \(K_b\) pour un certain nombre de bases faibles communes sont données dans la table \(\PageIndex{2}\).

Il existe une relation simple entre la grandeur de \(K_a\) pour un acide et \(K_b\) pour sa base conjuguée. Considérons, par exemple, l’ionisation de l’acide cyanhydrique (\(HCN\)) dans l’eau pour produire une solution acide, et la réaction de \(CN^−\) avec de l’eau pour produire une solution basique:

\

\

L’expression de la constante d’équilibre pour l’ionisation de HCN est la suivante:

\}{}\label {16.5.8}\]

L’expression correspondante pour la réaction du cyanure avec de l’eau est la suivante :

\}{}\label{16.5.9}\]

Si l’on ajoute les équations \(\ref{16.5.6}\) et \(\ref{16.5.7}\), on obtient ce qui suit (rappelons que la constante d’équilibre pour la somme de deux réactions est le produit des constantes d’équilibre pour les réactions individuelles):

\\cancel{}/\cancel{}\]

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\\]

Dans ce cas, la somme des réactions décrites par \(K_a\) et \(K_b\) est l’équation pour l’autoionisation de l’eau, et le produit des deux constantes d’équilibre est \(K_w\) :

\

Ainsi si nous connaissons \(K_a\) pour un acide ou \(K_b\) pour sa base conjuguée, nous pouvons calculer l’autre constante d’équilibre pour n’importe quelle paire acide–base conjuguée.

Tout comme avec \(pH\), \(pOH\) et pKw, nous pouvons utiliser des logarithmes négatifs pour éviter la notation exponentielle dans l’écriture des constantes d’ionisation acide et base, en définissant \(pK_a\) comme suit:

\

\

et \(pK_b\) comme

\

\

De même, Équation 16.5.10, qui exprime la relation entre \(K_a\) et \(K_b\), peut s’écrire sous forme logarithmique comme suit:

\

À 25 °C, cela devient

\

Les valeurs de \(pK_a\) et \(pK_b\) sont données pour plusieurs acides et bases communs dans les tableaux 16.5.1 et 16.5.2, respectivement, et un ensemble plus étendu de données est fourni dans les tableaux E1 et E2. En raison de l’utilisation de logarithmes négatifs, des valeurs plus petites de \(pK_a\) correspondent à des constantes d’ionisation acides plus grandes et donc à des acides plus forts. Par exemple, l’acide nitreux (\(HNO_2\)), avec un \(pK_a\) de 3,25, est environ un acide 1000 fois plus fort que l’acide cyanhydrique (HCN), avec un \(pK_a\) de 9,21. Inversement, des valeurs plus petites de \(pK_b\) correspondent à des constantes d’ionisation de base plus grandes et donc à des bases plus fortes.

Les teneurs relatives de certains acides communs et de leurs bases conjuguées sont représentées graphiquement à la figure 16.5. Les paires acide–base conjuguées sont répertoriées dans l’ordre (de haut en bas) de force acide croissante, ce qui correspond à des valeurs décroissantes de \(pK_a\). Cet ordre correspond à la force décroissante de la base conjuguée ou aux valeurs croissantes de \(pK_b\). En bas à gauche de la figure 16.5.2 se trouvent les acides forts courants; en haut à droite se trouvent les bases fortes les plus courantes. Remarquez la relation inverse entre la force de l’acide parent et la force de la base conjuguée. Ainsi, la base conjuguée d’un acide fort est une base très faible, et la base conjuguée d’un acide très faible est une base forte.

Nous pouvons utiliser les forces relatives des acides et des bases pour prédire la direction d’une réaction acide–base en suivant une règle unique: un équilibre acide–base favorise toujours le côté avec l’acide et la base les plus faibles, comme indiqué par ces flèches:

\

Dans une réaction acide–base, le proton réagit toujours avec la base la plus forte.

Par exemple, l’acide chlorhydrique est un acide fort qui s’ionise essentiellement complètement en solution aqueuse diluée pour produire \(H_3O^ +\) et \(Cl^-\); seules des quantités négligeables de molécules \(HCl\) restent non dissociées. Par conséquent, l’équilibre d’ionisation se trouve pratiquement tout à droite, comme représenté par une seule flèche:

\

En revanche, l’acide acétique est un acide faible et l’eau une base faible. Par conséquent, les solutions aqueuses d’acide acétique contiennent principalement des molécules d’acide acétique en équilibre avec une faible concentration d’ions \(H_3O^ + \) et d’acétate, et l’équilibre d’ionisation se trouve loin à gauche, comme représenté par ces flèches:

\

De même, dans la réaction de l’ammoniac avec l’eau, l’ion hydroxyde est une base forte, et l’ammoniac est une base faible, alors que l’ion ammonium est un acide plus fort que l’eau. Par conséquent, cet équilibre se trouve également à gauche:

\