Constant d'acidesa

Sigui un àcid feble, AH, que es dissol en aigua. Segons la teoria àcid-base de Brønsted i Lowry l'àcid reacciona amb l'aigua segons la següent equació química:

${\displaystyle AH+H_{2}O\rightleftharpoons A^{-}+H_{3}O^{+}}$

Quan s'assoleix l'equilibri les concentracions de les espècies que intervenen es manté constant i es pot definir una constant d'equilibri com:

${\displaystyle K_{c}={\frac {[A^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}{[AH]\cdot [H_{2}O]}}}$

Però la concentració d'aigua és pràcticament constant (aproximadament 55,5 mol/l) i es pot incloure en la constant d'equilibri, K_c, donant lloc a:

${\displaystyle K_{c}\cdot [H_{2}O]={\frac {[A^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}{[AH]}}}$

Hi ha aleshores una nova constant d'equilibri, K_a, definida per l'anterior equació com:

${\displaystyle K_{a}=K_{c}\cdot [H_{2}O]=K_{c}\cdot 55,5}$

que s'anomena constant d'acidesa o d'aciditat i és el quocient entre el producte de les concentracions de la base conjugada de l'àcid i del catió oxoni i la concentració de l'àcid, totes a l'equilibri:

${\displaystyle K_{a}={\frac {[A^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}{[AH]}}}$

^[1]