# 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$_3$O$^+$, ou en d'autres termes un proton solvaté.
Dans l'exemple donné dans la figure, « A » est le radical acétate CH$_3$COO, et donc AH est l'acide acétique, CH$_3$COOH, et A$^−$ sa base conjuguée, l'ion acétate CH$_3$COO$^−$.
Les espèces chimiques AH, A$^−$ et H$^+$ sont dites en équilibre si leurs concentrations ne varient 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$^+$].
$K_{\text{a}}={\rm {\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[AH]}}}$
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$_3$O$^+$) 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$_a$K$_b$ = [H$^+$][HO$^−$] = K$_e$ = 1,0 × 10$^{−14}$, la constante de dissociation ou 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.