# Costante di dissociazione acida

La costante di dissociazione acida o costante di protolisi acida (chiamata tradizionalmente costante di ionizzazione acida), rappresentata dal simbolo K$_a$, ad una data temperatura, è la costante di equilibrio della reazione di protolisi (o dissociazione) di un acido HA in presenza di una base B:
HA + B ⇌ A$^−$ + BH$^+$
K$_a$ = a(A$^−$) × a(BH$^+$) / a(HA) × a(B)
Questa costante è una misura quantitativa della forza dell'acido, cioè una misura della sua capacità di trasferire il protone H$^+$ alla base B.
Le costanti K$_a$ di vari acidi assumono valori che possono differire tra loro di diversi ordini di grandezza, per cui in molti casi, in analogia al pH, si usa riportare i corrispondenti valori del logaritmo decimale di K$_a$, cambiato di segno, il cui simbolo è pK$_a$.

## Costante di dissociazione acida in soluzione acquosa

Per gli acidi in soluzioni acquose, le più comuni, la reazione di protolisi è la seguente:
HA + H$_2$O ⇌ A$^−$ + H$_3$O$^+$
K$_a$ = a(A$^−$) × a(H$_3$O$^+$) / a(HA) × a(H$_2$O)
In acqua è comunque sempre presente l'equilibrio di autoprotolisi dell'acqua stessa, regolato da K$_w$ (= 10$^{−14}$), che produce anch'esso ioni H$_3$O$^+$. Questo contributo può essere spesso trascurato, tranne i casi di acidi estremamente deboli (K$_a$ < 10$^{−8}$).
Se poi queste soluzioni sono sufficientemente diluite, di norma si possono fare delle approssimazioni basate sul fatto che il solvente acqua, che funge anche da base (B), è presente in quantità molto maggiore dell'acido HA iniziale e che la sua quantità è pressoché costante (non varia apprezzabilmente in seguito alla dissociazione dell'acido); di conseguenza, la sua attività è praticamente uguale a quella di un liquido puro, cioè unitaria, e perciò si può omettere al denominatore della K$_a$; inoltre, dato che le specie sono molto diluite, i loro coefficienti di attività (γ$_i$) sono prossimi a 1 e quindi in luogo delle attività nell'espressione di K$_a$ si possono scrivere le loro concentrazioni molari. Poi, ai soli fini del calcolo, scrivere [H$_3$O$^+$] o [H$^+$] è lo stesso e volendo si può lasciare quest'ultimo.
La reazione di dissociazione di un generico acido HA in soluzione acquosa diluita, per quanto sopra, può essere scritta:
    $HA\rightleftharpoons H^{+}+A^{-}$
La costante di dissociazione acida corrispondente, in accordo alla definizione, viene scritta:
    $K_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}$
In essa le parentesi quadre indicano la concentrazione molare della specie racchiusa all'interno.
I valori delle costanti di dissociazione acida riportati in letteratura sono convenzionalmente quelli misurati a 25 °C in soluzione acquosa; inoltre, a causa del vasto intervallo di valori che la costante può assumere, è spesso più comodamente indicata secondo la corrispondente scala logaritmica, ossia dal pK$_a$, che è definito come
    $pK_{a}=-\log _{10}K_{a}\;$
Per soluzioni sufficientemente diluite di acidi deboli, per i quali la concentrazione della specie indissociata $[HA]$ può essere ragionevolmente approssimata con il valore della concentrazione nominale dell'acido $C_{a}$, il pH è legato alla costante di dissociazione secondo la relazione
    $pH=-{\frac {1}{2}}(\log _{10}K_{a}+\log _{10}C_{a})$
Infatti, ponendo
    $[H^{+}]=[A^{-}]$ e $[HA]\simeq C_{a}$
si ha che
    $K_{a}={\frac {[H^{+}]^{2}}{C_{a}}}$
da cui
    $[H^{+}]={\sqrt {({K_{a}C_{a}})}}$
e
    $pH=-\log _{10}{\sqrt {({K_{a}C_{a}})}}$