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すべての酸には特徴的な解離定数（Ka）、溶液中の水素イオンを提供する能力の尺度です。つまり、Ka 酸の強度を測定する方法を提供します。値が大きいほど、酸が強くなります。溶液のpH（水素の力）は水素イオンの濃度の尺度であり、酸性度の尺度でもありますが、Kと同じではありませんa。ただし、2つの間に関係があり、Kを計算できます。a 酸の濃度と溶液のpHがわかっている場合は、酸について。
解離定数Ka
化合物は、水溶液に水素イオンを提供できる場合、酸性です。これは、化合物がヒドロニウムイオン（H30+）。溶液中の酸（HA）に何が起こるかを説明する一般的な方程式は次のとおりです。
HA + H20 <-> H30+ + A-、ここでA- は共役基底です。
一部の酸は強く、完全に解離しますが、他の酸は弱く、部分的にのみ解離します。解離定数Kによって酸の強度を測定できますa、生成物の濃度を反応物の濃度で割った比率です。
Ka = /
すべての反応は水中で発生するため、通常は方程式から削除されます。
pHからのKaの導出
酸性水溶液のpHは、含まれる遊離水素（またはヒドロニウム）イオンの濃度の尺度です。pH= -log または pH = -log最後の方程式は書き換えることができます：
= 10-pH
酸溶液のモル濃度を知っていて、そのpHを測定できます。上記の同等性により、酸と塩基の共役の相対濃度を計算し、解離定数Kを導き出すことができます。a。これを行うには、テーブルを設定して、 私反応物と生成物の初期濃度、 C濃度と濃度でハング E平衡。これはICEテーブルです。一般的な方法で設定するのではなく、特定の例で手順を説明する方が有益です。
酢酸の解離定数
酢、酢に酸味を与える酸は、溶液中で酢酸イオンとヒドロニウムイオンに解離する弱酸です。
CH3CO2H + H2O <-> CH3CO2− + H3O+
典型的な家庭用酢は、pH 2.4の0.9 M溶液です。データを使用すると、解離定数を計算できます：
酢酸（CH3CO2)H）ヒドロニウムイオン（H3O+）酢酸イオン（CH3CO2-)
初期0.9 M 0 0
変更-x M + x M + x M
平衡（0.9-x）M x M x M
解離定数Ka /です。
Ka = x2/(0.9-x）
上記のように、= 10-pH。 x =と溶液のpHがわかっているので、x = 10と書くことができます。-2.4。 Kaの数値を検索できるようになりました。
Ka =（10-2.4)2 /(0.9 - 10-2.4）= 1.8 x 10-5.