La loi d'action des masses (Guldberg et Waage) s'applique à l'équilibre de dissociation des acides faibles: $HB$ $+$ $H_2O$ $\rightleftarrows$ $ H_3O^+$ $+$ $B$ $K$ $=$ $\frac{[H_3O^+][B]}{[HB][H_2O]}$ Dans les solutions diluées des acides, la molarité de $H_2O$ ne diffère que très peu de celle que nous avons vue pour l'eau pure: $[H_2O]$ $=$ $55,5 \frac{mol}{L}$, alors: $K\cdot[H_2O]$ $ =$ $\frac{[H_3O^+][B]}{[HB]}$ Dans ces conditions, $K\cdot[H_2O]$ est donc une nouvelle constante qui, à l'instar de $K$, ne dépend que de la température. On l'appelle constante d'acidité:
$K_a$ : constante d'acidité du couple $(HB,B)$: $K_a$ $=$ $\frac{[H_3O^+][B]}{[HB]}$
Prenons deux acides faibles 1 et 2 avec $K_{a1}\gt K_{a2} $: Le numérateur de l'expression $\frac{[H_3O^+][B]}{[HB]}$ est plus grand pour 1 que pour 2 (ou le dénominateur plus petit), ce qui revient à dire que dans la solution aqueuse de 1 il y aura plus de $H_3O^+$ et $B$ et moins de $HB$ que dans celle de 2, 1 est donc plus dissocié (plus "fort") que 2
$K_{a1}\gt K_{a2}$ $\Rightarrow$ $HB_1$ plus "fort" (dissocié) que $HB_2$
Par exemple: L'acide chlorique $HClO_3$ avec $K_a$ $=$ $10$ est un acide (faible!) beaucoup plus fort que l'acide chloreux $HClO_2$ avec $K_a$ $=$ $10^{-2}$
Par analogie avec le $pH$, on définit:
$pK_a$ $=$ $-logK_a$ $K_a$ $=$ $10^{-pK_a}$
Par exemple: Un acide faible de $pK_a$ $=$ $3,5$ possède une constante d'aciditè $K_a$ $=$ $10^{-3,5}$ $=$ $3,2\cdot 10^{-4}$
Comme la fonction $-log$ est décroissante, on obtient pour deux acides faibles 1 et 2:
$pK_{a1}\lt pK_{a2}$ $\Rightarrow$ $HB_1$ plus "fort" que $HB_2$
Par exemple: L'acide fluorhydrique $HF$ avec $pK_a$ $=$ $3,17$ est un acide (faible!) beaucoup plus fort que l'acide hypochloreux $HClO$ avec $pK_a$ $=$ $7,30$