Utilisation des valeurs de pKa pour prédire les équilibres de réaction Par définition, la valeur pKa nous indique dans quelle mesure un acide réagit avec l'eau comme base, mais par extension, nous pouvons aussi calculer la constante d'équilibre pour une réaction entre une paire acide-base quelconque. Mathématiquement, on peut le démontrer : K eq (pour la réaction acide-base en question) = 10 Δ pKa Ou \(ΔpK_a\) est le \(pK_a\) de l'acide du produit moins \(pK_a\) d'acide réactif Considérons une réaction entre la méthylamine et l'acide acétique : Premièrement, nous devons identifier les espèces acides des deux côtés de l'équation. Sur le côté gauche, l'acide est bien sûr l'acide acétique, tandis que sur le côté droit, l'acide est le méthyl ammonium. Les valeurs spécifiques de pKa pour ces acides ne figurent pas dans notre tableau pKa très général, mais sont données dans la figure ci-dessus. Sans effectuer aucun calcul, vous devriez voir que cet équilibre se trouve loin à droite : l'acide acétique a un pKa inférieur, est un acide plus fort, et donc il veut abandonner son proton plus que le méthyl ammonium. En faisant le calcul, nous constatons que \[K_{eq} = 10^{ΔpK_a} = 10^{10.6 – 4.8} = 10^{5.8} = 6.3 \times 10^5\] Donc \(K_{eq}\) est un très grand nombre (beaucoup plus grand que 1) et l'équilibre se trouve loin à droite de l'équation, comme nous l'avions prévu. Si vous aviez simplement voulu approximer une réponse sans chercher une calculatrice, vous auriez pu constater que la différence entre les valeurs de pKa est d'environ 6, donc la constante d'équilibre devrait être de l'ordre de 106, soit un million. En utilisant le tableau pKa de cette façon, et en faisant des approximations fonctionnelles de pKa basées sur des groupes fonctionnels pour des molécules pour lesquelles nous n'avons pas de valeurs exactes, nous pouvons facilement estimer la mesure dans laquelle une réaction acide-base donnée va se produire.