Re, c'est en effet car pKa = -log Ka que plus le Ka grandit plus le pKa faiblit. Si, à l'avenir, tu as un doute, prends deux valeurs quelconques, l'une plus grande que l'autre et tu les positionnes à la place du Ka, tu retrouveras cette relation.

L'idée de dissociation d'acide ou de base est corrélée à la notion d'acides forts/faibles et de bases fortes/faibles. Un acide fort est un acide totalement dissocié en solution alors qu'un acide faible sera partiellement dissocié.
L'acide fort se dissocie totalement en une base conjuguée (forcément faible) et un proton H⁺.
=> Ex : HCl H⁺ + Cl^-
L'acide faible, lui, se dissocie que partiellement en solution
=> Ex : HCN + H₂O CN^- + H₃O⁺ et il restera une quantité de HCN puisque la dissociation est incomplète.

Pour ta troisième question, il te faut savoir que :
- plus un acide est dissocié plus il est fort.
- un acide fort est un composé au pH "très acide"(= faible valeur numérique)
- le pKa est un indice du caractère fort ou faible de l'acide. C'est à dire, plus le pKa est élevé plus l'acide est faible donc plus le pKa est petit plus l'acide est fort

Donc (en reprenant la phrase de ton cours) si ton acide a un Ka élevé, on peut déduire un pKa faible donc que l'acide est totalement dissocié et ainsi qu'il s'agit d'un acide fort. Un acide fort ayant un pH de faible valeur numérique on retrouve le sens de la phrase qui te posait problème.

Merci !
D'accord donc  on peut relier directement les principes de réaction quasi-totale et réaction équilibré au principe de dissociation d'un acide/ d'une base

Oui, d'ailleurs dans les deux exemples que j'ai écris les réactions sont arrivées à l'équilibre. Si l'acide est fort, lorsque l'équilibre est atteint, la totalité de l'acide est dissocié. Si l'acide est faible une partie seulement de l'acide est dissocié lors de l'équilibre et il reste, dans la solution, une certaine quantité de l'acide présent initialement.

Je pense avoir compris, merci beaucoup