Última actualización: 2026-06-16

La constante de disociación ácida $K_a$ mide hasta qué punto un ácido se ioniza en agua, pero sus valores abarcan decenas de órdenes de magnitud, desde alrededor de $10^{2}$ para los ácidos fuertes hasta $10^{-50}$ para los más débiles. La escala de $pK_a$ comprime ese rango en números manejables, igual que el pH lo hace con la concentración de iones hidrógeno. Esta calculadora convierte $K_a$ en $pK_a$ e informa del $K_b$ y el $pK_b$ de la base conjugada, las magnitudes que se utilizan para ordenar y comparar ácidos en química y bioquímica.

La definición logarítmica

El $pK_a$ es el logaritmo decimal negativo de la constante de disociación:

$pK_a = -\log_{10}(K_a)$

Como la relación es logarítmica, una diferencia de una unidad de $pK_a$ corresponde a una diferencia de diez veces en $K_a$. Un $pK_a$ más bajo marca un ácido más fuerte.

Para la base conjugada, las constantes de disociación están ligadas por el producto iónico del agua, $K_w = 1{,}0\times10^{-14}$ a 25 °C:

$K_b = \frac{K_w}{K_a}, \qquad pK_a + pK_b = 14$

Ejemplo resuelto

El ácido acético tiene $K_a = 1{,}8\times10^{-5}$:

El $K_a$ moderadamente pequeño marca al ácido acético como un ácido débil, y su base conjugada, el ion acetato, es en consecuencia una base muy débil.

Por qué la escala resulta tan útil

Los logaritmos convierten magnitudes exponenciales incómodas en una escala lineal fácil de comparar y de usar en ecuaciones. El $pK_a$ aparece directamente en la relación de los amortiguadores a través de la Calculadora de Henderson-Hasselbalch, donde un amortiguador es más eficaz cuando el pH está cerca del $pK_a$ del ácido. Para hallar el pH de una disolución a partir de su concentración de iones hidrógeno, se usa la Calculadora de pH, y para ver qué fracción de un ácido débil se disocia realmente, la Calculadora de porcentaje de ionización.