Ultimo aggiornamento: 2026-06-16

La costante di dissociazione acida $K_a$ misura quanto completamente un acido si ionizza in acqua, ma i suoi valori coprono decine di ordini di grandezza, da circa $10^{2}$ per gli acidi forti a $10^{-50}$ per i più deboli. La scala $pK_a$ comprime quell’intervallo in numeri gestibili, proprio come fa il pH per la concentrazione di ioni idrogeno. Questo calcolatore converte $K_a$ in $pK_a$ e riporta $K_b$ e $pK_b$ della base coniugata, le grandezze usate per ordinare e confrontare gli acidi in tutta la chimica e la biochimica.

La definizione logaritmica

Il $pK_a$ è il logaritmo in base 10 della costante di dissociazione cambiato di segno:

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

Poiché la relazione è logaritmica, una differenza di un’unità di $pK_a$ corrisponde a una differenza di dieci volte di $K_a$. Un $pK_a$ più basso segnala un acido più forte.

Per la base coniugata, le costanti di dissociazione sono legate tra loro dal prodotto ionico dell’acqua, $K_w = 1{,}0\times10^{-14}$ a 25 °C:

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

Esempio svolto

L’acido acetico ha $K_a = 1{,}8\times10^{-5}$:

Il $K_a$ moderatamente piccolo classifica l’acido acetico come un acido debole, e la sua base coniugata, lo ione acetato, è corrispondentemente una base molto debole.

Perché la scala è così utile

I logaritmi trasformano grandezze esponenziali scomode in una scala lineare facile da confrontare e da usare nelle equazioni. Il $pK_a$ compare direttamente nella relazione dei tamponi attraverso il Equazione di Henderson-Hasselbalch, dove un tampone è più efficace quando il pH è vicino al $pK_a$ dell’acido. Per trovare il pH di una soluzione dalla sua concentrazione di ioni idrogeno, usa il Calcolo del pH, e per vedere quale frazione di un acido debole si dissocia effettivamente, il Calcolatore della percentuale di ionizzazione.