Última atualização: 2026-06-16

A constante de dissociação ácida $K_a$ mede quão completamente um ácido se ioniza em água, mas seus valores abrangem dezenas de ordens de grandeza, de cerca de $10^{2}$ para ácidos fortes a $10^{-50}$ para os mais fracos. A escala de $pK_a$ comprime essa faixa em números manejáveis, assim como o pH faz para a concentração de íons hidrogênio. Esta calculadora converte $K_a$ em $pK_a$ e relata o $K_b$ e o $pK_b$ da base conjugada, as grandezas usadas para ordenar e comparar ácidos em toda a química e a bioquímica.

A definição logarítmica

O $pK_a$ é o logaritmo negativo de base 10 da constante de dissociação:

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

Como a relação é logarítmica, uma diferença de uma unidade de $pK_a$ corresponde a uma diferença de dez vezes em $K_a$. Um $pK_a$ menor marca um ácido mais forte.

Para a base conjugada, as constantes de dissociação estão ligadas pelo produto iônico da água, $K_w = 1{,}0\times10^{-14}$ a 25 °C:

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

Exemplo resolvido

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

O $K_a$ moderadamente pequeno marca o ácido acético como um ácido fraco, e sua base conjugada, o íon acetato, é correspondentemente uma base muito fraca.

Por que a escala é tão útil

Os logaritmos transformam grandezas exponenciais incômodas em uma escala linear, fácil de comparar e de usar em equações. O $pK_a$ aparece diretamente na relação de tampão por meio da Calculadora de Henderson-Hasselbalch, em que um tampão é mais eficaz quando o pH está próximo do $pK_a$ do ácido. Para determinar o pH de uma solução a partir de sua concentração de íons hidrogênio, use a Calculadora de pH, e para ver que fração de um ácido fraco efetivamente se dissocia, a Calculadora de Grau de Ionização.