Los ácidos se definen como compuestos que ceden protones en disolución. El pH para el cual la mitad de las moléculas de un ácido han cedido su protón es su pK_a. Los ácidos fuertes como el HCl ceden protones incluso a pH muy bajo (por tanto tienen un pK_a bajo) y los ácidos débiles sólo ceden protones si el pH es muy alto (es decir, a muy baja concentración de protones libres). El pH al que ocurre esto puede estar fácilmente por encima de 7.

La mayoría de los ácidos biológicos, sin embargo, son ácidos más débiles que el HCl. La principal clase de ácidos biológicos son los ácidos carboxílicos. Como la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno de un ácido carboxílico no es tan acusada como en el HCl, la tendencia de un ácido carboxílico a ceder su protón es mucho menor que la del HCl. Sin embargo, los ácidos carboxílicos se disocian más rápidamente que el agua debido a la presencia de dos oxígenos electronegativos.

CH₃COOH (ácido acético) CH₃COO^- (ión acetato) + H⁺ ; pK_a = 4,8;

A pesar de las diferencias entre ácidos y bases, el pK_a también se puede utilizar para cuantificar la fuerza relativa de las bases. Nota que mientras que los valores de  pK_a para los ácidos son generalmente menores que 7, los valores de pK_a para las bases son usualmente mayores que 7. Por ejemplo, la etanolamina tiene un  pK_a de 9,5 y está protonada al 50% (carga media = +1/2) cuando el pH es 9,5 (Figura 4). Una importante excepción a esta regla es el aminoácido histidina, que es una base pero tiene un  pK_a alrededor de 6,0.