Entretanto, a maioria dos ácidos biológicos são ácidos mais fracos que o HCl. A principal classe de ácidos biológicos é a dos ácidos carboxílicos. Como a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o hidrogênio nos ácidos carboxílicos não é tão forte quanto no HCl, a tendência de perder prótons é bem menor nos ácidos carboxílicos do que no HCl. Mas os ácidos carboxílicos se dissociam mais facilmente do que água, por causa da presença de dois átomos de oxigênio eletronegativos.
A tendência de um ácido de dissociar-se é função da força do ácido e do pH da solução. Ácidos fortes ainda são capazes de dissociar-se quando o pH é baixo, mas os ácidos fracos não. A convenção é identificar o pH no qual o ácido está semi-dissociado (ou seja, metade protonado e metade desprotonado); este valor de pH é definido como o  pK_a do ácido em questão. Por exemplo:

A despeito das diferenças entre ácidos e bases, o pK_a também pode ser usado para quantificar a força relativa das bases. Note que enquanto os valores de pK_a dos ácidos são geralmente menores do que 7,0, os valores de pK_a das bases são normalmente maiores do que 7,0. Por exemplo, a etanolamina tem um pK_a de 9,5, e portanto está semi-protonada (carga +1/2) quando o pH é 9,5 (Figura 4). Uma importante exceção a essa regra é o aminoácido histidina, que é uma base mas tem um pK_a próximo a 6,0.