Un ácido débil es un ácido que sólo se disocia parcialmente en agua, lo que significa que no se rompe completamente en sus iones cuando se disuelve en agua. En cambio, establece un equilibrio entre el ácido no disociado y sus iones. La disociación del ácido fosfórico se puede representar mediante las siguientes ecuaciones químicas:

$$H_3PO_4 \rightleftharpoons H^+ + H_2PO_4^-$$

La constante de equilibrio para esta reacción se denota como $K_a1$ y es igual a:

$$K_{a1} =\frac{[H^+][H_2PO_4^-]}{[H_3PO_4]}$$

El valor de $K_{a1}$ es 7,5 * 10 ^-3 a 25°C. Esto indica que el ácido fosfórico es un ácido débil, ya que su valor $K_{a}$ es menor que 1.

El ácido fosfórico también puede sufrir más pasos de disociación para liberar los iones de hidrógeno restantes:

$$H_2PO_4^- \rightleftharpoons H^+ + HPO_4^{2-}$$

La constante de equilibrio para esta reacción se denota como $K_{a2}$ y es igual a:

$$K_{a2} =\frac{[H^+][HPO_4^{2-}]}{[H_2PO_4^-]}$$

El valor de $K_{a2}$ es 6,2 * 10 ^-8 a 25°C.

$$HPO_4^{2-} \rightleftharpoons H^+ + PO_4^{3-}$$

La constante de equilibrio para esta reacción se denota como $K_{a3}$ y es igual a:

$$K_{a3} =\frac{[H^+][PO_4^{3-}]}{[HPO_4^{2-}]}$$

El valor de $K_{a3}$ es 4,8 * 10 ^-13 a 25°C.

Estos valores indican que el ácido fosfórico es un ácido más fuerte que muchos otros ácidos débiles, como el ácido acético, pero más débil que los ácidos fuertes, como el ácido clorhídrico, que se disocian completamente en agua.