Berechnung des pH-Werts

Sehr starke und starke Protolyte bis pK ca. 1

Diese Protolyte liegen in Wasser praktisch vollständig dissoziiert vor. Daher kann ihre Aktivität gleich der Konzentration gesetzt werden. Der pH-Wert ergibt sich zu:
Einwertige Säuren

Einwertige Basen

Der pH-Wert mehrwertiger Protolyte, deren pK_S-Werte alle im Bereich bis ca. pK = 1 liegen, berechnet sich analog.
Bei Konzentrationen des Protolyten unter 10^-5 muss die Autoprotolyse des Wassers mit berücksichtigt werden!

Protolyte mit einer Säure- bzw. Basenstärke im Bereich zwischen ca. 1 und 4,5 liegen normalerweise in wässriger Lösung nicht mehr vollständig dissoziiert vor.
Ein Teil der Säure liegt in der undissoziierten Form (HA), der Rest in der dissoziierten Form (H₃O⁺ + A^-) vor. Wegen der Elektroneutralitätsbeziehung, die aussagt, dass jede Lösung nach außen neutral sein muss, gilt, dass die Konzentration der dissoziierten Form der Säure (A^-) gleich der Anzahl der H₃O⁺-Ionen sein muss.
Die Anzahl der Hydroxid-Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers kann vernachlässigt werden. Es gilt:

bzw. für Basen

Protolyte mit pK-Werten zwischen 4,5 und 9,5 liegen in wässriger Lösung nur noch zu einem geringen Teil in dissoziierter Form vor. Meist ist die Dissoziation so gering, dass angenommen werden kann, die Konzentration des undissoziierten Protolyten entspräche der Totalkonzentration.
Damit ergibt sich für einwertige schwache Basen folgende Formel für den pH-Wert:

Sind beide Protolysestufen sehr stark, z.B. im Ba(OH)₂, so erfolgt die Berechnung wie bei den sehr starken Protolyten.
Ist die erste Protolysestufe sehr stark, die zweite immer noch stark, z.B. H₂SO₄so erfolgt die Berechnung des pH-Wertes bei verdünnten Lösungen wie bei zweiwertigen sehr starken Protolyten, in konzentrierten Lösungen wie bei einwertigen sehr starken Protolyten.
Ist nur die erste Protolysestufe sehr stark, die weiteren schwach oder sehr schwach, wie z.B. bei H₃PO₄, so braucht bei Protolyten, deren pK-Werte der einzelnen Stufen um mindesten 5 Einheiten auseinander liegen, nur die erste sehr starke Stufe berücksichtigt werden. Die Berechnung erfolgt dann analog einer einwertigen starken Säure.

Salze aus den Anionen starker und sehr Starker Säuren und den Kationen ebensolcher Basen beeinflussen den pH-Wert von wässrigen Lösungen nicht.
In Wasser gilt folglich: pH = 7.
Die konjugierte Base der starken Säure ist zu schwach um mit Wasser zu reagieren, ebenso wenig wie die konjugierte Säure der starken Base. Wasser ist also eine stärkere Base als die konjugierte Base der Säure, bzw. ist eine stärkere Säure, als die konjugierte Säure.

Die Lösungen von Salzen starker Basen mit schwachen Säuren ergeben in Wasser Werte für den pH > 7, reagieren also basisch.
Während hier die konjugierte Säure zu schwach ist, um mit Wasser reagieren zu können, vermag das Anion, also die konjugierte Base der schwachen Säure, dem Wasser Protonen zu entziehen, also OH^- entstehen zu lassen. Die Lösung wird folglich basisch.
So entsteht z.B. aus Acetat wässriger Lösung neutrale undissoziierte Essigsäure und basisches OH^-.

Bei Lösungen der Salze schwacher Basen mit starken Säuren ist nur die konjugierte Säure der Base stark genug um mit Wasser zu reagieren.
Während die konjugierte Säure also Protonen freisetzt, ist die konjugierte Base nicht stark genug um diese zu binden, bzw. ihrerseits OH^- aus dem Wasser freizusetzen.
Für den sich ergebenden pH-Wert gilt: pH < 7.

Bei Lösungen von Salzen deren Kationen die konjugierte Säure schwacher Basen und deren Anionen die konjugierte Base einer schwachen Säure darstellen, können sich sowohl saure als auch basische pH-Werte ergeben.
Ob die Lösung sauer oder basisch ist entscheidet sich aus der relativen Stärke der konjugierten Säure bzw. Base zueinander.
Überwiegt der basische Charakter, wie z.B. bei NH₄CN, in dem das CN^--Ion stärker basisch, als das NH₄⁺-Ion sauer ist, so ergibt sich ein pH > 7.
Sind die Stärke der Base und der Säure gleich, wie z.B. bei NH₄(CH₃COO), so heben sich ihre Wirkungen praktisch auf. Der pH-Wert der Lösung ist neutral.