Ein $\mathrm{H^+}$-Ion ist ein Wasserstoffatom ohne Elektron, also ein einzelnes Proton. Nach Brønsted und Lowry (1923) gilt:

• Eine Säure ist ein Teilchen, das ein Proton abgeben kann (Protonendonator).
• Eine Base ist ein Teilchen, das ein Proton aufnehmen kann (Protonenakzeptor).

Eine Säure-Base-Reaktion ist ein Protonenübergang: Eine Säure gibt ein Proton ab, und eine Base nimmt es auf. Beide müssen beteiligt sein. Beispiel: $\mathrm{HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-}$. Die polare H–Cl-Bindung gibt ihr Proton ab. Das Wassermolekül nimmt es mit einem freien Elektronenpaar am Sauerstoff auf. Eine Base braucht also ein freies Elektronenpaar. In Wasser schwimmt nie ein freies Proton, es sitzt immer an einem Wassermolekül als $\mathrm{H_3O^+}$.

Gibt eine Säure ein Proton ab, bleibt ein Teilchen übrig, das es wieder aufnehmen kann. Es ist die korrespondierende Base der Säure. Nimmt eine Base ein Proton auf, entsteht ihre korrespondierende Säure. Beide bilden ein korrespondierendes Paar. Bei jedem Protonenübergang gibt es zwei solche Paare: $\mathrm{HA + B \rightleftharpoons A^- + BH^+}$ mit den Paaren HA/$\mathrm{A^-}$ und $\mathrm{BH^+}$/B.

Von den vier H-Atomen der Essigsäure kann nur das am Sauerstoff abgegeben werden.

Ein Ampholyt ist ein Teilchen, das je nach Partner als Säure oder als Base wirkt. Wasser ist der wichtigste: Gegenüber HCl nimmt es ein Proton auf und ist Base ($\mathrm{H_3O^+}$ entsteht). Gegenüber $\mathrm{NH_3}$ gibt es ein Proton ab und ist Säure ($\mathrm{OH^-}$ entsteht). Auch das Hydrogencarbonat-Ion $\mathrm{HCO_3^-}$ ist ein Ampholyt.

Die starke Säure HCl gibt in Wasser praktisch alle Protonen ab. Die Reaktion läuft nur in eine Richtung, man zeichnet einen einfachen Pfeil: $\mathrm{HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-}$.

Eine schwache Säure wie Essigsäure gibt nur einen kleinen Teil ab (bei 1 mol/L etwa 4 von 1000 Molekülen). Denn die Reaktion ist umkehrbar: $\mathrm{H_3O^+}$ gibt das Proton an $\mathrm{CH_3COO^-}$ zurück. Man schreibt den Gleichgewichtspfeil $\rightleftharpoons$. Im Gleichgewicht laufen Hin- und Rückreaktion gleich schnell ab, und die Anteile ändern sich nicht mehr. Auch Ammoniak ist eine schwache Base.

Die Stärke einer Säure ist ihre Neigung, Protonen abzugeben. Sie sagt nichts über die Konzentration.

Salzsäure und Natronlauge in Ionenschreibweise: $\mathrm{H_3O^+ + Cl^- + Na^+ + OH^- \rightarrow 2\,H_2O + Na^+ + Cl^-}$. Die Ionen $\mathrm{Na^+}$ und $\mathrm{Cl^-}$ bleiben unverändert. Die eigentliche Reaktion ist $\mathrm{H_3O^+ + OH^- \rightarrow 2\,H_2O}$: Das Oxonium-Ion gibt ein Proton an das Hydroxid-Ion. Die Neutralisation ist also ein Protonenübergang.

Er geht auch ohne Hydroxid-Ionen, etwa mit Ammoniak: $\mathrm{NH_3 + HCl \rightarrow NH_4^+ + Cl^-}$. Es bildet sich das Salz Ammoniumchlorid.

Mit einer Titration bestimmst du die Konzentration einer Säure oder Lauge. Du gibst eine genau abgemessene Probe in einen Kolben, dazu einige Tropfen Indikator, zum Beispiel Bromthymolblau (gelb sauer, grün neutral, blau alkalisch). Aus einer Bürette (Glasrohr mit Skala und Hahn) lässt du eine Maßlösung bekannter Konzentration tropfenweise zulaufen, bis der Indikator umschlägt. Dann sind genau so viele Protonen aufgenommen wie abgegeben worden. An der Bürette liest du das verbrauchte Volumen ab.

Gibt jedes Säureteilchen ein Proton ab und nimmt jedes Hydroxid-Ion eines auf, gilt $n(\mathrm{OH^-}) = n(\mathrm{H_3O^+})$ mit $n = c \cdot V$. Schwefelsäure gibt je Molekül zwei Protonen ab, dann ist $n(\mathrm{H_3O^+}) = 2 \cdot n(\mathrm{H_2SO_4})$. Säuren und Laugen ätzen: Das machst du nur mit Schutzbrille und Lehrkraft.