Nach Brønsted ist eine Säure ein Teilchen, das ein Proton abgeben kann, und eine Base ein Teilchen, das ein Proton aufnehmen kann. Beides gibt es nur zusammen: Eine Säure HA gibt ihr Proton nur ab, wenn eine Base es aufnimmt. In Wasser ist das Wasser selbst die Base. Aus der Säure wird ihre korrespondierende Base $\mathrm{A^-}$ (das Teilchen ohne Proton), aus dem Wasser seine korrespondierende Säure, das Oxonium-Ion $\mathrm{H_3O^+}$. Die beiden korrespondierenden Paare heißen HA/$\mathrm{A^-}$ und $\mathrm{H_3O^+}$/$\mathrm{H_2O}$. Protolyse nennt man die Abgabe oder Aufnahme eines Protons.

Die Reaktion ist umkehrbar, es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Es liegt immer auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base. Eine starke Säure protolysiert praktisch vollständig, eine schwache nur zu einem kleinen Teil.

Wasser ist ein Ampholyt: Es kann Protonen abgeben und aufnehmen. Darum reagieren schon in reinem Wasser Moleküle miteinander, eines gibt ein Proton an ein anderes. Diese Reaktion heißt Autoprotolyse: $\mathrm{2\,H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-}$. Sie läuft kaum ab: In einem Liter reinem Wasser bei 25 °C sind nur $10^{-7}$ mol Oxonium-Ionen, aber etwa 55,5 mol Wassermoleküle.

Das Massenwirkungsgesetz liefert $K = \frac{c(\mathrm{H_3O^+}) \cdot c(\mathrm{OH^-})}{c(\mathrm{H_2O})^2}$. Fast alle Wassermoleküle bleiben unverändert, deshalb ist $c(\mathrm{H_2O})$ praktisch konstant und wird in die Konstante einbezogen. Das Ergebnis ist das Ionenprodukt des Wassers $K_\mathrm{w}$. Es gilt in reinem Wasser und in jeder verdünnten wässrigen Lösung. Der Wert unten gilt bei 25 °C und hängt von der Temperatur ab.

Die Konzentrationen sind sehr klein und umfassen viele Zehnerpotenzen. Deshalb nutzt man den Zehnerlogarithmus $\lg$: Es gilt $\lg 10^{-3} = -3$. Der pH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus der Oxonium-Konzentration, der pOH-Wert der von $c(\mathrm{OH^-})$. Ein Logarithmus ist nur für Zahlen ohne Einheit erklärt, darum teilt man $c$ durch 1 mol/L. Im Text lassen wir das Teilen ab jetzt weg.

Aus $K_\mathrm{w} = 10^{-14}$ folgt durch Logarithmieren $\mathrm{pH + pOH = 14}$ (bei 25 °C). Bei pH 7 ist die Lösung neutral, darunter sauer, darüber alkalisch. Umgekehrt gilt $c(\mathrm{H_3O^+}) = 10^{-\mathrm{pH}}$ mol/L. Eine pH-Einheit bedeutet den Faktor 10: Bei pH 3 sind zehnmal so viele Oxonium-Ionen in der Lösung wie bei pH 4.

Auf die Protolyse einer Säure HA in Wasser wendest du das Massenwirkungsgesetz an. Wie beim Wasser bezieht man die praktisch konstante Wasserkonzentration in die Konstante ein. So entsteht die Säurekonstante $K_\mathrm{s}$ (Einheit mol/L). Für eine Base B, die mit Wasser zu $\mathrm{BH^+}$ und $\mathrm{OH^-}$ reagiert, entsteht entsprechend die Basenkonstante $K_\mathrm{b} = \frac{c(\mathrm{BH^+}) \cdot c(\mathrm{OH^-})}{c(\mathrm{B})}$.

Je größer $K_\mathrm{s}$, desto weiter liegt das Gleichgewicht rechts und desto stärker ist die Säure. Wie beim pH nimmt man den negativen Logarithmus: $\mathrm{p}K_\mathrm{s} = -\lg K_\mathrm{s}$ und $\mathrm{p}K_\mathrm{b} = -\lg K_\mathrm{b}$. Je kleiner der pKs-Wert, desto stärker die Säure. Dasselbe gilt für Basen mit pKb.

Für ein korrespondierendes Paar gilt: Multiplizierst du $K_\mathrm{s}$ der Säure HA mit $K_\mathrm{b}$ ihrer Base $\mathrm{A^-}$, kürzen sich $c(\mathrm{HA})$ und $c(\mathrm{A^-})$ weg, und es bleibt $c(\mathrm{H_3O^+}) \cdot c(\mathrm{OH^-}) = K_\mathrm{w}$. Eine starke Säure hat also eine schwache korrespondierende Base, und umgekehrt.

Werte bei 25 °C:

Als Faustregel gilt: Säuren mit pKs unter 0 sind stark, sie protolysieren in Wasser praktisch vollständig. Zwischen 0 und etwa 4 nennt man sie mittelstark, darüber schwach. Die Grenzen sind Verabredung. Das Chlorid-Ion ist eine so schwache Base, dass es in Wasser kein Proton aufnimmt.

Bei einer starken Säure sind praktisch alle Moleküle protolysiert: Aus jedem Molekül HA wird ein $\mathrm{H_3O^+}$. Mit der Anfangskonzentration $c_0$ gilt für eine Säure, die ein Proton abgibt (HCl, $\mathrm{HNO_3}$), $c(\mathrm{H_3O^+}) = c_0$. Eine starke Base wie NaOH oder $\mathrm{Ca(OH)_2}$ besteht schon als Feststoff aus Hydroxid-Ionen, sie gehen beim Lösen in die Lösung. Dann ist $c(\mathrm{OH^-}) = z \cdot c_0$, wobei $z$ die Zahl der Hydroxid-Ionen je Formeleinheit ist (NaOH: 1, $\mathrm{Ca(OH)_2}$: 2). Aus dem pOH folgt der pH-Wert mit $\mathrm{pH} = 14 - \mathrm{pOH}$.

Die Rechnung gilt für Konzentrationen von etwa $10^{-6}$ bis 1 mol/L.