Bei der Reaktion von Säuren und Basen ist die Autoprotolyse des Wassers entscheidend. Die Dissoziation in Protonen H+ (Hydroniumionen ist präziser) und zeigt die saure Eigenschaft des Wassers (Protonendonator). Wiederum sind die entstandenen Hydroxidionen OH– in der Lage, Protonen an sich zu binden (Protonenakzeptor).
H2O > H+ + OH–
Bei einem neutralen pH Wert von 7 liegen die Protonen und Hydroxidionen in gleicher Konzentration vor (Gleichgewicht). Durch verschieden starke Säuren (pKS) oder Basen (pKB) kann dieses Gleichgewicht verschoben werden, was mit dem pH-Wert angegeben wird. Die Berechnung des pH-Wert erfolgt aus dem negativen dekadischen Logarithmus der Protonen-Konzentration. Analog wird der pOH Wert aus dem negativen dekadischen Logarithmus der Hydroxidionen-Konzentration berechnet.
pH = – lg c (H+)
pOH = – lg c (OH-)
Dies Berechnug ist für starke Säuren und Base korrekt, da sie vollständig dissoziieren. Schwache Säuren und Basen dissoziieren nicht volläständig, weshalb die Säurestärke pKS und Basenstärke pKB in die Berechnung mit einbezogen werden muss.
schwache Säure: pH = 0.5 * [pKS – lg c(H+)]
schwache Base: pOH = 0.5 * [pKB – lg c(OH-)]
Starke Säuren
- Salzsäure
- Schwefelsäure
- Salpetersäure
Starke Basen
- Natriumhydroxid
- Kaliumhydroxid
- Calciumhydroxid
Schwache Säuren (pKS)
- Flusssäure (HF) 3,18
- Ameisensäure 3,75
- Milchsäure 3,86
- Essigäsure 4,76
- Ammonium-Ion 9,25
Schwache Basen (pKB)
- Phosphat-Ion 1,68
- Carbonat-Ion 3,67
- Ammoniak 4,75
- Acetat-Ion 9,24
- Fluorid-Ion 10,82
- Harnstoff 13,90
Ammoniakwasser bzw. Ammoniumhydroxid (NH4OH) ist in Wasser gelöstes NH3 bis zu einer Konzentration von 30 %. Stark konzentrierte Lösungen haben einen pH-Wert bis 12 und riechen stechend. Die Löslichkeit von Ammoniak in Wasser variiert je nach Temperatur und kann bei 10 °C bis zu 40 %, bei 20 °C bis zu 34 % und bei 30 °C bis zu 28 % betragen.