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Der pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration von Oxonium-Ionen in einer Lösung und basiert auf dem Brönsted-Konzept von Protonendonatoren und -akzeptoren. Die Skala reicht typisch von 0 (stark sauer) bis 14 (stark basisch); reines Wasser ist mit pH 7 neutral. Pufferlösungen aus schwachen konjugierten Säure-Base-Paaren – z. B. der Kohlensäure-Bikarbonat-Puffer im Blut – halten den pH-Wert konstant.
Das Fundament der modernen Säure-Base-Chemie ist das Konzept nach Brönsted. Eine Brönsted-Säure wird als Protonendonator definiert, also ein Teilchen, das ein Wasserstoff-Ion (H⁺) abgeben kann. Im Gegensatz dazu ist eine Brönsted-Base ein Protonenakzeptor, der dieses H⁺ aufnimmt. Man kann sich das wie ein Ballspiel vorstellen: Die Säure wirft den 'Protonen-Ball', und die Base fängt ihn.
Der pH-Wert (potentia Hydrogenii) ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Konzentration an Oxonium-Ionen (H₃O⁺). Mathematisch: pH = -log₁₀[H₃O⁺]. Die pH-Skala erstreckt sich üblicherweise von 0 (stark sauer) bis 14 (stark basisch). Reines Wasser hat bei 25 °C einen pH-Wert von 7 und dient als neutraler Bezugspunkt. Da die Skala logarithmisch ist, bedeutet eine Änderung um eine Einheit eine Verzehnfachung der Ionenkonzentration. Diese einfache Formel setzt eine vollständige Dissoziation voraus und gilt daher nur für starke Säuren und Basen (pK < 4). Für schwache Säuren wird die Berechnung über den pKs-Wert und die Konzentration komplexer.
Eng verknüpft mit dem pH-Wert ist der pOH-Wert, der analog als negativer dekadischer Logarithmus der Hydroxid-Ionen-Konzentration definiert ist: pOH = -log₁₀[OH⁻]. Aufgrund der Autoprotolyse des Wassers, bei der in reinem Wasser [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L beträgt, gilt bei 25 °C immer: pH + pOH = 14. So lassen sich die Werte einfach ineinander umrechnen.
Stoffe, die je nach Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base fungieren können, nennt man Ampholyte. Das wichtigste Beispiel ist Wasser (H₂O): Gegenüber einer starken Säure reagiert es als Base (nimmt ein Proton auf zu H₃O⁺), gegenüber einer starken Base reagiert es als Säure (gibt ein Proton ab zu OH⁻).
In der medizinischen Praxis ist der pH-Wert von entscheidender Bedeutung, insbesondere im Blut. Der physiologische Blut-pH-Wert liegt streng reguliert zwischen 7,35 und 7,45. Bereits eine Abweichung um 0,5 Einheiten kann tödlich sein. Eine Übersäuerung nennt man Azidose, eine übermäßige Alkalisierung Alkalose. Auch andere Körperflüssigkeiten haben charakteristische pH-Werte: Magensaft ist mit pH 1–1,5 extrem sauer, Gallenflüssigkeit liegt bei etwa 6,5, Pankreassaft bei 8,3, und der Speichel variiert zwischen 6,5 und 7,4. Die Hautoberfläche weist einen leicht sauren pH von 5,5 auf. Da die Skala logarithmisch ist, sind selbst kleine numerische Unterschiede funktionell bedeutsam.
Puffersysteme spielen eine zentrale Rolle bei der Konstanthaltung des pH-Werts. Eine Pufferlösung besteht aus einem schwachen konjugierten Säure-Base-Paar (z. B. einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base). Sie kann sowohl zugegebene Hydroxid-Ionen (OH⁻) durch die Säurekomponente als auch Oxonium-Ionen (H₃O⁺) durch die Basenkomponente abfangen, sodass sich der pH-Wert kaum ändert. Das wichtigste Puffersystem im Blut ist der Kohlensäure-Bikarbonat-Puffer. Die quantitative Beschreibung liefert die Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKs + log([Base]/[Säure]).
Fallbeispiel zur Berechnung: Wenn eine Lösung eine Oxonium-Ionen-Konzentration von 0,001 mol/L (10⁻³ mol/L) hat, beträgt der pH-Wert 3. Möchte man nun den pOH-Wert dieser Lösung wissen, rechnet man 14 - 3 = 11. Die Konzentration der Hydroxid-Ionen wäre dementsprechend 10⁻¹¹ mol/L.
