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Erstellt am: 20. Juli 2026 um 21:33

pH-Rechner für starke Säuren und Basen

Eingaben

Art des StoffesStarke Säure
Konzentration0,01 M
Ionisierbare H⁺ oder OH⁻ pro Einheit1

Erstellt mit OneCalc · https://onecalc.app/de/chemistry/strong-acid-base-ph

Chemie

pH-Rechner für starke Säuren und Basen

Berechnet pH und pOH einer starken Säure oder starken Base aus ihrer molaren Konzentration. Berücksichtigt mehrprotonige Säuren und Basen wie H₂SO₄ und Ca(OH)₂ über die Zahl der H⁺- bzw. OH⁻-Ionen und nimmt vollständige Dissoziation bei 25 °C an.

Art des Stoffes

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Diese Lösung ist stark sauer – niedriger pH-Wert bei hoher Wasserstoffionen-Konzentration.

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Starke Säuren, starke Basen und vollständige Dissoziation

Eine starke Säure oder starke Base ionisiert vollständig, sobald sie sich in Wasser löst. Jedes HCl-Molekül wird zu einem H⁺ und einem Cl⁻; jede NaOH-Einheit wird zu einem Na⁺ und einem OH⁻. Da nichts un-ionisiert bleibt, ist die Konzentration des reaktiven Ions unmittelbar durch die eingesetzte Stoffmenge festgelegt – eine Gleichgewichtskonstante wird nicht benötigt. Genau deshalb ist der pH-Wert einer starken Säure oder Base ein einstufiger Logarithmus und nicht die quadratische Gleichung, die schwache Säuren erfordern.

Die Formel

Für eine starke Säure entspricht die Wasserstoffionen-Konzentration der Zahl der abspaltbaren Protonen pro Formeleinheit, n, mal der molaren Konzentration C:

[H+]=n CpH=−log⁡10(n C)[\text{H}^+] = n\,C \qquad \text{pH} = -\log_{10}(n\,C)

Für eine starke Base gilt dasselbe für Hydroxidionen, und der pH folgt aus dem Ionenprodukt des Wassers:

[OH−]=n CpOH=−log⁡10(n C)pH=14−pOH[\text{OH}^-] = n\,C \qquad \text{pOH} = -\log_{10}(n\,C) \qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}
SymbolGrößeEinheit
CKonzentration der Säure oder Basemol/L (M)
nAbspaltbare H⁺ oder OH⁻ pro Formeleinheiteinheitenlos
pHMaß für die Aciditäteinheitenlos
pOHMaß für die Basizitäteinheitenlos

Die Beziehung pH + pOH = 14 gilt bei 25 °C, wo das Ionenprodukt des Wassers Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴ beträgt.

Der Faktor n für mehrprotonige Säuren und Basen

Der Faktor n berücksichtigt Stoffe, die mehr als ein reaktives Ion freisetzen. Schwefelsäure, H₂SO₄, ist zweiprotonig und liefert zwei H⁺ pro Molekül, sodass sich eine 0,005 M Lösung wie 0,01 M an Wasserstoffionen verhält. Calciumhydroxid, Ca(OH)₂, und Bariumhydroxid, Ba(OH)₂, setzen je zwei OH⁻ pro Formeleinheit frei. Einprotonige Säuren wie HCl und HNO₃ sowie Basen mit einem Hydroxid wie NaOH und KOH verwenden n = 1.

StoffTypn0,01 M ergibt
HClstarke Säure1pH 2,00
H₂SO₄starke Säure2pH 1,70
NaOHstarke Base1pH 12,00
Ca(OH)₂starke Base2pH 12,30

Schwefelsäure ist in ihrer zweiten Ionisation nur näherungsweise stark, sodass die Behandlung als voll zweiprotonig ein gutes, aber nicht exaktes Modell bei höheren Konzentrationen ist.

Rechenbeispiel

Welchen pH-Wert hat 0,005 M Schwefelsäure?

[H+]=n C=2×0.005=0.01 M[\text{H}^+] = n\,C = 2 \times 0.005 = 0.01\ \text{M} pH=−log⁡10(0.01)=2.00\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2.00

Dann ist pOH = 14 − 2,00 = 12,00 und die Hydroxidkonzentration [OH⁻] = 10⁻¹² M. Mit einem pH weit unter 7 ist die Lösung stark sauer.

Stark oder schwach

Nur eine Handvoll Säuren ist stark: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ und H₂SO₄. Die gängigen starken Basen sind die Hydroxide der Gruppe 1 (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) und die schwereren Hydroxide der Gruppe 2 (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Alles andere – Essigsäure, Zitronensäure, Ammoniak und dergleichen – ist schwach und ionisiert nur teilweise. Bei einer schwachen Säure ist das tatsächliche [H⁺] weit kleiner als n·C und muss aus der Säurekonstante Ka bestimmt werden. Diesen Rechner auf eine schwache Säure anzuwenden, würde ihre Acidität stark überschätzen.

Der Grenzfall hoher Verdünnung

Die einfache Formel setzt voraus, dass der Stoff praktisch alle H⁺ oder OH⁻ liefert und der Eigenbeitrag des Wassers vernachlässigbar ist. Das ist bei üblichen Laborkonzentrationen sicher. Unterhalb von etwa 10⁻⁶ M ist die Eigendissoziation des Wassers jedoch nicht mehr vernachlässigbar, und eine starke Säure kann den pH-Wert niemals über 7 anheben, wie verdünnt sie auch sein mag. Eine strenge Behandlung löst [H⁺] = C + Kw/[H⁺] zusammen mit der Ladungsbilanz; bei sehr verdünnten Lösungen liegt der wahre pH näher an neutral, als −log₁₀(n·C) vermuten lässt.

Häufig gestellte Fragen (FAQ)

Wie berechnet man den pH-Wert einer starken Säure?

Eine starke Säure dissoziiert in Wasser vollständig, sodass die Wasserstoffionen-Konzentration gleich der Zahl der abspaltbaren Protonen mal der Säurekonzentration ist: [H⁺] = n·C. Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus davon, pH = −log₁₀(n·C). Beispielsweise ergibt 0,01 M HCl (n = 1) den pH = −log₁₀(0,01) = 2. Die sieben gängigen starken Säuren sind HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ und H₂SO₄.

Wie bestimmt man den pH-Wert einer starken Base?

Bei einer starken Base ermittelt man zunächst den pOH aus der Hydroxidkonzentration, pOH = −log₁₀(n·C), und rechnet dann mit pH = 14 − pOH bei 25 °C um. So hat 0,01 M NaOH (n = 1) pOH = 2 und pH = 12. Eine 0,01 M Lösung von Ca(OH)₂ setzt zwei OH⁻ pro Formeleinheit frei (n = 2), also [OH⁻] = 0,02 M, pOH ≈ 1,70 und pH ≈ 12,30.

Was gebe ich für eine zweiprotonige Säure wie H₂SO₄ ein?

Setzen Sie die Zahl der abspaltbaren H⁺ (oder OH⁻) pro Formeleinheit passend zum Stoff. Schwefelsäure H₂SO₄ setzt zwei Protonen frei, also 2: Eine 0,005 M Lösung verhält sich dann wie 0,01 M an H⁺ und ergibt pH 2. Ebenso setzen Ba(OH)₂ und Ca(OH)₂ zwei Hydroxidionen frei, also 2. Einprotonige Säuren (HCl, HNO₃) und Basen mit einem Hydroxid (NaOH, KOH) verwenden 1.

Funktioniert das für schwache Säuren wie Essigsäure?

Nein. Dieser Rechner setzt vollständige Dissoziation voraus, was nur für starke Säuren und Basen zutrifft. Schwache Säuren und Basen (Essigsäure, Ammoniak und die meisten organischen Säuren) ionisieren nur teilweise, sodass ihr tatsächliches [H⁺] weit unter n·C liegt und von der Säurekonstante Ka abhängt. Bei einer schwachen Säure berechnet man [H⁺] erst aus Ka und Konzentration und nimmt dann den negativen Logarithmus.

Warum ergibt 10⁻⁶ M HCl nicht genau pH 6?

Die Formel pH = −log₁₀(n·C) vernachlässigt die H⁺, die das Wasser selbst beisteuert. Dieser Beitrag ist bei gewöhnlichen Konzentrationen unbedeutend, wird aber bei etwa 10⁻⁶ M und darunter relevant, und eine starke Säure kann den pH-Wert niemals über 7 heben. Ein exaktes Ergebnis erhält man, indem man [H⁺] = C + Kw/[H⁺] zusammen mit der Ladungsbilanz löst; bei sehr verdünnten Lösungen liegt der wahre pH näher an 7, als die einfache Formel angibt.

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