pH-Wert-Rechner

VonOleh Soloninaktualisiert 25. September 2026

Ergebnis

pH 2, pOH 12 — sauer. Die einfache Formel ohne die Eigendissoziation des Wassers kommt hier auf denselben Wert.

pH-Wert

pOH-Wert

Oxoniumkonzentration in mol/l

1 · 10⁻²

Einordnung

Bei 25 °C ist diese Lösung sauer.

Rechenweg

Die Oxoniumkonzentration beträgt 1 · 10⁻² mol/l; ihr negativer Zehnerlogarithmus ist pH 2, und 14 minus diesem Wert ergibt bei 25 °C pOH 12.

Das Ergebnis ist ein Richtwert und ersetzt keine Beratung.

pH aus der Konzentration — für starke Säuren, starke Basen und schwache Säuren, und auch rückwärts.

Der pH-Wert ist über die Aktivität der Oxoniumionen definiert; in verdünnten Lösungen nähert man ihn mit dem negativen dekadischen Logarithmus der Konzentration an, und so rechnet dieser Rechner. Für eine starke Säure, die vollständig dissoziiert, ist damit eigentlich alles gesagt — bis die Konzentration so klein wird, dass das Wasser selbst mehr Ionen liefert als die Säure.

Dieser Rechner löst deshalb nicht pH = −log c, sondern die vollständige quadratische Gleichung mit dem Ionenprodukt des Wassers. Der Unterschied wird dort sichtbar, wo die einfache Formel offen falsch liegt: 10⁻⁸ mol/l Salzsäure ergeben nach ihr pH 8, also eine Base. Richtig sind 6,98 — etwas saurer als reines Wasser, wie es sein muss.

So benutzen Sie den Rechner

Wählen Sie, was gegeben ist: starke Säure, starke Base, schwache Säure oder ein pH-Wert.
Tragen Sie die Konzentration in mol/l ein.
Tragen Sie bei einer schwachen Säure zusätzlich den pKs-Wert ein.
Lesen Sie pH und pOH ab — bei 25 °C ergeben beide zusammen 14.

Fünf Eingaben und was der Rechner daraus macht

Jede Zeile ist ein Durchlauf dieses Rechners bei 25 °C. Der pH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus der Oxoniumkonzentration, der pOH der der Hydroxidkonzentration.

Zwei Zeilen lohnen den zweiten Blick. Die dritte zeigt, was die Schulformel bei sehr verdünnten Lösungen anrichtet: sie ergäbe pH 8, also eine basische Säure, während die vollständige Rechnung auf 6,98 kommt — das Wasser selbst liefert hier mehr Ionen als die Säure. Und die vierte zeigt den Unterschied zwischen stark und schwach: Essigsäure kommt bei derselben Konzentration von 0,1 mol/l auf pH 2,88 statt auf 1, denn sie gibt nur etwa jedes fünfundsiebzigste Proton ab.

Durchläufe dieses Rechners bei 25 °C.
Eingabe	pH	pOH	Oxoniumkonzentration
Starke Säure, 0,1 mol/l	1	13	1 · 10⁻¹ mol/l
Starke Säure, 0,01 mol/l	2	12	1 · 10⁻² mol/l
Starke Säure, 10⁻⁸ mol/l	6,98	7,02	1,05 · 10⁻⁷ mol/l
Schwache Säure, 0,1 mol/l, pKs 4,76	2,88	11,12	1,32 · 10⁻³ mol/l
Starke Base, 0,01 mol/l	12	2	1 · 10⁻¹² mol/l

Warum sehr verdünnte Säuren nicht basisch werden

Reines Wasser enthält bei 25 °C selbst 10⁻⁷ mol/l Oxonium- und ebenso viele Hydroxidionen; das Produkt der beiden ist die Konstante Kw = 10⁻¹⁴. Gibt man Säure hinzu, kommen deren Protonen zu den vorhandenen dazu — bei 0,01 mol/l fällt der Eigenanteil des Wassers nicht ins Gewicht, bei 10⁻⁸ mol/l ist er zehnmal größer als die Säure selbst.

Die exakte Lösung folgt aus zwei Bedingungen: Ladungserhaltung und Kw. Sie lautet [H⁺] = (c + √(c² + 4·Kw)) / 2 und geht für nicht zu kleine Konzentrationen in die vertraute Näherung über. Für 10⁻⁸ mol/l liefert sie 1,05 · 10⁻⁷ mol/l und damit pH 6,98. Der Rechner zeigt zum Vergleich, was die einfache Formel gesagt hätte.

Schwache Säuren brauchen den pKs

Eine schwache Säure gibt ihr Proton nur teilweise ab, und wie weit, sagt der pKs-Wert. Essigsäure mit pKs 4,76 ist in 0,1-molarer Lösung nur zu etwa einem Prozent dissoziiert — der pH liegt bei 2,88 statt bei 1, wie es eine gleich konzentrierte starke Säure ergäbe.

Der Rechner benutzt die Schulnäherung pH = ½·(pKs − log c). Sie unterstellt, dass die Säure kaum dissoziiert und die Ausgangskonzentration daher praktisch erhalten bleibt. Das trifft zu, solange Ks/c deutlich kleiner als eins ist und die Eigendissoziation des Wassers keine Rolle spielt — prüfen Sie die daraus folgende Dissoziation, eine feste pKs-Grenze allein reicht nicht. Bei starken bis mittelstarken Säuren und bei sehr kleinen Konzentrationen wird die Näherung ungenau, und man braucht die vollständige quadratische Behandlung. Der Fehler bleibt dabei nicht bei der Nachkommastelle: Übersteigt pKs − log c den Wert 14, liefert die Näherung einen pH über 7 und erklärt eine Säure damit zur Base. Bei Essigsäure passiert das erst unterhalb von 10⁻⁹ mol/l, bei Phenol mit pKs 9,99 dagegen schon unterhalb von etwa 9,8 · 10⁻⁵ mol/l; bei 10⁻⁴ mol/l liefert sie noch 6,995.

Neutral ist nicht immer sieben

pH 7 gilt als neutral, weil bei 25 °C das Ionenprodukt des Wassers 10⁻¹⁴ beträgt und beide Ionensorten deshalb bei 10⁻⁷ mol/l gleich häufig sind. Kw hängt aber von der Temperatur ab: Bei 37 °C ist es rund 2,4 · 10⁻¹⁴, und neutral liegt dann bei pH 6,81.

Blut mit pH 7,4 ist also basischer, als der Abstand zur 7 vermuten lässt — bei Körpertemperatur sind es knapp 0,6 Einheiten über dem Neutralpunkt statt 0,4. Dieser Rechner arbeitet durchgehend mit dem Wert für 25 °C, weil Vorschriften und Tabellenwerke es ebenso tun.

Quellen

Stand der Werte: 2026. Die Ergebnisse sind Orientierungswerte und ersetzen keine fachliche Beratung.

Häufige Fragen

Warum ergibt 10⁻⁸-molare Salzsäure nicht pH 8?

Weil eine Säure keine basische Lösung erzeugen kann. Bei so kleinen Konzentrationen liefert das Wasser selbst mehr Oxoniumionen als die Säure. Die vollständige Rechnung ergibt pH 6,98 — knapp unter dem Neutralpunkt, wie es sein muss.

Kann der pH-Wert negativ sein?

Ja. Konzentrierte Salzsäure mit rund 12 mol/l führt rechnerisch auf etwa −1,1. Bei solchen Konzentrationen ist der pH-Begriff allerdings nur noch eingeschränkt brauchbar, weil nicht mehr die Konzentration zählt, sondern die Aktivität der Ionen.

Ist pH 7 immer neutral?

Nur bei 25 °C. Neutral heißt, dass gleich viele Oxonium- und Hydroxidionen vorliegen, und wo dieser Punkt liegt, hängt vom Ionenprodukt des Wassers ab. Bei 37 °C ist neutral pH 6,81.

Was unterscheidet eine starke von einer schwachen Säure?

Wie vollständig sie ihr Proton abgibt. Salzsäure gibt es praktisch ganz ab, deshalb ist die Oxoniumkonzentration gleich der eingetragenen Konzentration. Essigsäure mit pKs 4,76 gibt bei 0,1 mol/l nur etwa jedes fünfundsiebzigste ab, und darum steht sie bei pH 2,88 statt bei 1.

Kann eine Säure einen pH über 7 haben?

Gemessen nicht, gerechnet schon — und genau da liegt der Fehler der Schulformel. Bei 10⁻⁸ mol/l Salzsäure ergäbe −log c den Wert 8. Tatsächlich stammen die meisten Ionen aus dem Wasser selbst, und die vollständige Rechnung kommt auf 6,98: sauer, aber nur knapp.

Warum ist pH 7 neutral, und ist das immer so?

Bei 25 °C ist es so, weil das Ionenprodukt des Wassers dort 10⁻¹⁴ beträgt und beide Ionensorten deshalb bei 10⁻⁷ mol/l gleich häufig sind. Mit der Temperatur verschiebt sich das: bei 37 °C liegt das Ionenprodukt bei rund 2,4 · 10⁻¹⁴ und der Neutralpunkt bei pH 6,81. Neutral heißt gleich viele Ionen beider Sorten, nicht die Zahl sieben.

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