pH-Wert, Protonenaktivitätsexponent, 1909 von Sörensen eingeführte Bezeichnung für den negativen dekadisehen Logarithmus der Protonenaktivität, d. h., pH = -lg a_H3O+. Für verd. Lösungen kann man die Aktivitäten durch molare Konzentrationen ersetzen: pH = -lg c_H3O+. Das Produkt aus der H₃O⁺- und OH^--Ionenkonzentration ist stets konstant (Ionenprodukt) und hat bei 22 °C einen Wert von c_H3O+·c_OH- = K_W = 10^-14. Daraus ergibt sich für eine neutrale wäßrige Lösungen, c_H3O+ = c_OH- ein pH-W. = 7, für saure Lösungen ein pH-W. < 7 und basische Lösungen ein pH-W. > 7. Experimentell werden pH-W. mit geeigneten Farbindikatoren (Indikatoren) oder – genauer – potentiometrisch mit einer Glaselektrode gemessen. Für wäßrige Säure-Baselösungen läßt sich der pH-W. bei Kenntnis der molaren Konzentrationen näherungsweise berechnen. Dabei gilt für starke Säuren c_H3O+ = C_Säure (C = Gesamtkonzentration), d. h. pH = -lg C, z. B. für eine 0,001 M HCl gilt c_H3O+ = 10^-3 mol/l, pH = 3. für verd. Lösungen schwacher Säuren gilt die Beziehung pH = 1/2 (pK_S – lg C_Säure), so hat z. B. eine 0,001 M Essigsäure (pK_S = 4,75) einen pH-W. von 3,88. Für starke bzw. schwache Basen ergeben sich dann die pH-W. aus der Beziehung pH = 14 – pOH (Ionenprodukt). Für eine 0,001 M NaOH gilt also pH = 14 – (-lg C_Base) = 11, für eine 0,001 M NH₃ (pK_B = 4,75) pH = 14 – 1/2 (pK_B - lg C_Base) = 10,1. Der pH-W. hat für den Ablauf vieler chem. Reaktionen und biologischer Prozesse außerordentliche Bedeutung. Zu seiner Einstellung und Konstanthaltung benutzt man geeignete Pufferlösungen.