Berechnung
Ein häufig vorliegendes Problem ist, dass der pH-Wert errechnet werden soll, während die Konzentration bekannt ist und der {\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {s} }} -Wert (der die Stärke der Säure bzw. Base repräsentiert) aus Tabellenwerken entnommen werden kann. Ein Beispiel aus der Praxis ist das Herstellen von Lösungen mit vorgegebenen pH-Wert. Es existieren Formeln, mit denen man den pH-Wert näherungsweise berechnen kann. Trotz Näherungen sind die Ergebnisse im Normalfall genau genug.

Die Formeln leiten sich her aus dem[10]

Massenwirkungsgesetz: {\displaystyle K_{\mathrm {s} }={\frac {c\left(\mathrm {A^{-}} \right)\cdot c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c\left(\mathrm {HA} \right)\cdot c^{o}}}}

Ionenprodukt des Wassers {\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}}

Massenerhaltungssatz {\displaystyle c_{0}=c\left(\mathrm {HA} \right)+c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}

Ladungserhaltungssatz {\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)+c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}

Sehr starke Säuren
Bei der Berechnung wird angenommen, dass starke Säuren vollständig deprotoniert vorliegen. Das gilt für Säuren mit einem pKs <1. Die Rechnung ist in dem Fall unabhängig von der jeweiligen Säurekonstante, der pKs wird zur Berechnung also nicht benötigt. Die Entkoppelung vom {\displaystyle K_{\mathrm {s} }}  beruht auf dem nivellierenden Effekt des Wassers. Auch die Autoprotolyse des Wassers spielt erst bei sehr verdünnten, starken Säuren (ab Konzentrationen {\displaystyle \leq 10^{-6}\mathrm {mol/l} } ) eine Rolle. Somit resultiert aus der Konzentration der Säure direkt die Konzentration der Protonen in Lösung, beschrieben durch die Formel:

{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c_{0}=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}
Starke Säuren
Säuren mit einem 4,5 > pKs > 1 werden als vollständig deprotoniert nicht mehr genau genug beschrieben. Allerdings kann auch hier die Autoprotolyse des Wassers vernachlässigt werden. Nach den Prinzipien der Massengleichheit und der Elektroneutralität ergibt sich die Gleichung:

{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=-{\frac {K_{\mathrm {s} }c^{o}}{2}}+c^{o}\cdot {\sqrt {{\frac {K_{\mathrm {s} }^{2}}{4}}+K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}}
Die Formel kann auch für schwächere Säuren angewandt werden, was insbesondere für niedrig konzentrierte Lösungen zu empfehlen ist. Erst wenn der pKs 9 übersteigt oder die Konzentration unter 10−6 mol/l liegt, wird die Formel ungenau, da dann die Autoprotolyse des Wassers zu berücksichtigen ist.

Schwache Säuren
Bei schwachen Säuren (4,5 < pKs < 9,5) ist der Anteil der dissoziierten Säuremoleküle klein gegenüber dem Anteil der undissoziierten. Als Vereinfachung kann daher angenommen werden, dass in der Lösung noch immer so viele protonierte Säuremoleküle vorliegen, wie ursprünglich zugegeben wurden. Die Gleichung für schwache Säuren vereinfacht sich dadurch zu:

{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}}
Der daraus resultierende Fehler sinkt mit zunehmender Konzentration und dem pKs-Wert. Im Zweifelsfall kann auch mit der Formel für starke Säuren gerechnet werden.

Sehr schwache Säuren
Bei sehr schwachen Säuren müssen die durch Autodissoziation des Wassers erzeugten Protonen berücksichtigt werden. Daraus ergibt sich die Gleichung:

{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}+K_{\mathrm {w} }}}}
Mit dieser Formel für sehr schwache Säuren (aber auch Basen!) muss jedes Mal dann gerechnet werden, wenn das Produkt aus {\displaystyle K_{\mathrm {s} }}  und {\displaystyle c_{0}}  nicht deutlich größer als der {\displaystyle K_{\mathrm {w} }}  ist.[11]

Basen
Für die Berechnung des pH-Wertes einer basischen Lösung werden dieselben Formeln benutzt. Jedoch wird statt des Ks der Kb eingesetzt und das Ergebnis liefert nicht die Protonenkonzentration c(H3O+), sondern die Hydroxidionen-Konzentration c(OH−). Diese kann in den pOH umgerechnet werden und aus diesem folgt der pH.

Sonstige Berechnungen
Für Lösungen einer Säure und ihres entsprechenden Salzes (ein Puffer, siehe oben) lässt sich der pH-Wert über die Henderson-Hasselbalch-Gleichung berechnen.

Für mehrprotonige Säuren kann man nur den Wert der ersten Protolysestufe (näherungsweise) berechnen, also für den niedrigsten pKs-Wert. Die Dissoziation der zweiten Stufe ist meist deutlich geringer. Eine exakte Berechnung ist äußerst aufwendig, da es ein System aus gekoppelten Gleichgewichten ist. Die Oxoniumionen aus der ersten Protolysestufe nehmen Einfluss auf die zweite und umgekehrt.

Gleiches gilt für Gemische aus mehreren Säuren und/oder Basen. Eine exakte algebraische Lösung ist meist nicht mehr möglich, die Gleichungen sind numerisch über iterative Verfahren zu lösen. Bei sehr hohen Konzentrationen an Säuren oder Basen ist die Konzentration in mol/dm3 durch die Aktivität der Oxoniumionen zu ersetzen.