Eine Unterscheidung zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen ist sinnvoll.

• Starke Säure / Base: Vollständige Dissoziation
• Schwache Säure / Base: Nur teilweise Dissoziation

Diese Unterscheidung ist besonders wichtig, wenn man pH-Berechnungen durchführt.

• Für starke Säuren kann man annehmen, dass c(H⁺) = c(Säure).
  Für starke Basen nimmt man gleichermaßen an, dass c(OH^-) = c(Base).
• Bei schwachen Säuren / Basen werden Formeln benutzt, die in der Lehre der "Chemischen Gleichgewichte" abgeleitet werden. Die Stärke wird dann durch eine Gleichgewichtskonstante festgelegt, die Säurekonstante K_S bzw. die Basenkonstante K_B. Beide nennt man auch Dissoziationskonstante.

Als Faustregel kann man annehmen:

• Alle organischen Säuren und Basen sind schwach.
• Bei anorganischen Stoffen muss man in Tabellen nachsehen. (Wenn K_S oder K_B angegeben sind, liegt schwache Dissoziation vor.)
• Auswendig gelernt hat man: Stark sind HCl, HNO₃, NaOH; schwach ist NH₃.

Ein Zahlenbeispiel verdeutlicht den Unterschied:

• HCl dissoziiert in Wasser 100% in Ionen.
• Eine Essigsäure CH₃COOH der Konzentration 0,1 mol / l (ca. w = 1%) dissoziiert nur zu 1,3%!

Anmerkung: Wenn ein Stoff in mehreren Stufen dissoziieren kann, sind weitere Überlegungen nötig. Für Schwefelsäure, das bei der Dissoziation zuerst HSO₄^- und dann SO₄^2- bildet, akzeptieren wir - ohne Beweis - den Charakter "starke Säure".

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