Für die Reaktion von HA mit Wasser läßt sich wiederum das MWG formulieren (1). Im Falle verdünnter wässriger Lösungen kann die Aktivität des Wassers 1 gesetzt werden, daraus folgt für die Säurekonstante KS entsprechend Gleichung (2). 
Durch analoge Betrachtungen gelangt man zur Basekonstante KB entsprechend Gleichung (3).
Auch bei diesen Konstanten benutzt man lieber ihren negativen dekadischen Logarithmus und bezeichnet sie als pKS bzw. pKB– Werte.
Betrachten wir nun einmal ein korrespondierendes Säure-Base Paar.
Für die Säure- bzw. Basekonstante gelten die rechts dargestellten Beziehungen.
Das bedeutet, daß das Produkt aus Säure- und Basekonstante gleich dem Ionenprodukt des Wassers ist bzw. gilt pKS + pKB = pKw = 14. Somit kann man bei Kenntnis des pKS– Wertes den pKB-Wert der korrespondierenden Base ermitteln und umgekehrt. Weiterhin folgt daraus, daß zu einer starken Säure eine schwach protolysierende Base korrespondiert und zu einer schwachen Säure eine stark protolysierende Base. Für die Unterteilung der Säurestärke gilt:
sehr starke Säuren
pKS < pKS(H3O+) = -1,74
starke Säuren
-1,74 < pKS < 4,5
mittelstarke Säuren 
4,5 < pKS < 9,5
schwache Säuren
9,5 < pKS <15,74
sehr schwache Säuren
pKS > pKS(H2O) = 15,74
Sehr starke Säuren wie z. B. die Salzsäure ( pKS ~ -6,0 ) protolysieren daher in Wasser praktisch vollständig unter Bildung der schwächeren Säure H3O+ und der korrespondierenden sehr schwachen Base Chlorid Cl–. Das bedeutet das gleich konzentrierte wässrige Lösungen sehr starker Säuren unabhängig von ihrem pKS-Wert das gleiche Verhalten zeigen. Man bezeichnet diesen Effekt auch als den nivellierenden Effekt des Wassers. Diesen Effekt übt das Wasser natürlich auch auf alle sehr starken Basen aus.
Der Protolysegrad α
Mit sinkender Säurestärke, d.h. mit zunehmenden pKS– Wert, werden immer mehr Anteile an nicht protolysierter Säure im Gleichgewicht verbleiben. Bezeichnet man nun mit c0 die Ausgangskonzentration an Säure und mit [HA] die Konzentration an undissoziierter Säure im Gleichgewicht, so gilt für den Protolysegrad alpha die rechts aufgeführte Formel.
Dabei gilt nämlich, c0 = [HA] + [A–]!
Es lässt sich nun auch die Frage klären, warum reagieren einige Salzlösung sauer bzw. basisch?(vgl. Reaktionsgleichungen rechts)
Für den Protolysegrad einer 1M Acetat- Lösung ergibt sich ein Wert von alpha = 2,4 * 10-5, das bedeutet das 2,4*10-3% aller ursprünglich vorhandenen Acetationen mit Wasser unter Protonenübertragung reagieren
pH- Wert Berechnung
Im Protolysegleichgewicht einer Säure HA mit der Ausgangskonzentration c0 treten vier Gleichgewichtskonzentrationen auf: [H+], [OH–], [HA] und [A–]!
Weiterhin sind die rechts aufgeführten vier Gleichungen gültig. Wenn man nun noch die durch die Autoprotolyse des Wassers gebildete Konzentration an Wasserstoff- und Hydroxydionen vernachlässigt (dies geht bis c0~10-6 mol*l-1), so gilt für das Gesetz der Ladungserhaltung vereinfacht [A–] = [H+].
Nun kann man in das Massenwirkungsgesetz einsetzen, wie rechts demonstriert.
Die so erhaltene Gleichung ist für starke Säuren sinnvoll! Für schwache bis mittelstarke Säure ist [H+] sehr viel kleiner als c0 und kann daher im Nenner vernachlässigt werden. Es gilt in diesem Fall dann der rechts aufgelistete Fall.
