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pH-Wert

Der pH-Wert (Abkürzung für Potential des Wasserstoffs, lat. pondus hydrogenii oder potentia hydrogenii) ist ein Maß für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. Er ist die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus (Zehnerlogarithmus) der Wasserstoffionen-Aktivität und eine Größe der Dimension Zahl.

Der pH-Wert ist ein Maß für den Säure- oder Basencharakter einer wässrigen Lösung.

Eine verdünnte wässrige Lösung mit einem pH-Wert von weniger als 7 nennt man sauer, mit einem pH-Wert gleich 7 neutral und mit einem pH-Wert von mehr als 7 basisch bzw. alkalisch.

Inhaltsverzeichnis

pH-Wert

Der pH-Wert ist definiert als die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus (= Zehnerlogarithmus) der Wasserstoffionen-Aktivität.

p H = log 10 a ( H + ) {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)}

Die dimensionslose, relative Aktivität des Wasserstoffions a(H+) ist das Produkt der Molalität des Wasserstoffions (m(H+) in mol·kg−1) und des Aktivitätskoeffizienten des Wasserstoffions (γH) geteilt durch die Einheit der Molalität (m0 in mol·kg−1).

Zur Vereinfachung der Formeln wird in der Regel das H+ (Wasserstoffion) für die Definition des pH verwendet. In der Realität existieren diese Wasserstoffionen (freie Protonen) aber nur in assoziierter Form. Im Wasser bildet sich in erster Stufe das Oxoniumion H3O+, welches wiederum noch weitere Wassermoleküle anlagert (etwa H9O4+ bzw. H3O+ · 3 H2O).

Die exakte Definition des pH-Wertes wird bei einfachen Berechnungen jedoch selten verwendet. Vielmehr begnügt man sich aus Gründen der Vereinfachung mit der Näherung, dass die Oxoniumaktivität für verdünnte Lösungen gleich der Maßzahl der Oxoniumionen-Konzentration (in mol·dm−3 bzw. mol·l−1) gesetzt wird:

p H = log 10 a ( H + ) log 10 ( c ( H 3 O + ) c o ) {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)\approx -\log _{10}\left({\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\right)} .

Man beachte auch, dass eigentlich die Einzelionenaktivität des Wasserstoffions bekannt sein müsste, um den pH-Wert exakt nach Definition zu bestimmen. Allerdings ist es umstritten, ob Einzelionenaktivitäten bestimmt werden können.

pOH-Wert

Die pOH-Skala (oben) und die pH-Skala (unten) sind einander entgegengesetzt.
(rot: saurer Bereich; blau: basischer Bereich)

Analog zum pH-Wert wurde auch ein pOH-Wert definiert. Es ist die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus der Maßzahl der Hydroxidionen-Aktivität (in mol·dm−3 bzw. mol·l−1).

Beide Werte hängen über das Autoprotolysegleichgewicht zusammen:

Chemische Reaktionsgleichung:

2 H 2 O H 3 O + + O H {\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}} }

Gleichgewichtskonstante der Reaktion:

K w = a ( H 3 O + ) a ( O H ) a 2 ( H 2 O ) {\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)\cdot a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)}}}
log 10 K w = log 10 a ( H 3 O + ) log 10 a ( O H ) + log 10 a 2 ( H 2 O ) = p H + p O H {\displaystyle -\log _{10}K_{\mathrm {w} }=-\log _{10}a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)-\log _{10}a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)+\log _{10}a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)=\mathrm {pH} +\mathrm {pOH} }

Die Aktivität des Wassers als Lösemittel für verdünnte Systeme ist insbesondere bei θ = 25 °C (Standardbedingung) gleich eins. Damit ist der Logarithmus der Aktivität von Wasser gleich null. Die Gleichgewichtskonstante ist unter normalen Bedingungen Kw = 10−14. Damit ist der Zusammenhang zwischen pH und pOH einer verdünnten Lösung bei Raumtemperatur in guter Näherung:

p H + p O H = 14 {\displaystyle \mathrm {pH} +\mathrm {pOH} =14}

Weitere Erläuterungen finden sich im Artikel Oxonium und Autoprotolyse.

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Eine Maßzahl vergleichbar dem „pH-Wert“ ist auch für andere amphiprotische Lösungsmittel LH definiert, die Protonen übertragen können. Auch diese beruhen auf der Autoprotolyse des jeweiligen Lösungsmittels. Die allgemeine Reaktion lautet:

2 LH {\displaystyle \leftrightharpoons } LH2+ + L,

mit dem Lyonium-Ion LH2+ und dem Lyat-Ion L.

Die Gleichgewichtskonstante K ist hier im Allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers. Der pH-Wert ist dann folgendermaßen definiert:

p H p = log 10 c ( L H 2 + ) {\displaystyle \mathrm {pH} _{p}=-\log _{10}c\left(\mathrm {LH_{2}^{\,+}} \right)}
Einige Beispiele für amphiprotische Lösungsmittel
wasserfreie Ameisensäure 2 HCOOH {\displaystyle \leftrightharpoons } HCOOH2+ + HCOO
wasserfreies Ammoniak 2 NH3 {\displaystyle \leftrightharpoons } NH2 + NH4+
wasserfreie Essigsäure 2 CH3COOH {\displaystyle \leftrightharpoons } CH3COO + CH3COOH2+
wasserfreies Ethanol 2 C2H5OH {\displaystyle \leftrightharpoons } C2H5OH2+ + C2H5O

Neutralwert und Einteilung

Durchschnittliche pH-Werte einiger gebräuchlicher Lösungen
Substanz pH-Wert Art
Batteriesäure < 1 sauer
Magensäure (nüchterner Magen) 1,0 – 1,5
Zitronensaft 2,4
Cola 2,0 – 3,0
Essig 2,5
Fruchtsaft der Schattenmorelle 2,7
Orangen- und Apfelsaft 3,5
Wein 4,0
Saure Milch 4,5
Bier 4,5 – 5,0
Saurer Regen (aus verschmutzter Luft) < 5,0
Kaffee 5,0
Tee 5,5
Hautoberfläche des Menschen 5,5
Regen (Niederschlag mit gelöstem CO2) 5,6
Mineralwasser 6,0
Milch 6,5
Menschlicher Speichel 6,5 – 7,4 sauer bis alkalisch
Reines Wasser (CO2-frei) 7,0 neutral
Blut 7,4 alkalisch
Meerwasser 7,5 – 8,4
Pankreassaft (Bauchspeicheldrüse) 8,3
Seife 9,0 – 10,0
Haushalts-Ammoniak 11,5
Bleichmittel 12,5
Beton 12,6
Natronlauge 13,5 – 14
Legende
grau hinterlegt Bestandteile des menschlichen Körpers
farbig hinterlegt Farben des Universalindikators

Durch die Autoprotolyse ergibt sich das Ionenprodukt des Wassers bei 25 °C zu

K w = c ( H 3 O + ) c o c ( O H ) c o = 10 14 {\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}=10^{-14}}

Durch diese Größe wird die Skala und der neutrale Wert des pH-Wertes bestimmt. Die pH-Werte von verdünnten wässrigen Lösungen werden wie folgt qualifiziert:

  • pH < 7 als saure wässrige Lösung, hier ist c(H3O+) > c(OH)
  • pH = 7 als neutrale wässrige Lösung, hier ist c(H3O+) = c(OH); auch eine Eigenschaft von reinem Wasser
  • pH > 7 als basische (alkalische) wässrige Lösung, hier ist c(H3O+) < c(OH)

Der dänische Chemiker Søren Sørensen führte im Jahr 1909 den Wasserstoffionenexponenten in der Schreibweise pH+ für die Konzentration von Wasserstoffionen Cp gleich 10−pH+ ein. Die pH+-Werte wurden über elektrometrische Messungen bestimmt. Die Schreibweise pH+ ging später in die heutige Schreibweise pH über. Der Buchstabe H wurde von Sørensen als Symbol für Wasserstoffionen verwendet, den Buchstaben p wählte er willkürlich als Index für seine zu messenden Lösungen (z. B. Cp) und q als Index für seine Referenzlösungen (z. B. Cq) aus.

Dem Buchstaben p in pH wurde später die Bedeutung Potenz zugeordnet oder aus dem Neulateinischen von potentia Hydrogenii oder auch von pondus Hydrogenii (lateinischpondus „Gewicht“; potentiaKraft“; HydrogeniumWasserstoff“) abgeleitet.

Später wurde die Wasserstoffionen-Aktivität im Zusammenhang mit einer konventionellen pH-Skala eingeführt. Sie basiert auf einem festgelegten Messverfahren mit festgelegten Standardlösungen, woraus eine operationelle Definition des pH-Werts festgeschrieben wurde. Diese Definition dient der möglichst hohen Reproduzierbarkeit und Vergleichbarkeit von pH-Messungen.

Von Wasserstoffionen (H+) oder Wasserstoffionenexponent zu sprechen geht auf das Säure-Base-Konzept nach Arrhenius zurück. Heute wird in der Regel dem Säure-Base-Konzept nach Brønsted gefolgt und von Oxoniumionen (H3O+) gesprochen, einem Ion, das sich aus einem Wassermolekül durch Reaktion mit einem Protonendonator gebildet und dabei selbst als Protonenakzeptor reagiert hat.

pH und Säuren und Basen

Werden Säuren in Wasser gelöst, geben diese durch die Dissoziation Wasserstoffionen an das Wasser ab, der pH-Wert der Lösung sinkt. Werden Basen gelöst, geben diese Hydroxidionen ab, die Wasserstoffionen aus der Dissoziation des Wassers binden. Sie können auch selbst Wasserstoffionen binden, wie es für Ammoniak → Ammonium gilt. Mithin erhöhen Basen den pH-Wert. Der pH-Wert ist ein Maß der Menge an Säuren und Basen in einer Lösung. Je nach Stärke dissoziiert die Säure oder Base zu einem mehr oder weniger großen Anteil und beeinflusst somit den pH-Wert unterschiedlich stark.

In den meisten wässrigen Lösungen liegen die pH-Werte zwischen 0 (stark sauer) und 14 (stark alkalisch). Dennoch können schon in einmolaren Lösungen starker Säuren und Basen diese Grenzen um jeweils eine Einheit überschritten werden, also von −1 bis 15. Die pH-Skala wird nur begrenzt durch die Löslichkeiten von Säuren oder Basen in Wasser. Bei sehr hohen oder sehr niedrigen pH-Werten und in konzentrierten Salzlösungen sind nicht die Konzentrationen für den pH-Wert entscheidend, sondern die Aktivitäten der Ionen. Aktivitäten sind von den Ionenkonzentrationen nicht linear abhängig.

Die meisten pH-Elektroden verhalten sich im Messbereich zwischen 0 und 14 annähernd linear. Annähernd konstante Unterschiede im gemessenen Elektrodenpotential entsprechen also gleichen Unterschieden im pH-Wert. Nach internationaler Konvention können pH-Werte nur in diesem Bereich direkt gemessen werden.

Lösungen einer schwachen Säure und eines ihrer Salze oder einer schwachen Base und eines ihrer Salze ergeben Pufferlösungen. Hier stellen sich Gleichgewichte ein, die nahe dem mit −1 multiplizierten logarithmierten Wert ihrer Säurekonstanten bzw. Basenkonstanten nahezu gleiche pH-Werte ergeben. Der pH-Wert dieser Lösungen ändert sich in diesem Bereich bei Zugabe von starken Säuren oder Basen deutlich weniger als bei Zugabe der Säuren und Basen zu reinem, salzfreiem, „ungepuffertem“ Wasser. Diese Pufferlösungen besitzen eine bestimmte Pufferkapazität, der Effekt besteht so lange, wie die Zugabemenge den Vorrat der verbrauchten Pufferkomponente nicht übersteigt.

Reines Wasser nimmt Kohlenstoffdioxid aus der Luft auf, je nach Temperatur etwa 0,3 bis 1 mg·l−1. So bildet sich Kohlensäure (H2CO3), die zu Hydrogencarbonat- und Wasserstoffionen dissoziiert:

C O 2 + H 2 O H 2 C O 3 H C O 3 + H + {\displaystyle \mathrm {CO_{2}+H_{2}O\to H_{2}CO_{3}\to HCO_{3}^{-}+H^{+}} }

Wird bei „chemisch reinem Wasser“ der Zutritt von Kohlenstoffdioxid nicht verhindert, stellt sich ein pH-Wert von knapp 5 ein. Eine starke Beeinflussung des pH-Werts von reinem, destilliertem oder entionisiertem Wasser mit einem rechnerischen pH-Wert nahe 7 durch sehr geringe Spuren von Protonendonatoren oder Protonenakzeptoren sagt nichts über die Wirkung auf chemische Reaktionen oder Lebewesen aus.

Temperaturabhängigkeit

Die Gleichgewichtskonstante der Wasserdissoziation Kw ist temperaturabhängig:

Bei 0 °C beträgt sie 0,115 · 10−14 (pKw = 14,939),
bei 25 °C: 1,009 · 10−14 (pKw = 13,996),
bei 60 °C: 9,61 · 10−14 (pKw = 13,017).

Die Summe von pH + pOH verhält sich dementsprechend (14,939, 13,996 bzw. 13,017).

Die pH-Werte von Lösungen sind temperaturabhängig. Beispiel: Eine einmolare Phenollösung hat bei einer Temperatur der Lösung von 30 °C einen pKS-Wert des Phenols als Phenyl-OH von 10. Die Lösung hat einen pH-Wert von etwa 4,5. Ändert sich die Temperatur, so treten drei gekoppelte Effekte auf. Der erste ist der weitaus wichtigste.

  1. Die Gleichgewichtskonstante K für die Dissoziation von Phenol nimmt mit steigender Temperatur zu, damit auch die Dissoziation der Säure. Vergrößert sich K, sinkt also der pH-Wert und umgekehrt: P h O H K P h O + H + {\displaystyle \mathrm {PhOH\,{\stackrel {K\gg }{\longrightarrow }}\,PhO^{-}+H^{+}} }
  2. Bei einer Temperaturabsenkung von 30 °C auf 20 °C hat Phenol eine geringere Löslichkeit in Wasser. Es lösen sich nur ca. 0,9 mol·l−1. So steigt der pH-Wert auf rund 4,55. Dieser Effekt spielt nur eine Rolle für Lösungen nahe der Löslichkeitssättigung.
  3. Bei einer Temperaturerhöhung vergrößert sich das Volumen der Lösung geringfügig und die molare Konzentration an Phenol verringert sich (mol pro Volumen). Somit steigt der pH-Wert differentiell. Analog sinkt der pH-Wert bei einer Temperaturerniedrigung.

Berechnung

Ein häufig vorliegendes Problem ist, dass der pH-Wert errechnet werden soll, während die Konzentration bekannt ist und der pKS-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

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

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

Ladungserhaltungssatz c ( H 3 O + ) = c ( A ) + c ( O H ) {\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 KS beruht auf dem nivellierenden Effekt des Wassers. Auch die Autoprotolyse des Wassers spielt erst bei sehr verdünnten, starken Säuren (ab Konzentrationen ≤ 10−6 mol·l−1) eine Rolle. Somit resultiert aus der Konzentration der Säure direkt die Konzentration der Protonen in Lösung, beschrieben durch die Formel:

c ( H 3 O + ) = c 0 = c ( A ) {\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c_{0}=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}

Starke Säuren

Säuren mit einem pKS zwischen 1 und 4,5 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:

c ( H 3 O + ) = K s c o 2 + c o K s 2 4 + K s c 0 / c o {\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−1 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:

c ( H 3 O + ) = c o K s c 0 / c o {\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:

c ( H 3 O + ) = c o K s c 0 / c o + K w {\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 K s {\displaystyle K_{\mathrm {s} }} und c 0 {\displaystyle c_{0}} nicht deutlich größer als der K w {\displaystyle K_{\mathrm {w} }} ist.

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·dm−3 durch die Aktivität der Oxoniumionen zu ersetzen.

Messung

Der pH-Wert einer Lösung kann mit unterschiedlichen Methoden ermittelt werden:

Bestimmung durch die Reaktion von Indikatorfarbstoffen

Eine einfache Bestimmung des pH-Wertes erfolgt durch visuelle oder farbmetrische Bewertung der Farbumschläge von Indikatorfarbstoffen. Die Auswertung erfolgt meist anhand von Farbvergleichsskalen.

Innerhalb eines engen Messbereiches (zwei bis drei pH-Stufen) reicht der Farbumschlag eines einzelnen Farbstoffes aus. Für größere Messbereiche kommen Universalindikatoren zum Einsatz. Dies sind Farbstoffgemische, die über eine weite Skala von pH-Werten hinweg unterschiedliche Farben zeigen. Eine Alternative zu Universalindikatoren sind Messstreifen, die Felder mit verschiedenen nebeneinander angeordneten Farbstoffen aufweisen, von denen jeder in einem anderen Wertebereich optimal ablesbar ist. Für spezielle Zwecke kann die Farbanzeige eines Indikatorfarbstoffs mit einem Photometer gemessen und so präziser ausgewertet werden.

Für die Farbgebung des Universalindikators werden verschiedene Stoffe verwendet, die sich bei jeweils unterschiedlichen pH-Werten verfärben. Solche pH-Indikatoren sind beispielsweise

Potentiometrie

Hauptartikel: pH-Einstabmesskette

Auf dem Prinzip der Potentiometrie beruhen die meisten handelsüblichen pH-Meter. Dabei wird eine mit Pufferlösung gefüllte Glasmembrankugel in die zu messende Flüssigkeit eingetaucht. Durch die Neigung der Wasserstoffionen, sich in dünner Schicht an Silikatgruppen der Glasoberfläche anzulagern, baut sich je nach pH-Differenz eine galvanische Spannung zwischen der Innen- und der Außenseite der Kugel auf. Diese Quellenspannung wird mittels zweier Bezugselektroden gemessen, von denen sich eine innerhalb der Glaskugel, die andere in einem Referenzelektrolyten befindet. Ausführliche Informationen siehe pH-Elektrode.

Messung durch Ionensensitive Feldeffekt-Transistoren

Ähnlich wie an der Glaselektrode bauen Wasserstoffionen an der sensitiven Gate-Membran eines ionensensitiven Feldeffekttransistors (ISFET) ein Potential auf, welches die Stromdurchlässigkeit des Transistors beeinflusst. Durch geeignete Messtechnik lässt sich dieses Signal dann als pH-Wert anzeigen.

Auswirkungen des pH-Wertes in der Chemie

Manche chemische Verbindungen ändern ihre chemische Struktur in Abhängigkeit vom pH-Wert und damit unter Umständen auch ihre Farbe, wie es für pH-Indikatoren, etwa das Phenolphthalein von farblos zu rot erfolgt.

Bei vielen Reaktionen spielen die Wasserstoffionen eine Rolle, direkt in wässriger Lösung oder als „Katalysator“. Der pH-Wert beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit, wie am Beispiel der Aushärtung von Aminoplasten.

Auswirkungen des pH-Wertes auf das Wachstum von Pflanzen

Der pH-Wert des Bodens beeinflusst die (biologische) Verfügbarkeit von Nährsalzen. Bei neutralem und alkalischem Boden-pH bilden sich Eisenoxidhydroxide, die nicht aufgenommen werden können; es entsteht Eisenmangel. Treten starke pH-Wert-Änderungen auf, so können die Pflanzenorgane auch unmittelbar betroffen sein.

Für den Nährstoffhaushalt der Pflanzen ist neben einigen anderen Elementen auch Stickstoff von Bedeutung. Er wird in Form der wasserlöslichen Ammoniumionen (NH4+) oder häufiger als Nitration (NO3) aufgenommen. Ammonium und Nitrat stehen in Böden mit einem pH-Wert von 7 im Gleichgewicht. Bei sauren Böden überwiegen die NH4+ Ionen, bei alkalischen Böden die NO3 Ionen. Können Pflanzen aufgrund der Durchlässigkeit der Wurzelmembranen nur NH4+ aufnehmen, sind sie auf saure Böden angewiesen, also acidophil (säureliebend). Beim Aufnehmen von Nitrat NO3 können sie nur auf basenreichen Böden wachsen („obligat basophil“). Die Ansprüche an den Boden-pH sind geringer, wenn die Membranen sowohl Ammonium als auch Nitrat durchlassen. In Mineraldüngern wird Ammoniumnitrat (NH4NO3) verwendet, wodurch beide, Ammonium- und Nitrat-Ionen, vorhanden sind. Die Reaktionen im Boden führen dabei zu Umwandlungen.

Bei hohem oder niedrigem pH-Wert sind die Nährstoffe im Boden festgelegt, sie stehen den Pflanzen nur unzureichend zur Verfügung. Bei einem niedrigen pH-Wert werden Aluminium- oder Manganionen löslich und für Pflanzen in schädigenden Mengen zugänglich.

Siehe auch: Boden-pH und Kalkstet

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen

Der für den Menschen verträgliche Bereich des pH-Wertes von Blut und Zellflüssigkeit ist auf enge Bereiche beschränkt. So liegen z. B. normale pH-Werte des arteriellen Blutes im engen pH-Bereich von 7,35–7,45. Der herrschende pH-Wert wird vom sogenannten Blutpuffer eingestellt, ein komplexes Puffersystem, gebildet vom im Blut gelösten Kohlenstoffdioxid, den Anionen von gelösten Salzen und den gelösten Proteinen. Der pH-Wert des Blutes hat Einfluss auf die Fähigkeit von Hämoglobin, Sauerstoff binden zu können: Je geringer der pH-Wert des Blutes ist, desto weniger Sauerstoff kann das Hämoglobin binden (Bohr-Effekt). Wird also in der Lunge Kohlendioxid abgeatmet, so steigt dort der pH-Wert des Blutes und damit steigt auch die Aufnahmefähigkeit des Hämoglobins im Blut der Lunge für Sauerstoff. Wird dann umgekehrt im Gewebe einer Körperzelle durch die Kohlensäure der pH-Wert des Blutes gesenkt, gibt deshalb das Hämoglobin den gebundenen Sauerstoff wieder ab. Auch bei der menschlichen Fortpflanzung hat der pH-Wert eine wichtige Bedeutung. Während das Scheidenmilieu zur Abwehr von Krankheitserregern schwach sauer ist, ist das Sperma des Mannes schwach basisch. Die nach dem Geschlechtsakt einsetzende Neutralisationsreaktion führt dann zu pH-Milieus, bei denen sich Spermien optimal bewegen. Die Haut des Menschen ist mit einem pH von ≈ 5,5. leicht sauer, bildet so einen Säureschutzmantel und schützt auf diese Weise vor Krankheitserregern. Kernseifen ergeben bei ihrer Anwendung auf der Haut ein leicht basisches Milieu, jedoch hat sich der Säureschutzmantel bereits 30 Minuten nach dem Waschen wieder aufgebaut. Tenside entfernen neben Schmutz auch teilweise den natürlichen Fettmantel (Hydro-Lipid-Film) der Haut, „trocknen“ die Haut so aus und beeinträchtigen auf diese Weise besonders bei häufiger Anwendung die Schutzwirkung des Fettmantels. Heutige Waschlotionen, die aus einem Gemisch aus einer Trägersubstanz, aus Wasser, Glycerin, Natriumchlorid, Natriumthiosulfat, Natriumhydrogencarbonat, Distearaten und einem geringen Anteil synthetischer Tenside bestehen, sind auf einen pH-Wert um 5 eingestellt.

Bedeutung des pH-Wertes beim Trinkwasser

Gemäß der Trinkwasserverordnung soll das Trinkwasser aus der Leitung einen pH-Wert zwischen 6,5 und 9,5 aufweisen. Leitungswasser mit niedrigem pH-Wert löst Metallionen aus der Leitungswand, was bei Verwendung von Blei- und Kupferrohren zu einer Vergiftung von Lebewesen führen kann. Kennt man den pH-Wert und das Leitungsmaterial nicht, kann man vor der Entnahme von Trinkwasser zunächst Brauchwasser (z. B. für Reinigungszwecke) aus der Leitung laufen lassen.

Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien

In Aquarien erfordern Pflanzen und Fische bestimmte pH-Bereiche. Die Lebewesen haben einen pH-Toleranzbereich und können außerhalb dieses Bereichs nicht langfristig überleben.

Richtwerte für Süßwasser-Aquarienfische:

  • saures Wasser (pH ≈ 6):
    • Südamerikaner (Neon, Skalar, Diskus, L-Welse und andere)
    • Asiaten (Guaramis, Fadenfische und andere)
  • neutrales Wasser (pH ≈ 7)
    • Mittelamerikaner (Feuermaulbuntbarsch und andere)
  • alkalisches Wasser (pH ≈ 8)
    • ostafrikanische Grabenseen (Buntbarsche aus dem Tanganjika- und Malawisee und andere)
  • R. P. Buck, S. Rondinini, A. K. Covington u. a.: Measurement of pH. Definition, standards, and procedures (IUPAC Recommendations 2002). In: Pure and Applied Chemistry. Band 74(11), 2002, S. 2169–2200. (PDF; 317 kB).
  • Gerhart Jander, Karl Friedrich Jahr: Maßanalyse. 17. Auflage. De Gruyter, Berlin 2009, ISBN 978-3-11-019447-0, S. 99: Indikatoren.
  • Willy W. Wirz: pH- und. pCI-Werte. Handbuch mit Interpretationen und einer Einführung in die pX-Messtechnik; Messwerttabellen nach elektronischen (elektrometrischen) pH- u. pCI-Messungen; mit 22 Spezialtabellen. Chemie-Verlag, Solothurn 1974, ISBN 3-85962-020-7.
Commons: pH-Wert – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
Wiktionary: pH-Wert – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
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pH-Wert
wert, maß, für, sauren, oder, basischen, charakter, einer, wässrigen, lösung, sprache, beobachten, bearbeiten, abkürzung, für, potential, wasserstoffs, pondus, hydrogenii, oder, potentia, hydrogenii, maß, für, sauren, oder, basischen, charakter, einer, wässrig. pH Wert Mass fur den sauren oder basischen Charakter einer wassrigen Losung Sprache Beobachten Bearbeiten Der pH Wert Abkurzung fur Potential des Wasserstoffs lat pondus hydrogenii oder potentia hydrogenii ist ein Mass fur den sauren oder basischen Charakter einer wassrigen Losung Er ist die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus Zehnerlogarithmus der Wasserstoffionen Aktivitat 1 und eine Grosse der Dimension Zahl Der pH Wert ist ein Mass fur den Saure oder Basencharakter einer wassrigen Losung Eine verdunnte wassrige Losung mit einem pH Wert von weniger als 7 nennt man sauer mit einem pH Wert gleich 7 neutral und mit einem pH Wert von mehr als 7 basisch bzw alkalisch Inhaltsverzeichnis 1 Definition 1 1 pH Wert 1 2 pOH Wert 1 3 Der pH Wert bei anderen Losungsmitteln 1 4 Neutralwert und Einteilung 2 Forschungsgeschichte 3 Chemisch physikalische Zusammenhange 3 1 pH und Sauren und Basen 3 2 Temperaturabhangigkeit 4 Bestimmung des pH Wertes 4 1 Berechnung 4 1 1 Sehr starke Sauren 4 1 2 Starke Sauren 4 1 3 Schwache Sauren 4 1 4 Sehr schwache Sauren 4 1 5 Basen 4 1 6 Sonstige Berechnungen 4 2 Messung 4 2 1 Bestimmung durch die Reaktion von Indikatorfarbstoffen 4 2 2 Potentiometrie 4 2 3 Messung durch Ionensensitive Feldeffekt Transistoren 5 Bedeutung des pH Wertes 5 1 Auswirkungen des pH Wertes in der Chemie 5 2 Auswirkungen des pH Wertes auf das Wachstum von Pflanzen 5 3 Die Bedeutung des pH Wertes beim Menschen 5 4 Bedeutung des pH Wertes beim Trinkwasser 5 5 Bedeutung des pH Wertes fur Aquarien 6 Siehe auch 7 Literatur 8 Weblinks 9 EinzelnachweiseDefinitionpH Wert Der pH Wert ist definiert als die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus 2 1 Zehnerlogarithmus der Wasserstoffionen Aktivitat p H log 10 a H displaystyle mathrm pH log 10 a left mathrm H right Die dimensionslose relative Aktivitat des Wasserstoffions a H ist das Produkt der Molalitat des Wasserstoffions m H in mol kg 1 und des Aktivitatskoeffizienten des Wasserstoffions gH geteilt durch die Einheit der Molalitat m0 in mol kg 1 Zur Vereinfachung der Formeln wird in der Regel das H Wasserstoffion fur die Definition des pH verwendet In der Realitat existieren diese Wasserstoffionen freie Protonen aber nur in assoziierter Form Im Wasser bildet sich in erster Stufe das Oxoniumion H3O welches wiederum noch weitere Wassermolekule anlagert etwa H9O4 bzw H3O 3 H2O Die exakte Definition des pH Wertes wird bei einfachen Berechnungen jedoch selten verwendet Vielmehr begnugt man sich aus Grunden der Vereinfachung mit der Naherung dass die Oxoniumaktivitat fur verdunnte Losungen gleich der Masszahl der Oxoniumionen Konzentration in mol dm 3 bzw mol l 1 gesetzt wird p H log 10 a H log 10 c H 3 O c o displaystyle mathrm pH log 10 a left mathrm H right approx log 10 left frac c left mathrm H 3 O right c o right Man beachte auch dass eigentlich die Einzelionenaktivitat des Wasserstoffions bekannt sein musste um den pH Wert exakt nach Definition zu bestimmen Allerdings ist es umstritten ob Einzelionenaktivitaten bestimmt werden konnen 3 pOH Wert Die pOH Skala oben und die pH Skala unten sind einander entgegengesetzt rot saurer Bereich blau basischer Bereich Analog zum pH Wert wurde auch ein pOH Wert definiert Es ist die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus der Masszahl der Hydroxidionen Aktivitat in mol dm 3 bzw mol l 1 Beide Werte hangen uber das Autoprotolysegleichgewicht zusammen Chemische Reaktionsgleichung 2 H 2 O H 3 O O H displaystyle mathrm 2 H 2 O rightleftharpoons H 3 O OH Gleichgewichtskonstante der Reaktion K w a H 3 O a O H a 2 H 2 O displaystyle K mathrm w frac a left mathrm H 3 O right cdot a left mathrm OH right a 2 left mathrm H 2 O right log 10 K w log 10 a H 3 O log 10 a O H log 10 a 2 H 2 O p H p O H displaystyle log 10 K mathrm w log 10 a left mathrm H 3 O right log 10 a left mathrm OH right log 10 a 2 left mathrm H 2 O right mathrm pH mathrm pOH Die Aktivitat des Wassers als Losemittel fur verdunnte Systeme ist insbesondere bei 8 25 C Standardbedingung gleich eins Damit ist der Logarithmus der Aktivitat von Wasser gleich null Die Gleichgewichtskonstante ist unter normalen Bedingungen Kw 10 14 Damit ist der Zusammenhang zwischen pH und pOH einer verdunnten Losung bei Raumtemperatur in guter Naherung p H p O H 14 displaystyle mathrm pH mathrm pOH 14 Weitere Erlauterungen finden sich im Artikel Oxonium und Autoprotolyse Der pH Wert bei anderen Losungsmitteln Eine Masszahl vergleichbar dem pH Wert ist auch fur andere amphiprotische Losungsmittel LH definiert die Protonen ubertragen konnen Auch diese beruhen auf der Autoprotolyse des jeweiligen Losungsmittels Die allgemeine Reaktion lautet 2 LH displaystyle leftrightharpoons LH2 L mit dem Lyonium Ion LH2 und dem Lyat Ion L Die Gleichgewichtskonstante K ist hier im Allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers Der pH Wert ist dann folgendermassen definiert p H p log 10 c L H 2 displaystyle mathrm pH p log 10 c left mathrm LH 2 right Einige Beispiele fur amphiprotische Losungsmittelwasserfreie Ameisensaure 2 HCOOH displaystyle leftrightharpoons HCOOH2 HCOO wasserfreies Ammoniak 2 NH3 displaystyle leftrightharpoons NH2 NH4 wasserfreie Essigsaure 2 CH3COOH displaystyle leftrightharpoons CH3COO CH3COOH2 wasserfreies Ethanol 2 C2H5OH displaystyle leftrightharpoons C2H5OH2 C2H5O Neutralwert und Einteilung Durchschnittliche pH Werte einiger gebrauchlicher Losungen Substanz pH Wert ArtBatteriesaure lt 1 sauerMagensaure nuchterner Magen 1 0 1 5Zitronensaft 2 4Cola 2 0 3 0Essig 2 5Fruchtsaft der Schattenmorelle 2 7Orangen und Apfelsaft 3 5Wein 4 0Saure Milch 4 5Bier 4 5 5 0Saurer Regen aus verschmutzter Luft lt 5 0Kaffee 5 0Tee 5 5Hautoberflache des Menschen 5 5Regen Niederschlag mit gelostem CO2 5 6Mineralwasser 6 0Milch 6 5Menschlicher Speichel 6 5 7 4 sauer bis alkalischReines Wasser CO2 frei 7 0 neutralBlut 7 4 alkalischMeerwasser 7 5 8 4Pankreassaft Bauchspeicheldruse 8 3Seife 9 0 10 0Haushalts Ammoniak 11 5Bleichmittel 12 5Beton 12 6Natronlauge 13 5 14Legendegrau hinterlegt Bestandteile des menschlichen Korpers farbig hinterlegt Farben des Universalindikators Durch die Autoprotolyse ergibt sich das Ionenprodukt des Wassers bei 25 C zu K w c H 3 O c o c O H c o 10 14 displaystyle K mathrm w frac c left mathrm H 3 O right c o cdot frac c left mathrm OH right c o 10 14 Durch diese Grosse wird die Skala und der neutrale Wert des pH Wertes bestimmt Die pH Werte von verdunnten wassrigen Losungen werden wie folgt qualifiziert pH lt 7 als saure wassrige Losung hier ist c H3O gt c OH pH 7 als neutrale wassrige Losung hier ist c H3O c OH auch eine Eigenschaft von reinem Wasser pH gt 7 als basische alkalische wassrige Losung hier ist c H3O lt c OH ForschungsgeschichteDer danische Chemiker Soren Sorensen fuhrte im Jahr 1909 den Wasserstoffionenexponenten in der Schreibweise pH fur die Konzentration von Wasserstoffionen Cp gleich 10 pH ein 4 Die pH Werte wurden uber elektrometrische Messungen bestimmt Die Schreibweise pH ging spater in die heutige Schreibweise pH uber Der Buchstabe H wurde von Sorensen als Symbol fur Wasserstoffionen verwendet den Buchstaben p wahlte er willkurlich als Index fur seine zu messenden Losungen z B Cp und q als Index fur seine Referenzlosungen z B Cq aus 5 Dem Buchstaben p in pH wurde spater die Bedeutung Potenz 5 6 zugeordnet oder aus dem Neulateinischen von potentia Hydrogenii 7 oder auch von pondus Hydrogenii 8 9 lateinisch pondus Gewicht potentia Kraft Hydrogenium Wasserstoff abgeleitet Spater wurde die Wasserstoffionen Aktivitat im Zusammenhang mit einer konventionellen pH Skala eingefuhrt Sie basiert auf einem festgelegten Messverfahren mit festgelegten Standardlosungen woraus eine operationelle Definition des pH Werts festgeschrieben wurde 2 Diese Definition dient der moglichst hohen Reproduzierbarkeit und Vergleichbarkeit von pH Messungen Von Wasserstoffionen H oder Wasserstoffionenexponent zu sprechen geht auf das Saure Base Konzept nach Arrhenius zuruck Heute wird in der Regel dem Saure Base Konzept nach Bronsted gefolgt und von Oxoniumionen H3O gesprochen 9 einem Ion das sich aus einem Wassermolekul durch Reaktion mit einem Protonendonator gebildet und dabei selbst als Protonenakzeptor reagiert hat Chemisch physikalische ZusammenhangepH und Sauren und Basen Werden Sauren in Wasser gelost geben diese durch die Dissoziation Wasserstoffionen an das Wasser ab der pH Wert der Losung sinkt Werden Basen gelost geben diese Hydroxidionen ab die Wasserstoffionen aus der Dissoziation des Wassers binden Sie konnen auch selbst Wasserstoffionen binden wie es fur Ammoniak Ammonium gilt Mithin erhohen Basen den pH Wert Der pH Wert ist ein Mass der Menge an Sauren und Basen in einer Losung Je nach Starke dissoziiert die Saure oder Base zu einem mehr oder weniger grossen Anteil und beeinflusst somit den pH Wert unterschiedlich stark In den meisten wassrigen Losungen liegen die pH Werte zwischen 0 stark sauer und 14 stark alkalisch Dennoch konnen schon in einmolaren Losungen starker Sauren und Basen diese Grenzen um jeweils eine Einheit uberschritten werden also von 1 bis 15 Die pH Skala wird nur begrenzt durch die Loslichkeiten von Sauren oder Basen in Wasser Bei sehr hohen oder sehr niedrigen pH Werten und in konzentrierten Salzlosungen sind nicht die Konzentrationen fur den pH Wert entscheidend sondern die Aktivitaten der Ionen Aktivitaten sind von den Ionenkonzentrationen nicht linear abhangig Die meisten pH Elektroden verhalten sich im Messbereich zwischen 0 und 14 annahernd linear Annahernd konstante Unterschiede im gemessenen Elektrodenpotential entsprechen also gleichen Unterschieden im pH Wert Nach internationaler Konvention konnen pH Werte nur in diesem Bereich direkt gemessen werden Losungen einer schwachen Saure und eines ihrer Salze oder einer schwachen Base und eines ihrer Salze ergeben Pufferlosungen Hier stellen sich Gleichgewichte ein die nahe dem mit 1 multiplizierten logarithmierten Wert ihrer Saurekonstanten bzw Basenkonstanten nahezu gleiche pH Werte ergeben Der pH Wert dieser Losungen andert sich in diesem Bereich bei Zugabe von starken Sauren oder Basen deutlich weniger als bei Zugabe der Sauren und Basen zu reinem salzfreiem ungepuffertem Wasser Diese Pufferlosungen besitzen eine bestimmte Pufferkapazitat der Effekt besteht so lange wie die Zugabemenge den Vorrat der verbrauchten Pufferkomponente nicht ubersteigt Reines Wasser nimmt Kohlenstoffdioxid aus der Luft auf je nach Temperatur etwa 0 3 bis 1 mg l 1 So bildet sich Kohlensaure H2CO3 die zu Hydrogencarbonat und Wasserstoffionen dissoziiert C O 2 H 2 O H 2 C O 3 H C O 3 H displaystyle mathrm CO 2 H 2 O to H 2 CO 3 to HCO 3 H Wird bei chemisch reinem Wasser der Zutritt von Kohlenstoffdioxid nicht verhindert stellt sich ein pH Wert von knapp 5 ein Eine starke Beeinflussung des pH Werts von reinem destilliertem oder entionisiertem Wasser mit einem rechnerischen pH Wert nahe 7 durch sehr geringe Spuren von Protonendonatoren oder Protonenakzeptoren sagt nichts uber die Wirkung auf chemische Reaktionen oder Lebewesen aus Temperaturabhangigkeit Die Gleichgewichtskonstante der Wasserdissoziation Kw ist temperaturabhangig Bei 0 C betragt sie 0 115 10 14 pKw 14 939 bei 25 C 1 009 10 14 pKw 13 996 bei 60 C 9 61 10 14 pKw 13 017 10 Die Summe von pH pOH verhalt sich dementsprechend 14 939 13 996 bzw 13 017 Die pH Werte von Losungen sind temperaturabhangig Beispiel Eine einmolare Phenollosung hat bei einer Temperatur der Losung von 30 C einen pKS Wert des Phenols als Phenyl OH von 10 Die Losung hat einen pH Wert von etwa 4 5 Andert sich die Temperatur so treten drei gekoppelte Effekte auf Der erste ist der weitaus wichtigste Die Gleichgewichtskonstante K fur die Dissoziation von Phenol nimmt mit steigender Temperatur zu damit auch die Dissoziation der Saure Vergrossert sich K sinkt also der pH Wert und umgekehrt P h O H K P h O H displaystyle mathrm PhOH stackrel K gg longrightarrow PhO H Bei einer Temperaturabsenkung von 30 C auf 20 C hat Phenol eine geringere Loslichkeit in Wasser Es losen sich nur ca 0 9 mol l 1 So steigt der pH Wert auf rund 4 55 Dieser Effekt spielt nur eine Rolle fur Losungen nahe der Loslichkeitssattigung Bei einer Temperaturerhohung vergrossert sich das Volumen der Losung geringfugig und die molare Konzentration an Phenol verringert sich mol pro Volumen Somit steigt der pH Wert differentiell Analog sinkt der pH Wert bei einer Temperaturerniedrigung Bestimmung des pH WertesBerechnung Ein haufig vorliegendes Problem ist dass der pH Wert errechnet werden soll wahrend die Konzentration bekannt ist und der pKS Wert der die Starke der Saure bzw Base reprasentiert aus Tabellenwerken entnommen werden kann Ein Beispiel aus der Praxis ist das Herstellen von Losungen mit vorgegebenen pH Wert Es existieren Formeln mit denen man den pH Wert naherungsweise berechnen kann Trotz Naherungen sind die Ergebnisse im Normalfall genau genug Die Formeln leiten sich her aus dem 11 Massenwirkungsgesetz K s c A c H 3 O c H A c o 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 K w c H 3 O c o c O H c o displaystyle K mathrm w frac c left mathrm H 3 O right c o cdot frac c left mathrm OH right c o Massenerhaltungssatz c 0 c H A c A displaystyle c 0 c left mathrm HA right c left mathrm A right Ladungserhaltungssatz c H 3 O c A c O H displaystyle c left mathrm H 3 O right c left mathrm A right c left mathrm OH right Sehr starke Sauren Bei der Berechnung wird angenommen dass starke Sauren vollstandig deprotoniert vorliegen Das gilt fur Sauren mit einem pKS lt 1 Die Rechnung ist in dem Fall unabhangig von der jeweiligen Saurekonstante der pKS wird zur Berechnung also nicht benotigt Die Entkoppelung vom KS beruht auf dem nivellierenden Effekt des Wassers Auch die Autoprotolyse des Wassers spielt erst bei sehr verdunnten starken Sauren ab Konzentrationen 10 6 mol l 1 eine Rolle Somit resultiert aus der Konzentration der Saure direkt die Konzentration der Protonen in Losung beschrieben durch die Formel c H 3 O c 0 c A displaystyle c left mathrm H 3 O right c 0 c left mathrm A right Starke Sauren Sauren mit einem pKS zwischen 1 und 4 5 werden als vollstandig deprotoniert nicht mehr genau genug beschrieben Allerdings kann auch hier die Autoprotolyse des Wassers vernachlassigt werden Nach den Prinzipien der Massengleichheit und der Elektroneutralitat ergibt sich die Gleichung c H 3 O K s c o 2 c o K s 2 4 K s c 0 c o 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 fur schwachere Sauren angewandt werden was insbesondere fur niedrig konzentrierte Losungen zu empfehlen ist Erst wenn der pKS 9 ubersteigt oder die Konzentration unter 10 6 mol l 1 liegt wird die Formel ungenau da dann die Autoprotolyse des Wassers zu berucksichtigen ist Schwache Sauren Bei schwachen Sauren 4 5 lt pKS lt 9 5 ist der Anteil der dissoziierten Sauremolekule klein gegenuber dem Anteil der undissoziierten Als Vereinfachung kann daher angenommen werden dass in der Losung noch immer so viele protonierte Sauremolekule vorliegen wie ursprunglich zugegeben wurden Die Gleichung fur schwache Sauren vereinfacht sich dadurch zu c H 3 O c o K s c 0 c o 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 fur starke Sauren gerechnet werden Sehr schwache Sauren Bei sehr schwachen Sauren mussen die durch Autodissoziation des Wassers erzeugten Protonen berucksichtigt werden Daraus ergibt sich die Gleichung c H 3 O c o K s c 0 c o K w 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 fur sehr schwache Sauren aber auch Basen muss jedes Mal dann gerechnet werden wenn das Produkt aus K s displaystyle K mathrm s und c 0 displaystyle c 0 nicht deutlich grosser als der K w displaystyle K mathrm w ist 12 Basen Fur die Berechnung des pH Wertes einer basischen Losung 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 Fur Losungen einer Saure und ihres entsprechenden Salzes ein Puffer siehe oben lasst sich der pH Wert uber die Henderson Hasselbalch Gleichung berechnen Fur mehrprotonige Sauren kann man nur den Wert der ersten Protolysestufe naherungsweise berechnen also fur den niedrigsten pKS Wert Die Dissoziation der zweiten Stufe ist meist deutlich geringer Eine exakte Berechnung ist ausserst aufwendig da es ein System aus gekoppelten Gleichgewichten ist Die Oxoniumionen aus der ersten Protolysestufe nehmen Einfluss auf die zweite und umgekehrt Gleiches gilt fur Gemische aus mehreren Sauren und oder Basen Eine exakte algebraische Losung ist meist nicht mehr moglich die Gleichungen sind numerisch uber iterative Verfahren zu losen Bei sehr hohen Konzentrationen an Sauren oder Basen ist die Konzentration in mol dm 3 durch die Aktivitat der Oxoniumionen zu ersetzen Messung Der pH Wert einer Losung kann mit unterschiedlichen Methoden ermittelt werden Bestimmung durch die Reaktion von Indikatorfarbstoffen Eine einfache Bestimmung des pH Wertes erfolgt durch visuelle oder farbmetrische Bewertung der Farbumschlage von Indikatorfarbstoffen Die Auswertung erfolgt meist anhand von Farbvergleichsskalen Innerhalb eines engen Messbereiches zwei bis drei pH Stufen reicht der Farbumschlag eines einzelnen Farbstoffes aus Fur grossere Messbereiche kommen Universalindikatoren zum Einsatz Dies sind Farbstoffgemische die uber eine weite Skala von pH Werten hinweg unterschiedliche Farben zeigen Eine Alternative zu Universalindikatoren sind Messstreifen die Felder mit verschiedenen nebeneinander angeordneten Farbstoffen aufweisen von denen jeder in einem anderen Wertebereich optimal ablesbar ist Fur spezielle Zwecke kann die Farbanzeige eines Indikatorfarbstoffs mit einem Photometer gemessen und so praziser ausgewertet werden Fur die Farbgebung des Universalindikators werden verschiedene Stoffe verwendet die sich bei jeweils unterschiedlichen pH Werten verfarben Solche pH Indikatoren sind beispielsweise Lackmus rot bei pH lt 4 5 blau bei pH gt 8 3 Phenolphthalein farblos bei pH lt 8 2 rot violett bei pH gt 10 0 Methylorange rot bei pH lt 3 1 gelb bei pH gt 4 4 Bromthymolblau gelb bei pH lt 6 0 blau bei pH gt 7 6Potentiometrie Hauptartikel pH Einstabmesskette Auf dem Prinzip der Potentiometrie beruhen die meisten handelsublichen pH Meter Dabei wird eine mit Pufferlosung gefullte Glasmembrankugel in die zu messende Flussigkeit eingetaucht Durch die Neigung der Wasserstoffionen sich in dunner Schicht an Silikatgruppen der Glasoberflache anzulagern baut sich je nach pH Differenz eine galvanische Spannung zwischen der Innen und der Aussenseite der Kugel auf Diese Quellenspannung wird mittels zweier Bezugselektroden gemessen von denen sich eine innerhalb der Glaskugel die andere in einem Referenzelektrolyten befindet Ausfuhrliche Informationen siehe pH Elektrode Messung durch Ionensensitive Feldeffekt Transistoren Ahnlich wie an der Glaselektrode bauen Wasserstoffionen an der sensitiven Gate Membran eines ionensensitiven Feldeffekttransistors ISFET ein Potential auf welches die Stromdurchlassigkeit des Transistors beeinflusst Durch geeignete Messtechnik lasst sich dieses Signal dann als pH Wert anzeigen Bedeutung des pH WertesAuswirkungen des pH Wertes in der Chemie Manche chemische Verbindungen andern ihre chemische Struktur in Abhangigkeit vom pH Wert und damit unter Umstanden auch ihre Farbe wie es fur pH Indikatoren etwa das Phenolphthalein von farblos zu rot erfolgt Bei vielen Reaktionen spielen die Wasserstoffionen eine Rolle direkt in wassriger Losung oder als Katalysator Der pH Wert beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit wie am Beispiel der Aushartung von Aminoplasten Auswirkungen des pH Wertes auf das Wachstum von Pflanzen Der pH Wert des Bodens beeinflusst die biologische Verfugbarkeit von Nahrsalzen Bei neutralem und alkalischem Boden pH bilden sich Eisenoxidhydroxide die nicht aufgenommen werden konnen es entsteht Eisenmangel Treten starke pH Wert Anderungen auf so konnen die Pflanzenorgane auch unmittelbar betroffen sein Fur den Nahrstoffhaushalt der Pflanzen ist neben einigen anderen Elementen auch Stickstoff von Bedeutung Er wird in Form der wasserloslichen Ammoniumionen NH4 oder haufiger als Nitration NO3 aufgenommen Ammonium und Nitrat stehen in Boden mit einem pH Wert von 7 im Gleichgewicht Bei sauren Boden uberwiegen die NH4 Ionen bei alkalischen Boden die NO3 Ionen Konnen Pflanzen aufgrund der Durchlassigkeit der Wurzelmembranen nur NH4 aufnehmen sind sie auf saure Boden angewiesen also acidophil saureliebend Beim Aufnehmen von Nitrat NO3 konnen sie nur auf basenreichen Boden wachsen obligat basophil Die Anspruche an den Boden pH sind geringer wenn die Membranen sowohl Ammonium als auch Nitrat durchlassen In Mineraldungern wird Ammoniumnitrat NH4NO3 verwendet wodurch beide Ammonium und Nitrat Ionen vorhanden sind Die Reaktionen im Boden fuhren dabei zu Umwandlungen Bei hohem oder niedrigem pH Wert sind die Nahrstoffe im Boden festgelegt sie stehen den Pflanzen nur unzureichend zur Verfugung Bei einem niedrigen pH Wert werden Aluminium oder Manganionen loslich und fur Pflanzen in schadigenden Mengen zuganglich Siehe auch Boden pH und Kalkstet Siehe auch Kalkhaltiger Boden und Bodenversauerung Siehe auch Versauerung der Meere Die Bedeutung des pH Wertes beim Menschen Der fur den Menschen vertragliche Bereich des pH Wertes von Blut und Zellflussigkeit ist auf enge Bereiche beschrankt So liegen z B normale pH Werte des arteriellen Blutes im engen pH Bereich von 7 35 7 45 Der herrschende pH Wert wird vom sogenannten Blutpuffer eingestellt ein komplexes Puffersystem gebildet vom im Blut gelosten Kohlenstoffdioxid den Anionen von gelosten Salzen und den gelosten Proteinen Der pH Wert des Blutes hat Einfluss auf die Fahigkeit von Hamoglobin Sauerstoff binden zu konnen Je geringer der pH Wert des Blutes ist desto weniger Sauerstoff kann das Hamoglobin binden Bohr Effekt Wird also in der Lunge Kohlendioxid abgeatmet so steigt dort der pH Wert des Blutes und damit steigt auch die Aufnahmefahigkeit des Hamoglobins im Blut der Lunge fur Sauerstoff Wird dann umgekehrt im Gewebe einer Korperzelle durch die Kohlensaure der pH Wert des Blutes gesenkt gibt deshalb das Hamoglobin den gebundenen Sauerstoff wieder ab Auch bei der menschlichen Fortpflanzung hat der pH Wert eine wichtige Bedeutung Wahrend das Scheidenmilieu zur Abwehr von Krankheitserregern schwach sauer ist ist das Sperma des Mannes schwach basisch Die nach dem Geschlechtsakt einsetzende Neutralisationsreaktion fuhrt dann zu pH Milieus bei denen sich Spermien optimal bewegen Die Haut des Menschen ist mit einem pH von 5 5 leicht sauer bildet so einen Saureschutzmantel und schutzt auf diese Weise vor Krankheitserregern Kernseifen ergeben bei ihrer Anwendung auf der Haut ein leicht basisches Milieu jedoch hat sich der Saureschutzmantel bereits 30 Minuten nach dem Waschen wieder aufgebaut Tenside entfernen neben Schmutz auch teilweise den naturlichen Fettmantel Hydro Lipid Film der Haut trocknen die Haut so aus und beeintrachtigen auf diese Weise besonders bei haufiger Anwendung die Schutzwirkung des Fettmantels Heutige Waschlotionen die aus einem Gemisch aus einer Tragersubstanz aus Wasser Glycerin Natriumchlorid Natriumthiosulfat Natriumhydrogencarbonat Distearaten und einem geringen Anteil synthetischer Tenside bestehen sind auf einen pH Wert um 5 eingestellt Bedeutung des pH Wertes beim Trinkwasser Gemass der Trinkwasserverordnung soll das Trinkwasser aus der Leitung einen pH Wert zwischen 6 5 und 9 5 aufweisen Leitungswasser mit niedrigem pH Wert lost Metallionen aus der Leitungswand was bei Verwendung von Blei und Kupferrohren zu einer Vergiftung von Lebewesen fuhren kann Kennt man den pH Wert und das Leitungsmaterial nicht kann man vor der Entnahme von Trinkwasser zunachst Brauchwasser z B fur Reinigungszwecke aus der Leitung laufen lassen Bedeutung des pH Wertes fur Aquarien In Aquarien erfordern Pflanzen und Fische bestimmte pH Bereiche Die Lebewesen haben einen pH Toleranzbereich und konnen ausserhalb dieses Bereichs nicht langfristig uberleben Richtwerte fur Susswasser Aquarienfische saures Wasser pH 6 Sudamerikaner Neon Skalar Diskus L Welse und andere Asiaten Guaramis Fadenfische und andere neutrales Wasser pH 7 Mittelamerikaner Feuermaulbuntbarsch und andere alkalisches Wasser pH 8 ostafrikanische Grabenseen Buntbarsche aus dem Tanganjika und Malawisee und andere Siehe auchDer SH Wert Sauregrad erfasst alle sauren Bestandteile der Probe wahrend der pH Wert nur die H3O Ionenkonzentration angibt Fur Supersauren verwendet man die Hammettsche Aciditatsfunktion zur Bestimmung der Saurestarke LiteraturR P Buck S Rondinini A K Covington u a Measurement of pH Definition standards and procedures IUPAC Recommendations 2002 In Pure and Applied Chemistry Band 74 11 2002 S 2169 2200 Faksimile PDF 317 kB Gerhart Jander Karl Friedrich Jahr Massanalyse 17 Auflage De Gruyter Berlin 2009 ISBN 978 3 11 019447 0 S 99 Indikatoren Willy W Wirz pH und pCI Werte Handbuch mit Interpretationen und einer Einfuhrung in die pX Messtechnik Messwerttabellen nach elektronischen elektrometrischen pH u pCI Messungen mit 22 Spezialtabellen Chemie Verlag Solothurn 1974 ISBN 3 85962 020 7 Weblinks Commons pH Wert Sammlung von Bildern Videos und Audiodateien Wiktionary pH Wert Bedeutungserklarungen Wortherkunft Synonyme Ubersetzungen Wikibooks Formelsammlung Chemie Berechnung des pH Wertes Lern und Lehrmaterialien Rob Beynon Buffers for pH control University of Liverpool MittelwertberechnungEinzelnachweise a b ONORM M 6201 2006 pH Messung Begriffe a b Eintrag zu pH In IUPAC Compendium of Chemical Terminology the Gold Book doi 10 1351 goldbook P04524 Version 2 3 3 Alan L Rockwood Meaning and Measurability of Single Ion Activities the Thermodynamic Foundations of pH and the Gibbs Free Energy for the Transfer of Ions between Dissimilar Materials In ChemPhysChem Band 16 Nr 9 2015 S 1978 1991 doi 10 1002 cphc 201500044 PMID 25919971 S P L Sorensen Uber die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen In Biochem Zeitschr 21 1909 S 131 304 a b Jens G Norby The origin and the meaning of the little p in pH In Trends in Biochemical Sciences 25 2000 S 36 37 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