pH-Wert

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

DerpH-Wert(Abkürzung fürPotential des Wasserstoffs,lateinischpondus hydrogeniioderpotentia hydrogenii) ist ein Maß für densaurenoderbasischenCharakter einerwässrigen Lösung.Er ist dieGegenzahldesdekadischen Logarithmus(Zehnerlogarithmus) derWasserstoffionen-Aktivitätund eineGröße der Dimension Zahl.Je höher die Konzentration der Wasserstoffionen (H⁺) in der Lösung ist, desto niedriger ist also auch der pH-Wert.

Abgeleitet von derGleichgewichtskonstantefür dieAutoprotolysedes Wassers (10⁻¹⁴mol²l⁻²) nennt man eine verdünnte wässrige Lösung mit einem pH-Wert von weniger als 7sauer,mit einem pH-Wert gleich 7neutralund mit einem pH-Wert von mehr als 7basischoderalkalisch.

Definition

pH-Wert

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

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

Die dimensionslose,relative Aktivitätdes Wasserstoffions$a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)$ist das Produkt derMolalitätdes Wasserstoffions ($m(\mathrm {H} ^{+})$in$\mathrm {mol\cdot kg^{-1}}$) und des Aktivitätskoeffizienten des Wasserstoffions (γ_H) geteilt durch die Einheit der Molalität ($m^{0}$in$\mathrm {mol\cdot kg^{-1}}$).

Zur Vereinfachung der Formeln wird in der Regel das$\mathrm {H} ^{+}$(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 dasOxoniumion$\mathrm {H_{3}O} ^{+}$,welches wiederum noch weitere Wassermoleküle anlagert (etwa$\mathrm {H_{9}O_{4}} ^{+}$bzw.$\mathrm {H_{3}O} ^{+}$· 3$\mathrm {H_{2}O}$).

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 derMaßzahlder Oxoniumionen-Konzentration (in$\mathrm {mol\cdot dm^{-3}}$bzw.$\mathrm {mol\cdot l^{-1}}$) gesetzt wird:

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

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 derHydroxidionen-Aktivität (in$\mathrm {mol\cdot dm^{-3}}$bzw.$\mathrm {mol\cdot l^{-1}}$).

Beide Werte hängen über dasAutoprotolysegleichgewichtzusammen:

ChemischeReaktionsgleichung:

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

Gleichgewichtskonstante derReaktion:

$K_{\mathrm {w} }={\frac {a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)\cdot a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)}}$

$-\log _{10}K_{\mathrm {w} }=-\log _{10}a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)-\log _{10}a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)+\log _{10}a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)=\mathrm {pH} +\mathrm {pOH}$

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

$\mathrm {pH} +\mathrm {pOH} =14$

Weitere Erläuterungen finden sich im ArtikelOxoniumundAutoprotolyse.

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Eine Maßzahl vergleichbar dem „pH-Wert “ist auch für andereamphiprotischeLösungsmittel LH definiert, dieProtonenübertragen können. Auch diese beruhen auf der Autoprotolyse des jeweiligen Lösungsmittels. Die allgemeine Reaktion lautet:

2 LH$\leftrightharpoons$LH₂⁺+ L⁻,

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

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

$\mathrm {pH} _{p}=-\log _{10}c\left(\mathrm {LH_{2}^{\,+}} \right)$

Einige Beispiele für amphiprotische Lösungsmittel
wasserfreieAmeisensäure	2 HCOOH$\leftrightharpoons$HCOOH2++ HCOO−
wasserfreiesAmmoniak	2 NH3$\leftrightharpoons$NH2−+ NH4+
wasserfreieEssigsäure	2 CH3COOH$\leftrightharpoons$CH3COO−+ CH3COOH2+
wasserfreiesEthanol	2 C2H5OH$\leftrightharpoons$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 derSchattenmorelle	2,7
Orangen-undApfelsaft	3,5
Wein	4,0
SaureMilch	4,5
Bier	4,5 – 5,0
Saurer Regen(aus verschmutzter Luft)	< 5,0
Kaffee	5,0
Tee	5,5
Hautoberflächedes Menschen	5,5
Regen(Niederschlag mit gelöstem CO2)	5,6
Mineralwasser	6,0
Milch	6,5
MenschlicherSpeichel	6,5 – 7,4	sauer bis alkalisch
ReinesWasser(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	Bestandteil des menschlichen Körpers
farbig hinterlegt	Farben des Universalindikators

Durch dieAutoprotolyseergibt sich dasIonenproduktdesWassersbei 25 °C zu

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

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 alssaurewässrige Lösung, hier istc(H₃O⁺) >c(OH⁻)
• pH = 7 alsneutralewässrige Lösung, hier istc(H₃O⁺) =c(OH⁻); auch eine Eigenschaft von reinem Wasser
• pH > 7 alsbasische(alkalische) wässrige Lösung, hier istc(H₃O⁺) <c(OH⁻)

Forschungsgeschichte

Der dänische ChemikerSøren Sørensenführte im Jahr 1909 denWasserstoffionenexponentenin der Schreibweise p_H^•für die Konzentration von WasserstoffionenC_pgleich 10^−p_H•ein.Die p_H^•-Werte wurden überelektrometrischeMessungen bestimmt. Die Schreibweise p_H^•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.C_p) und q als Index für seine Referenzlösungen (z. B.C_q) aus.

Dem Buchstaben p in pH wurde später die BedeutungPotenzzugeordnet oder aus dem Neulateinischen vonpotentiaHydrogeniioder auch vonpondusHydrogenii(lateinischpondus„Gewicht “;potentia„Kraft“;Hydrogenium„Wasserstoff“) abgeleitet.

Später wurde die Wasserstoffionen-Aktivität im Zusammenhang mit einerkonventionellen pH-Skalaeingeführt. 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 dasSäure-Base-Konzept nach Arrheniuszurück. Heute wird in der Regel demSäure-Base-Konzept nach Brønstedgefolgt und von Oxoniumionen (H₃O⁺) gesprochen,einem Ion, das sich aus einem Wassermolekül durch Reaktion mit einemProtonendonatorgebildet und dabei selbst alsProtonenakzeptorreagiert hat.

Chemisch-physikalische Zusammenhänge

pH und Säuren und Basen

Werden Säuren in Wasser gelöst, geben diese durch dieDissoziationWasserstoffionen an das Wasser ab, der pH-Wert der Lösung sinkt. Werden Basen gelöst, geben dieseHydroxidionenab, 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 ihrerSalzeoder einer schwachen Base und eines ihrer Salze ergebenPufferlösungen.Hier stellen sich Gleichgewichte ein, die nahe dem mit −1 multiplizierten logarithmierten Wert ihrerSäurekonstantenbzw.Basenkonstantennahezu 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 bestimmtePufferkapazität,der Effekt besteht so lange, wie die Zugabemenge den Vorrat der verbrauchten Pufferkomponente nicht übersteigt.

Reines Wasser nimmtKohlenstoffdioxidaus der Luft auf, je nach Temperatur etwa 0,3 bis 1 mg·l⁻¹.So bildet sichKohlensäure(H₂CO₃), die zuHydrogencarbonat- und Wasserstoffionen dissoziiert:

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

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 vonProtonendonatorenoderProtonenakzeptorensagt nichts über die Wirkung auf chemische Reaktionen oder Lebewesen aus.

Temperaturabhängigkeit

DieGleichgewichtskonstante der WasserdissoziationK_wist temperaturabhängig:

Bei 0 °C beträgt sie 0,115 · 10⁻¹⁴(pK_w= 14,939),

bei 25 °C: 1,009 · 10⁻¹⁴(pK_w= 13,996),

bei 60 °C: 9,61 · 10⁻¹⁴(pK_w= 13,017).

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

Die pH-Werte von Lösungensind temperaturabhängig. Beispiel: Eine einmolare Phenollösung hat bei einer Temperatur der Lösung von 30 °C einen pK_S-Wert desPhenolsals 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. DieGleichgewichtskonstanteKfür die Dissoziation von Phenol nimmt mit steigender Temperatur zu, damit auch die Dissoziation der Säure. Vergrößert sichK,sinkt also der pH-Wert und umgekehrt:$\mathrm {PhOH\,{\stackrel {K\gg }{\longrightarrow }}\,PhO^{-}+H^{+}}$
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.

Bestimmung des pH-Wertes

Berechnung

Ein häufig vorliegendes Problem ist, dass der pH-Wert errechnet werden soll, während die Konzentration bekannt ist und der pK_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 existierenFormeln,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: $K_{\mathrm {s} }={\frac {c\left(\mathrm {A^{-}} \right)\cdot c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c\left(\mathrm {HA} \right)\cdot c^{o}}}$

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

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

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

Sehr starke Säuren

Bei der Berechnung wird angenommen, dass starke Säuren vollständig deprotoniert vorliegen. Das gilt für Säuren mit einem pK_S< 1. Die Rechnung ist in dem Fall unabhängig von der jeweiligen Säurekonstante, der pK_Swird zur Berechnung also nicht benötigt. Die Entkoppelung vomK_Sberuht auf demnivellierenden Effektdes Wassers. Auch die Autoprotolyse des Wassers spielt erst bei sehr verdünnten, starken Säuren (ab Konzentrationen ≤ 10⁻⁶mol·l⁻¹) eine Rolle. Somit resultiert aus der Konzentration der Säure direkt die Konzentration der Protonen in Lösung, beschrieben durch die Formel:

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

Starke Säuren

Säuren mit einem pK_Szwischen 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:

$c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=-{\frac {K_{\mathrm {s} }c^{o}}{2}}+c^{o}\cdot {\sqrt {{\frac {K_{\mathrm {s} }^{2}}{4}}+K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}$

Die Formel kann auch für schwächere Säuren angewandt werden, was insbesondere für niedrig konzentrierte Lösungen zu empfehlen ist. Erst wenn der pK_S9 übersteigt oder die Konzentration unter 10⁻⁶mol·l⁻¹liegt, wird die Formel ungenau, da dann die Autoprotolyse des Wassers zu berücksichtigen ist.

Schwache Säuren

Bei schwachen Säuren (4,5 < pK_S< 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:

$c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}$

Der daraus resultierende Fehler sinkt mit zunehmender Konzentration und dem pK_S-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:

$c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}+K_{\mathrm {w} }}}$

Mit dieser Formel für sehr schwache Säuren (aber auch Basen!) muss jedes Mal dann gerechnet werden, wenn das Produkt aus$K_{\mathrm {s} }$und$c_{0}$nichtdeutlich größer als der$K_{\mathrm {w} }$ist.

Basen

Für die Berechnung des pH-Wertes einer basischen Lösung werden dieselben Formeln benutzt. Jedoch wird statt desK_SderK_Beingesetzt und das Ergebnis liefert nicht die Protonenkonzentrationc(H₃O⁺), sondern die Hydroxidionen-Konzentrationc(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 dieHenderson-Hasselbalch-Gleichungberechnen.

Für mehrprotonige Säuren kann man nur den Wert der ersten Protolysestufe (näherungsweise) berechnen, also für den niedrigsten pK_S-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 exaktealgebraischeLösung ist meist nicht mehr möglich, die Gleichungen sind numerisch überiterativeVerfahren zu lösen. Bei sehr hohen Konzentrationen an Säuren oder Basen ist die Konzentration in mol·dm⁻³durch 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 oderfarbmetrischeBewertung derFarbumschlägevonIndikatorfarbstoffen.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 kommenUniversalindikatorenzum 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 einemPhotometergemessen 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

• Lackmus:rot bei pH < 4,5, blau bei pH > 8,3
• Phenolphthalein:farblos bei pH < 8,2, rot-violett bei pH > 10,0
• Methylorangerot bei pH < 3,1, gelb bei pH > 4,4
• Bromthymolblau:gelb bei pH < 6,0, blau bei pH > 7,6

Potentiometrie

→Hauptartikel:pH-Einstabmesskette

Auf dem Prinzip derPotentiometrieberuhen die meisten handelsüblichenpH-Meter.Dabei wird eine mitPufferlösunggefüllte Glasmembrankugel in die zu messende Flüssigkeit eingetaucht. Durch die Neigung der Wasserstoffionen, sich in dünner Schicht anSilikatgruppender Glasoberfläche anzulagern, baut sich je nach pH-Differenz einegalvanische Spannungzwischen der Innen- und der Außenseite der Kugel auf. DieseQuellenspannungwird mittels zweierBezugselektrodengemessen, von denen sich eine innerhalb der Glaskugel, die andere in einem Referenzelektrolyten befindet. Ausführliche Informationen siehepH-Elektrode.

Messung durch ionensensitive Feldeffekt-Transistoren

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

Bedeutung des pH-Wertes

Auswirkungen des pH-Wertes in der Chemie

Manchechemische Verbindungenändern ihrechemische Strukturin Abhängigkeit vom pH-Wert und damit unter Umständen auch ihre Farbe, wie es fürpH-Indikatoren,etwa dasPhenolphthaleinvon farblos zu rot erfolgt.

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

Auswirkungen des pH-Wertes auf das Wachstum von Pflanzen

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

Für den Nährstoffhaushalt der Pflanzen ist neben einigen anderen Elementen auchStickstoffvon 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 manchen Mineraldüngern wirdAmmoniumnitrat(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 werdenAluminium- oderManganionenlöslich und für Pflanzen in schädigenden Mengen zugänglich.

Siehe auch:Boden-pHundKalkstet

Siehe auch:Kalkhaltiger BodenundBodenversauerung

Siehe auch:Versauerung der Meere

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen

Der für den Menschen verträgliche Bereich des pH-Wertes vonBlutund 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 sogenanntenBlutpuffereingestellt, ein komplexes Puffersystem, gebildet vom im Blut gelöstenKohlenstoffdioxid,denAnionenvon gelösten Salzen und den gelöstenProteinen.Der pH-Wert des Blutes hat Einfluss auf die Fähigkeit vonHämoglobin,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 dasScheidenmilieuzur Abwehr vonKrankheitserregernschwach sauer ist, ist dasSpermades 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 einenSäureschutzmantelund schützt auf diese Weise vor Krankheitserregern.Kernseifenergeben 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) derHaut,„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 synthetischerTensidebestehen, sind auf einen pH-Wert um 5 eingestellt.

Bedeutung des pH-Wertes beim Trinkwasser

Gemäß derTrinkwasserverordnungsolldas Trinkwasser aus der Leitungeinen 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

InAquarienerfordern 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)

Siehe auch

• DerSH-Wert(Säuregrad) erfasst alle sauren Bestandteile der Probe, während der pH-Wert nur die H₃O⁺-Ionenkonzentration angibt.
• FürSupersäurenverwendet man dieHammettsche Aciditätsfunktionzur Bestimmung der Säurestärke.

Literatur

• 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.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 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.

Weblinks

Commons:pH-Wert– Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Wiktionary: pH-Wert– Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Wikibooks: Formelsammlung Chemie/ Berechnung des pH-Wertes– Lern- und Lehrmaterialien

• Rob Beynon:Buffers for pH control.University of Liverpool
• Mittelwertberechnung