mini|Der pH-Wert ist ein Maß für den Säure- oder Basencharakter einer wässrigen Lösung.
Der pH-Wert (von pH: Abkürzung für Potential des Wasserstoffs, oder ) ist ein Maß für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. Er ist der dekadische Logarithmus (Zehnerlogarithmus) der Wasserstoffionen-AktivitätÖNORM M 6201-2006 – pH-Messung – Begriffe. multipliziert mit −1. Eine höhere Konzentration an Wasserstoff- (H+) oder Oxoniumionen (H3O+) in einer Lösung führt zu einem niedrigeren pH-Wert.
Abgeleitet von der Gleichgewichtskonstante für die Autoprotolyse des Wassers (ca. 10−14 mol2l−2 bei 25 °C) nennt man eine verdünnte wässrige Lösung mit einem pH-Wert von weniger als 7 sauer, mit einem pH-Wert gleich 7 neutral und mit einem pH-Wert von mehr als 7 basisch oder alkalisch.
Definition pH-Wert Der pH-Wert ist definiert als die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus (= Zehnerlogarithmus) der Wasserstoffionen-Aktivität:
.
Die dimensionslose relative Aktivität des Wasserstoffions ist das Produkt der Molalität des Wasserstoffions ( in ) und des Aktivitätskoeffizienten des Wasserstoffions geteilt durch die Einheit der Molalität ( in ), somit gilt:
.
Zur Vereinfachung der Formeln wird in der Regel das (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 , welches wiederum noch weitere Wassermoleküle anlagert (etwa bzw. · 3 ).
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 bzw. ) gesetzt wird:
.
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 mini|hochkant=1.2|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 bzw. ).
Beide Werte hängen über das Autoprotolysegleichgewicht zusammen:
Chemische Reaktionsgleichung:
Gleichgewichtskonstante der Reaktion:
Die Aktivität des Wassers als Lösemittel für verdünnte Systeme ist insbesondere bei (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:
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 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:
{| class="wikitable" |- | colspan="2" align="center" class="hintergrundfarbe6" | Einige Beispiele für amphiprotische Lösungsmittel |- | wasserfreie Ameisensäure | 2 HCOOH HCOOH2+ + HCOO− |- | wasserfreies Ammoniak | 2 NH3 NH2− + NH4+ |- | wasserfreie Essigsäure | 2 CH3COOH CH3COO− + CH3COOH2+ |- | wasserfreies Ethanol | 2 C2H5OH 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 Bestandteil des menschlichen Körpers 100px farbig hinterlegt Farben des Universalindikators
Durch die Autoprotolyse ergibt sich das Ionenprodukt des Wassers bei 25 °C zu
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 WasserTrento, Chin (27. Dezember 2023). „PH-Skala: Säuren, Basen und gängige Materialien“. Abgerufen am 3. April 2025. pH > 7 als basische (alkalische) wässrige Lösung, hier ist c(H3O+) < c(OH−)
Forschungsgeschichte 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.S. P. L. Sörensen: Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. In: Biochem. Zeitschr. 21, 1909, S. 131–304. 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.Jens G. Nørby: The origin and the meaning of the little p in pH. In: Trends in Biochemical Sciences. 25, 2000, S. 36–37.
Dem Buchstaben p in pH wurde später die Bedeutung PotenzPschyrembel Klinisches Wörterbuch. 258. Auflage. de Gruyter, Berlin 1998. zugeordnet oder aus dem Neulateinischen von potentia Hydrogenii Duden – Deutsches Universalwörterbuch. 4. Auflage. Duden, Mannheim 2001. oder auch von pondus Hydrogenii Gerhard Schulze, Jürgen Simon: Jander·Jahr Maßanalyse. 17. Auflage. de Gruyter, Berlin 2009, S. 77. ( „Gewicht“; potentia „Kraft“; Hydrogenium „Wasserstoff“) 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.
Chemisch-physikalische Zusammenhänge 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). 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. Bei Lösungen sehr starker Säuren oder Basen können daher bei Konzentrationen über einem mol/l diese Grenzen überschritten und pH-Werte von unter Null oder über 14 gemessen werden. Diese Werte sind aber mit einer relativ großen Unsicherheit behaftet, da neben der Nichtlinearität der Aktivität auch die pH-Elektroden bei hohen Konzentrationen nicht mehr linear zur Konzentration arbeiten.
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:
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).J. A. Campbell: Allgemeine Chemie - Energetik, Dynamik und Struktur chemischer Systeme. 2. Auflage. Verlag Chemie, Weinheim u. a. O. 1980, ISBN 3-527-25856-6. 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. 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: 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. 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