PH-Wert

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration und damit ein Maß für die Stärke der sauren bzw. basischen Wirkung einer Lösung. Der Begriff leitet sich von pondus Hydrogenii oder potentia Hydrogenii (lat. pondus = Gewicht; potentia = Kraft; hydrogenium = Wasserstoff) ab.

pH <7 entspricht einer sauren Lösung
pH 7 entspricht einer neutralen Lösung
pH >7 entspricht einer alkalischen Lösung

Genau bestimmt werden kann der pH-Wert mit Hilfe von bestimmten Messgeräten (pH-Elektrode) oder ungefähr mit einem Universal-Indikator und dem Vergleich mit einer Farbskala.

Exakte Definition des pH im wässrigen Milieu

Die Definition:

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration.

bzw.

$pH=-log_{10}\ c(H^{+})$ ; Einheit: [1]

genügt normalerweise, das Wesen des pH gedanklich zu erfassen. Wer sich jedoch etwas genauer damit befasst, benötigt drei kleine Korrekturen dieser Definition. Dies sind:

Das Oxonium- bzw. Hydroniumion

H^{+^{• H₂O ≡ H₃O⁺
(Oxoniumion)}}

H₃O⁺ • 3 H₂O ≡ H₉O₄⁺ (Hydroniumion)

Die Aktivität

pH = -log₁₀ a(H₃O⁺)

a = f • c (a: Aktivität; f: Aktivitätskoeffizient)

0 < f < 1 (Ausnahmen: f > 1)

daraus folgt a < c

Vereinbarung für verdünnte Lösungen: a = c und f = 1, da Werte sehr ähnlich sind.

Die Einheit

$pH=-log_{10}\ a(H_{3}O^{+})$ ; Einheit: [mol/L] (ist unsinnig!)

Richtig:

$pH=-log{\frac {a(H_{3}O^{+})}{a(H_{2}O)}}$

Einheit: $\left[-log_{10}{\frac {mol/L}{mol/L}}=1\right]$

definitionsgemäße Vereinbarung: a(H₂O) = 1 mol/L (eigentlich jedoch 55,34 mol/L!)

Daraus folgt die allgemein bekannte Vereinfachung zu $-log\ c(H_{3}O^{+})$ mit der Einheit [1].

Aus a – c folgende korrigierte verbale Definition:

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Verhältnisses aus Aktivität der Hydroniumionen zur Aktivität von einem Mol Wasser.

Und als Formel:

$pH=-log{\frac {a(H_{3}O^{+})}{a(H_{2}O)}}$

Beispiele für verschiedene pH-Werte

Datei:PH-Skala-Unviersalindikator mit Beispielen.png

Zusammenhang mit Säuren und Basen

Werden Säuren oder Basen in Wasser gelöst, geben diese durch die Dissoziation Wasserstoffionen ab und verändern dadurch den pH-Wert. Damit wird der pH-Wert zu einem Maß der Menge an Säuren und Basen in einer Lösung. Je nach Stärke der Säure oder Base dissoziiert sie zu einem größeren Anteil und verändert somit den pH-Wert drastischer.

Wie schon erwähnt, gibt man pH-Werte zwischen 0 (stark sauer) und 14 (stark alkalisch) an. Wie allerdings aus der Definition hervorgeht, kann er theoretisch bei sehr starken Basen auch größer als 14 und bei sehr starken Säuren auch kleiner als 0 sein. In der Praxis hat dies allerdings keine Bedeutung, da sich solche pH-Werte mit handelsüblichen Messgeräten nicht mehr messen lassen.

Eine besondere Bedeutung haben Lösungen schwacher Säuren und Basen mit einem pH Wert nahe ihrer Säurekonstante. Sie dienen als sogenannte Pufferlösungen. Der pH-Wert solcher Pufferlösungen ändert sich bei Zugabe von Säuren und Basen in Abhängigkeit von der Pufferkapazität nur gering.

Eine Aufnahme von einer Säure erfolgt beispielsweise auch dadurch, dass Kohlenstoffdioxid sehr gut in Wasser löslich ist. Lässt man Wasser an der Luft stehen, nimmt es aufgrund der sich durch Lösen von Kohlenstoffdioxid bildenden Kohlensäure einen pH-Wert von etwa 5 an. Dieser pH-Wert gilt als dermatologisch neutral.

Berechnung des pH-Wertes bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen

Der pH-Wert Wert lässt sich bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen in einer wässrigen Lösung auch berechnen. So entspricht der pH-Wert starker Säuren den negativen Dekadischen Logarithmus der Konzentration der Säure, da man davon ausgeht, dass die Konzentration der Säure der der Oxoniumionen entspricht und die Autoprotolyse des Wassers außer Acht lässt. Der pH-Wert von schwachen Säuren ist die Hälfte der Differenz von pKS-Wert und dem dekadischen Logarithmus der Säurekonzentration. Bei mehrprotonigen Säuren muss man diese Werte für jedes abgegebene Proton berechnen und anschließend addieren. Diese Berechnungen können für das Herstellen von Lösungen mit einem bestimmten pH-Wert sehr hilfreich sein.

Für Lösungen eines Salzes einer Säure/Base lässt sich der pH-Wert über die sogenannte Henderson-Hasselbalch-Gleichung näherungungsweise berechnen. Sind jedoch verschiedene Salze oder Salze von mehrbasiger Säuren gelöst, verkompliziert sich diese Gleichung sehr rasch. Für eine genaue Berechnung muss zusätzlich noch die Aktivität (Chemie) berücksichtigt werden. Eine Lösung dieser Gleichungen ist dann nur noch über iterative Verfahren möglich.

Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln

Eine Art "pH-Wert" ist auch für andere protische Lösungsmittel (also solche, die Protonen übertragen können) definiert und beruht ebenfalls auf der Autoprotolyse dieser Lösungsmittel. Die allgemeine Reaktion lautet:

2LH Datei:Gleichgewicht.png LH₂⁺ + L^- (allg. Formulierung der Autoprotolyse)

LH₂⁺ = Lyonium-Ion; L^- = Lyat-Ion

Die Gleichgewichtskonstante K ist hier im allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers

Der pH-Wert ist dann folgendermaßen definiert (der Index p weist darauf hin, dass es sich nicht um wässrige, aber protische Lösungen handelt):

pH_p = -log ₁₀ [LH₂⁺]

Beispiele:

2HCOOH Datei:Gleichgewicht.png HCOOH₂⁺ + HCOO^- (wasserfreie) Ameisensäure

2NH₃ Datei:Gleichgewicht.png NH₂^- + NH₄⁺ Ammoniak

2CH₃COOH Datei:Gleichgewicht.png CH₃COO^- + CH₃COOH₂⁺ Eisessig

2C₂H₅OH Datei:Gleichgewicht.png C₂H₅OH₂⁺ + C₂H₅O^- Ethanol

Bedeutung des pH-Wertes

Die Auswirkung des pH-Werts auf das Wachstum von Pflanzen

Grundsätzlich beeinflusst der pH-Wert des Bodens die Verfügbarkeit der Nährsalze (zum Beispiel Eisenmangel bei neutralem und alkalischem pH-Wert). Zudem schädigen extreme pH-Werte die Pflanzenorgane (saurer Regen, Verätzungen).

Für den Nährstoffhaushalt von Pflanzen ist (neben Phosphor, Schwefel und Kali) Stickstoff von besonderer Bedeutung. Stickstoff wird fast immer in Form von wasserlöslichem Ammonium (NH₄⁺ Ionen) oder häufiger als Nitrat (NO₃^- Ionen) 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 überwiegen die NO₃^- Ionen.

Wenn nun eine Pflanze aufgrund der Durchlässigkeit der Wurzelmembranen nur NH₄⁺ aufnehmen kann, ist sie an saure Böden gebunden und dementsprechend obligat acidophil (säureliebend). Wenn sie nur Nitrat NO₃^- aufnehmen kann, kann sie nur auf basenreichen Böden wachsen (obligat basophil). Wenn sie jedoch sowohl Ammonium, als auch Nitrat aufnehmen kann, kann sie sowohl auf sauren als auch auf basenreichen Böden wachsen. In Kunstdüngern wird Ammoniumnitrat (NH₄NO₃) verwendet, ein Salz aus Ammonium- und Nitrat-Ionen.

Viele Pflanzenarten bevorzugen einen bestimmten pH-Bereich. Wenn dieser Idealbereich nur leicht über- oder unterschritten wird, ist für die meisten Pflanzen ein normales Wachstum noch ohne weiteres möglich, zumal ein „falscher“ pH-Wert durch andere das Wachstum beeinflussende Faktoren ausgeglichen werden kann (zum Beispiel Sonneneinstrahlung, Nährstoffgehalt und so weiter).

Bei übermäßig hohem oder niedrigem pH-Wert sind die Nährstoffe im Boden festgelegt und stehen somit für die Pflanzen nur noch unzureichend zur Verfügung. Außerdem werden bei einem sehr niedrigen pH-Wert für Pflanzen giftige Stoffe des Bodens freigesetzt. Dazu gehören Aluminium- und Mangan-Ionen.

Siehe auch: Boden-pH, Bodenversauerung

Bedeutung des pH-Wertes für Besitzer von Aquarien

In Aquarien muss für die Pflanzen und Fische ein bestimmter pH-Wert gehalten werden. Die Lebewesen haben einen Toleranzbereich für den pH-Wert und können außerhalb von diesem nicht überleben. Meist haben Pflanzen im Aquarium einen größeren Toleranzbereich als Fische.

Richtwerte von Aquarienfischen:

Saures Wasser (pH ~ 6):

Südamerikaner (Neon, Skalar, Diskus, L-Welse, etc.)
Asiaten (Guaramis, Fadenfische, etc.)

Neutrales Wasser (pH ~ 7)

Mittelamerikaner (Feuermaulbuntbarsch, etc.)

Alkalisches Wasser (ph ~ 8)

Ostafrikanische Grabenseen (Buntbarsche aus dem Tanganjika- und Malawisee, etc.)