PH-Wert

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration (genauer: der Oxoniumionenaktivität) 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-Meter) oder ungefähr mit einem Universal-Indikator und dem Vergleich mit einer Farbskala.

Beispiele für verschiedene pH-Werte

Exakte Definition des pH im wässrigen Milieu

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Verhältnisses aus der Aktivität der Hydroniumionen a(H₃O⁺) zur Aktivität a(H₂O) von einem Mol Wasser:

$pH=-\log {\frac {a\left({H_{3}O^{+}}\right)}{a\left({H_{2}O},{1\,\mathrm {mol} }\right)}}$

Die Aktivität eines Mol Wasser wird standardmäßig gleich eins gesetzt, so dass gilt:

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

Diese Definition wird jedoch meist nicht verwendet. Vielmehr begnügt man sich aus Gründen der Vereinfachung (siehe Henderson-Hasselbalch-Gleichung) mit der Definition, dass der pH-Wert der negative dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration sei:

$pH=-\log \ c(H^{+})$

Der pH-Wert ist einheitenlos, was sich aus der ersten Definition ergibt, wobei die Einheit der Aktivität mol l^-1 ist.

Zwischen dem pH-Wert und dem pOH-Wert besteht folgender Zusammenhang:

$pH=14-pOH$

Siehe auch: Oxonium

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.

Üblicherweise werden pH-Werte zwischen 0 (stark sauer) und 14 (stark alkalisch) angegeben. Das hat praktische Gründe, denn nahezu alle chemischen Reaktionen in wässriger Lösung laufen in diesem Bereich ab. pH-Werte können allerdings - wie auch aus der Definition hervorgeht - bei sehr starken Basen durchaus größer als 14 und bei sehr starken Säuren auch kleiner als 0 sein. Die pH-Skala wird nur begrenzt durch die Löslichkeiten von Säuren bzw. Basen in Wasser. So hätte zum Beispiel eine Natronlauge mit einem pH-Wert von 15 eine Konzentration von 10 mol NaOH pro Liter. Das entspricht rund 400 g gelösten NaOH in einem Liter Lauge, was durchaus möglich wäre. Ein pH-Wert von 16 wäre nicht mehr realisierbar, da 4 kg NaOH unmöglich in einem Liter Lauge gelöst sein können (100 mol/l).

Eine besondere Bedeutung haben Lösungen aus einer schwachen Säure mit einem ihrer Salze bei einem pH-Wert, der nah am Wert ihrer Säurekonstanten liegt. Solche Lösungen heißen Pufferlösung. Ihr pH-Wert ändert sich bei Zugabe von Säuren und Basen nur sehr geringfügig, solange, bis die Pufferkapazität erreicht ist. Das Gleiche gilt analog für schwache Basen mit ihren Salzen und ihrer Basenkonstante.

Lässt man Wasser an der Luft stehen, erfolgt die Aufnahme von Kohlenstoffdioxid, das in Wasser geringfügig löslich ist. Es bildet sich die soganannte Kohlensäure:

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

Ein pH-Wert von etwa 5 stellt sich ein. Dieser pH-Wert gilt als dermatologisch neutral.

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

Der pH-Wert lässt sich bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen in einer wässrigen Lösung auch berechnen. So entspricht der pH-Wert starker Säuren dem 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 näherungsweise die Hälfte der Differenz von pK_S-Wert und dem dekadischen Logarithmus der Säurekonzentration. Bei mehrprotonigen Säuren kann man diese Werte näherungsweise für jedes abgegebene Proton berechnen und anschließend summieren. Diese Berechnungen können für das Herstellen von Lösungen mit einem bestimmten pH-Wert sehr hilfreich sein.

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

Temperaturabhängigkeit

pH-Werte verschiedener Lösungen sind temperaturabhängig. Dies soll am Beispiel einer 1 Molaren Phenollösung veranschaulicht werden. Angenommen die Temperatur der Lösung beträgt 30 °C. Der pK_S-Wert von Phenol (PhOH) ist 10. Somit hat die Lösung einen pH-Wert von rund 4,5. Ändert sich die Temperatur, so können im wesentlichen drei Prozesse - unter Umstände gekoppelt - auftreten:

Bei einer Temperaturerhöhung vergrößert sich das Volumen der Lösung. Dadurch verringert sich die molare Konzentration an Phenol. Somit steigt, wenn auch nur geringfügig, der pH-Wert. Analog dazu sinkt der pH-Wert bei einer Temperaturerniedrigung.
Bei einer Temperaturabsenkung auf 20 °C hat Phenol eine geringere Löslichkeit in Wasser und es lösen sich nur noch ca. 0,9 mol/l. (Anm.: Es gibt natürlich auch Stoffe die bei geringeren Temperaturen eine bessere Löslichkeit aufweisen) In diesem Fall steigt der pH-Wert ebenfalls auf rund 4,55.
Auch die Gleichgewichtskonstante K für die Dissoziation von Phenol ist temperaturabhängig. Vergrößert sich K, so würde hier der pH-Wert sinken, und umgekehrt.
$\mathrm {PhOH{\begin{matrix}{}_{K\gg {}}\\\to \\{}\end{matrix}}PhO^{-}+H^{+}}$

Von diesen drei Prozessen ist der dritte in aller Regel ausschlaggebend.

Alle Überlegungen würden im Grunde auch für eine Druckabhängigkeit des pH-Wertes gelten. Allerdings sind die Effekte dort bei weitem nicht so stark ausgeprägt und fast alle Reaktionen, bei denen der pH-Wert eine Rolle spielt, laufen bei Normaldruck oder in der Nähe davon ab. Eine Ausnahme bildet z. B. die Kohlensäure.

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 Mineraldüngern 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, Kalkstet, Kalkhaltiger Boden, Saurer Boden, Bodenversauerung

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen. Ein Beispiel:

Auch bei der menschlichen Fortpflanzung hat der pH-Wert eine entscheidende Bedeutung. Während das Scheidenmilieu zur Abwehr von Krankheitserregern sauer ist, hat das Sperma des Mannes einen basischen pH-Wert. Die beim Geschlechtsakt einsetzende Neutralisationsreaktion, führt zu einem optimalen Milieu zur Bewegung der Spermien. Somit handelt es sich beim pH-Wert um keine abstrakte Größe, sondern um eine existenzielle "Größe".

Auch ist die Haut des Menschen leicht sauer (pH-Wert 5,5). Dieser Säuremantel ist ein Schutz vor Krankheitserregern. Seifen, welche normalerweise basisch sind, "trocknen" somit die Haut aus, weil sie die Säureschicht zerstören. Eine "pH-hautneutrale" Seife hat deswegen keinen neutralen pH-Wert, sondern einen leicht sauren.

Bedeutung des pH-Wertes für 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.)
- Meerwasser

Siehe auch

Weblinks

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

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