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pH-Skala
(rot = saurer Bereich, blau = basischer Bereich)

Der pH-Wert ist ein Maß für die Stärke der sauren bzw. basischen Wirkung einer wässrigen Lösung. Als logarithmische Größe ist er durch den mit −1 multiplizierten dekadischen Logarithmus (= „Zehnerlogarithmus“) der Oxoniumionenkonzentration (genauer: der Oxoniumionenaktivität) definiert. Der Begriff leitet sich von pondus Hydrogenii oder potentia Hydrogenii (lat. pondus, n. = Gewicht; potentia, f. = Kraft; hydrogenium, n. = Wasserstoff) ab.

Einteilung

In Anlehnung an die Dissoziationskonstante des Wassers k_Diss = c (H⁺) · c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ Mol²/Liter² teilt man die Wertebereiche für reines Wasser und verdünnte Lösungen bei 22 °C ein in:

pH < 7 entspricht einer Lösung mit saurer Wirkung
pH = 7 entspricht absolut reinem Wasser oder einer neutralen Lösung
pH > 7 entspricht einer alkalischen Lösung (basische Wirkung)

Messung des pH-Wertes

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

Potentiometrie

Auf dem Prinzip der Potentiometrie beruhen die meisten handelsüblichen pH-Meter. Hierbei 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 elektromotorische Kraft wird mittels zweier Bezugselektroden gemessen, von denen sich die eine innerhalb der Glaskugel, und die andere außerhalb in der Probelösung befindet (siehe pH-Elektrode).

Messung durch Ionensensitive Feldeffekt-Transistoren (ISFET)

Ähnlich wie bei der Glaselektrode bauen die Wasserstoffionen an der sensitiven Gate-Membran des Transistors ein Potential auf, welches dann die Stromdurchlässigkeit des Transistors beeinflusst und so messtechnisch umgesetzt werden kann.

Farbmetrik anhand der Reaktion eines Indikatorfarbstoffes

Durchschnittliche pH-Werte einiger gebräuchlicher Lösungen
Substanz	pH-Wert	Art
Batteriesäure	<0	sauer
Magensäure (nüchterner Magen)	1,0–1,5
Zitronensaft	2,4
Cola	2,0–3,0
Fruchtsaft der Schattenmorelle	2,7
Essig	2,9
Orangen- und Apfelsaft	3,5
Wein	4,0
Saure Milch	4,5
Bier	4,5–5,0
Saurer Regen	< 5,0
Kaffee	5,0
Tee	5,5
Regen (natürlicher Niederschlag)	5,6
Mineralwasser	6,0
Milch	6,5
Wasser (je nach Härte)	6,0–8,5	sauer bis basisch
Menschlicher Speichel	6,5–7,4	sauer bis basisch
Blut	7,4	basisch
Meerwasser	7,5–8,4
Pankreassaft (Darmsaft)	8,3
Seife	9,0–10,0
Haushalts-Ammoniak	11,5
Bleichmittel	12,5
Beton	12,6
Natronlauge	13,5–15

Die Auswertung erfolgt meist anhand von Farbvergleichsskalen. Dabei kann entweder der Farbumschlag eines einzelnen Farbstoffes für einen relativ engen Bereich der Messwerte ausgenutzt werden, oder es kommen Farbstoffgemische („Universalindikatoren“) zum Einsatz, welche über eine weite Skala von pH-Werten hinweg eine Reihe unterschiedlicher Farben zeigen. Oft werden auch auf Messstreifen Felder mit verschiedenen Farbstoffen nebeneinander angeordnet, von denen jeder in einem anderen Wertebereich seine optimale Ablesbarkeit aufweist. Für spezielle Zwecke kann die Farbanzeige eines Indikatorfarbstoffs auch 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. Dazu gehören etwa Lackmus (pH < 4,5 = Rot; pH > 8,3 = Blau), Phenolphthalein (pH < 8,2 = Farblos; pH > 10,0 = Pink), Methylorange (pH < 3,1 = Rot; pH > 4,4 = Gelb) und Bromthymolblau (pH < 6,0 = Gelb; pH > 7,6 = Blau).

Definition

Für sehr starke Säuren (pk_s-Wert<0) gilt:

Der pH-Wert ist der mit −1 multiplizierte dekadische Logarithmus der Aktivität der Oxoniumionen $a_{H_3O^+}$ :

$\mathrm{pH = - \lg (a_{H_3O^+})}$

Die Aktivität ist dabei in diesem Fall über das chemische Potenzial definiert und somit dimensionslos. Diese 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 Konzentration der Oxoniumionen (in $mol / dm 3$ ) gesetzt wird:

$\mathrm{pH = - \lg (a_{H_3O^+}) \approx - \lg \left( \frac{\left[ H_3O^+ \right]}{mol/dm^3}\right)}$

Wie die Aktivitäten, ist somit auch der pH-Wert eine dimensionslose Größe.

pOH

Analog zum pH-Wert lässt sich auch ein pOH-Wert definieren, der im Gegenzug den mit −1 multiplizierten dekadischen Logarithmus der OH⁻-Aktivität darstellt; dabei ist von der OH⁻-Aktivität die Maßzahl in mol/dm³ zu nehmen.

Die beiden Werte hängen über das Autoprotolysegleichgewicht zusammen:

$\mathrm{K_W = \frac{a_{H_3O^+}\cdot a_{OH^-}}{a_{H_2O}}}$

$\mathrm{-\lg K_W = -\lg a_{H_3O^+} - \lg a_{OH^-} + \lg a_{H_2O} = pH + pOH}$

Der Logarithmus der Aktivität von Wasser ist hier in etwa gleich null, da die Aktivität des Wassers für verdünnte Lösungen in etwa gleich eins ist, und fällt dadurch weg. Die Gleichgewichtskonstante ist unter normalen Bedingungen 10⁻¹⁴, der Zusammenhang zwischen pH und pOH-Wert ist also:

pH + pOH = 14

Siehe auch: Oxonium

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 $\leftrightharpoons$ 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 = -lg [LH₂⁺

Derzeit liegt der niedrigste natürlich je gemessene pH-Wert bei -3,6 in einem Gemisch von Eisensulfat und Schwefelsäure in einem Pyritbergwerk in Kalifornien^[1].

Einige Beispiele für die Autoprotolyse
(wasserfreie) Ameisensäure	2HCOOH $\leftrightharpoons$ HCOOH₂⁺ + HCOO⁻
Ammoniak	2NH₃ $\leftrightharpoons$ NH₂⁻ + NH₄⁺
Eisessig	2CH₃COOH $\leftrightharpoons$ CH₃COO⁻ + CH₃COOH₂⁺
Ethanol	2C₂H₅OH $\leftrightharpoons$ C₂H₅OH₂⁺ + C₂H₅O⁻

Zusammenhang mit Säuren und Basen

Werden Säuren in Wasser gelöst, geben diese durch die Dissoziation Wasserstoffionen an das Wasser ab und vermindern dadurch den pH-Wert. Werden dagegen Basen gelöst, geben diese entweder Hydroxylionen ab (z. B. NaOH), welche Wasserstoffionen aus der Dissoziation des Wassers binden, oder sie binden selbst Wasserstoffionen (z. B. Ammoniak → Ammonium). Dadurch erhöhen Basen den pH-Wert. Damit wird der pH-Wert zu einem 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 etwa zwischen 0 (stark sauer) und 14 (stark alkalisch), obwohl schon in nur 1-molaren Lösungen starker Säuren und Basen diese Grenzen um jeweils eine Einheit überschritten werden (−1 bzw. 15). Die pH-Skala wird nur begrenzt durch die Löslichkeiten von Säuren bzw. Basen in Wasser. Bei extremen pH-Werten oder in konzentrierten Lösungen muss nach der Definition des pH-Werts mit Aktivitäten statt mit Konzentrationen gerechnet werden. Diese Berechnungen sind aber sehr komplex.

Die meisten pH-Elektroden verhalten sich im Messbereich zwischen 0 und 14 annähernd linear (d. h. gleiche Unterschiede im pH-Wert entsprechen annähernd konstanten Unterschieden im gemessenen Elektrodenpotential), sodass nach internationaler Konvention pH-Werte normalerweise nur in diesem Bereich direkt gemessen werden können.

Eine besondere Bedeutung haben gemischte Lösungen aus einer schwachen Säure mit einem ihrer Salze bzw. schwachen Basen mit ihren Salzen ("Pufferkomponenten"). Solche Lösungen nennt man Pufferlösungen. Dort stellen sich pH-Werte ein, die nahe dem negativen logarithmierten Wert ihrer Säurekonstanten bzw. Basenkonstanten liegen. Ihr pH-Wert ändert sich bei Zugabe von anderen stärkeren Säuren oder Basen deutlich weniger als bei Zugabe dieser entsprechenden Säuren und Basen in reinem ("ungepuffertem") Wasser. Dies gilt solange, bis die Pufferkapazität erschöpft ist, nämlich wenn die Zugabemenge den Vorrat der von ihr verbrauchten Pufferkomponente übersteigt.

Lässt man reines Wasser an der Luft stehen, nimmt es Kohlenstoffdioxid auf, je nach Temperatur etwa 0,3 bis 1 mg/l. Es bildet sich Kohlensäure, die zu Hydrogencarbonat dissoziiert:

$\mathrm{CO_2 + H_2O \to HCO_3^- + H^+}$

Dabei stellt sich (bei chemisch reinem Wasser) ein pH-Wert von knapp 5 ein. Diese starke Beeinflussung des pH-Werts durch geringste Spuren von Protonendonatoren oder Protonenakzeptoren ist typisch für chemisch reines Wasser - der pH-Wert sagt hier so gut wie nichts über die Wirkung auf chemische Reaktionen oder biologische Lebewesen aus.

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:

$\mathrm{pH} = \frac{1}{2} \, \left( pK_s - \lg \left[ S \right] \, \mathrm{\frac{dm^3}{mol}} \right)$

$S$ : Konzentration der schwachen Säure in mol/l.

Diese Berechnungen können für das Herstellen von Lösungen mit einem bestimmten pH-Wert sehr hilfreich sein.

Für Lösungen einer Säure bzw. Base und ihrem entsprechenden Salz (siehe auch Pufferlösung) lässt sich der pH-Wert recht gut näherungsweise über die sogenannte Henderson-Hasselbalch-Gleichung berechnen.

Für mehrprotonige Säuren kann man näherungsweise den Wert für die erste Protolysestufe berechnen (niedrigster pK_s-Wert) und verwenden, da die zweite Stufe meist nur einen deutlich geringeren Einfluss hat. Eine exakte Berechnung ist hier jedoch äußerst aufwendig, da man es mit einem System aus gekoppelten Gleichgewichten zu tun hat (Die Oxoniumionen aus der ersten Protolysestufe haben einen Einfluss auf die zweite und umgekehrt). Ähnlich kompliziert sieht es bei Gemischen aus mehreren Säuren und/oder Basen aus, eine exakte algebraische Lösung ist hier meist nicht mehr möglich und man muss die Gleichungen numerisch über iterative Verfahren lösen. Außerdem muss bei sehr hohen Konzentrationen an Säuren oder Basen beachtet werden, dass die Näherung nicht mehr gilt, dass die Aktivität der Oxoniumionen gleich ihrer Konzentration in mol/dm³ ist.

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 Effekte − in der Regel gekoppelt − auftreten, von denen der erste der weitaus wichtigste ist:

Die Gleichgewichtskonstante K für die Dissoziation von Phenol nimmt mit steigender Temperatur zu, damit auch die Dissoziation der Säure. Vergrößert sich K, so würde hier also der pH-Wert sinken, und umgekehrt.
: $\mathrm{PhOH \begin{matrix} {}_{K \gg {}} \\ \to \\ {} \end{matrix} PhO^{-} + H^{+}}$
Bei einer Temperaturabsenkung von 30 °C auf 20 °C hat Phenol eine geringere Löslichkeit in Wasser und es lösen sich nur noch ca. 0,9 mol/l. In diesem Fall 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. Dadurch verringert sich die molare Konzentration an Phenol. Somit steigt, wenn auch kaum messbar, der pH-Wert. Analog dazu sinkt der pH-Wert bei einer Temperaturerniedrigung.

Bedeutung des pH-Wertes

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 (siehe Indikator (Chemie) bzw. Phenolphthalein).

Bei vielen chemischen Reaktionen beeinflusst der pH-Wert die Reaktionsgeschwindigkeit. Bei solchen Reaktionen spielen die Wasserstoffionen oftmals die Rolle eines Katalysators. Ein Beispiel dafür ist die Aushärtung von Aminoplasten.

Die Auswirkung des pH-Wertes auf das Wachstum von Pflanzen

Grundsätzlich beeinflusst der pH-Wert des Bodens die Verfügbarkeit der Nährsalze (z. B. 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.

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, Bodenversauerung, Versauerung der Meere

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen

Von entscheidender Bedeutung ist der pH-Wert des Blutes und der Zellflüssigkeit. Im Blut wird der pH-Wert durch ein komplexes Puffersystem aus gelöstem Gas, Salzen und Proteinen, dem sogenannten Blutpuffer, eingestellt. Normal ist ein pH-Wert von 7,37-7,45 in arteriellem Blut. Der pH-Wert des Blutes hat große Auswirkungen auf das Hämoglobin. Je geringer der pH-Wert ist, desto weniger Sauerstoff kann dieses binden (Bohr-Effekt). Wird im Gewebe durch die Atmungs-Kohlensäure der pH-Wert des Blutes gesenkt, gibt deshalb das Hämoglobin Sauerstoff ab. Wird umgekehrt in der Lunge Kohlendioxid abgeatmet, so steigt dort der pH-Wert des Blutes und somit die Aufnahmefähigkeit des Hämoglobins für Sauerstoff.

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.

Auch die Haut des Menschen ist leicht sauer (pH-Wert 5,5). Dieser Säuremantel ist ein Schutz vor Krankheitserregern. (Früher übliche, mittlerweile kaum noch übliche) Seifen, welche normalerweise basisch sind, „trocknen“ somit die Haut aus, weil sie die Fettschicht entfernen und die Säureschicht zerstören. Heute übliche Waschlotionen bestehen aus einem Gemisch einer Trägersubstanz (Wasser, Glyzerin, Natriumchlorid, Natriumthiosulfat, Natriumhydrogencarbonat, Distearate) und wenigen Prozenten synthetischer Tenside. Der pH-Wert ist damit auf fast jeden beliebigen Wert einstellbar, üblich sind Werte um den Wert 5.

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 (Süßwasser):

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.)

Gemäß der Trinkwasserverordnung darf das Trinkwasser aus der Leitung einen pH-Wert zwischen 6,5 und 9,5 aufweisen. Unter Umständen kann es sich daher empfehlen, das Aquarium mit qualitativ einwandfreiem Quellwasser statt mit Trinkwasser zu füllen. Das Wasser kann auch mit handelsüblichen Chemikaliensets auf den gewünschten pH eingestellt werden.

Einzelnachweise

↑ D. K. Nordstrom, C. N. Alpers, C. J. Ptacek, D. W. Blowes: Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California. In: Environmental Science & Technology. 34, Nr. 2, 2000, S. 254 - 258. doi:10.1021/es990646v

Literatur

R. P. Buck, S. Rondinini, A. K. Covington, u.a.: Measurement of pH. Definition, standards, and procedures (IUPAC Recommendations 2002) in Pure Appl. Chem. 74(11), 2169−2200 (2002); Faxsimile.

Weblinks

Commons: PH-Wert – Bilder, Videos und Audiodateien

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

Wikipedia

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