pH-Wert

Typisches Schulbuchdiagramm für pH-Skala mit abgeschlossenen Achsen
(rot = saurer Bereich, blau = basischer Bereich)

Der pH-Wert ist ein Maß für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. Der pH-Wert ist eine dimensionslose Zahl. Er ist der negative dekadische Logarithmus (= „Zehnerlogarithmus“) der Wasserstoffionen-Aktivität:^[1]

$\mathrm{\!\ pH = - \log_{10} ({a_{H^+}}) \ }$  oder auch  $\mathrm{ \ {a_{H^+}} = 10^{-pH}}$

Bei verdünnten Lösungen entspricht der pH-Wert in Näherung dem negativen dekadischen Logarithmus des Zahlenwertes der Stoffmengenkonzentration c der Oxoniumionen (H₃O⁺) in Mol pro Liter:

$\mathrm{\!\ pH = - \log_{10} \left({c_{H_3O^+}} \, \cdot \frac{l}{mol} \right) }$  oder auch  $\mathrm{ \ {c_{H_3O^+}} = 10^{-pH} \, \frac{mol}{l} }$

Geschichte

Der dänische Chemiker Søren Sørensen führte im Jahr 1909 den Wasserstoffionenexponent in der Schreibweise p_H⁺ für die Konzentration von Wasserstoffionen C_p gleich 10^−p_H+ ein.^[2] Die p_H⁺-Werte wurden über elektrometrische Messungen 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 hingegen willkürlich als Index für seine zu messende Lösungen (z. B. C_p) und q als Index für seine Referenzlösungen (z. B. C_q) aus.^[3]

Dem Buchstaben p in pH wurde später die Bedeutung Potenz^[3][4] zugeordnet oder aus dem Neulateinischen von potentia Hydrogenii ^[5] oder auch von pondus Hydrogenii ^[6] (lateinisch pondus „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.^[7] 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^[6], einem Ion das sich aus einem Wassermolekül durch Reaktion mit einem Protonendonator gebildet und dabei selbst als Protonenakzeptor reagiert hat.

Einteilung

Durch die Autoprotolyse ergibt sich das Ionenprodukt des Wassers bei 25 °C zu

K_W = c(H₃O⁺) · c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ mol²/l²

und teilt pH-Werte von verdünnten wässrigen Lösungen ein in:

• 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 Wasser
• pH > 7 als basische (alkalische) wässrige Lösung, hier ist c_H3O⁺ < c_OH⁻

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. Mehr hierzu findet sich unter pH-Elektrode.

Messung durch Ionensensitive Feldeffekt-Transistoren

Ähnlich wie an der Glaselektrode bauen Wasserstoffionen an einer sensitiven Gate-Membran des ionensensitiven Feldeffekttransistors (ISFET) ein Potential auf, welches die Stromdurchlässigkeit des Transistors beeinflusst. Durch geeignete Messtechnik lassen sich die Signale dann in pH-Werten anzeigen.

Bestimmung durch die Reaktion eines Indikatorfarbstoffes

Eine einfache Bestimmung des pH-Wertes erfolgt durch visuellen oder farbmetrische Bewertung der Farbumschläge von Indikatorfarbstoffen.

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
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	< 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 alkalisch
Menschlicher Speichel	6,5–7,4
Blut	7,4	alkalisch
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	13,5–14

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, die sogenannten „Universalindikatoren“ zum Einsatz. Diese zeigen über eine weite Skala von pH-Werten hinweg unterschiedliche Farben. Oft werden 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 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. Solche pH-Indikatoren sind

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

Definition

pH

Der pH-Wert ist definiert als der negative dekadische Logarithmus^{[8] [1]} (= „Zehnerlogarithmus“) der Wasserstoffionen-Aktivität.

$\mathrm{\!\ pH = - \log_{10} ({a_H})}$

Die Aktivität des Wasserstoffions a_H ist das Produkt der Molalität des Wasserstoffions (m_H in mol/kg) und des Aktivitätskoeffizienten des Wasserstoffions (γ_H) geteilt durch die Einheit der Molalität (m⁰ in mol/kg) (um einen dimensionslosen Wert zu erhalten).

Zur Vereinfachung der Formeln wird in der Regel das 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 das Oxoniumion H₃O⁺, welches wiederum noch weitere Wassermoleküle anlagert. Das hydratisierte Oxoniumion wird als Hydroniumion (H₉O₄⁺) bezeichnet.

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 Konzentration der Oxoniumionen (in mol / L) gesetzt wird:

$\mathrm{pH = - \log_{10} ({a_H}) \approx - \log_{10} \left( \frac{\left[ H_3O^+ \right]}{mol/L}\right)}$

pOH

Analog zum pH-Wert wurde ein pOH-Wert definiert. Dies ist der negative dekadische Logarithmus der OH⁻-Aktivität. Die OH⁻-Aktivität ist in mol/dm³ bzw. mol/l einzusetzen.

Die beiden Werte hängen über das Autoprotolysegleichgewicht zusammen:

Chemische Reaktionsgleichung:

$\mathrm{2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ OH^-}$

Gleichgewichtskonstante der Reaktion:

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

$\mathrm{-\log_{10} K_W = -\log_{10} a_{H_3O^+} - \log_{10} a_{OH^-} + \log_{10} a_{H_2O} = pH + pOH}$

Der Logarithmus der Aktivität von Wasser ist etwa gleich null, da die Aktivität des Wassers für verdünnte Lösungen etwa gleich eins ist. Die Gleichgewichtskonstante ist unter normalen Bedingungen, unter anderem bei T = 25 °C (298 K) K_W = 10⁻¹⁴, der Zusammenhang zwischen pH und pOH-Wert ist also:

pH + pOH = 14

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, die Protonen übertragen können, definiert. Auch diese beruhen auf der Autoprotolyse des jeweiligen Lösungsmittels. Die allgemeine Reaktion lautet:

2 LH $\leftrightharpoons$ LH₂⁺ + L⁻,

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

Die Gleichgewichtskonstante K ist hier im allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers. Der pH-Wert ist dann folgendermaßen definiert:

pH_p = −log₁₀ [LH₂⁺]

Einige Beispiele für amphiprotische Lösungsmittel
wasserfreie Ameisensäure	2 HCOOH $\leftrightharpoons$ HCOOH2+ + HCOO−
wasserfreies Ammoniak	2 NH3 $\leftrightharpoons$ NH2− + NH4+
wasserfreie Essigsäure	2 CH3COOH $\leftrightharpoons$ CH3COO− + CH3COOH2+
wasserfreies Ethanol	2 C2H5OH $\leftrightharpoons$ C2H5OH2+ + C2H5O−

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 dies 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 1-molaren 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 einem ihrer Salze oder einer schwachen Base und einem ihrer Salze ergeben Pufferlösungen. Hierbei stellen sich Gleichgewichte ein, die nahe dem negativen 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 solange 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. So bildet sich Kohlensäure (H₂CO₃), die zu Hydrogencarbonat- und Wasserstoffionen dissoziiert:

$\mathrm{CO_2 + H_2O \to H_2CO_3 \to HCO_3^- + H^+}$

Bei „chemisch reinem Wasser“ stellt sich deshalb 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.

Berechnung des pH-Wertes

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/Base repräsentiert) aus Tabellenwerken entnommen werden kann. Ein Beispiel ist aus der Praxis ist das Herstellen von Lösungen mit vorgegebenen pH-Wert. Es existieren Formeln, mit denen man den pH-Wert näherungsweise berechnen kann. Trotz Näherungen sind die Ergebnisse im Normalfall trotzdem genau genug.

Die Formeln leiten sich her aus dem ^[9]

Massenwirkungsgesetz $K_S = \frac{[\mathrm{A}^-] \cdot [\mathrm {H}_3 \mathrm {O}^+ ]}{\mathrm{HA}}$

Ionenprodukt des Wassers $K_W = c(\mathrm{H_3O^+}) \cdot c(\mathrm{OH^-})$

Massenerhaltungssatz c₀ = [HA] + [A ⁻ ]

Ladungserhaltungssatz [H₃O ⁺ ] = [A ⁻ ] + [OH ⁻ ]

Sehr starke Säuren

Bei der Berechnung wird angenommen, dass starke Säuren vollständig deprotoniert vorliegen. Dies gilt für Säuren mit einem pKs <1. Die Rechung ist im dem Fall unabhängig von der jeweiligen Säurekonstante, der pKs wird zur Berechnung also nicht benötigt. Die Entkoppelung vom K_s beruht auf dem Nivellierenden Effekt des Wassers. Auch die Autoprotolyse des Wassers spielt erst bei sehr verdünnten, starken Säuren (ab Konzentrationen $\le 10^{-6} \mathrm{mol/l}$) eine Rolle. Somit resultiert aus der Konzentration der Säure direkt die Konzentration der Protonen in Lösung, beschrieben durch die Formel:

[H₃O ⁺ ] = c₀ = [A ⁻ ]

Starke Säuren

Säuren mit einem 4.5 > pKs > 1 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:

$\mathrm{[H_3O^+] = -\frac{K_S}{2} + \sqrt{\frac{K_S^2}{4} + K_S \cdot c_0}}$

Schwache Säuren

Bei schwachen Säuren (4.5 < pKs < 9.5) ist der Anteil der dissozierten klein gegenüber dem Anteil der undissoziierten Säuremoleküle. Es kann daher als Vereinfachung angenommen werden, dass in der Lösung noch immer so viele protonierte Säuremoleküle vorliegen, wie ursprünglich zugegeben wurden. Die Gleichung für starke Säuren vereinfacht sich zu:

$\mathrm{[H_3O^+] = \sqrt{K_S \cdot c_0}}$

Der daraus resultierende Fehler sinkt mit zunehmender Konzentration und dem pKs-Wert.

Sehr schwache Säuren

Bei sehr schwachen Säuren müssen die durch Autodissoziation des Wassers erzeugten Protonen berücksichtigt werden. Daraus ergibt sich die Gleichung:

$c[H_3O^+] = \sqrt{K_s \cdot c_0 + K_w}$

Mit der Formel für schwache Säuren und Basen muss gerechnet werden, wenn das Produkt aus K_s und c₀ deutlich größer als der K_w ist ^[10].

Basen

Für die Berechnung des pH-Wertes einer basischen Lösung werden die selben Formeln benutzt. Jedoch wird statt dem K_S der K_B eingesetzt und das Ergebnis liefert nicht die Protonenkonzentration c(H₃O⁺), sondern die Hydroxydionen-Konzentration c(OH⁻). Diese kann in den pOH umgerechnet werden und aus diesem folgt der pH.

Sonstige Berechnungen

Für Lösungen einer Säure und ihrem entsprechenden Salz lässt sich der pH-Wert über die Henderson-Hasselbalch-Gleichung berechnen.

Für mehrprotonige Säuren kann man nur den Wert für die erste 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 exakte algebraische Lösung ist meist nicht mehr möglich, die Gleichungen sind numerisch über iterative Verfahren zu lösen. Bei sehr hohen Konzentrationen an Säuren oder Basen ist die Konzentration in mol/dm³ durch die Aktivität der Oxoniumionen zu ersetzen.

Temperaturabhängigkeit

Die Gleichgewichtskonstante der Wasserdissoziation K_W ist 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).^[11]

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

Die pH-Werte von Lösungen sind temperaturabhängig. Beispiel: Eine 1-molare Phenollösung hat bei einer Temperatur der Lösung von 30 °C einen pK_S-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.

1. 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: $\mathrm{PhOH \begin{matrix} {}_{K \gg {}} \\ \to \\ {} \end{matrix} PhO^{-} + H^{+}}$
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. 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.

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, wie dies für pH-Indikatoren etwa das Phenolphthalein von farblos zu rot erfolgt.

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

Auswirkungen des pH-Wertes auf das Wachstum von Pflanzen

Der pH-Wert des Bodens beeinflusst die (biologische) Verfügbarkeit von Nährsalzen. Bei neutralem und alkalischem Boden-pH bilden sich Eisenoxidhydroxide, die nicht aufgenommen werden können, es entsteht Eisenmangel. Treten starke pH-Werte-Änderungen auf, so können die Pflanzenorgane auch unmittelbar betroffen sein.

Für den Nährstoffhaushalt der Pflanzen ist neben Phosphor, Schwefel und Kali besonders Stickstoff von Bedeutung. Stickstoff wird als wasserlösliche 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 überwiegen 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 Mineraldüngern wird Ammoniumnitrat (NH₄NO₃) verwendet, wodurch beide, Ammonium- und Nitrat-Ionen vorhanden sind. Die Reaktionen im Boden führen hierbei 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 werden Aluminium- oder Manganionen löslich und für Pflanzen in schädigenden Mengen zugänglich.

Siehe auch: Boden-pH und Kalkstet

Siehe auch: Kalkhaltiger Boden und Bodenversauerung

Siehe auch: Versauerung der Meere

Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen

Der für den Menschen verträgliche Bereich des pH-Wertes von Blut und Zellflüssigkeit ist beschränkt. Der pH-Wert des Blutes wird durch ein komplexes Puffersystem von gelöstem Kohlenstoffdioxid, Salzen und Proteinen, dem sogenannten Blutpuffer, eingestellt. Normal ist ein pH-Wert von 7,35-7,45 in arteriellem Blut. Der pH-Wert des Blutes wirkt 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, ist das Sperma des Mannes basisch. Die beim Geschlechtsakt einsetzende Neutralisationsreaktion führt zu einem optimalen Milieu zur Bewegung der Spermien.

Die Haut des Menschen ist leicht sauer, pH ≈ 5,5. Der Säuremantel ist ein Schutz vor Krankheitserregern. Seifen sind deutlich basisch und „trocknen“ die Haut aus, sie entfernen die Fettschicht und zerstören die Säureschicht. Heutige Waschlotionen, die aus einem Gemisch aus einer Trägersubstanz, bestehend aus Wasser, Glyzerin, Natriumchlorid, Natriumthiosulfat, Natriumhydrogencarbonat und Distearaten, und einem geringen Anteil synthetischer Tenside bestehen, sind auf einen pH-Wert um 5 eingestellt.

Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien

In Aquarien erfordern Pflanzen und Fische bestimmte pH-Bereiche. Die Lebewesen haben einen pH-Toleranzbereich und können außerhalb dieses Bereichs nicht überleben. Meist sind Pflanzen im Aquarium pH-toleranter als Fische.

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)

Gemäß der Trinkwasserverordnung darf das Trinkwasser aus der Leitung einen pH-Wert zwischen 6,5 und 9,5 aufweisen. Das Wasser kann mit handelsüblichen Chemikalien auf den gewünschten pH-Wert eingestellt werden.

Siehe auch

• Säure-Base-Konzepte
• Der SH-Wert (Säuregrad) erfasst alle sauren Bestandteile der Probe, während der pH-Wert nur die H₃O ⁺ -Ionenkonzentration angibt.
• Das pH-Meter ist ein elektrochemisches Messgerät zur Bestimmung des pH-Werts.
• Für Supersäuren verwendet man die Hammettsche Aciditätsfunktion zur 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 Appl. Chem. 74(11), 2169−2200 (2002); Faksimile.
• Jander, Jahr: Maßanalyse. 17. Auflage, de Gruyter, Berlin 2009, (S. 99: Indikatoren), ISBN 978-3-11-019447-0.
• Wirz, Willy W.: pH- und. pCI-Werte, Handbuch mit Interpretationen u. e. Einf. in d. pX-Messtechnik; Messwerttab. nach elektron. (elektrometr.) 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

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

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

• http://www.liv.ac.uk/buffers
• http://www.fundgrube.priv.at/index.jsp?file=/chemie/saeurenBasen.xml
• pH-Wert-Berechnungen mit voreingestellten Arbeitsblättern

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b} ÖNORM M 6201-2006 – pH-Messung – Begriffe
2. ↑ S. P. L. Sörensen, Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen, Biochem. Zeitschr., 1909, 21, 131–304.
3. ↑ ^{a b} Jens G. Nørby, The origin and the meaning of the little p in pH, Trends in Biochemical Sciences, 25 (2000), 36-37.
4. ↑ Pschyrembel Klinisches Wörterbuch, 258. Aufl., de Gruyter, Berlin, 1998.
5. ↑ Duden, Deutsches Universalwörterbuch, 4. Aufl., Mannheim, 2001.
6. ↑ ^{a b} Gerhard Schulze, Jürgen Simon, Jander·Jahr Maßanalyse, 17. Auflage, de Gruyter, Berlin 2009, S. 77.
7. ↑ Eintrag: pH. In: IUPAC Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). doi:10.1351/goldbook.P04524 (Version: 2.2.).
8. ↑ Definition der IUPAC (englisch)
9. ↑ Matthias Otto: Analytische Chemie, 3. Auflage, Wiley-VCH, 2006, ISBN 3-527-31416-4, S.53f
10. ↑ Jander/Jahr: Maßanalyse, 17. Auflage, de Gruyter, Berlin 2009, S. 83 - 89 .
11. ↑ 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.

Anmerkungen