pH-Konzept
Der pH-Wert (Potentia hydrogenii) ist ein Maß für die Protonenkonzentration einer Lösung. Der Bezugspunkt für diesen Wert bildet das Wasser. Wasser betreibt in einem geringen Maße eine sogenannte Autoprotolyse.
Wasser ist ein Ampholyt, ein Stoff, der sowohl als Base als auch als Säure reagieren kann. Somit kann es mit sich selbst in geringen Maßen in Form einer Protolyse reagieren.
H2O + H2O H3O+ + OH-
Autoprotolyse
H2O H+ + OH-
Kw = [H+][OH-]
oder anders formuliert:
KW = c(H3O+) · c(OH−) = 10−14 mol2/l2
Das Ionenprodukt von Wassers bei 25ºC oder 298 K ist damit 10−14 mol2/l2
Merke
Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers. Das Ionenprodukt dieser Reaktion beträgt bei 298 K (25ºC) etwa 10−14 mol2/l2und begründet eine zumindest geringe elektrische Leitfähigkeit von chemisch reinem Wasser.
Der Bezugspunkt bezieht sich auf die Autoprotolyse und definiert den pH-Wert 7 als neutral, d.h. die Konzentration der Protonen ist gleich der Konzentration der Hydroxidionen.
pH > 7 bis 14 -> basischer, alkalischer Zustand, mehr Protonen als Hydroxidionen
pH saurer Zustand, mehr Hydroxidionen als Protonen
Der pH-Wert ist allgemein definiert als der negative dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration, eine dimensionslose Zahl für die Wasserstoffaktivität:
Methode
pH = - log(c(H+/H3O+))
Je größer die Protonenkonzentration, desto kleiner der pH-Wert, je geringer die Protonenkonzentration, desto größer der pH-Wert.
Entsprechend dem pH-Wert gibt es ein pOH-Wert als negativer dekadischer Logarithmus der OH-Konzentration.
Zusammen: pH + pOH = 14 = -log (Ionenprpdukt des Wassers)
Berechnung des pH-Wertes:
| starke Säuren: | starke Basen: |
| pH = -log (c(HA)) | 14 - pOH = pH 14 -(-log(c(B))) = pH |
| schwache Säuren: | schwache Basen: |
| pH = 1/2 (pKS-log(c(HA)) | 14 - (1/2 pKB-log(C(B))) = pH |
Beispielwerte
Stoff | Werte |
Salzsäure | pKS = -6, sehr starke Säure, pH = 1 |
Essigsäure | pKS = 4,75, schwache Säure |
Salpetersäure | pKS = -1,32 , sehr starke Säure |
Schwefelsäure | pKS = 2, starke Säure |
Fluorsäure | pKS = 3,14 Starke Säure |
Ammoniak | pKB = 4,24, Säure: Ammonium, pKS = 9,25, starke Base |
Natronlauge | pH = 14, sehr starke Base |
Merke
- pH saure wässrige Lösung, hier ist cH3O+ > cOH−
- pH = 7 als neutrale wässrige Lösung, hier ist cH3O+ = cOH−; auch eine Eigenschaft von reinem Wasser
- pH > 7 als basische (alkalische) wässrige Lösung, hier ist cH3O+cOH−
Mehrprotonige Säuren
Zu den Säuren ist darüber hinaus zu erwähnen, dass es neben einprotonigen (ein Proton wird abgegeben) auch mehrprotonige Säuren (2 oder mehr Protonen können im Laufe der Dissoziation abgegeben werden) gibt.
Da mehrprotonige Säuren mehr Protonen abgeben, sind sie schon in kleinen Mengen viel reaktiver.
Beispiel
Beispiel Schwefelsäure :
H2SO4 H+ + HSO4–
HSO4- 2 H+ + SO42-
Pro Mol Schwefelsäure können 2 Mol Protonen entstehen.
Säure-Base-Indikatoren
Indikatoren sind schwache Säuren oder auch Basen, deren korrespondierende Base eine andere Farbe aufweist, sodass es im Rahmen einer vermehrten Deprotonierung zu einem Farbumschlag kommt.
Merke
HInd = H+ + Ind-
Beispiele:
- Phenolphthalein, Umschlag bei pH-Wert 7 - 7,8, farblos zu violett
- Methylorange, Umschlag bei pH-Wert 3 - 4, rot zu orange
Einsatz:
- pH-Indikatoren z.B. bei Titration
- pH-Messung bei Stoffen
zum Kurs 
