pH-Wert-Definition

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Hydroniumkonzentration: $pH = -lg([H_{3}O^{+}])$, mit der Konzentration in $\frac{mol}{L}$. Beispiel: $\frac{0{,}01 mol}{L}$ Salzsäure ist vollständig dissoziiert, also $[H_{3}O^{+}] =\frac{ 0{,}01 mol}{L} =\frac{ 10^{-2} mol}{L}$. Dann ist $pH = -lg(10^{-2}) = 2$. Je höher die Hydroniumkonzentration, desto kleiner der pH und desto saurer die Lösung. Neutrales Wasser hat bei 25 °C einen pH von 7. Umgekehrt berechnest du die Konzentration mit $[H_{3}O^{+}] = 10^{(-pH)}$. Cola liegt bei etwa pH 2,5, Blut sehr konstant bei 7,4. Achte darauf, die Konzentration in $\frac{mol}{L}$ einzusetzen.

Die Hydroniumkonzentrationen in wässrigen Lösungen überstreichen einen enormen Bereich, von etwa $\frac{1 mol}{L}$ in starken Säuren bis $\frac{10^{-14} mol}{L}$ in starken Laugen. Eine lineare Skala wäre dafür völlig unpraktisch. Der negative dekadische Logarithmus komprimiert diese vielen Zehnerpotenzen auf eine handliche Skala von etwa 0 bis 14. Deshalb entspricht jede pH-Einheit einem Faktor 10 in der Konzentration: Eine Lösung mit pH 3 ist zehnmal saurer als eine mit pH 4 und hundertmal saurer als eine mit pH 5. Ein häufiger Fehler ist, pH-Werte linear zu behandeln und zu meinen, pH 6 sei nur wenig saurer als pH 7, obwohl es der zehnfache Wert ist.

Weil der pH der negative Zehnerlogarithmus der Konzentration ist, entspricht jede pH-Einheit einem Faktor 10. Steigt der pH um zwei Einheiten, sinkt die Hydroniumkonzentration um den Faktor 100, also um zwei Zehnerpotenzen. Beispiel: Von pH 3 mit $[H_{3}O^{+}] =\frac{ 10^{-3} mol}{L}$ zu pH 5 mit $[H_{3}O^{+}] =\frac{ 10^{-5} mol}{L}$ wird die Konzentration hundertmal kleiner. Ein steigender pH bedeutet eine abnehmende Säurekonzentration, die Lösung wird also basischer. Umgekehrt bedeutet ein um zwei Einheiten fallender pH eine hundertfach höhere Hydroniumkonzentration. Diese Rechnung machst du am schnellsten über die Zehnerpotenzen, ohne den Taschenrechner zu bemühen.

Der pH beschreibt die Hydroniumkonzentration über $pH = -lg([H_{3}O^{+}])$, der pOH analog die Hydroxidkonzentration über $pOH = -lg([OH^{-}])$. In wässrigen Lösungen sind beide über das Ionenprodukt des Wassers verknüpft: Bei 25 °C gilt $pH + pOH = 14$. Kennst du den einen Wert, erhältst du den anderen durch Subtraktion von 14. Eine saure Lösung hat einen niedrigen pH und einen hohen pOH, eine basische umgekehrt. Bei pH 7 sind beide gleich 7, die Lösung ist neutral. Der pOH ist besonders praktisch, wenn eine Base gegeben ist und du zuerst die Hydroxidkonzentration kennst; über $pH = 14 - pOH$ gelangst du dann bequem zum pH-Wert.

Reines Wasser dissoziiert in geringem Maße selbst in Hydronium- und Hydroxidionen; man nennt das Autoprotolyse. Bei 25 °C sind dabei genau gleich viele H₃O⁺- und OH⁻-Ionen vorhanden, jeweils $\frac{10^{-7} mol}{L}$. Setzt du diese Konzentration in $pH = -lg([H_{3}O^{+}])$ ein, erhältst du $pH = -lg(10^{-7}) = 7$. Weil Hydronium und Hydroxid gleich konzentriert sind, ist die Lösung weder sauer noch basisch, also neutral. Wichtig ist, dass der Neutralpunkt temperaturabhängig ist: Bei höherer Temperatur nimmt die Autoprotolyse zu, das Ionenprodukt steigt, und der neutrale pH liegt dann etwas unter 7. Die 7 gilt also streng nur bei 25 °C.