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<!DOCTYPE html>

<title>PH-Meter</title>

</head>

<h1 id="firstHeading" class="firstHeading mw-first-heading">pH-Meter</h1>

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</div>

<p>Ein <b>pH-Meter</b>, auch <b>pH-Messkette</b> genannt, ist ein Messgerät zur <a href="PH-Wert-Messung" class="mw-redirect" title="PH-Wert-Messung">Bestimmung</a> und Anzeige des <a href="PH-Wert" title="PH-Wert">pH-Wertes</a> einer Lösung. Dabei wird der Wert auf <a href="Elektrochemie" title="Elektrochemie">elektrochemischem</a> Wege ermittelt und nicht über <a href="S%C3%A4ure" class="mw-redirect" title="Säure">Säure</a>-<a href="Base_(Chemie)" class="mw-redirect" title="Base (Chemie)">Base</a>-<a href="Indikator_(Chemie)" title="Indikator (Chemie)">Indikatoren</a>.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Geschichte">Geschichte</h2></div>

<p>Zwischen 1920 und 1940 wurden die technischen Grundlagen für die pH-Messung geschaffen. So wurde z. B. 1940 von <a href="Jenaer_Glas" title="Jenaer Glas">Jenaer Glas</a> das pH-Meter auf Basis von Wasserstoffelektroden patentiert. Die ersten pH-Meter mit Glaselektroden wurden 1935 von <a href="Arnold_Orville_Beckman" title="Arnold Orville Beckman">Arnold Orville Beckman</a> zur Messung der <a href="Zitronens%C3%A4ure" class="mw-redirect" title="Zitronensäure">Zitronensäure</a>-Konzentration bei Zitrusfrüchten entwickelt, patentiert<sup id="cite_ref-1" class="reference"><a href="#cite_note-1"><span class="cite-bracket">[</span>1<span class="cite-bracket">]</span></a></sup> und im Rahmen des von ihm gegründeten Unternehmens, den <a href="Beckman_Coulter" title="Beckman Coulter"><i>National Technical Laboratories</i></a>, produziert.<sup id="cite_ref-beck1_2-0" class="reference"><a href="#cite_note-beck1-2"><span class="cite-bracket">[</span>2<span class="cite-bracket">]</span></a></sup> Andere Systeme wie die Chinon-Elektrode oder die Antimon-Elektrode sind auch in dieser Zeit vorgestellt worden.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Aufbau_von_pH-Metern">Aufbau von pH-Metern</h2></div>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="pH-Messung_mit_Glaselektroden">pH-Messung mit Glaselektroden</h3></div>

<p>Das am häufigsten verwendete Messprinzip benutzt das Potential einer <a href="Glaselektrode" title="Glaselektrode">Glaselektrode</a>, welche auch als <a href="PH-Elektrode" title="PH-Elektrode">pH-Elektrode</a> bezeichnet wird. Eine <a href="Halbzelle" title="Halbzelle">Halbzellenreaktion</a> an der Glasmembran bildet dort ein elektrisches Potenzial aus, welches in direkter Abhängigkeit zur <a href="Hydronium-Ion" class="mw-redirect" title="Hydronium-Ion">H<sup>+</sup>-Ionen</a>-Konzentration steht. Aus der <a href="Elektrostatik#Potential_und_Spannung" title="Elektrostatik">Potenzialdifferenz</a> zur <a href="Bezugselektrode" class="mw-redirect" title="Bezugselektrode">Bezugselektrode</a> entsteht eine Spannung, die weitgehend linear den pH-Wert abbildet. Als Bezugselektrode dient in den meisten Fällen eine <a href="Silber-Silberchlorid-Elektrode" title="Silber-Silberchlorid-Elektrode">Silber-Silberchlorid-Halbzelle</a>, die mit der Glaselektrode zu einer sog. Einstab-Messkette zusammengebaut ist. Die Bezugselektrode ist über ein <a href="Diaphragma-Verfahren" class="mw-redirect" title="Diaphragma-Verfahren">Diaphragma</a> mit der zu messenden Lösung verbunden, das meist aus Glasschwamm, Keramik oder Platinschwamm ausgeführt ist. Bei Nichtgebrauch wird die Glaselektrode in einer <a href="Kaliumchlorid" title="Kaliumchlorid">Kaliumchloridlösung</a> aufbewahrt, um das Diaphragma potentialneutral und leitfähig zu halten.

</p><p>Bei der Messung kann kaum ein belastbarer Strom erzeugt werden. Deshalb muss das Messgerät aus einem <a href="Verst%C3%A4rker_(Elektrotechnik)" title="Verstärker (Elektrotechnik)">Verstärker</a> mit sehr hohem <a href="Eingangswiderstand" title="Eingangswiderstand">Eingangswiderstand</a> und einem <a href="Spannungsmessger%C3%A4t" title="Spannungsmessgerät">Spannungsmessgerät</a> aufgebaut werden. Zur Kalibrierung muss sowohl der Nullpunkt als auch der Verstärkungsfaktor (<a href="Steigung" title="Steigung">Steigung</a>) der Schaltung verstellbar sein. Wegen der geringen Belastbarkeit des Messpotenzials kommt es auch sehr leicht zu Störungen der Messung, beispielsweise durch sog. Strömungspotenziale. Verunreinigungen und Auslaugungen des Diaphragmas führen ebenfalls zu Messfehlern. Ferner stellt sich ein stabiler Gleichgewichtsmesswert umso langsamer ein, je geringer die Pufferkapazität des Messgutes ist.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="pH-Messung_mit_Feldeffekttransistoren">pH-Messung mit Feldeffekttransistoren</h3></div>

<p>Ein neueres Messprinzip basiert auf einem <a href="Ionensensitiver_Feldeffekttransistor" title="Ionensensitiver Feldeffekttransistor">ionensensitiven Feldeffekttransistor</a> (ISFET). Die Messwerte des ISFET sind etwas stabiler und die nachgeschaltete Elektronik robuster. Dafür soll die Standzeit (Haltbarkeit, Zahl der möglichen Messvorgänge) des Sensors geringer sein. Die Messwerte stimmen zwischen Glaselektrode und ISFET nicht besonders gut überein, da die Abweichungen von der <a href="Linearit%C3%A4t_(Physik)" title="Linearität (Physik)">Linearität</a> und die begleitenden Messfehler unterschiedlich sind.

</p><p>Dies illustriert die allgemeine Problematik von pH-Angaben. Zum einen ist der pH-Wert theoretisch definiert: als der negative Zehnerlogarithmus der Hydronium-Ionen-Konzentration. Andererseits zeigt die Messung so viele Probleme, dass häufig die operationale Definition benutzt wird: Der pH-Wert sei der von einem Glaselektroden-pH-Meter bei ruhendem Messgut von 20 °C angezeigte Messwert (plus weitere Spezifikationen des Eich- und Messvorgangs). Auf dem Bewusstsein für die Schwierigkeiten der pH-Ermittlung und der stillschweigenden Einigung auf diese operationale Definition beruht ein verbreiteter Widerstand von Messpraktikern gegen die ISFET-Messung.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="pH-Messung_mit_Wasserstoffelektroden">pH-Messung mit Wasserstoffelektroden</h3></div>

<p> Die wohl älteste Technik zur pH-Messung beruht auf der pH-Abhängigkeit des Wasserstoffpotentials (siehe dazu <a href="Reversible_Wasserstoffelektrode" title="Reversible Wasserstoffelektrode">Reversible Wasserstoffelektrode</a>). Technisch waren solche pH-Meter bisher aufwendig – insbesondere die Wasserstoffversorgung erfordert einen hohen technischen Aufwand. Dies konnte in den letzten Jahren behoben werden, so dass nun die <b>Vorteile</b>

</p><ul><li>kein Alkali-Fehler (siehe Abbildung)</li>

<li>kein Säurefehler</li>

<li>mechanisch stabil</li>

<li>sehr niedrige Impedanz (Eingangswiderstand)</li></ul>

<p>mit den <b>Nachteilen</b>

</p>

<ul><li>Empfindlichkeit gegen oxidierende oder reduzierende Spezies</li>

<li>Empfindlichkeit gegen Schwermetallsalze, die edler als Wasserstoff sind (Cu, Ag, Hg)<sup id="cite_ref-Schwabe_3-0" class="reference"><a href="#cite_note-Schwabe-3"><span class="cite-bracket">[</span>3<span class="cite-bracket">]</span></a></sup></li></ul>

<p>abgewogen werden müssen. Die hier zitierten Nachteile sind jedoch theoretischer Natur und müssen im Einzelnen noch geprüft werden.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Justierung">Justierung</h2></div>

<p>Um genaue Messergebnisse zu erhalten, ist es üblich pH-Meter mindestens einmal arbeitstäglich vor der Benutzung zu <a href="Justierung" title="Justierung">justieren</a>. Dazu benutzt man als <a href="Kalibrierfl%C3%BCssigkeit" title="Kalibrierflüssigkeit">Justierflüssigkeit</a> <a href="Puffer_(Chemie)" title="Puffer (Chemie)">Pufferlösungen</a> mit bekanntem pH-Wert. Üblicherweise werden mindestens zwei, besser drei Pufferlösungen mit pH-Werten von 4, 7 und 10 benutzt.<sup id="cite_ref-Barker_4-0" class="reference"><a href="#cite_note-Barker-4"><span class="cite-bracket">[</span>4<span class="cite-bracket">]</span></a></sup> Diese Lösungen werden vom Laborfachhandel gebrauchsfertig angeboten und seltener selbst angesetzt. Der vom pH-Meter angezeigte Messwert wird ggf. entsprechend justiert, d. h., auf den pH-Wert der Pufferlösungen angepasst.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Anwendungsgebiete">Anwendungsgebiete</h2></div>

<p>pH-Meter finden heute ein breites Anwendungsgebiet, vor allen Dingen in der <a href="Industrie" title="Industrie">Industrie</a>, <a href="Medizin" title="Medizin">Medizin</a>, <a href="Aquaristik" class="mw-redirect" title="Aquaristik">Aquaristik</a> und in Schwimmbädern.<sup id="cite_ref-ref1_5-0" class="reference"><a href="#cite_note-ref1-5"><span class="cite-bracket">[</span>5<span class="cite-bracket">]</span></a></sup> Aus dem Alltag sind pH-Meter daher nicht wegzudenken, um die Sicherheit bei der Anwendung von Kosmetikprodukten wie Shampoo, Reinigungsmittel oder regelmäßigen Schwimmbadbesuchen zu gewährleisten. Zu aggressive <a href="Laugen" title="Laugen">Laugen</a> bzw. <a href="S%C3%A4uren" title="Säuren">Säuren</a> könnten dem Menschen Schaden zufügen und müssen daher ständig genau geprüft werden können.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Weblinks">Weblinks</h2></div>

<div class="sisterproject" style="margin:0.1em 0 0 0;"><div class="noresize noviewer" style="display:inline-block; line-height:10px; min-width:1.6em; text-align:center;" aria-hidden="true" role="presentation"><span class="mw-default-size" typeof="mw:File"><span title="Commons"></span></span></div><b><span class=""><a class="external text" href="https://commons.wikimedia.org/wiki/Category:pH_meters?uselang=de"><span lang="en">Commons</span>: pH-Meter</a></span></b> – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien</div>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Einzelnachweise">Einzelnachweise</h2></div>

<li id="cite_note-1"><span class="mw-cite-backlink"><a href="#cite_ref-1">↑</a></span> <span class="reference-text"><span class="cite">Patent <a rel="nofollow" class="external text" href="https://worldwide.espacenet.com/publicationDetails/biblio?locale=de_EP&CC=US&NR=2058761A">US2058761A</a>: <i>Apparatus for testing acidity.</i> Angemeldet am <span style="white-space:nowrap;">12. Oktober 1934</span>, veröffentlicht am <span style="white-space:nowrap;">27. Oktober 1936</span>, Anmelder: National Technical Laboratories, Erfinder: Arnold O. Beckmann, Henry E. Fracker.</span><span class="Z3988" title="ctx_ver=Z39.88-2004&rft_val_fmt=info%3Aofi%2Ffmt%3Akev%3Amtx%3Apatent&rft_id=US2058761A&rft.applcc=US&rft.title=Apparatus+for+testing+acidity&rft.inventor=Arnold+O.+Beckmann%2C+Henry+E.+Fracker&rft.assignee=National+Technical+Laboratories&rft.appldate=1934-10-12&rft.pubdate=1936-10-27">‌</span></span>

</li>

/* start https://de.wikipedia.org/ */

.mw-parser-output .webarchiv-memento a{color:inherit}

/* end https://de.wikipedia.org/ */

</style><a rel="nofollow" class="external text" href="https://web.archive.org/web/20110928144009/http://acswebcontent.acs.org/landmarks/landmarks/phmeter/phmeter.html"><i>The Beckman pH Meter.</i> American Chemical Society, 2004, abgefragt am 16. August 2010</a> (<span class="webarchiv-memento"><a href="Webarchivierung#Begrifflichkeiten" title="Webarchivierung">Memento</a></span> vom 28. September 2011 im <i><a href="Internet_Archive" title="Internet Archive">Internet Archive</a></i>).</span>

</li>

Kurt Schwabe, Elektrometrische pH Messung unter extremen Bedingungen, Verlag Chemie, 1960, Seite 15</span>

</li>

<li id="cite_note-Barker-4"><span class="mw-cite-backlink"><a href="#cite_ref-Barker_4-0">↑</a></span> <span class="reference-text">Kathy Barker: <i>Das Cold Spring Harbor Laborhandbuch für Einsteiger</i>. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2006, ISBN 978-3-8274-1656-8, S. 139–144.</span>

</li>

<a rel="nofollow" class="external text" href="https://web.archive.org/web/20130204025912/http://www.wlw.de/messtechnik/a/ph-meter-funktionsweise"><i>pH-Meter: Funktionsweise und Anwendung.</i> In: <i>Wer liefert Was?</i> 2013.</a> (<span class="webarchiv-memento"><a href="Webarchivierung#Begrifflichkeiten" title="Webarchivierung">Memento</a></span> vom 4. Februar 2013 im <i><a href="Internet_Archive" title="Internet Archive">Internet Archive</a></i>)</span>

</li>

</ol></div><div><div class="zim-footer">

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