GermanWikipedia - /page/entry.mu

<!DOCTYPE html>

</head>

</header>

</div>

Der pH-Wert (von pH: Abkürzung für Potential des Wasserstoffs, <a href="Latein" title="Latein">lateinisch</a> pondus Hydrogenii oder potentia hydrogenii) ist ein Maß für den <a href="S%C3%A4uren" title="Säuren">sauren</a> oder <a href="Basen_(Chemie)" title="Basen (Chemie)">basischen</a> Charakter einer <a href="W%C3%A4ssrige_L%C3%B6sung" title="Wässrige Lösung">wässrigen Lösung</a>. Er ist der <a href="Dekadischer_Logarithmus" title="Dekadischer Logarithmus">dekadische Logarithmus</a> (Zehnerlogarithmus) der <a href="Proton_(Chemie)" title="Proton (Chemie)">Wasserstoffionen</a>-<a href="Aktivit%C3%A4t_(Chemie)" title="Aktivität (Chemie)">Aktivität</a><a href="#cite_note-ÖNORM_M_6201-1">[1]</a> multipliziert mit −1. Eine höhere Konzentration an Wasserstoff- (H+) oder <a href="Oxonium" title="Oxonium">Oxoniumionen</a> (H3O+) in einer Lösung führt zu einem niedrigeren pH-Wert.<a href="#cite_note-2">[2]</a>

Abgeleitet von der <a href="S%C3%A4urekonstante#Säure-Base-Reaktion" title="Säurekonstante">Gleichgewichtskonstante</a> für die <a href="Autoprotolyse" class="mw-redirect" title="Autoprotolyse">Autoprotolyse</a> des Wassers (10−14 mol2l−2) nennt man eine verdünnte wässrige Lösung mit einem pH-Wert von weniger als 7 sauer, mit einem pH-Wert gleich 7 neutral und mit einem pH-Wert von mehr als 7 basisch oder alkalisch.

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

Der pH-Wert ist definiert als die <a href="Positive_und_negative_Zahlen#Gegenzahl" title="Positive und negative Zahlen">Gegenzahl</a> des dekadischen Logarithmus<a href="#cite_note-GoldBook-3">[3]</a><a href="#cite_note-ÖNORM_M_6201-1">[1]</a> (= Zehnerlogarithmus) der Wasserstoff<a href="Ion" title="Ion">ionen</a>-Aktivität:

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/261e8c940e76c4b1b2883addd4e33f01cb09de0b.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:20.565ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)}" loading="lazy">.</dd></dl>

Die dimensionslose <a href="Aktivit%C3%A4t_(Chemie)" title="Aktivität (Chemie)">relative Aktivität</a> des Wasserstoffions <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)}">

<mrow>

<msup>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/b51c3255a2645409fa64581790835951b1589898.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:7.001ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)}" loading="lazy"> ist das Produkt der <a href="Molalit%C3%A4t" title="Molalität">Molalität</a> des Wasserstoffions (<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle m(\mathrm {H} ^{+})}">

<msup>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle m(\mathrm {H} ^{+})}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/473a46ad7c1565f9038fff07c816cd596a976e4d.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.838ex; width:7.104ex; height:3.009ex;" alt="{\displaystyle m(\mathrm {H} ^{+})}" loading="lazy"> in <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot kg^{-1}} }">

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {mol\cdot kg^{-1}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/a9744f42a897da3d2597337e8567ba9d3edff737.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:10.147ex; height:3.009ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot kg^{-1}} }" loading="lazy">) und des Aktivitätskoeffizienten des Wasserstoffions (γH) geteilt durch die Einheit der Molalität (<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle m^{0}}">

<msup>

</mrow>

</msup>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle m^{0}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/d2c3f07af29065156b0bccd081dedb3ab733ec61.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:3.095ex; height:2.676ex;" alt="{\displaystyle m^{0}}" loading="lazy"> in <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot kg^{-1}} }">

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {mol\cdot kg^{-1}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/a9744f42a897da3d2597337e8567ba9d3edff737.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:10.147ex; height:3.009ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot kg^{-1}} }" loading="lazy">), somit gilt:

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mfrac>

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}\left(\gamma _{\mathrm {H} }{\frac {m\left(\mathrm {H^{+}} \right)}{m^{o}}}\right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/1145c7883e51dd3d1aa7cc8d7f5df82915d5d95c.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -2.505ex; width:27.594ex; height:6.343ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}\left(\gamma _{\mathrm {H} }{\frac {m\left(\mathrm {H^{+}} \right)}{m^{o}}}\right)}" loading="lazy">.</dd></dl>

Zur Vereinfachung der Formeln wird in der Regel das <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {H} ^{+}}">

<msup>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {H} ^{+}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/1a47fa681eacf23b8e4504e88462c9d1f01c4f95.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:3.254ex; height:2.509ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {H} ^{+}}" loading="lazy"> (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 <a href="Oxoniumion" class="mw-redirect" title="Oxoniumion">Oxoniumion</a> <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {H_{3}O} ^{+}}">

<msup>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {H_{3}O} ^{+}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/cce57f1a1f64873d1102c3e61928cc6fec08a72a.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:6.116ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {H_{3}O} ^{+}}" loading="lazy">, welches wiederum noch weitere Wassermoleküle anlagert (etwa <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {H_{9}O_{4}} ^{+}}">

<msup>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {H_{9}O_{4}} ^{+}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/8aeb8757ff5c9d4913f62376b5c98c978fa99305.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:7.171ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {H_{9}O_{4}} ^{+}}" loading="lazy"> bzw. <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {H_{3}O} ^{+}}">

<msup>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {H_{3}O} ^{+}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/cce57f1a1f64873d1102c3e61928cc6fec08a72a.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:6.116ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {H_{3}O} ^{+}}" loading="lazy"> · 3 <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {H_{2}O} }">

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {H_{2}O} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/14c3188b32627bb51d4497424dc5146d2a07054e.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:4.605ex; height:2.509ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {H_{2}O} }" loading="lazy">).

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 <a href="Physikalische_Gr%C3%B6%C3%9Fe" title="Physikalische Größe">Maßzahl</a> der Oxoniumionen-Konzentration (in <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot dm^{-3}} }">

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {mol\cdot dm^{-3}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/886d835c06e47a4c7b154cdf7422dd8d38e6c5fe.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:10.985ex; height:2.676ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot dm^{-3}} }" loading="lazy"> bzw. <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot l^{-1}} }">

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {mol\cdot l^{-1}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/946fad32e320996c951e36155ddd51ba9389d1de.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:8.404ex; height:2.676ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot l^{-1}} }" loading="lazy">) gesetzt wird:

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</mrow>

</msup>

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mfrac>

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)\approx -\log _{10}\left({\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/7be89dd0224053901a215580324c23d577010680.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -2.505ex; width:44.284ex; height:6.343ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}a\left(\mathrm {H} ^{+}\right)\approx -\log _{10}\left({\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\right)}" loading="lazy">.</dd></dl>

Man beachte auch, dass eigentlich die Einzelionenaktivität des Wasserstoffions bekannt sein müsste, um den pH-Wert exakt nach Definition zu bestimmen. Allerdings ist es umstritten, ob Einzelionenaktivitäten bestimmt werden können.<a href="#cite_note-4">[4]</a>

Analog zum pH-Wert wurde auch ein pOH-Wert definiert. Es ist die Gegenzahl des dekadischen Logarithmus der Maßzahl der <a href="Hydroxidion" title="Hydroxidion">Hydroxidionen</a>-Aktivität (in <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot dm^{-3}} }">

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {mol\cdot dm^{-3}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/886d835c06e47a4c7b154cdf7422dd8d38e6c5fe.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:10.985ex; height:2.676ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot dm^{-3}} }" loading="lazy"> bzw. <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot l^{-1}} }">

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {mol\cdot l^{-1}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/946fad32e320996c951e36155ddd51ba9389d1de.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:8.404ex; height:2.676ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {mol\cdot l^{-1}} }" loading="lazy">).

Beide Werte hängen über das <a href="Autoprotolyse" class="mw-redirect" title="Autoprotolyse">Autoprotolysegleichgewicht</a> zusammen:

Chemische <a href="Reaktionsgleichung" title="Reaktionsgleichung">Reaktionsgleichung</a>:

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/62104ac932a0e06d720bab0d30b97b3c2d31e971.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:26.304ex; height:2.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}} }" loading="lazy"></dd></dl>

Gleichgewichtskonstante der <a href="Chemische_Reaktion" title="Chemische Reaktion">Reaktion</a>:

<msub>

</mrow>

</msub>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

</mrow>

</mfrac>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)\cdot a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)}}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/837815a48bc217a18be21970af298f07156315b9.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -2.671ex; width:27.036ex; height:6.509ex;" alt="{\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)\cdot a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)}}}" loading="lazy"></dd>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

</mrow>

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle -\log _{10}K_{\mathrm {w} }=-\log _{10}a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)-\log _{10}a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)+\log _{10}a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)=\mathrm {pH} +\mathrm {pOH} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/8197c77405fb4f04141e60607e99919d2fc41493.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:79.078ex; height:3.343ex;" alt="{\displaystyle -\log _{10}K_{\mathrm {w} }=-\log _{10}a\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)-\log _{10}a\left(\mathrm {OH^{-}} \right)+\log _{10}a^{2}\left(\mathrm {H_{2}O} \right)=\mathrm {pH} +\mathrm {pOH} }" loading="lazy"></dd></dl>

Die Aktivität des Wassers als Lösemittel für verdünnte Systeme ist insbesondere bei t = 25 °C (<a href="Standardbedingungen" title="Standardbedingungen">Standardbedingung</a>) gleich eins. Damit ist der Logarithmus der Aktivität von Wasser gleich null. Die <a href="Gleichgewichtskonstante" class="mw-redirect" title="Gleichgewichtskonstante">Gleichgewichtskonstante</a> ist unter normalen Bedingungen Kw = 10−14. Damit ist der Zusammenhang zwischen pH und pOH einer verdünnten Lösung bei Raumtemperatur in guter Näherung:

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {pH} +\mathrm {pOH} =14}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/21a678692f1edb29c3128333b6054e551127a7f9.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:16.143ex; height:2.509ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {pH} +\mathrm {pOH} =14}" loading="lazy"></dd></dl>

Weitere Erläuterungen finden sich im Artikel <a href="Oxonium" title="Oxonium">Oxonium</a> und <a href="Autoprotolyse" class="mw-redirect" title="Autoprotolyse">Autoprotolyse</a>.

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Der_pH-Wert_bei_anderen_Lösungsmitteln">Der pH-Wert bei anderen Lösungsmitteln</h3></div>

Eine Maßzahl vergleichbar dem „pH-Wert“ ist auch für andere <a href="Ampholyt" title="Ampholyt">amphiprotische</a> Lösungsmittel LH definiert, die <a href="Proton_(Chemie)" title="Proton (Chemie)">Protonen</a> übertragen können. Auch diese beruhen auf der Autoprotolyse des jeweiligen Lösungsmittels. Die allgemeine Reaktion lautet:

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \leftrightharpoons }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/d4d336e949c5bbadc3e4e2039ea95ed50eda7b3b.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:2.324ex; height:1.843ex;" alt="{\displaystyle \leftrightharpoons }" loading="lazy"> LH2+ + L−,</dd></dl>

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

Die <a href="Gleichgewichtskonstante" class="mw-redirect" title="Gleichgewichtskonstante">Gleichgewichtskonstante</a> K ist hier im Allgemeinen kleiner als beim Ionenprodukt des Wassers. Der pH-Wert ist dann folgendermaßen definiert:

<msub>

</mrow>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

</mrow>

</mrow>

</msubsup>

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {pH} _{p}=-\log _{10}c\left(\mathrm {LH_{2}^{\,+}} \right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/120cdffed74905ad21debf8d280a177d2c056625.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.171ex; width:23.241ex; height:3.343ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {pH} _{p}=-\log _{10}c\left(\mathrm {LH_{2}^{\,+}} \right)}" loading="lazy"></dd></dl>

<td colspan="2" align="center" class="hintergrundfarbe6">Einige Beispiele für amphiprotische Lösungsmittel

</td></tr>

<tr>

<td>wasserfreie <a href="Ameisens%C3%A4ure" title="Ameisensäure">Ameisensäure</a>

</td>

<td>2 HCOOH <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \leftrightharpoons }">

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \leftrightharpoons }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/d4d336e949c5bbadc3e4e2039ea95ed50eda7b3b.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:2.324ex; height:1.843ex;" alt="{\displaystyle \leftrightharpoons }" loading="lazy"> HCOOH2+ + HCOO−

</td></tr>

<tr>

<td>wasserfreies <a href="Ammoniak" title="Ammoniak">Ammoniak</a>

</td>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \leftrightharpoons }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/d4d336e949c5bbadc3e4e2039ea95ed50eda7b3b.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:2.324ex; height:1.843ex;" alt="{\displaystyle \leftrightharpoons }" loading="lazy"> NH2− + NH4+

</td></tr>

<tr>

<td>wasserfreie <a href="Essigs%C3%A4ure" title="Essigsäure">Essigsäure</a>

</td>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \leftrightharpoons }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/d4d336e949c5bbadc3e4e2039ea95ed50eda7b3b.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:2.324ex; height:1.843ex;" alt="{\displaystyle \leftrightharpoons }" loading="lazy"> CH3COO− + CH3COOH2+

</td></tr>

<tr>

<td>wasserfreies <a href="Ethanol" title="Ethanol">Ethanol</a>

</td>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \leftrightharpoons }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/d4d336e949c5bbadc3e4e2039ea95ed50eda7b3b.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.338ex; width:2.324ex; height:1.843ex;" alt="{\displaystyle \leftrightharpoons }" loading="lazy"> C2H5OH2+ + C2H5O−

</td></tr>

</tbody></table></dd></dl>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Neutralwert_und_Einteilung">Neutralwert und Einteilung</h3></div>

<caption>Durchschnittliche pH-Werte einiger gebräuchlicher Lösungen

</caption>

<th>Substanz</th>

<th>Art

</th></tr>

<tr>

<td><a href="Batteries%C3%A4ure" class="mw-redirect" title="Batteriesäure">Batteriesäure</a>

</td>

<td style="background-color: #CC0000; text-align: center">< 1

</td>

<td style="text-align: center" rowspan="17">sauer

</td></tr>

<tr>

<td style="background-color: #E9E9E9"><a href="Magens%C3%A4ure" class="mw-redirect" title="Magensäure">Magensäure</a> (nüchterner Magen)

</td>

<td style="background-color: #EE0000; text-align: center">1,0 – 1,5

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Zitrone" title="Zitrone">Zitronensaft</a>

</td>

<td style="background-color: #FF3300; text-align: center">2,4

</td></tr>

<tr>

</td>

<td style="background-color: #FF6600; text-align: center">2,0 – 3,0

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Essig" title="Essig">Essig</a>

</td>

<td style="background-color: #FF9900; text-align: center">2,5

</td></tr>

<tr>

<td>Fruchtsaft der <a href="Schattenmorelle" title="Schattenmorelle">Schattenmorelle</a>

</td>

<td style="background-color: #FF9900; text-align: center">2,7

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Orangensaft" title="Orangensaft">Orangen-</a> und <a href="Apfelsaft" title="Apfelsaft">Apfelsaft</a>

</td>

<td style="background-color: #FFCC00; text-align: center">3,5

</td></tr>

<tr>

</td>

<td style="background-color: #FFDD00; text-align: center">4,0

</td></tr>

<tr>

<td>Saure <a href="Milch" title="Milch">Milch</a>

</td>

<td style="background-color: yellow; text-align: center">4,5

</td></tr>

<tr>

</td>

<td style="background-color: yellow; text-align: center">4,5 – 5,0

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Saurer_Regen" title="Saurer Regen">Saurer Regen</a> (aus verschmutzter Luft)

</td>

<td style="background-color: yellow; text-align: center">< 5,0

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Kaffee" title="Kaffee">Kaffee</a>

</td>

<td style="background-color: yellow; text-align: center">5,0

</td></tr>

<tr>

</td>

<td style="background-color: #DDEE00; text-align: center">5,5

</td></tr>

<tr>

<td style="background-color: #E9E9E9"><a href="Haut" title="Haut">Hautoberfläche</a> des Menschen

</td>

<td style="background-color: #DDEE00; text-align: center">5,5

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Regen" title="Regen">Regen</a> (Niederschlag mit gelöstem CO2)

</td>

<td style="background-color: #DDEE00; text-align: center">5,6

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Mineralwasser" title="Mineralwasser">Mineralwasser</a>

</td>

<td style="background-color: #88BB33; text-align: center">6,0

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Milch" title="Milch">Milch</a>

</td>

<td style="background-color: #339933; text-align: center">6,5

</td></tr>

<tr>

<td style="background-color: #E9E9E9">Menschlicher <a href="Speichel" title="Speichel">Speichel</a>

</td>

<td style="background-color: green; text-align: center">6,5 – 7,4

</td>

<td style="text-align: center">sauer bis alkalisch

</td></tr>

<tr>

<td>Reines <a href="Wasser" title="Wasser">Wasser</a> (CO2-frei)

</td>

<td style="background-color: green; text-align: center">7,0

</td>

<td style="text-align: center">neutral

</td></tr>

<tr>

</td>

<td style="background-color: #009988; text-align: center">7,4

</td>

<td style="text-align: center" rowspan="8">alkalisch

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Meerwasser" title="Meerwasser">Meerwasser</a>

</td>

<td style="background-color: #006699; text-align: center; color: #FFFFFF">7,5 – 8,4

</td></tr>

<tr>

<td style="background-color: #E9E9E9"><a href="Pankreas" class="mw-redirect" title="Pankreas">Pankreassaft</a> (<a href="Bauchspeicheldr%C3%BCse" title="Bauchspeicheldrüse">Bauchspeicheldrüse</a>)

</td>

<td style="background-color: #0066AA; text-align: center; color: #FFFFFF">8,3

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Seife" title="Seife">Seife</a>

</td>

<td style="background-color: #0000FF; text-align: center; color: #FFFFFF">9,0 – 10,0

</td></tr>

<tr>

<td>Haushalts-<a href="Ammoniak" title="Ammoniak">Ammoniak</a>

</td>

<td style="background-color: #0000FF; text-align: center; color: #FFFFFF">11,5

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Bleichmittel" class="mw-redirect" title="Bleichmittel">Bleichmittel</a>

</td>

<td style="background-color: #0000CC; text-align: center; color: #FFFFFF">12,5

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Beton" title="Beton">Beton</a>

</td>

<td style="background-color: #0000CC; text-align: center; color: #FFFFFF">12,6

</td></tr>

<tr>

<td><a href="Natronlauge" title="Natronlauge">Natronlauge</a>

</td>

<td style="background-color: #000099; text-align: center; color: #FFFFFF">13,5 – 14

</td></tr>

<tr>

<th colspan="3">Legende

</th></tr>

<tr>

<td style="background-color: #E9E9E9">grau hinterlegt

</td>

<td style="text-align:left" colspan="2">Bestandteil des menschlichen Körpers

</td></tr>

<tr>

<td style="background-color: #E9E9E9"> farbig hinterlegt

</td>

<td style="text-align:left" colspan="2">Farben des Universalindikators

</td></tr></tbody></table>

Durch die <a href="Autoprotolyse" class="mw-redirect" title="Autoprotolyse">Autoprotolyse</a> ergibt sich das <a href="Ionenprodukt" title="Ionenprodukt">Ionenprodukt</a> des <a href="Wasser" title="Wasser">Wassers</a> bei 25 °C zu

<msub>

</mrow>

</msub>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mfrac>

</mrow>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mfrac>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}=10^{-14}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/51b9df3526b7f5305c11c08d6261d33e729c51ea.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.838ex; width:36.005ex; height:5.676ex;" alt="{\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}=10^{-14}}" loading="lazy"></dd></dl>

Durch diese Größe wird die Skala und der neutrale Wert des pH-Wertes bestimmt. Die pH-Werte von verdünnten wässrigen Lösungen werden wie folgt qualifiziert:

<li>pH = 7 als neutrale wässrige Lösung, hier ist c(H3O+) = c(OH−); auch eine Eigenschaft von reinem Wasser<a href="#cite_note-5">[5]</a></li>

<li>pH > 7 als basische (alkalische) wässrige Lösung, hier ist c(H3O+) < c(OH−)</li></ul>

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

Der dänische Chemiker <a href="S%C3%B8ren_S%C3%B8rensen_(Chemiker)" title="Søren Sørensen (Chemiker)">Søren Sørensen</a> führte im Jahr 1909 den Wasserstoffionenexponenten in der Schreibweise pH• für die Konzentration von Wasserstoffionen Cp gleich 10−pH• ein.<a href="#cite_note-SörD-6">[6]</a> Die pH•-Werte wurden über <a href="Elektroskop" title="Elektroskop">elektrometrische</a> Messungen bestimmt. Die Schreibweise pH• ging später in die heutige Schreibweise pH über. Der Buchstabe H wurde von Sørensen als Symbol für Wasserstoffionen verwendet, den Buchstaben p wählte er willkürlich als Index für seine zu messenden Lösungen (z. B. Cp) und q als Index für seine Referenzlösungen (z. B. Cq) aus.<a href="#cite_note-Norby-7">[7]</a>

Dem Buchstaben p in pH wurde später die Bedeutung Potenz<a href="#cite_note-Norby-7">[7]</a><a href="#cite_note-8">[8]</a> zugeordnet oder aus dem Neulateinischen von potentia Hydrogenii <a href="#cite_note-DudW-9">[9]</a> oder auch von pondus Hydrogenii <a href="#cite_note-pondus-10">[10]</a><a href="#cite_note-JanderJahr-11">[11]</a> (<a href="Latein" title="Latein">lateinisch</a> pondus „Gewicht“; potentia „<a href="Kraft" title="Kraft">Kraft</a>“; Hydrogenium „<a href="Wasserstoff" title="Wasserstoff">Wasserstoff</a>“) 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.<a href="#cite_note-GoldBook-3">[3]</a> Diese Definition dient der möglichst hohen Reproduzierbarkeit und Vergleichbarkeit von pH-<a href="Messung" title="Messung">Messungen</a>.

Von Wasserstoffionen (H+) oder Wasserstoffionenexponent zu sprechen geht auf das <a href="S%C3%A4ure-Base-Konzepte#Definition_nach_Arrhenius" title="Säure-Base-Konzepte">Säure-Base-Konzept nach Arrhenius</a> zurück. Heute wird in der Regel dem <a href="S%C3%A4ure-Base-Konzepte#Definition_nach_Brønsted_und_Lowry" title="Säure-Base-Konzepte">Säure-Base-Konzept nach Brønsted</a> gefolgt und von Oxoniumionen (H3O+) gesprochen,<a href="#cite_note-JanderJahr-11">[11]</a> einem Ion, das sich aus einem Wassermolekül durch Reaktion mit einem <a href="Protonendonator" title="Protonendonator">Protonendonator</a> gebildet und dabei selbst als <a href="Protonenakzeptor" title="Protonenakzeptor">Protonenakzeptor</a> reagiert hat.

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Chemisch-physikalische_Zusammenhänge">Chemisch-physikalische Zusammenhänge</h2></div>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="pH_und_Säuren_und_Basen">pH und Säuren und Basen</h3></div>

Werden Säuren in Wasser gelöst, geben diese durch die <a href="Dissoziation_(Chemie)" title="Dissoziation (Chemie)">Dissoziation</a> Wasserstoffionen an das Wasser ab, der pH-Wert der Lösung sinkt. Werden Basen gelöst, geben diese <a href="Hydroxidion" title="Hydroxidion">Hydroxidionen</a> ab, die Wasserstoffionen aus der Dissoziation des Wassers binden. Sie können auch selbst Wasserstoffionen binden, wie es 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). 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. Bei Lösungen sehr starker Säuren oder Basen können daher bei Konzentrationen über einem mol/l diese Grenzen überschritten und pH-Werte von unter Null oder über 14 gemessen werden. Diese Werte sind aber mit einer relativ großen Unsicherheit behaftet, da neben der Nichtlinearität der Aktivität auch die pH-Elektroden bei hohen Konzentrationen nicht mehr linear zur Konzentration arbeiten.

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 eines ihrer <a href="Salze" title="Salze">Salze</a> oder einer schwachen Base und eines ihrer Salze ergeben <a href="Pufferl%C3%B6sung" class="mw-redirect" title="Pufferlösung">Pufferlösungen</a>. Hier stellen sich Gleichgewichte ein, die nahe dem mit −1 multiplizierten logarithmierten Wert ihrer <a href="S%C3%A4urekonstante" title="Säurekonstante">Säurekonstanten</a> bzw. <a href="Basenkonstante" title="Basenkonstante">Basenkonstanten</a> 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 <a href="Pufferkapazit%C3%A4t" title="Pufferkapazität">Pufferkapazität</a>, der Effekt besteht so lange, wie die Zugabemenge den Vorrat der verbrauchten Pufferkomponente nicht übersteigt.

Reines Wasser nimmt <a href="Kohlenstoffdioxid" title="Kohlenstoffdioxid">Kohlenstoffdioxid</a> aus der Luft auf, je nach Temperatur etwa 0,3 bis 1 mg·l−1. So bildet sich <a href="Kohlens%C3%A4ure" title="Kohlensäure">Kohlensäure</a> (H2CO3), die zu <a href="Hydrogencarbonat" class="mw-redirect" title="Hydrogencarbonat">Hydrogencarbonat</a>- und Wasserstoffionen dissoziiert:

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

</mrow>

</msubsup>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {CO_{2}+H_{2}O\to H_{2}CO_{3}\to HCO_{3}^{-}+H^{+}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/818c96d335ef37c83bbb9c613218c17e5435268a.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:39.387ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {CO_{2}+H_{2}O\to H_{2}CO_{3}\to HCO_{3}^{-}+H^{+}} }" loading="lazy"></dd></dl>

Wird bei „chemisch reinem Wasser“ der Zutritt von Kohlenstoffdioxid nicht verhindert, stellt sich 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 <a href="Protonendonator" title="Protonendonator">Protonendonatoren</a> oder <a href="Protonenakzeptor" title="Protonenakzeptor">Protonenakzeptoren</a> sagt nichts über die Wirkung auf chemische Reaktionen oder Lebewesen aus.

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Temperaturabhängigkeit">Temperaturabhängigkeit</h3></div>

Die Gleichgewichtskonstante der Wasserdissoziation Kw ist temperaturabhängig:

<dl><dd>Bei 0 °C beträgt sie 0,115 · 10−14 (pKw = 14,939),</dd>

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

Die pH-Werte von Lösungen sind temperaturabhängig. Beispiel: Eine einmolare Phenollösung hat bei einer Temperatur der Lösung von 30 °C einen pKS-Wert des <a href="Phenol" title="Phenol">Phenols</a> 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.

<ol><li>Die <a href="Gleichgewichtskonstante" class="mw-redirect" title="Gleichgewichtskonstante">Gleichgewichtskonstante</a> 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: <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle \mathrm {PhOH\,{\stackrel {K\gg }{\longrightarrow }}\,PhO^{-}+H^{+}} }">

<mover>

</mrow>

</mrow>

</mover>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle \mathrm {PhOH\,{\stackrel {K\gg }{\longrightarrow }}\,PhO^{-}+H^{+}} }</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/204942d37c08196f929da9abe4adcbc91973170c.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.505ex; width:23.295ex; height:3.843ex;" alt="{\displaystyle \mathrm {PhOH\,{\stackrel {K\gg }{\longrightarrow }}\,PhO^{-}+H^{+}} }" loading="lazy"></li>

<li>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−1. So steigt der pH-Wert auf rund 4,55. Dieser Effekt spielt nur eine Rolle für Lösungen nahe der Löslichkeitssättigung.</li>

<li>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.</li></ol>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Bestimmung_des_pH-Wertes">Bestimmung des pH-Wertes</h2></div>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Berechnung">Berechnung </h3></div>

Ein häufig vorliegendes Problem ist, dass der pH-Wert errechnet werden soll, während die Konzentration bekannt ist und der pKS-Wert (der die Stärke der Säure bzw. Base repräsentiert) aus Tabellenwerken entnommen werden kann. Ein Beispiel aus der Praxis ist das Herstellen von Lösungen mit vorgegebenen pH-Wert.

Es existieren <a href="https://de.wikibooks.org/wiki/Formelsammlung_Chemie/_Berechnung_des_pH-Wertes" class="extiw external" title="b:Formelsammlung Chemie/ Berechnung des pH-Wertes">Formeln</a>, mit denen man den pH-Wert näherungsweise berechnen kann. Trotz Näherungen sind die Ergebnisse im Normalfall genau genug.

Die Formeln leiten sich her aus dem<a href="#cite_note-13">[13]</a>

Massenwirkungsgesetz:

<msub>

</mrow>

</msub>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<mrow>

<mrow>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mfrac>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle K_{\mathrm {s} }={\frac {c\left(\mathrm {A^{-}} \right)\cdot c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c\left(\mathrm {HA} \right)\cdot c^{o}}}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/edad3388924cbab470481ef8c1c527c2d0c2a713.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -2.671ex; width:24.244ex; height:6.509ex;" alt="{\displaystyle K_{\mathrm {s} }={\frac {c\left(\mathrm {A^{-}} \right)\cdot c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c\left(\mathrm {HA} \right)\cdot c^{o}}}}" loading="lazy">

Ionenprodukt des Wassers <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}}">

<msub>

</mrow>

</msub>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mfrac>

</mrow>

<mfrac>

<mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mfrac>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/6dddcd5c4fb6d56e9ba0c6c92709de30b8cf6ea4.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.838ex; width:27.427ex; height:5.676ex;" alt="{\displaystyle K_{\mathrm {w} }={\frac {c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)}{c^{o}}}\cdot {\frac {c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}{c^{o}}}}" loading="lazy">

Massenerhaltungssatz <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle c_{0}=c\left(\mathrm {HA} \right)+c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}">

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

</mrow>

</mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle c_{0}=c\left(\mathrm {HA} \right)+c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/1622e125eceecbf4644d27e63153935f62920d5e.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:21.467ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle c_{0}=c\left(\mathrm {HA} \right)+c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}" loading="lazy">

Ladungserhaltungssatz <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)+c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}">

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)+c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/4f82a73c1f5c26e883a8cf53901baf9c94deafb5.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:30.942ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)+c\left(\mathrm {OH^{-}} \right)}" loading="lazy">

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Sehr_starke_Säuren">Sehr starke Säuren</h4></div>

Bei der Berechnung wird angenommen, dass starke Säuren vollständig deprotoniert vorliegen. Das gilt für Säuren mit einem pKS < 1. Die Rechnung ist in dem Fall unabhängig von der jeweiligen Säurekonstante, der pKS wird zur Berechnung also nicht benötigt. Die Entkoppelung vom KS beruht auf dem <a href="Eigenschaften_des_Wassers#Nivellierender_Effekt" title="Eigenschaften des Wassers">nivellierenden Effekt</a> des Wassers. Auch die Autoprotolyse des Wassers spielt erst bei sehr verdünnten, starken Säuren (ab Konzentrationen ≤ 10−6 mol·l−1) eine Rolle. Somit resultiert aus der Konzentration der Säure direkt die Konzentration der Protonen in Lösung, beschrieben durch die Formel:

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c_{0}=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/95869697fb5f888b5e162694adcfb5931fcf8596.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.005ex; width:24.676ex; height:3.176ex;" alt="{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c_{0}=c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}" loading="lazy"></dd></dl>

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Starke_Säuren">Starke Säuren</h4></div>

Säuren mit einem pKS zwischen 1 und 4,5 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:

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<mfrac>

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mfrac>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

<msqrt>

<mfrac>

</mrow>

</mrow>

</msubsup>

</mfrac>

</mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</msqrt>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=-{\frac {K_{\mathrm {s} }c^{o}}{2}}+c^{o}\cdot {\sqrt {{\frac {K_{\mathrm {s} }^{2}}{4}}+K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/c1445e6362b96b20d16a06de717c87ad8a13cdc0.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -2.838ex; width:45.769ex; height:7.509ex;" alt="{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=-{\frac {K_{\mathrm {s} }c^{o}}{2}}+c^{o}\cdot {\sqrt {{\frac {K_{\mathrm {s} }^{2}}{4}}+K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}}" loading="lazy"></dd></dl>

Die Formel kann auch für schwächere Säuren angewandt werden, was insbesondere für niedrig konzentrierte Lösungen zu empfehlen ist. Erst wenn der pKS 9 übersteigt oder die Konzentration unter 10−6 mol·l−1 liegt, wird die Formel ungenau, da dann die Autoprotolyse des Wassers zu berücksichtigen ist.

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Schwache_Säuren">Schwache Säuren</h4></div>

Bei schwachen Säuren (4,5 < pKS < 9,5) ist der Anteil der dissoziierten Säuremoleküle klein gegenüber dem Anteil der undissoziierten. Als Vereinfachung kann daher angenommen werden, dass in der Lösung noch immer so viele protonierte Säuremoleküle vorliegen, wie ursprünglich zugegeben wurden. Die Gleichung für schwache Säuren vereinfacht sich dadurch zu:

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

<msqrt>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

</msqrt>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/2e507bee05a9048fbdf3698be268fed168259510.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.838ex; width:28.57ex; height:4.843ex;" alt="{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}}}}" loading="lazy"></dd></dl>

Der daraus resultierende Fehler sinkt mit zunehmender Konzentration und dem pKS-Wert. Im Zweifelsfall kann auch mit der Formel für starke Säuren gerechnet werden.

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Sehr_schwache_Säuren">Sehr schwache Säuren</h4></div>

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

<mrow>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msup>

</mrow>

</msup>

</mrow>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

<msqrt>

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mrow>

<msup>

</mrow>

</msup>

<msub>

</mrow>

</msub>

</msqrt>

</mrow>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}+K_{\mathrm {w} }}}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/182942a5d4d1805c9553f5f2a9c69ac631781400.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -1.838ex; width:34.802ex; height:4.843ex;" alt="{\displaystyle c\left(\mathrm {H_{3}O^{+}} \right)=c^{o}\cdot {\sqrt {K_{\mathrm {s} }\cdot c_{0}/c^{o}+K_{\mathrm {w} }}}}" loading="lazy"></dd></dl>

Mit dieser Formel für sehr schwache Säuren (aber auch Basen!) muss jedes Mal dann gerechnet werden, wenn das Produkt aus <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle K_{\mathrm {s} }}">

<msub>

</mrow>

</msub>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle K_{\mathrm {s} }}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/fec1e428a9f21b1b531fc54d225ec48482fce0de.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:2.853ex; height:2.509ex;" alt="{\displaystyle K_{\mathrm {s} }}" loading="lazy"> und <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle c_{0}}">

<msub>

</mrow>

</msub>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle c_{0}}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/1882ba8f1dc60f0c68a642abb5af093c73910921.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:2.061ex; height:2.009ex;" alt="{\displaystyle c_{0}}" loading="lazy"> nicht deutlich größer als der <math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle K_{\mathrm {w} }}">

<msub>

</mrow>

</msub>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle K_{\mathrm {w} }}</annotation>

</semantics>

</math><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/a0005ba5a073f8b52ead25913bcf759a0c33054a.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:3.392ex; height:2.509ex;" alt="{\displaystyle K_{\mathrm {w} }}" loading="lazy"> ist.<a href="#cite_note-14">[14]</a>

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Basen">Basen</h4></div>

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

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Sonstige_Berechnungen">Sonstige Berechnungen</h4></div>

Für Lösungen einer Säure und ihres entsprechenden Salzes (ein Puffer, siehe oben) lässt sich der pH-Wert über die <a href="Henderson-Hasselbalch-Gleichung" title="Henderson-Hasselbalch-Gleichung">Henderson-Hasselbalch-Gleichung</a> berechnen.

Für mehrprotonige Säuren kann man nur den Wert der ersten Protolysestufe (näherungsweise) berechnen, also für den niedrigsten pKS-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 <a href="Algebra" title="Algebra">algebraische</a> Lösung ist meist nicht mehr möglich, die Gleichungen sind numerisch über <a href="Iteration" title="Iteration">iterative</a> Verfahren zu lösen. Bei sehr hohen Konzentrationen an Säuren oder Basen ist die Konzentration in mol·dm−3 durch die Aktivität der Oxoniumionen zu ersetzen.

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Messung">Messung </h3></div>

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

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Bestimmung_durch_die_Reaktion_von_Indikatorfarbstoffen">Bestimmung durch die Reaktion von Indikatorfarbstoffen</h4></div>

Eine einfache Bestimmung des pH-Wertes erfolgt durch visuelle oder <a href="Farbmetrik" title="Farbmetrik">farbmetrische</a> Bewertung der <a href="Umschlagspunkt_(Chemie)" title="Umschlagspunkt (Chemie)">Farbumschläge</a> von <a href="Indikator_(Chemie)" title="Indikator (Chemie)">Indikatorfarbstoffen</a>. Die Auswertung erfolgt meist anhand von Farbvergleichsskalen.

Innerhalb eines engen Messbereiches (zwei bis drei pH-Stufen) reicht der Farbumschlag eines einzelnen Farbstoffes aus. Für größere Messbereiche kommen <a href="Universalindikator" title="Universalindikator">Universalindikatoren</a> zum Einsatz. Dies sind Farbstoffgemische, die über eine weite Skala von pH-Werten hinweg unterschiedliche Farben zeigen. Eine Alternative zu Universalindikatoren sind Messstreifen, die Felder mit verschiedenen nebeneinander angeordneten Farbstoffen aufweisen, von denen jeder in einem anderen Wertebereich optimal ablesbar ist. Für spezielle Zwecke kann die Farbanzeige eines Indikatorfarbstoffs mit einem <a href="Photometer" title="Photometer">Photometer</a> 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 beispielsweise

<ul><li><a href="Lackmus" title="Lackmus">Lackmus</a>: rot bei pH < 4,5, blau bei pH > 8,3</li>

<li><a href="Phenolphthalein" title="Phenolphthalein">Phenolphthalein</a>: farblos bei pH < 8,2, rot-violett bei pH > 10,0</li>

<li><a href="Methylorange" title="Methylorange">Methylorange</a> rot bei pH < 3,1, gelb bei pH > 4,4</li>

<li><a href="Bromthymolblau" title="Bromthymolblau">Bromthymolblau</a>: gelb bei pH < 6,0, blau bei pH > 7,6</li></ul>

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Potentiometrie">Potentiometrie</h4></div>

<div class="hauptartikel" role="navigation">→ Hauptartikel: <a href="PH-Einstabmesskette" title="PH-Einstabmesskette">pH-Einstabmesskette</a></div>

Auf dem Prinzip der <a href="Potentiometrie" title="Potentiometrie">Potentiometrie</a> beruhen die meisten handelsüblichen <a href="PH-Meter" title="PH-Meter">pH-Meter</a>. Dabei wird eine mit <a href="Pufferl%C3%B6sung" class="mw-redirect" title="Pufferlösung">Pufferlösung</a> gefüllte Glasmembrankugel in die zu messende Flüssigkeit eingetaucht. Durch die Neigung der Wasserstoffionen, sich in dünner Schicht an <a href="Silikat" class="mw-redirect" title="Silikat">Silikatgruppen</a> der Glasoberfläche anzulagern, baut sich je nach pH-Differenz eine <a href="Galvanische_Zelle" title="Galvanische Zelle">galvanische Spannung</a> zwischen der Innen- und der Außenseite der Kugel auf. Diese <a href="Quellenspannung" title="Quellenspannung">Quellenspannung</a> wird mittels zweier <a href="Referenzelektrode" title="Referenzelektrode">Bezugselektroden</a> gemessen, von denen sich eine innerhalb der Glaskugel, die andere in einem Referenzelektrolyten befindet. Ausführliche Informationen siehe <a href="PH-Elektrode" title="PH-Elektrode">pH-Elektrode</a>.

<div class="mw-heading mw-heading4"><h4 id="Messung_durch_ionensensitive_Feldeffekt-Transistoren">Messung durch ionensensitive Feldeffekt-Transistoren</h4></div>

Ähnlich wie an der Glaselektrode bauen Wasserstoffionen an der sensitiven Gate-Membran eines <a href="Ionensensitiver_Feldeffekttransistor" title="Ionensensitiver Feldeffekttransistor">ionensensitiven Feldeffekttransistors</a> (ISFET) ein Potential auf, welches die Stromdurchlässigkeit des Transistors beeinflusst. Durch geeignete Messtechnik lässt sich dieses Signal dann als pH-Wert anzeigen.

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Bedeutung_des_pH-Wertes">Bedeutung des pH-Wertes</h2></div>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Auswirkungen_des_pH-Wertes_in_der_Chemie">Auswirkungen des pH-Wertes in der Chemie</h3></div>

Manche <a href="Chemische_Verbindung" title="Chemische Verbindung">chemische Verbindungen</a> ändern ihre <a href="Chemische_Struktur" title="Chemische Struktur">chemische Struktur</a> in Abhängigkeit vom pH-Wert und damit unter Umständen auch ihre Farbe, wie es für <a href="Indikator_(Chemie)" title="Indikator (Chemie)">pH-Indikatoren</a>, etwa das <a href="Phenolphthalein#Struktur_und_Farbumschlag" title="Phenolphthalein">Phenolphthalein</a> von farblos zu rot erfolgt.

Bei vielen Reaktionen spielen die Wasserstoffionen eine Rolle, direkt in wässriger Lösung oder als „<a href="Katalysator" title="Katalysator">Katalysator</a>“. Der pH-Wert beeinflusst die <a href="Kinetik_(Chemie)#Reaktionsgeschwindigkeit" title="Kinetik (Chemie)">Reaktionsgeschwindigkeit</a>, wie am Beispiel der Aushärtung von <a href="Aminoplast" title="Aminoplast">Aminoplasten</a>.

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Auswirkungen_des_pH-Wertes_auf_das_Wachstum_von_Pflanzen">Auswirkungen des pH-Wertes auf das Wachstum von Pflanzen</h3></div>

Der pH-Wert des Bodens beeinflusst die (biologische) Verfügbarkeit von <a href="N%C3%A4hrsalz" title="Nährsalz">Nährsalzen</a>. Bei neutralem und alkalischem Boden-pH bilden sich Eisenoxidhydroxide, die nicht aufgenommen werden können; es entsteht <a href="Eisenmangel" title="Eisenmangel">Eisenmangel</a>. Treten starke pH-Wert-Änderungen auf, so können die <a href="Pflanzenorgan" class="mw-redirect" title="Pflanzenorgan">Pflanzenorgane</a> auch unmittelbar betroffen sein.

Für den Nährstoffhaushalt der Pflanzen ist neben einigen anderen Elementen auch <a href="Stickstoff" title="Stickstoff">Stickstoff</a> von Bedeutung. Er wird in Form der wasserlöslichen 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 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 manchen Mineraldüngern wird <a href="Ammoniumnitrat" title="Ammoniumnitrat">Ammoniumnitrat</a> (NH4NO3) verwendet, wodurch beide, Ammonium- und Nitrat-Ionen, vorhanden sind. Die Reaktionen im Boden führen dabei 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 <a href="Aluminium" title="Aluminium">Aluminium</a>- oder <a href="Mangan" title="Mangan">Manganionen</a> löslich und für Pflanzen in schädigenden Mengen zugänglich.

<div class="sieheauch" role="navigation" style="font-style:italic;">Siehe auch: <a href="Boden-pH" title="Boden-pH">Boden-pH</a> und <a href="Kalkstet" title="Kalkstet">Kalkstet</a></div>

<div class="sieheauch" role="navigation" style="font-style:italic;">Siehe auch: <a href="Kalkhaltiger_Boden" title="Kalkhaltiger Boden">Kalkhaltiger Boden</a> und <a href="Bodenversauerung" title="Bodenversauerung">Bodenversauerung</a></div>

<div class="sieheauch" role="navigation" style="font-style:italic;">Siehe auch: <a href="Versauerung_der_Meere" title="Versauerung der Meere">Versauerung der Meere</a></div>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Die_Bedeutung_des_pH-Wertes_beim_Menschen">Die Bedeutung des pH-Wertes beim Menschen</h3></div>

Der für den Menschen verträgliche Bereich des pH-Wertes von <a href="Blut" title="Blut">Blut</a> und Zellflüssigkeit ist auf enge Bereiche beschränkt. So liegen z. B. normale pH-Werte des arteriellen Blutes im engen pH-Bereich von 7,35–7,45. Der herrschende pH-Wert wird vom sogenannten <a href="Blutpuffer" title="Blutpuffer">Blutpuffer</a> eingestellt, ein komplexes Puffersystem, gebildet vom im Blut gelösten <a href="Kohlens%C3%A4ure" title="Kohlensäure">Kohlenstoffdioxid</a>, den <a href="Anion" title="Anion">Anionen</a> von gelösten Salzen und den gelösten <a href="Protein" title="Protein">Proteinen</a>. Der pH-Wert des Blutes hat Einfluss auf die Fähigkeit von <a href="H%C3%A4moglobin" title="Hämoglobin">Hämoglobin</a>, Sauerstoff binden zu können: Je geringer der pH-Wert des Blutes ist, desto weniger Sauerstoff kann das Hämoglobin binden (<a href="Bohr-Effekt" title="Bohr-Effekt">Bohr-Effekt</a>). Wird also in der Lunge Kohlendioxid abgeatmet, so steigt dort der pH-Wert des Blutes und damit steigt auch die Aufnahmefähigkeit des Hämoglobins im Blut der Lunge für Sauerstoff.

Wird dann umgekehrt im Gewebe einer Körperzelle durch die Kohlensäure der pH-Wert des Blutes gesenkt, gibt deshalb das Hämoglobin den gebundenen Sauerstoff wieder ab.

Auch bei der menschlichen Fortpflanzung hat der pH-Wert eine wichtige Bedeutung. Während das <a href="Vagina_des_Menschen" title="Vagina des Menschen">Scheidenmilieu</a> zur Abwehr von <a href="Krankheitserreger" title="Krankheitserreger">Krankheitserregern</a> schwach sauer ist, ist das <a href="Sperma" title="Sperma">Sperma</a> des Mannes schwach basisch. Die nach dem Geschlechtsakt einsetzende Neutralisationsreaktion führt dann zu pH-Milieus, bei denen sich Spermien optimal bewegen. Die Haut des Menschen ist mit einem pH von ≈ 5,5. leicht sauer, bildet so einen <a href="S%C3%A4ureschutzmantel" title="Säureschutzmantel">Säureschutzmantel</a> und schützt auf diese Weise vor Krankheitserregern. <a href="Kernseife" title="Kernseife">Kernseifen</a> ergeben bei ihrer Anwendung auf der Haut ein leicht basisches Milieu, jedoch hat sich der Säureschutzmantel bereits 30 Minuten nach dem Waschen wieder aufgebaut.

Tenside entfernen neben Schmutz auch teilweise den natürlichen Fettmantel (Hydro-Lipid-Film) der <a href="Hautpflege" title="Hautpflege">Haut</a>, „trocknen“ die Haut so aus und beeinträchtigen auf diese Weise besonders bei häufiger Anwendung die Schutzwirkung des Fettmantels. Heutige Waschlotionen, die aus einem Gemisch aus einer Trägersubstanz, aus Wasser, <a href="Glycerin" title="Glycerin">Glycerin</a>, Natriumchlorid, <a href="Natriumthiosulfat" title="Natriumthiosulfat">Natriumthiosulfat</a>, <a href="Natriumhydrogencarbonat" title="Natriumhydrogencarbonat">Natriumhydrogencarbonat</a>, Distearaten und einem geringen Anteil synthetischer <a href="Tenside" class="mw-redirect" title="Tenside">Tenside</a> bestehen, sind auf einen pH-Wert um 5 eingestellt.

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Bedeutung_des_pH-Wertes_beim_Trinkwasser">Bedeutung des pH-Wertes beim Trinkwasser</h3></div>

Gemäß der <a href="Trinkwasserverordnung" title="Trinkwasserverordnung">Trinkwasserverordnung</a> soll <a href="Leitungswasser" title="Leitungswasser">das Trinkwasser aus der Leitung</a> einen pH-Wert zwischen 6,5 und 9,5 aufweisen. Leitungswasser mit niedrigem pH-Wert löst Metallionen aus der Leitungswand, was bei Verwendung von Blei- und Kupferrohren zu einer Vergiftung von Lebewesen führen kann. Kennt man den pH-Wert und das Leitungsmaterial nicht, kann man vor der Entnahme von Trinkwasser zunächst Brauchwasser (z. B. für Reinigungszwecke) aus der Leitung laufen lassen.

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Bedeutung_des_pH-Wertes_für_Aquarien">Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien</h3></div>

In <a href="Aquarium" title="Aquarium">Aquarien</a> erfordern Pflanzen und Fische bestimmte pH-Bereiche. Die Lebewesen haben einen pH-Toleranzbereich und können außerhalb dieses Bereichs nicht langfristig überleben.

Richtwerte für Süßwasser-Aquarienfische:

<ul><li>saures Wasser (pH ≈ 6):

<ul><li>Südamerikaner (<a href="Neonsalmler" title="Neonsalmler">Neon</a>, <a href="Skalar_(Fisch)" title="Skalar (Fisch)">Skalar</a>, <a href="Diskusfische" title="Diskusfische">Diskus</a>, <a href="L-Welse" class="mw-redirect" title="L-Welse">L-Welse</a> und andere)</li>

<li>Asiaten (Guaramis, <a href="Fadenfische" title="Fadenfische">Fadenfische</a> und andere)</li></ul></li>

<li>neutrales Wasser (pH ≈ 7)

<ul><li>Mittelamerikaner (<a href="Feuermaulbuntbarsch" title="Feuermaulbuntbarsch">Feuermaulbuntbarsch</a> und andere)</li></ul></li>

<li>alkalisches Wasser (pH ≈ 8)

<ul><li><a href="Ostafrikanischer_Graben" title="Ostafrikanischer Graben">ostafrikanische Grabenseen</a> (<a href="Buntbarsch" class="mw-redirect" title="Buntbarsch">Buntbarsche</a> aus dem <a href="Tanganjikasee" title="Tanganjikasee">Tanganjika-</a> und <a href="Malawisee" title="Malawisee">Malawisee</a> und andere)</li></ul></li></ul>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Siehe_auch">Siehe auch</h2></div>

<ul><li>Der <a href="SH-Wert" class="mw-redirect" title="SH-Wert">SH-Wert</a> (Säuregrad) erfasst alle sauren Bestandteile der Probe, während der pH-Wert nur die H3O+-Ionenkonzentration angibt.</li>

<li>Für <a href="Supers%C3%A4ure" class="mw-redirect" title="Supersäure">Supersäuren</a> verwendet man die <a href="Hammettsche_Acidit%C3%A4tsfunktion" title="Hammettsche Aciditätsfunktion">Hammettsche Aciditätsfunktion</a> zur Bestimmung der Säurestärke.</li>

<li><a href="Pourbaix-Diagramm" title="Pourbaix-Diagramm">Pourbaix-Diagramm</a></li></ul>

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

<ul><li>R. P. Buck, S. Rondinini, A. K. Covington u. a.: Measurement of pH. Definition, standards, and procedures (IUPAC Recommendations 2002). In: <a href="Pure_and_Applied_Chemistry" title="Pure and Applied Chemistry">Pure and Applied Chemistry</a>. Band 74(11), 2002, S. 2169–2200. <a rel="nofollow" class="external text" href="http://www.iupac.org/publications/pac/2002/pdf/7411x2169.pdf">Faksimile</a> (PDF; 317 kB).</li>

<li>Gerhart Jander, Karl Friedrich Jahr: Maßanalyse. 17. Auflage. De Gruyter, Berlin 2009, ISBN 978-3-11-019447-0, S. 99: Indikatoren.</li>

<li>Willy W. Wirz: pH- und. pCI-Werte. Handbuch mit Interpretationen und einer Einführung in die pX-Messtechnik; Messwerttabellen nach elektronischen (elektrometrischen) pH- u. pCI-Messungen; mit 22 Spezialtabellen. Chemie-Verlag, Solothurn 1974, ISBN 3-85962-020-7.</li>

<li>Sylvia Feil, Philipp Engelmann, Timm Wilke, Kai Wolf: <cite style="font-style:italic">Die chemische Reaktion</cite>. In: <cite style="font-style:italic">Brückenkurs Chemie</cite>. Springer Berlin Heidelberg, Berlin, Heidelberg 2024, ISBN 978-3-662-69350-6, S. 115–186, <a href="Digital_Object_Identifier" title="Digital Object Identifier">doi</a>:<a rel="nofollow" class="external text" href="https://doi.org/10.1007/978-3-662-69351-3_3">10.1007/978-3-662-69351-3_3</a> (<a rel="nofollow" class="external text" href="https://link.springer.com/10.1007/978-3-662-69351-3_3">springer.com</a> [abgerufen am 1. Januar 2025]).<span class="Z3988" title="ctx_ver=Z39.88-2004&rft_val_fmt=info%3Aofi%2Ffmt%3Akev%3Amtx%3Abook&rfr_id=info:sid/de.wikipedia.org:PH-Wert&rft.atitle=Die+chemische+Reaktion&rft.au=Sylvia+Feil%2C+Philipp+Engelmann%2C+Timm+Wilke%2C+...&rft.btitle=Br%C3%BCckenkurs+Chemie&rft.date=2024&rft.doi=10.1007%2F978-3-662-69351-3_3&rft.genre=book&rft.isbn=9783662693506&rft.pages=115-186&rft.place=Berlin%2C+Heidelberg&rft.pub=Springer+Berlin+Heidelberg" style="display:none"> </li></ul>

<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"></div><a class="external text" href="https://commons.wikimedia.org/wiki/Category:pH_(chemistry)?uselang=de">Commons: pH-Wert</a> – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien</div>

<div class="sisterproject" style="margin:0.1em 0 0 0;"><a href="https://de.wiktionary.org/wiki/pH-Wert" class="extiw external" title="wikt:pH-Wert">Wiktionary: pH-Wert</a> – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen</div>

<div class="sisterproject" style="margin:0.1em 0 0 0;"><div class="noviewer" style="display:inline-block; line-height:10px; min-width:1.6em; text-align:center;" aria-hidden="true" role="presentation"></div><a href="https://de.wikibooks.org/wiki/Formelsammlung_Chemie/_Berechnung_des_pH-Wertes" class="extiw external" title="b:Formelsammlung Chemie/ Berechnung des pH-Wertes">Wikibooks: Formelsammlung Chemie/ Berechnung des pH-Wertes</a> – Lern- und Lehrmaterialien</div>

<ul><li>Rob Beynon: <a rel="nofollow" class="external text" href="http://www.liv.ac.uk/buffers">Buffers for pH control.</a> University of Liverpool</li>

<li><a rel="nofollow" class="external text" href="https://www.wolkersdorfer.info/mittelwert-ph-wert.html">Mittelwertberechnung</a></li></ul>

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

<li id="cite_note-ÖNORM_M_6201-1">↑ <a href="#cite_ref-ÖNORM_M_6201_1-0">a</a> <a href="#cite_ref-ÖNORM_M_6201_1-1">b</a> ÖNORM M 6201-2006 – pH-Messung – Begriffe

</li>

<li id="cite_note-2"><a href="#cite_ref-2">↑</a> Peter Kurzweil: <cite style="font-style:italic">Chemie: Grundlagen, technische Anwendungen, Rohstoffe, Analytik und Experimente</cite> (= <cite style="font-style:italic">Lehrbuch</cite>). 11., überarbeitete und erweiterte Auflage. Springer Vieweg, Wiesbaden 2020, ISBN 978-3-658-27502-0.<span class="Z3988" title="ctx_ver=Z39.88-2004&rft_val_fmt=info%3Aofi%2Ffmt%3Akev%3Amtx%3Abook&rfr_id=info:sid/de.wikipedia.org:PH-Wert&rft.au=Peter+Kurzweil&rft.btitle=Chemie%3A+Grundlagen%2C+technische+Anwendungen%2C+Rohstoffe%2C+Analytik+und+Experimente&rft.date=2020&rft.edition=11.%2C+%C3%BCberarbeitete+und+erweiterte+Auflage&rft.genre=book&rft.isbn=9783658275020&rft.place=Wiesbaden&rft.pub=Springer+Vieweg&rft.series=Lehrbuch" style="display:none"> Fehler in Vorlage:Literatur – *** Parameterproblem: Dateiformat/Größe/Abruf nur bei externem Link

</li>

<li id="cite_note-GoldBook-3">↑ <a href="#cite_ref-GoldBook_3-0">a</a> <a href="#cite_ref-GoldBook_3-1">b</a> Eintrag zu pH. In: <a href="International_Union_of_Pure_and_Applied_Chemistry" title="International Union of Pure and Applied Chemistry">IUPAC</a> (Hrsg.): <a href="Compendium_of_Chemical_Terminology" title="Compendium of Chemical Terminology">Compendium of Chemical Terminology</a>. The “Gold Book”. <a href="Digital_Object_Identifier" title="Digital Object Identifier">doi</a>:<a rel="nofollow" class="external text" href="https://doi.org/10.1351/goldbook.P04524">10.1351/goldbook.P04524</a> – Version: 2.3.3.

</li>

<li id="cite_note-4"><a href="#cite_ref-4">↑</a> Alan L. Rockwood: <cite style="font-style:italic">Meaning and Measurability of Single-Ion Activities, the Thermodynamic Foundations of pH, and the Gibbs Free Energy for the Transfer of Ions between Dissimilar Materials</cite>. In: <cite style="font-style:italic">ChemPhysChem</cite>. Band 16, Nr. 9, 2015, S. 1978–1991, <a href="Digital_Object_Identifier" title="Digital Object Identifier">doi</a>:<a rel="nofollow" class="external text" href="https://doi.org/10.1002/cphc.201500044">10.1002/cphc.201500044</a>, <a class="external mw-magiclink-pmid" rel="nofollow" href="https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/25919971?dopt=Abstract">PMID 25919971</a>.<span class="Z3988" title="ctx_ver=Z39.88-2004&rft_val_fmt=info%3Aofi%2Ffmt%3Akev%3Amtx%3Ajournal&rfr_id=info:sid/de.wikipedia.org:PH-Wert&rft.atitle=Meaning+and+Measurability+of+Single-Ion+Activities%2C+the+Thermodynamic+Foundations+of+pH%2C+and+the+Gibbs+Free+Energy+for+the+Transfer+of+Ions+between+Dissimilar+Materials&rft.au=Alan+L.+Rockwood&rft.date=2015&rft.doi=10.1002%2Fcphc.201500044&rft.genre=journal&rft.issue=9&rft.jtitle=ChemPhysChem&rft.pages=1978-1991&rft.pmid=25919971&rft.volume=16" style="display:none">

</li>

<li id="cite_note-5"><a href="#cite_ref-5">↑</a> Trento, Chin (27. Dezember 2023). „<a rel="nofollow" class="external text" href="https://www.samaterials.de/ph-acids-bases-and-common-materials.html">PH-Skala: Säuren, Basen und gängige Materialien</a>“. Abgerufen am 3. April 2025.

</li>

<li id="cite_note-SörD-6"><a href="#cite_ref-SörD_6-0">↑</a> S. P. L. Sörensen: Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. In: Biochem. Zeitschr. 21, 1909, S. 131–304.

</li>

<li id="cite_note-Norby-7">↑ <a href="#cite_ref-Norby_7-0">a</a> <a href="#cite_ref-Norby_7-1">b</a> Jens G. Nørby: The origin and the meaning of the little p in pH. In: <a href="Trends_in_Biochemical_Sciences" title="Trends in Biochemical Sciences">Trends in Biochemical Sciences</a>. 25, 2000, S. 36–37.

</li>

<li id="cite_note-8"><a href="#cite_ref-8">↑</a> Pschyrembel Klinisches Wörterbuch. 258. Auflage. de Gruyter, Berlin 1998.

</li>

<li id="cite_note-DudW-9"><a href="#cite_ref-DudW_9-0">↑</a> Duden – Deutsches Universalwörterbuch. 4. Auflage. Duden, Mannheim 2001.

</li>

<a rel="nofollow" class="external text" href="http://www.iupac.org/publications/ci/2010/3202/1_mfcamoes.html">A Century of pH Measurement</a> <a href="International_Union_of_Pure_and_Applied_Chemistry" title="International Union of Pure and Applied Chemistry">IUPAC</a>

</li>

<li id="cite_note-JanderJahr-11">↑ <a href="#cite_ref-JanderJahr_11-0">a</a> <a href="#cite_ref-JanderJahr_11-1">b</a> Gerhard Schulze, Jürgen Simon: Jander·Jahr Maßanalyse. 17. Auflage. de Gruyter, Berlin 2009, S. 77.

</li>

<li id="cite_note-12"><a href="#cite_ref-12">↑</a> 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.

</li>

<li id="cite_note-13"><a href="#cite_ref-13">↑</a> Matthias Otto: Analytische Chemie. 3. Auflage. Wiley-VCH, 2006, ISBN 3-527-31416-4, S. 53 f.

</li>

<li id="cite_note-14"><a href="#cite_ref-14">↑</a> Gerhard Schulze, Jürgen Simon: Jander·Jahr Maßanalyse. 17. Auflage. de Gruyter, Berlin 2009, S. 83–89.

</li>

</ol>

<div>

Normdaten (Sachbegriff): <a href="Gemeinsame_Normdatei" title="Gemeinsame Normdatei">GND</a>: <a rel="nofollow" class="external text" href="https://d-nb.info/gnd/4189273-2">4189273-2</a> | <a href="Library_of_Congress_Control_Number" title="Library of Congress Control Number">LCCN</a>: <a rel="nofollow" class="external text" href="https://id.loc.gov/authorities/sh85063427">sh85063427</a> </div>

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

Dieser Artikel wurde von <a class="external text" title="Zuletzt bearbeitet am 2026-01-07" href="https://de.wikipedia.org/wiki/?title=PH-Wert&oldid=263115581">Wikipedia</a> herausgegeben. Der Text ist unter <a class="external text" href="https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0/deed.de">Creative Commons Attribution-Share Alike 4.0</a> verfügbar, sofern nicht anders angegeben. Für die Mediendateien können zusätzliche Bedingungen gelten.

</div>

</div></div>

</div>

</main>

</div>

</body></html>