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pH-Wert

 

[pH Abkürzung für potentia hydrogenii »Stärke (Konzentration) des Wasserstoffs«], Chemie: gebräuchliche Maßzahl für die in Lösungen enthaltene Konzentration an Wasserstoffionen, H⁺ (beziehungsweise Hydroniumionen, H₃O⁺), d. h. für den sauren oder basischen Charakter (Acidität beziehungsweise Basizität) einer Lösung. Der pH-W. ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration; er wurde 1909 durch den dänischen Chemiker S. P. L. Sørensen eingeführt, um diese Konzentration in einfachen Zahlenwerten angeben zu können. - Die Konzentration an Hydroniumionen ergibt sich aus der elektrolytischen Eigendissoziation des reinen Wassers in Hydronium- und Hydroxidionen nach dem Massenwirkungsgesetz:

 

Dabei bedeuten die in eckige Klammern gesetzten Symbole die molaren Konzentrationen der Stoffe (Mol pro Liter); die Gleichgewichtskonstante K_c beträgt (bei 25 ºC) 1,8 · 10^-16. Da der Gehalt an undissoziiertem Wasser praktisch der gesamten Wassermenge (d. h. einer molaren Konzentration von 55,5 mol/l) entspricht, ergibt sich aus der obigen Beziehung somit das Ionenprodukt des Wassers:

 

Da in reinem Wasser die Konzentrationen der Hydronium- und Hydroxidionen gleich groß sind (je 10^-7 mol/l), liegt der negative Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration (der pH-W.) des Wassers bei 7; Lösungen mit höherer Wasserstoffionenkonzentration haben einen niedrigeren pH-W. und werden als sauer, Lösungen mit niedrigerer Wasserstoffionenkonzentration haben einen höheren pH-W. und werden als basisch (oder alkalisch) bezeichnet. Eine Salzsäure der Konzentration c = 0,01 mol/l enthält 0,01 g Wasserstoffionen pro Liter, hat also einen pH-W. von —log 0,01 = 2. Allgemein bezeichnet man Lösungen mit pH-W. 3 als stark sauer, zwischen 3 und 7 als schwach sauer, zwischen 7 und 11 als schwach basisch und > 11 als stark basisch.