Die pH-Skala
Essig mit pH 2.4 enthält je Liter etwa 40 000-mal so viele Oxoniumionen wie reines Wasser mit pH 7.
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Die Oxoniumionenkonzentration einer Lösung kann von mehr als einem Mol je Liter in einer starken Säure bis unter 10⁻¹⁴ mol je Liter in einer starken Base reichen. Zahlen wie 0.0000001 und 0.00000000001 ständig auszuschreiben ist umständlich. Deshalb verwenden Chemiker eine logarithmische Skala. Der pH-Wert einer Lösung ist der negative Zehnerlogarithmus ihrer Oxoniumionenkonzentration: pH = −log[H₃O⁺]. Umgekehrt gilt [H₃O⁺] = 10^(−pH).
Eine Stufe bedeutet den Faktor zehn
Reines Wasser hat bei 25 °C eine Konzentration von [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M und damit den pH-Wert 7.00. Eine Lösung mit [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M hat den pH-Wert 3. Die vier Stufen Unterschied bedeuten zehn mal zehn mal zehn mal zehn: 10 000-mal so viele Oxoniumionen. OpenStax gibt für Essig etwa 4 × 10⁻³ M an, entsprechend pH 2.4, und für Magensäure mit 1.2 × 10⁻³ M den pH-Wert 2.92. Auf dieser logarithmischen Skala sind scheinbar kleine Änderungen beträchtlich. Laut NOAA ist der pH-Wert des Oberflächenwassers der Ozeane seit der industriellen Revolution um etwa 0.1 gesunken. Die Behörde beschreibt dies als Zunahme des Säuregrads um ungefähr 30 Prozent.
pOH und die Zahl 14
Auch die Hydroxidionenkonzentration erhält einen p-Wert: pOH = −log[OH⁻]. Logarithmiert man Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴, ergibt sich bei 25 °C der einfache Zusammenhang pH + pOH = 14.00. Eine Lösung ist sauer, wenn [H₃O⁺] größer ist als [OH⁻], also bei einem pH-Wert unter 7. Bei gleichen Konzentrationen ist sie neutral, pH 7. Ist [OH⁻] größer, ist sie basisch, mit einem pH-Wert über 7. Beispielsweise liefert 0.0125 M Kaliumhydroxid [OH⁻] = 0.0125 M. Damit ist pOH = 1.90 und pH = 14.00 − 1.90 = 12.10.
Der Neutralwert 7 gilt nur bei 25 °C. Die Autoprotolyse des Wassers nimmt Wärme auf und läuft deshalb bei höheren Temperaturen verstärkt ab. Kw steigt bei 100 °C auf etwa 5.6 × 10⁻¹³. OpenStax berechnet für reines Wasser bei 80 °C einen pH-Wert von 6.31. Dieses Wasser ist weiterhin neutral, denn [H₃O⁺] und [OH⁻] sind nach wie vor gleich groß. Wenn nichts anderes angegeben ist, beziehen sich pH-Werte auf 25 °C.
Alltägliche Stoffe auf der Skala
Magensaft liegt bei etwa pH 1.5, Limettensaft bei etwa 2. Beide sind stark sauer. Kaffee liegt um 5. Normales Regenwasser hat einen pH-Wert zwischen 5 und 6, weil sich Kohlenstoffdioxid aus der Luft darin löst und Kohlensäure bildet. Regen unter pH 5 heißt saurer Regen. Puffer halten menschliches Blut sehr nahe bei 7.4. Auf der basischen Seite liegt eine 0.1-M-Natronlösung bei 8.3, eine Magnesiumhydroxid-Suspension bei etwa 10.5 und 0.1 M Ammoniak bei 11.1. Wähle einen dieser Stoffe im Labormenü, um direkt zu seiner Position auf der Skala zu springen.
Im Labor misst man den pH-Wert mit einem pH-Meter. Ein Gerät für die Forschung zeigt bis auf 0.001 pH-Einheiten an, ein günstiges tragbares Gerät bis auf etwa 0.01 bei einer Genauigkeit von ungefähr ±0.2. Für eine schnelle Abschätzung verwenden Chemiker Indikatorfarbstoffe. Um sie geht es in der nächsten Einheit.
pH = −log[H₃O⁺]. [H₃O⁺] = 10^(−pH). Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. pH + pOH = 14.
- Welchen pH-Wert hat eine Lösung mit [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M?
- Wie vielmal so viele H₃O⁺-Ionen enthält eine Lösung mit pH 3 wie eine mit pH 5?
- Eine Lösung hat bei 25 °C den pH-Wert 9.0. Wie groß ist ihr pOH-Wert?
- Welchen pH-Wert hat Magensäure mit [H₃O⁺] = 1.2 × 10⁻³ M?
- 0.0125 M KOH: Wie groß ist der pH-Wert?
- Eine Lösung hat den pH-Wert 8.3. Sie ist …
- Basisch
- Sauer
- Neutral
- Nicht bestimmbar
- Reines Wasser hat bei 80 °C den pH-Wert 6.31. Es ist …
- Neutral
- Sauer
- Basisch
- Verunreinigt
- Unter welchem pH-Wert gilt Regen als saurer Regen?
- Blut hat den pH-Wert 7.4. Wie groß ist [H₃O⁺], auf eine signifikante Stelle gerundet?
- 4 × 10⁻⁸ M
- 7.4 × 10⁻⁷ M
- 1 × 10⁻⁷ M
- 4 × 10⁻⁷ M
- Eine starke Säure mit pH 2.0 wird 10-fach verdünnt. Wie lautet der neue pH-Wert?
- pH = −log[H₃O⁺]; eine pH-Stufe entspricht dem Faktor 10.
- Bei 25 °C gilt: pH + pOH = 14; unter 7 sauer, bei 7 neutral, über 7 basisch.
- Der neutrale pH-Wert hängt von der Temperatur ab: 6.31 bei 80 °C.
Quellen zu diesem Kurs (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Abgerufen: 2026-10-17