Lexikon der Chemie: pH-Wert
pH-Wert, Protonenaktivitätsexponent, 1909 von Sörensen eingeführte Bezeichnung für den negativen dekadisehen Logarithmus der Protonenaktivität, d. h., pH = -lg aH3O+. Für verd. Lösungen kann man die Aktivitäten durch molare Konzentrationen ersetzen: pH = -lg cH3O+. Das Produkt aus der H3O+- und OH--Ionenkonzentration ist stets konstant (Ionenprodukt) und hat bei 22 °C einen Wert von cH3O+·cOH- = KW = 10-14. Daraus ergibt sich für eine neutrale wäßrige Lösungen, cH3O+ = cOH- ein pH-W. = 7, für saure Lösungen ein pH-W. < 7 und basische Lösungen ein pH-W. > 7. Experimentell werden pH-W. mit geeigneten Farbindikatoren (Indikatoren) oder – genauer – potentiometrisch mit einer Glaselektrode gemessen. Für wäßrige Säure-Baselösungen läßt sich der pH-W. bei Kenntnis der molaren Konzentrationen näherungsweise berechnen. Dabei gilt für starke Säuren cH3O+= CSäure (C = Gesamtkonzentration), d. h. pH = -lg C, z. B. für eine 0,001 M HCl gilt cH3O+ = 10-3 mol/l, pH = 3. für verd. Lösungen schwacher Säuren gilt die Beziehung pH = 1/2 (pKS – lg CSäure), so hat z. B. eine 0,001 M Essigsäure (pKS = 4,75) einen pH-W. von 3,88. Für starke bzw. schwache Basen ergeben sich dann die pH-W. aus der Beziehung pH = 14 – pOH (Ionenprodukt). Für eine 0,001 M NaOH gilt also pH = 14 – (-lg CBase) = 11, für eine 0,001 M NH3 (pKB = 4,75) pH = 14 – 1/2 (pKB - lg CBase) = 10,1. Der pH-W. hat für den Ablauf vieler chem. Reaktionen und biologischer Prozesse außerordentliche Bedeutung. Zu seiner Einstellung und Konstanthaltung benutzt man geeignete Pufferlösungen.
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