pH und pOH berechnen: aus der Konzentration und zurück

Was der pH-Wert misst

Der pH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus der Wasserstoffionenkonzentration: pH = −log[H⁺]. Die logarithmische Skala gibt es, weil die auftretenden Konzentrationen vierzehn Größenordnungen umfassen, von etwa 1 mol/L in konzentrierten Säuren bis 10⁻¹⁴ in starken Basen, und sie ausgeschrieben unhandlich wären. Die Folge: Jede pH-Einheit entspricht einem Faktor zehn. Eine Lösung mit pH 3 ist zehnmal saurer als eine mit pH 4 und hundertmal saurer als eine mit pH 5.

Reines Wasser dissoziiert zu einem winzigen Teil, und bei 25 °C beträgt das Produkt der beiden Ionenkonzentrationen stets 10⁻¹⁴. Daraus folgt alles Weitere: Steigt [H⁺], muss [OH⁻] entsprechend sinken, und die Summe pH + pOH bleibt 14. Der Neutralpunkt liegt bei 7, weil dort beide Konzentrationen gleich sind, jeweils 10⁻⁷ mol/L.

Der Wert 7 als Neutralpunkt gilt allerdings nur bei 25 °C. Das Ionenprodukt des Wassers steigt mit der Temperatur, und bei 50 °C hat reines Wasser den pH-Wert 6,63, obwohl es vollkommen neutral bleibt: Es enthält weiterhin gleich viel H⁺ wie OH⁻. Deshalb ist eine pH-Angabe ohne Temperatur unvollständig, auch wenn in der Schulpraxis immer 25 °C vorausgesetzt werden.

Häufige Fehler

Die Skala als linear behandeln: Zwischen pH 2 und pH 5 liegt kein Faktor 2,5, sondern ein Faktor tausend. Dieser Irrtum führt dazu, den Unterschied zweier Lösungen zu unterschätzen.
Die Formel für starke Säuren auf eine schwache Säure anwenden: 0,1-molare Essigsäure hat nicht den pH-Wert 1, weil sie nur zu einem geringen Teil dissoziiert. Für schwache Säuren braucht man die Dissoziationskonstante Ka.
Vergessen, dass bei zweiprotonigen Säuren die H⁺-Konzentration nicht der Säurekonzentration entspricht: Schwefelsäure setzt zwei je Molekül frei.

Häufige Fragen

Wie berechnet man den pH-Wert aus einer Konzentration?

pH = −log₁₀[H⁺]. Eine Lösung mit 0,001 mol/L H⁺-Ionen hat den pH-Wert 3. Umgekehrt gilt [H⁺] = 10⁻ᵖᴴ.

Warum ergibt pH + pOH immer 14?

Weil bei 25 °C das Ionenprodukt des Wassers [H⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ beträgt. Wendet man auf beide Seiten den negativen Logarithmus an, ergibt die Summe der beiden Werte 14. Bei anderen Temperaturen ändert sich die Konstante und die Summe ist nicht mehr genau 14.

Wie berechnet man den pH-Wert einer starken Säure?

Eine starke einprotonige Säure ist vollständig dissoziiert, die H⁺-Konzentration entspricht also der Säurekonzentration: Der pH-Wert ist der negative Logarithmus dieser Konzentration. 0,01-molare Salzsäure hat den pH-Wert 2.

Kann der pH-Wert negativ oder größer als 14 sein?

Ja, bei sehr konzentrierten Lösungen, außerhalb des Labors ist das allerdings selten. 2-molare Salzsäure hat einen pH-Wert von etwa −0,3. In diesem Bereich verlieren konzentrationsbasierte Formeln jedoch an Genauigkeit und man müsste mit Aktivitäten rechnen.

Wie diese Berechnung funktioniert

Definitionen: pH = −log₁₀[H⁺] und pOH = −log₁₀[OH⁻], mit den Konzentrationen in mol/L. Umkehrungen: [H⁺] = 10⁻ᵖᴴ und [OH⁻] = 10⁻ᵖᴼᴴ. Ionenprodukt des Wassers bei 25 °C: Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 1,0·10⁻¹⁴, daraus pH + pOH = 14. Starke einprotonige Säure der Konzentration c: [H⁺] = c, also pH = −log c. Starke einbasige Base: [OH⁻] = c, also pOH = −log c und pH = 14 + log c. Einordnung bei 25 °C: pH < 7 sauer, pH = 7 neutral, pH > 7 basisch.

Periodensystem

Alle 118 Elemente, durchsuchbar nach Name, Symbol oder Ordnungszahl, jedes mit vollem Datensatz.

Molare Masse

Molare Masse aus der chemischen Formel mit prozentualer Zusammensetzung.

Stoffmenge in Mol

Umrechnung zwischen Gramm, Mol, Teilchen und Gasvolumen.

Konzentrationen und Verdünnungen

Molarität, Molalität, Prozentangaben, ppm und Verdünnung c₁V₁ = c₂V₂.