1 · Wie ordnest du pH 5 bei 25 °C ein?
Lösung ansehen
Sauer: Die Oxoniumkonzentration ist größer als die Hydroxidkonzentration.
Chemie · Grundlagen · Sekundarstufe I
pH-Wert und Indikatoren
Wie sauer oder basisch ist eine Lösung? Lies die pH-Skala richtig, verstehe den Faktor zehn und erkenne, was eine Indikatorfarbe aussagen kann.
pH 3 → pH 2
Etwa zehnmal höhere Oxoniumkonzentration.
Neutral bei 25 °C: pH ≈ 7
Der pH-Wert beschreibt den Zustand einer Lösung
Der pH-Wert zeigt an, wie sauer oder basisch eine wässrige Lösung ist. Für die üblichen Schulbeispiele bei 25 °C gilt: pH kleiner als 7 ist sauer, pH 7 ist neutral und pH größer als 7 ist basisch. „Alkalisch“ ist ein anderes Wort für basisch.
Auf Teilchenebene spielen Oxoniumionen H₃O⁺ und Hydroxidionen OH⁻ die entscheidende Rolle. In einer sauren Lösung überwiegt die Oxoniumkonzentration, in einer basischen die Hydroxidkonzentration. Neutral bedeutet, dass beide gleich groß sind – nicht, dass beide fehlen.
Eine häufig gezeichnete Skala reicht von 0 bis 14. Das ist ein praktischer Bereich für viele Schulbeispiele, keine absolute Grenze. Unter anderen Bedingungen können auch negative pH-Werte oder Werte über 14 vorkommen. Hier betrachten wir verdünnte wässrige Lösungen bei 25 °C.
Vergleichen und entdecken
Bei pH 2 beträgt die Oxoniumkonzentration näherungsweise 0,01 mol/L. Das ist zehnmal so viel wie bei pH 3. Der pH-Wert ist eine logarithmische Skala, keine Teilchenzahl.
Ein Schritt bedeutet einen Faktor zehn
Die pH-Skala ist logarithmisch. Wenn der pH-Wert um eins sinkt, wird die Oxoniumkonzentration in unserer Näherung zehnmal größer. Sinkt er um zwei, beträgt der Faktor 100.
Vergleiche pH 3 und pH 2: Bei pH 3 sind es ungefähr 0,001 mol/L H₃O⁺, bei pH 2 ungefähr 0,01 mol/L. Die Zahl auf der Skala wird kleiner, die Oxoniumkonzentration aber größer.
„pH 2 ist doppelt so sauer wie pH 4“ ist daher keine sinnvolle quantitative Aussage. Die Oxoniumkonzentration ist näherungsweise hundertmal höher. Aus dem pH-Wert allein kann man jedoch weder die gesamte enthaltene Säuremenge noch alle Gefahren einer Probe ableiten.
Die Rechenregel verstehen
pH ≈ −lg(c(H3O⁺)1 mol·L⁻¹)
lg bezeichnet den Zehnerlogarithmus. Für die Rechnung setzt du den Zahlenwert der Oxoniumkonzentration in mol/L ein. Der Quotient durch 1 mol/L macht das Argument dimensionslos; auch der pH-Wert besitzt keine Einheit.
Beispiel: 0,001 mol/L ist 10⁻³ mol/L. Der Zehnerlogarithmus von 10⁻³ ist −3. Durch das Minuszeichen vor dem Logarithmus erhältst du pH ≈ 3. Umgekehrt folgt aus pH 4 näherungsweise c(H₃O⁺) = 10⁻⁴ mol/L.
Genauer ist der pH-Wert über die Aktivität der Wasserstoffionen definiert. Die Konzentrationsregel ist eine Schulnäherung für hinreichend verdünnte Lösungen. Bei konzentrierten Lösungen können Wechselwirkungen zwischen Ionen wichtig werden.
Eine starke Säure und eine Lauge berechnen
Beispiel 1: Salzsäure mit c = 0,010 mol/L. HCl überträgt sein Proton in verdünntem Wasser praktisch vollständig. Daher setzen wir c(H₃O⁺) ≈ 0,010 mol/L = 10⁻² mol/L. Es folgt pH ≈ 2. Bei einer schwachen Säure dürfte man die eingesetzte Säurekonzentration nicht einfach mit der Oxoniumkonzentration gleichsetzen.
Beispiel 2: Natronlauge mit c(OH⁻) = 0,001 mol/L. Zuerst berechnen wir entsprechend pOH ≈ −lg(10⁻³) = 3. Bei 25 °C gilt in der verdünnten Näherung pH + pOH ≈ 14. Also ist pH ≈ 14 − 3 = 11.
Plausibilitätsprüfung: Salzsäure muss hier unter 7 liegen, Natronlauge über 7. Ein Ergebnis pH 3 für diese Natronlauge würde zeigen, dass pOH und pH verwechselt wurden.
Eine Farbe liefert einen Bereich, keine exakte Zahl
Ein Säure-Base-Indikator ist ein Farbstoff, dessen Formen je nach pH-Wert verschieden stark vertreten sind und unterschiedlich gefärbt sein können. Der Farbwechsel geschieht über einen Umschlagsbereich, nicht immer genau bei pH 7.
Universalindikator enthält mehrere Indikatorfarbstoffe und deckt einen größeren Bereich ab. Man vergleicht die Farbe mit der Skala des jeweiligen Produkts. Unsere farbige Grafik ist schematisch; die genaue Farbreihe eines Teststreifens kann abweichen.
Bromthymolblau ist im sauren Bereich gelb, im basischen Bereich blau und im Übergang grünlich; sein üblicher Umschlagsbereich liegt ungefähr bei pH 6,0–7,6. Phenolphthalein ist darunter farblos und wird im üblichen alkalischen Umschlagsbereich von etwa pH 8,2–10 rosa. Farbloses Phenolphthalein beweist deshalb keine Neutralität.
Rotkohlsaft kann ebenfalls pH-abhängige Farben zeigen. Als Naturstoffgemisch liefert er ohne passende Kalibrierung keine präzise Messung. Für genauere Werte nutzt man ein geeignetes, kalibriertes pH-Messgerät.
Indikatorergebnisse richtig lesen
1. Den Indikator kennen: Welche Skala und welcher Umschlagsbereich gehören dazu? Dieselbe Farbe kann bei verschiedenen Indikatoren etwas anderes bedeuten.
2. Nach Anleitung vergleichen: Beleuchtung, Ablesezeit und die Eigenfarbe einer Probe beeinflussen die Auswertung. Gib nur die Genauigkeit an, die das Verfahren hergibt. Ein ungefähr gelbgrüner Teststreifen rechtfertigt meist keinen Wert mit zwei Nachkommastellen.
3. Die Schlussfolgerung begrenzen: Ein pH-Test identifiziert keinen bestimmten Stoff. Verschiedene Säuren können Lösungen mit demselben pH-Wert bilden. Laborproben werden weder probiert noch unbekannte Reiniger zum Testen miteinander vermischt.
Verdünnen nähert sich der Neutralität
Wird eine ungepufferte saure Lösung mit reinem Wasser verdünnt, steigt ihr pH-Wert gewöhnlich in Richtung des neutralen Wertes. Bei basischen Lösungen sinkt er entsprechend. Eine zehnfache Verdünnung der oben betrachteten Salzsäure von 0,010 auf 0,001 mol/L verschiebt pH näherungsweise von 2 auf 3.
Diese einfache Schrittregel gilt nicht unbegrenzt: Nahe der Neutralität muss die Eigenionisation des Wassers berücksichtigt werden. Reines Wasser macht eine saure Lösung durch bloßes Verdünnen nicht plötzlich basisch. Bei schwachen Säuren und Puffern sind zusätzliche Gleichgewichte zu beachten.
Der neutrale pH-Wert hängt von der Temperatur ab. Die allgemeine Bedingung bleibt die Gleichheit von Oxonium- und Hydroxidkonzentration; die Zahl 7 gehört näherungsweise zu 25 °C.
Unterrichtsimpuls: Eine Vorhersage vor dem Klick
Vergleiche zuerst pH 2 und pH 3. Lass den Faktor der Konzentrationsänderung vorhersagen. Frage danach bei pH 7: „Sind jetzt alle Ionen verschwunden?“ Zum Abschluss: Warum kann farbloses Phenolphthalein eine saure, neutrale oder leicht basische Lösung nicht eindeutig unterscheiden?
Sechs Aufgaben zum Selbstcheck
Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.
2 · Wie unterscheiden sich pH 2 und pH 4 quantitativ?
Lösung ansehen
Bei pH 2 ist die Oxoniumkonzentration näherungsweise hundertmal höher.
3 · Welcher pH folgt näherungsweise aus c(H₃O⁺) = 10⁻³ mol/L?
Lösung ansehen
pH ≈ 3.
4 · Eine Lauge hat pOH 2 bei 25 °C. Welcher pH folgt?
Lösung ansehen
pH ≈ 14 − 2 = 12.
5 · Beweist farbloses Phenolphthalein, dass pH 7 vorliegt?
Lösung ansehen
Nein. Es ist auch bei vielen anderen pH-Werten unter seinem Umschlagsbereich farblos.
6 · Warum ist „neutral bedeutet keine Ionen“ falsch?
Lösung ansehen
Auch in reinem Wasser sind Oxonium- und Hydroxidionen vorhanden. Neutral bedeutet gleiche Konzentrationen, bei 25 °C näherungsweise je 10⁻⁷ mol/L.
Kostenlos üben und wiederholen
Kostenloses PDF
Säuren, Basen & pH-Wert – kostenloses Chemie-Arbeitsblatt mit Lösungen (PDF)
pH-Werte einordnen und die Verbindung zu Säuren und Basen festigen.
Zum kostenlosen Material →
Kostenloses PDF
Konzentration & Verdünnung von Lösungen – kostenloses Chemie-Arbeitsblatt mit Lösungen (PDF)
Die Grundlagen zu Konzentration und Verdünnung wiederholen.
Zum kostenlosen Material →Ein Nachschlagewerk für die weitere Chemie
Kaufbares Nachschlagewerk
Basiswissen Schule - Chemie 5. bis 10. Klasse
Das Duden-Basiswissen behandelt Stoffe und ihre Eigenschaften, chemische Reaktionen und das Periodensystem. Es ergänzt die Übungen dieser Seite durch ein umfassenderes Nachschlagewerk für die Sekundarstufe I.
Preis und Buchdetails ansehen →