Wie sauer oder basisch ist eine Lösung? Lies die pH-Skala richtig, verstehe den Faktor zehn und erkenne, was eine Indikatorfarbe aussagen kann.
Drei kurze Aufgaben helfen dir, deinen Startpunkt zu finden. Wenn du unsicher bist, wähle „Weiß ich noch nicht“.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
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.
Vergleiche zuerst pH 2 und pH 3. Lies jeweils die Oxoniumkonzentration ab. Wechsle anschließend zu pH 7 und pH 11 und prüfe, welche Ionensorte überwiegt. Alle Vergleiche gelten hier für verdünnte Lösungen bei 25 °C.
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.
Vorhersagen und überprüfen: Bei pH 7 sind die Konzentrationen von H₃O⁺ und OH⁻ gleich. Sind deshalb gar keine dieser Ionen mehr vorhanden?
Nein. Beide Konzentrationen betragen näherungsweise 10⁻⁷ mol/L. Neutral bedeutet Gleichheit der beiden Konzentrationen. Bei pH 11 überwiegen dagegen die Hydroxidionen.
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.
| pH-Wert | c(H3O+) näherungsweise |
|---|---|
| 2 | 10−2 mol/L = 0,01 mol/L |
| 3 | 10−3 mol/L = 0,001 mol/L |
| 4 | 10−4 mol/L = 0,0001 mol/L |
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.
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.
Gegeben: c(HCl) = 0,010 mol/L. Die verdünnte starke Säure gibt ihre Protonen praktisch vollständig an Wasser ab.
Die eingesetzte Säurekonzentration darf bei einer schwachen Säure nicht einfach mit c(H3O+) gleichgesetzt werden.
Gegeben: c(OH−) = 0,001 mol/L = 10−3 mol/L.
Bei 25 °C gilt näherungsweise pH + pOH = 14.
pOH beschreibt Hydroxid, pH beschreibt Oxonium. Deshalb ist die zusätzliche Umrechnung nötig.
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.
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.
Umschlagsbereich: ungefähr pH 6,0–7,6.
Darunter: gelb.
Im Übergang: grünlich.
Darüber: blau.
Umschlagsbereich: ungefähr pH 8,2–10.
Darunter: farblos.
Im üblichen alkalischen Bereich: rosa.
Farblos kann also sauer, neutral oder noch leicht basisch bedeuten.
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.
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.
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.
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Sauer
Bei 25 °C liegt der neutrale Wert ungefähr bei 7; darunter ist eine Lösung sauer.
Gleiche Konzentrationen von H₃O⁺ und OH⁻
Auch neutrales Wasser enthält Oxonium- und Hydroxidionen, jedoch in gleicher Konzentration.
Keine
Der pH ist dimensionslos; die Konzentrationsformel nutzt einen dimensionslosen Quotienten.
Sie wird zehnmal größer
Die Skala ist logarithmisch. Eine Stufe entspricht dem Faktor zehn.
Den pH-Bereich seines Farbwechsels
Indikatoren ändern ihre Farbe über einen Bereich, der vom Farbstoff abhängt.
Die genaue Identität einer Säure
Verschiedene Stoffe können Lösungen mit demselben pH-Wert erzeugen.
3
pH ≈ −lg(10⁻³) = 3.
10⁻⁵ mol/L
Die Umkehrung lautet c(H₃O⁺) ≈ 10⁻ᵖᴴ mol/L.
Sie ist 100-mal größer
Zwei pH-Stufen bedeuten 10² = 100 als Konzentrationsfaktor.
12
pOH ≈ 2; bei 25 °C folgt pH ≈ 14 − 2 = 12.
Von 2 auf 3
Die Oxoniumkonzentration sinkt ungefähr auf ein Zehntel, der pH steigt um eins.
Blau
pH 9 liegt oberhalb des angegebenen Umschlagsbereichs.
Die Probe muss nicht neutral sein
Auch saure und leicht basische Lösungen können unterhalb des Umschlagsbereichs liegen.
Nein, sie nähert sich dem neutralen Wert
Nahe der Neutralität ist die Eigenionisation des Wassers zu beachten; die einfache Schrittregel gilt nicht unbegrenzt.
Sie reagiert mit Wasser nur teilweise
Die Oxoniumkonzentration ergibt sich aus dem Protolysegleichgewicht, nicht allein aus der eingesetzten Säuremenge.
Ungefähr pH 6
Die Genauigkeit der Angabe darf nicht größer sein als die des Messverfahrens.
Der neutrale pH hängt von der Temperatur ab
Allgemein sind c(H₃O⁺) und c(OH⁻) gleich; der Zahlenwert 7 gehört näherungsweise zu 25 °C.
Sie ist keine absolute Grenze aller möglichen pH-Werte
Unter anderen Bedingungen können auch negative Werte oder Werte über 14 auftreten.
Bearbeite drei weitere Aufgaben ohne Nachschlagen. Nutze die Rückmeldung, um gezielt weiterzulernen.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
Die Aufgaben sind unterschiedlich. Die Ergebnisse geben dir eine kurze Orientierung zu deinem Lernstand.
Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.
Sauer: Die Oxoniumkonzentration ist größer als die Hydroxidkonzentration.
Bei pH 2 ist die Oxoniumkonzentration näherungsweise hundertmal höher.
pH ≈ 3.
pH ≈ 14 − 2 = 12.
Nein. Es ist auch bei vielen anderen pH-Werten unter seinem Umschlagsbereich farblos.
Auch in reinem Wasser sind Oxonium- und Hydroxidionen vorhanden. Neutral bedeutet gleiche Konzentrationen, bei 25 °C näherungsweise je 10⁻⁷ mol/L.
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