pH-Wert
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Der pH-Wert ist ein Maß für die saure oder alkalische Reaktion einer wässrigen Lösung. Der pH-Wert ist eine dimensionslose Zahl.
Man teilt die Wertebereiche für reines Wasser und verdünnte wässrige Lösungen bei 22 °C ein in:
- pH < 7 saure wässrige Lösung
- pH = 7 neutrale wässrige Lösung oder absolut reines Wasser
- pH > 7 alkalische (basische) wässrige Lösung
Inhaltsverzeichnis |
Bestimmung des pH-Wertes
Der pH-Wert einer Lösung kann mit unterschiedlichen Methoden ermittelt werden: : Zur Funktionsweise elektrochemischer Meßgeräte siehe Wikipedia-Artikel: pH-Wert
Bestimmung durch die Reaktion eines Indikatorfarbstoffes
Eine einfache Bestimmung des pH-Wertes erfolgt durch visuelle Bewertung der Farbumschläge von Indikatorfarbstoffen.
| Substanz | pH-Wert | Art |
|---|---|---|
| Batteriesäure | <0 | sauer |
| Magensäure (nüchterner Magen) | 1,0–1,5 | |
| Zitronensaft | 2,4 | |
| Cola | 2,0–3,0 | |
| Essig | 2,5 | |
| Fruchtsaft der Schattenmorelle | 2,7 | |
| Orangen- und Apfelsaft | 3,5 | |
| Wein | 4,0 | |
| Saure Milch | 4,5 | |
| Bier | 4,5–5,0 | |
| Saurer Regen | < 5,0 | |
| Kaffee | 5,0 | |
| Tee | 5,5 | |
| Regen (natürlicher Niederschlag) | 5,6 | |
| Mineralwasser | 6,0 | |
| Milch | 6,5 | |
| Wasser (je nach Härte) | 6,0–8,5 | sauer bis alkalisch |
| Menschlicher Speichel | 6,5–7,4 | |
| Blut | 7,4 | alkalisch |
| Meerwasser | 7,5–8,4 | |
| Darmsaft | 8,3 | |
| Seife | 9,0–10,0 | |
| Haushalts-Ammoniak | 11,5 | |
| Bleichmittel | 12,5 | |
| Beton | 12,6 | |
| Natronlauge | 13,5–14 |
Die Auswertung erfolgt meist anhand von Farbvergleichsskalen. Dabei kann entweder der Farbumschlag eines einzelnen Farbstoffes für einen relativ engen Bereich der Messwerte ausgenutzt werden oder es kommen Farbstoffgemische, die sogenannten „Universalindikatoren“ zum Einsatz. Diese zeigen über eine weite Skala von pH-Werten hinweg unterschiedliche Farben. Oft werden auf Messstreifen Felder mit verschiedenen Farbstoffen nebeneinander angeordnet, von denen jeder in einem anderen Wertebereich seine optimale Ablesbarkeit aufweist.
Für die Farbgebung des Universalindikators werden verschiedene Stoffe verwendet, die sich bei jeweils unterschiedlichen pH-Werten verfärben. Solche pH-Indikatoren sind
- Lackmus: pH < 4,5 = rot, pH > 8,3 = blau
- Phenolphthalein: pH < 8,2 = farblos, pH > 10,0 = rot-violett
- Methylorange pH < 3,1 = rot, pH > 4,4 = gelb
- Bromthymolblau: pH < 6,0 = gelb, pH > 7,6 = blau
Definition
- Siehe Wikipedia-Artikel: pH-Wert
pH und Säuren und Basen
Werden Säuren in Wasser gelöst, geben diese Wasserstoffionen an das Wasser ab, der pH-Wert der Lösung sinkt. Werden Basen gelöst, geben diese Hydroxidionen ab, die Wasserstoffionen des Wassers binden. Sie können auch selbst Wasserstoffionen binden, wie dies für Ammoniak → Ammonium gilt. Mithin erhöhen Basen den pH-Wert. Der pH-Wert ist ein Maß der Menge an Säuren und Basen in einer Lösung. Je nach Stärke dissoziiert die Säure oder Base zu einem mehr oder weniger großen Anteil und beeinflusst somit den pH-Wert unterschiedlich stark.
In den meisten wässrigen Lösungen liegen die pH-Werte zwischen 0 (stark sauer) und 14 (stark alkalisch). Dennoch können schon in 1-molaren Lösungen starker Säuren und Basen diese Grenzen um jeweils eine Einheit überschritten werden, also von −1 bis 15. Die pH-Skala wird nur begrenzt durch die Löslichkeiten von Säuren oder Basen in Wasser. Bei sehr hohen oder sehr niedrigen pH-Werten und in konzentrierten Salzlösungen sind nicht die Konzentrationen für den pH-Wert entscheidend, sondern die Aktivitäten der Ionen. Aktivitäten sind von den Ionenkonzentrationen nicht linear abhängig.
Die meisten pH-Elektroden verhalten sich im Messbereich zwischen 0 und 14 annähernd linear. Annähernd konstante Unterschiede im gemessenen Elektrodenpotential entsprechen also gleichen Unterschieden im pH-Wert. Nach internationaler Konvention können pH-Werte nur in diesem Bereich direkt gemessen werden.
Lösungen einer schwachen Säure und einem ihrer Salze oder einer schwachen Base und einem ihrer Salze ergeben Pufferlösungen. Der pH-Wert dieser Lösungen ändert sich in diesem Bereich bei Zugabe von starken Säuren oder Basen deutlich weniger als bei Zugabe der Säuren und Basen zu reinem, salzfreiem, "ungepuffertem" Wasser. Der Effekt besteht solange wie die Zugabemenge den Vorrat der verbrauchten Pufferkomponente nicht übersteigt.
Reines Wasser nimmt Kohlenstoffdioxid aus der Luft auf, je nach Temperatur etwa 0,3 bis 1 mg/l. So bildet sich Kohlensäure (H2CO3). Bei „chemisch reinem Wasser“ stellt sich deshalb ein pH-Wert von knapp 5 ein.
Berechnung des pH-Wertes bei bekannter Konzentration an Säuren und Basen
- Siehe Wikipedia-Artikel: pH-Wert
Temperaturabhängigkeit
Die pH-Werte von Lösungen sind temperaturabhängig. Beispiel: Eine 1-molare Phenollösung hat bei einer Temperatur der Lösung von 30 °C einen pKS-Wert des Phenols als Phenyl-OH von 10. Die Lösung hat einen pH-Wert von etwa 4,5. Ändert sich die Temperatur, nimmt die Gleichgewichtskonstante K für die Dissoziation von Phenol mit steigender Temperatur zu, damit auch die Dissoziation der Säure. Vergrößert sich K sinkt also der pH-Wert.
Bedeutung des pH-Wertes
Auswirkungen des pH-Wertes auf das Wachstum von Pflanzen
Der pH-Wert des Bodens beeinflusst die (biologische) Verfügbarkeit von Nährsalzen. Bei neutralem und alkalischem Boden-pH bilden sich Eisenoxidhydroxide, die nicht aufgenommen werden können, es entsteht Eisenmangel. Treten starke pH-Werte-Änderungen auf, so können die Pflanzenorgane auch unmittelbar betroffen sein.
Für den Nährstoffhaushalt der Pflanzen ist neben Phosphor, Schwefel und Kali besonders Stickstoff von Bedeutung. Stickstoff wird als wasserlösliche Ammoniumionen (NH4+) oder häufiger als Nitration (NO3−) aufgenommen. Ammonium und Nitrat stehen in Böden mit einem pH-Wert von 7 im Gleichgewicht. Bei sauren Böden überwiegen die NH4+ Ionen, bei alkalischen Böden überwiegen die NO3− Ionen. Können Pflanzen aufgrund der Durchlässigkeit der Wurzelmembranen nur NH4+ aufnehmen, sind sie auf saure Böden angewiesen, also acidophil (säureliebend). Beim Aufnehmen von Nitrat NO3−, können sie nur auf basenreichen Böden wachsen („obligat basophil“). Die Ansprüche an den Boden-pH sind geringer, wenn die Membranen sowohl Ammonium, als auch Nitrat durchlassen. In Mineraldüngern wird Ammoniumnitrat (NH4NO3) verwendet, wodurch beide, Ammonium- und Nitrat-Ionen vorhanden sind. Die Reaktionen im Boden führen hierbei zu Umwandlungen.
Bei hohem oder niedrigem pH-Wert sind die Nährstoffe im Boden festgelegt, sie stehen den Pflanzen nur unzureichend zur Verfügung.
Bedeutung des pH-Wertes für Aquarien
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In Aquarien erfordern Pflanzen und Fische bestimmte pH-Bereiche. Die Lebewesen haben einen pH-Toleranzbereich und können außerhalb dieses Bereichs nicht überleben. Meist sind Pflanzen im Aquarium pH-toleranter als Fische.
Richtwerte für Süßwasser-Aquarienfische
- Saures Wasser (pH ≈ 6):
- Südamerikaner (Neon, Skalar, Diskus, L-Welse und andere)
- Asiaten (Guaramis, Fadenfische und andere)
- Neutrales Wasser (pH ≈ 7)
- Mittelamerikaner (Feuermaulbuntbarsch und andere)
- Alkalisches Wasser (pH ≈ 8)
- Ostafrikanische Grabenseen (Buntbarsche aus dem Tanganjika- und Malawisee und andere)
Gemäß der Trinkwasserverordnung darf das Trinkwasser aus der Leitung einen pH-Wert zwischen 6,5 und 9,5 aufweisen. Das Wasser kann mit handelsüblichen Chemikalien auf den gewünschten pH-Wert eingestellt werden. In der Aquaponik ohne regelmäßigen Wasserwechsel muss der pH Wert bei Bedarf anderweitig dauerhaft beeinflusst werden (wie?).
Literatur
- R. P. Buck, S. Rondinini, A. K. Covington, u.a.: Measurement of pH. Definition, standards, and procedures (IUPAC Recommendations 2002) in Pure Appl. Chem. 74(11), 2169−2200 (2002); Faksimile.
- Jander, Jahr: Maßanalyse. 17. Auflage, de Gruyter, Berlin 2009, (S. 99: Indikatoren), ISBN 978-3-11-019447-0.
- Wirz, Willy W.: pH- und. pCI-Werte, Handbuch mit Interpretationen u. e. Einf. in d. pX-Messtechnik; Messwerttab. nach elektron. (elektrometr.) pH- u. pCI-Messungen; mit 22 Spezialtabellen, Chemie-Verlag, Solothurn 1974, ISBN 3-85962-020-7
