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pH-Wert – Definition und Verwendung

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pH-Wert – Definition und Verwendung
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Grundlagen zum Thema pH-Wert – Definition und Verwendung

Überall Säuren und Basen

Überall in unserer Welt kommen wir mit Säuren und Basen in Berührung. Bei der Arbeit in einem chemischen Labor werden nahezu täglich verschiedene Säuren und Basen für Reaktionen verwendet. In unserem Alltag kommen wir ebenfalls in Kontakt mit sauer bzw. basisch reagierenden Verbindungen, z. B. bei Lebensmitteln (Obstsäfte, Limonaden = sauer) oder bei Reinigungsmitteln und Kosmetika (Rohrreiniger, Seife = basisch). In der Pflanzenwelt zeigen sich unterschiedliche Vertreter anspruchsvoll bei der Wahl ihres Untergrunds. Einige Kohlarten wachsen bevorzugt auf einem basischen Boden, wohingegen Heidelbeeren oder Heidekraut eher einen sauren Boden bevorzugen. Wenn so viele verschiedene Beispiele das Kennwort sauer bzw. basisch erhalten, stellt sich daraufhin die Frage: Was versteht man unter diesen Begriffen und bedeutet sauer immer gleich sauer bzw. basisch immer gleich basisch?

Der pH-Wert – eine Einführung

Die Frage soll vorweg mit Nein beantwortet werden. Es gibt verschiedene Abstufungen für die Bezeichnung sauer und basisch.

Die Einteilung von Verbindungen über das Maß des basischen oder sauren Charakters wird anhand des sogenannten pH-Werts durchgeführt. Die Einführung des pH-Werts ist auf die Arbeit des dänischen Chemikers Søren Sørensen zurückzuführen.

Die Bezeichnung $pH$ leitet sich von dem lateinischen pondus hydrogenii ab, was übersetzt etwa „Gewicht des Wasserstoffs“ bedeutet. Im übertragenen Sinn beschreibt der pH-Wert in seiner ursprünglichen Form die Konzentration der Protonen ($\ce{H+}$) in einer Lösung. Da in Lösungen einzelne Protonen nicht existieren, sondern in Form von Oxoniumionen ($\ce{H3O+}$) auftreten, beschreibt der pH-Wert im heutigen Kontext die Konzentration der Oxoniumionen in einer Lösung. In der Literatur wird häufig noch der veraltete Name Hydroniumion für das Oxoniumion gefunden.

Der pH-Wert wird über den negativ dekadischen Logarithmus der Konzentration der Oxoniumionen berechnet:

$pH = -\log_{10}{c\left( \ce{H3O+} \right)}$

Die Mathematik des pH-Werts

Eine Flasche Cola besitzt eine Oxoniumkonzentration von:

$c\left( \ce{H3O+} \right) = 0,001~\frac{\pu{mol}}{\ell} = 10^{-3}~\frac{\pu{mol}}{\ell}$

Der pH-Wert berechnet sich daraus folgendermaßen:

$\begin{array}{rcl} pH & = & -\log_{10}{c\left( \ce{H3O+} \right)} \\ pH & = & -\log_{10}{10^{-3}~\frac{\pu{mol}}{\ell}} \\ pH & = & 3 \end{array}$

Aus dieser Berechnung wird ersichtlich, dass der pH-Wert eine allgemein verständlichere Darstellung der Konzentration der Oxoniumionen beschreibt. Mithilfe des pH-Werts kann die Einteilung einer Lösung in sauer bzw. basisch erfolgen. Eine genauere Erklärung hierzu erfolgt zu einem späteren Zeitpunkt in diesem Text.

Grundlagen der Säure-Base-Chemie

Nach der Säure-Base-Theorie von Brønsted werden Säuren ($HA$) als Protonendonatoren bezeichnet. Das bedeutet, dass Säuren Verbindungen sind, die ein Proton übertragen. Basen ($B$) werden als Protonenakzeptoren bezeichnet, wodurch verdeutlicht wird, dass diese ein Proton aufnehmen. Grundsätzlich gilt, dass eine Säure das Proton nur in Anwesenheit einer Base abgeben kann.

$\ce{HA + B <=> A- + HB+}$

Neben reinen Säuren und Basen existiert auch eine Substanzklasse, die sowohl ein Proton abgeben als auch aufnehmen kann. Diese Verbindungen werden als Ampholyte bezeichnet. Der bekannteste Ampholyt ist Wasser $\ce{H2O}$. Reagieren zwei Wassermoleküle miteinander, bilden sich ein Oxoniumion ($\ce{H3O+}$) und ein Hydroxidion ($\ce{OH-}$). Diese Reaktion wird auch als Autoprotolyse des Wassers bezeichnet.

$\ce{H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}$

Das bedeutet, dass in reinem Wasser die Konzentrationen der Oxonium- und Hydroxidionen den gleichen Wert annehmen. Bei $\pu{25 °C}$ beträgt $c\left( \ce{H3O+} \right) = c\left( \ce{OH-} \right) = 10^{-7}~\frac{\text{mol}}{\ell}$. Dieser Wert ergibt sich aus dem Ionenprodukt des Wassers:

$\begin{array}{rcl} K_{W} & = & c\left( \ce{H3O+} \right) \cdot c\left( \ce{OH-} \right) \\ & & \\ 10^{-14}~\frac{\pu{mol^2}}{\ell ^2} & = & 10^{-7}~\frac{\text{mol}}{\ell} \cdot 10^{-7}~\frac{\text{mol}}{\ell} \end{array}$

Wird der negativ dekadische Logarithmus von dieser Gleichung genommen, ergibt sich folgendes Bild:

$\begin{array}{rcl} -\log_{10}{10^{-14}~\frac{\pu{mol^2}}{\ell ^2}} & = & -\log_{10}{c\left( \ce{H3O+} \right)} - \log_{10}{c\left( \ce{OH-} \right)} \\ & & \\ 14 & = & pH + pOH \end{array}$

Das bedeutet, dass bei der Kenntnis von $c\left( \ce{H3O+} \right)$ die Konzentration der Hydroxidionen berechnet werden kann und umgekehrt. Für das eingeführte Beispiel kann im Folgenden auch der pOH-Wert der Cola berechnet werden:

$\begin{array}{rcl} pH & = & 3 \\ 14 & = & pH + pOH \\ pOH & = & 11 \\ c\left( \ce{OH-} \right) & = & 10^{-11} \frac{\pu{mol}}{\ell} \end{array}$

Das Verhalten von Säuren und Basen in Wasser

Wird eine Säure in Wasser gelöst, reagieren die beiden Moleküle im Sinn einer Säure-Base-Reaktion miteinander. Als Folge bilden sich in dieser Lösung Oxoniumionen und das Anion der Säure ($\ce{A-}$).

$\ce{HA + H2O <=> A- + H3O+}$

Die Menge der Oxoniumionen wird jetzt nicht mehr nur durch die Autoprotolyse des Wassers, sondern auch durch die Zugabe der Säure beeinflusst. Dadurch erhöht sich die Konzentration der Oxoniumionen über einen Wert von $10^{-7}~\frac{\pu{mol}}{\ell}$, wodurch der pH-Wert kleiner als sieben wird. Die Lösung ist sauer. Erfolgt die Vermischung einer Base mit Wasser, läuft ebenfalls eine Säure-Base-Reaktion ab. Hierbei bilden sich jedoch Hydroxidionen in der Lösung.

$\ce{B + H2O <=> BH+ + OH-}$

Die Menge der Hydroxidionen vergrößert sich nach dem gleichen Schema wie die Konzentration der Oxoniumionen nach Säurezugabe. Dadurch sinkt die Oxoniumkonzentration unter $10^{-7}~\frac{\pu{mol}}{\ell}$. Der pH-Wert entspricht einem Wert größer als sieben. Die Lösung ist basisch.

Das Verhältnis von $c\left( \ce{H3O+} \right)$ und $c\left( \ce{OH-} \right)$ im Zusammenhang mit dem pH-Wert:

  • $c\left( \ce{H3O+} \right)~>~c\left( \ce{OH-} \right)~\ce{->}~pH~<~7~(\text{sauer})$
  • $c\left( \ce{H3O+} \right)~<~c\left( \ce{OH-} \right)~\ce{->}~pH~>~7~(\text{basisch})$
  • $c\left( \ce{H3O+} \right)~=~c\left( \ce{OH-} \right)~\ce{->}~pH~=~7~(\text{neutral})$

Die pH-Wert-Bestimmung

Die Grenzen des messbaren pH-Bereichs wurden auf Basis der Autoprotolyse des Wassers auf null und 14 gesetzt. Dabei entspricht ein pH-Wert von null einer stark sauren Lösung, wohingegen bei einem pH-Wert von 14 eine stark basische Lösung vorliegt. Die Messung des pH-Werts in dem Bereich von null bis 14 kann optisch über ein Universalindikatorpapier erfolgen. Wird ein Tropfen der Lösung auf das Papier gegeben, färbt sich das Papier entsprechend einer definierten Farbskala, wobei typischerweise rot/orange einen sauren pH-Wert andeutet, grün einen neutralen pH-Wert und blau einen basischen pH-Wert.

pH-Wert

Neben dem Universalindikatorpapier kann der pH-Wert auch über ein sogenanntes pH-Meter bestimmt werden. Die Grundlage dieser Messtechnik basiert auf einem elektrochemischen Phänomen und stellt dadurch eine deutlich genauere Methode dar.

Indikatoren in der quantitativen Analytik

Indikatoren werden zur Überwachung und Kontrolle von chemischen und physikalischen Prozessen verwendet. Hierbei entspricht die Aufgabe des Indikators, eine Zustandsänderung der Reaktion aufzuzeigen. Dies passiert in den meisten Fällen durch eine Farbänderung. Ein wichtiges Einsatzgebiet ist die quantitative Analytik, die die Bestimmung von Mengen und Konzentrationen einer bestimmten Verbindung beschreibt. Häufig erfolgt die Bestimmung mittels der Titrations-Methode (z. B. Säure-Base-Titration oder Redoxtitration).

Die Eigenschaften eines pH-Indikators

Durch das Universalindikatorpapier wurde bereits ein wichtiger Bereich für den Einsatz der Indikatoren eingeführt, das Anzeigen eines pH-Werts. Diese Verbindungen werden auch pH-Indikatoren genannt. pH-Indikatoren weisen eine Säure-Base-Aktivität auf und können in Abhängigkeit des pH-Werts als Indikatorsäure ($\ce{HInd}$) oder Indikatorbase ($\ce{Ind-}$) vorliegen. Beispielhafte Dissoziation der Indikatorsäure:

$\ce{HInd + H2O <=> Ind- + H3O+}$

Aufgrund des Säure-Base-Verhaltens müssen pH-Indikatoren in einer sehr geringen Konzentration eingesetzt werden, um den pH-Wert der zu untersuchenden Lösung nicht zu beeinflussen. Für das Indikatorgleichgewicht kann, wie für alle Säuren und Basen, das Massenwirkungsgesetz aufgestellt werden:

$K_{Ind} = \dfrac{\left[ \ce{Ind-} \right] \cdot \left[ \ce{H3O+} \right]}{\left[ \ce{HInd} \right]}$

Diese Gleichung kann nach der Konzentration der Oxoniumionen umgestellt und zur Darstellung des pH-Werts negativ dekadisch logarithmiert werden.

$\begin{array}{rcl} \left[ \ce{H3O+} \right] & = & K_{Ind} \cdot \dfrac{\left[ \ce{Ind-} \right]}{\left[ \ce{HInd} \right]} \\ pH & = & pK_{Ind} - \log_{10}{\frac{\left[ \ce{Ind-} \right]}{\left[ \ce{HInd} \right]}} \end{array}$

Daraus kann abgelesen werden, dass bei einem hohen pH-Wert das Gleichgewicht auf die rechte Seite verschoben wird. Dementsprechend existiert fast ausschließlich $\ce{Ind-}$. Bei einem niedrigen pH-Wert verlagert sich das Gleichgewicht auf die linke Seite, wodurch hauptsächlich $\ce{HInd}$ vorhanden ist.

In den meisten Fällen besitzen viele pH-Indikatoren drei verschiedene Farben:

  • Die Farbe der reinen Indikatorsäure $\ce{HInd}$
  • Die Farbe der reinen Indikatorbase $\ce{Ind-}$
  • Die Mischfarbe aus Indikatorsäure und -base, wenn beide Spezies im gleichen Verhältnis enthalten sind (Umschlagbereich)

Die Funktionsweise eines pH-Indikators

Die Funktionsweise eines pH-Indikators soll für den pH-Indikator Bromthymolblau ($pK_{Ind} = 7,1$) erklärt werden. Eine Lösung mit diesem Indikator ist bei einem sauren pH-Wert gelb und bei einem alkalischen pH-Wert blau gefärbt. Zusätzlich besitzt dieser pH-Indikator einen sogenannten Umschlagbereich zwischen den pH-Werten 6,0 und 7,6. Zwischen diesen pH-Werten ist die Lösung grün gefärbt. Dieser Umschlagbereich entspricht dabei in etwa dem Bereich von $pK_{Ind} \pm 1$. Der Umschlagbereich gibt die Grenzen an, bis zu welchen pH-Werten jeweils nur Indikatorsäure oder -base vorliegt.

Indikatorname Umschlagbereich
($pH_{UB}$)
Farbe
$pH < pH_{UB}$
Farbe
$pH > pH_{UB}$
Methylgelb 2,4 bis 4,0 rot gelb
Methylrot 4,4 bis 6,0 rosa gelb
Lackmus 5,0 bis 8,0 rot blau
Bromthymolblau 6,0 bis 7,6 gelb blau
Phenolphthalein 8,3 bis 10,0 farblos rot

Der pH-Wert – eine Zusammenfassung

  • Der pH-Wert ist ein verständliches Maß für die Konzentration der Oxoniumionen in einer Lösung.
  • Über die pH-Wert-Skala kann eine Lösung in sauer, basisch und neutral eingeteilt werden, wobei über den exakten pH-Wert noch genauer geklärt werden kann, ob es sich um stark bzw. schwach sauer oder basisch handelt.
  • Über die Autoprotolyse des Wasser ist $c\left( \ce{H3O+} \right)$ direkt mit $c\left( \ce{OH-} \right)$ verknüpft, sodass mit Kenntnis der einen Konzentration die andere berechnet werden kann.
  • Der pH-Wert kann optisch oder elektrochemisch gemessen werden.
  • Um einen pH-Wert anzuzeigen, werden sogenannte pH-Indikatoren eingesetzt, die in Abhängigkeit des pH-Werts die Lösung in einer bestimmten Farbe anfärben.
Was ist der pH-Wert?
Wie wird der pH-Wert berechnet?
Welche Aussage kann anhand des pH-Werts über eine Lösung geschlossen werden?
Wie wird der pH-Wert gemessen?
Was ist ein pH-Indikator?
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Transkript pH-Wert – Definition und Verwendung

Du hast dich mit jemandem gestritten, aber beim vorsichtigen Nachfragen, kommt einem nur ein "Ich bin ja gar nicht sauer" entgegen. Na toll. So kommt man ja auch nicht weiter. Wie gut es wäre, eine Skala zu haben, mit der man messen kann, ob dein Gegenüber nun sauer ist und wie sehr? In etwa soo wie mithilfe des pH-Wertes! Bitte was? Haaa! Ja, das schauen wir uns nun einmal genauer an, in diesem Video geht es um den "pH-Wert und dessen Definition und Verwendung". Der pH-Wert ist ein Maß für den Säuregehalt einer Lösung, gibt also an, wie sauer oder basisch diese ist. Angegeben wird er auf einer Skala von null bis vierzehn, wobei den Zahlen oftmals auch Farben zugeordnet werden. Sieben ist die Mitte, hier spricht man von einem NEUTRALEN pH-Wert. Eine neutrale Lösung ist zum Beispiel Wasser aus der Leitung. Macht auch Sinn, schließlich schmeckt das weder sauer noch seifig, nicht? Alles unter sieben ist eine "Säure", und über sieben eine "Base", auch "Lauge" genannt. Zitronensaft hat einen pH-Wert von etwa zwei Komma vier, ist also sehr sauer. Seife mit einem pH-Wert von etwa neun bis 10 ist dagegen basisch, beziehungsweise alkalisch. So weit, so gut zum Einstieg. Wir wollen natürlich nicht oberflächlich bleiben, also lass uns weiter in die Chemie des pH-Wertes eintauchen! First things first: Was bedeutet eigentlich "pH"? Das ist die Abkürzung für den lateinischen Begriff "pondus hydrogenii" und kann mit "Potential oder Gewicht des Wasserstoffs" übersetzt werden. Anders ausgedrückt: der pH-Wert gibt die Konzentration der Wasserstoff-Ionen in einer Lösung an. Dabei ist zu erwähnen, dass das Wasserstoff-Ion zur Vereinfachung des pH-Wertes angegeben wird. In der Realität liegt dies allerdings gebunden, in Wasser hauptsächlich als "Oxonium-Ion", also "H-drei-O-plus", vor. Sind also viele Wasserstoff-Ionen, beziehungsweise noch einfacher ausgedrückt "Protonen" in einer Lösung, ist diese sauer. Entsprechend ist die Lösung bei wenigen Protonen basisch, oder alkalisch. Aber Moment: niedriger pH-Wert bedeutet viele Protonen und hoher pH-Wert bedeutet wenige Protonen? Ganz genau! Denn es wird nicht direkt die Protonenkonzentration mit dem pH-Wert ausgedrückt, sondern der "negativ dekadische Logarithmus" der Protonenkonzentration. Ohweia, das klingt vielleicht etwas kompliziert, ist aber tatsächlich eine Vereinfachung. Schauen wir uns das einmal an einem Beispiel an. Nehmen wir an, wir haben eine Lösung mit einer Protonenkonzentration von zehn hoch minus vier Mol pro Liter vorliegen. Also Null Komma Null, Null, Null, Eins. Der negativ dekadische Logarithmus dieser Konzentration ist "vier" und damit der pH-Wert. Aaah, du musst also nicht wirklich rechnen dafür, super! Wie sieht es mit einer Lösung mit der Protonenkonzentration von zehn hoch minus drei aus – welchem pH-Wert entspricht das? "Drei"! Easy! Haben wir also wie hier zwei Lösungen vor uns, die sich in der Konzentration um den Faktor zehn unterscheiden, unterscheiden sie sich nur um EINEN Punkt auf der pH-Skala. Und bei einer Lösung mit einer Konzentration von – sagen wir mal zehn hoch minus zwölf, ergibt sich ein ein pH-Wert von zwölf und damit eine basische Lösung. Prinzip verstanden? So und wie misst man nun diesen pH-Wert? Dazu gibt es verschiedene Methoden. Am gängigsten ist die Verwendung eines Universal-Indikatorpapiers. Auf diesen Papieren befinden sich mehrere Indikatorsubstanzen, welche unabhängig voneinander bei einer bestimmten Protonenkonzentration ihre Farbe ändern. Wird das Papier also in die zu bestimmende Lösung getaucht, verfärbt es sich. Mithilfe einer Skala kann der Papierstreifen abgeglichen und der pH-Wert so ermittelt werden. Im Labor wird auch häufig ein digitales pH-Meter verwendet. Hierbei wird der pH-Wert noch präziser angezeigt. Oookay und wozu nun das Ganze? Wofür wird der pH-Wert gebraucht? Tatsächlich ist der pH-Wert ein wichtiges Maß für sehr viele Bereiche. In der Medizin wird dieser Parameter zum Beispiel verwendet, um den Säuregehalt im Körper zu überwachen. Der variiert nämlich in und auf unserem Körper. Die Haut hat einen pH-Wert um die fünf und im Magen wird es mit einem pH-Wert von zwei so richtig sauer und ätzend! In der Landwirtschaft und in der Umweltüberwachung wird die Boden- und Wasserqualität mithilfe des pH-Wertes kontrolliert und in der Lebensmittelindustrie findet der pH-Wert Verwendung, um sichere Lebensmittel und eine gewünschte Textur, sowie Geschmack und Aroma zu gewährleisten. Du siehst also: ein echter Allrounder! Wir messen jetzt erst mal, wie viel bei dir hängen geblieben ist und kommen zur Zusammenfassung. Der pH-Wert ist ein wichtiger Indikator für den Säuregehalt einer Lösung und wird auf einer Skala von null bis vierzehn angegeben. Er gibt an, wie sauer oder basisch eine Lösung ist und wird durch den negativ dekadischen Logarithmus der Protonenkonzentration berechnet. Gemessen wird der pH-Wert zum Beispiel mithilfe eines Indikatorpapiers oder eines pH-Meters. Der pH-Wert findet in vielen Bereichen Anwendung, zum Beispiel in der Medizin, Lebensmittelindustrie oder Umweltüberwachung. Die ganz große Frage nach diesem Video ist also: warum gibt es kein Indikatorpapier oder Messgerät, das man jemandem in den Mund stecken kann, um herauszufinden, ob er oder sie sauer ist? Wäre schon praktisch, nicht?

pH-Wert – Definition und Verwendung Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video pH-Wert – Definition und Verwendung kannst du es wiederholen und üben.
  • Gib an, was der pH-Wert ist.

    Tipps

    Es bleiben drei Antwortmöglichkeiten übrig.

    Eine Lösung mit einem pH-Wert von 14 ist stark basisch.

    Lösung

    Der pH-Wert ist ein Maß für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. Er zeigt also an, wie sauer oder basisch diese ist.
    Angegeben wird er auf einer Skala von 0 bis 14, wobei den Zahlen oftmals auch Farben zugeordnet werden.

  • Vervollständige die pH-Wert-Skala.

    Tipps

    Eine neutrale Lösung ist weder sauer noch basisch.

    Der pH-Wert wird auf einer Skala 0 bis 14 angegeben.

    Lösung

    Der pH-Wert ist ein Maß für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. Er zeigt also an, wie sauer oder basisch diese ist.

    Angegeben wird er auf einer Skala von 0 bis 14, wobei den Zahlen oftmals auch Farben zugeordnet werden.

    • Ein pH-Wert von 7 markiert den neutralen Bereich, in dem eine Lösung als neutral betrachtet wird.
    • Ein pH-Wert unter 7 zeigt an, dass die Lösung sauer ist.
    • Ein pH-Wert über 7 zeigt an, dass die Lösung basisch ist.

  • Bestimme die Protonenkonzentration des jeweiligen pH-Werts.

    Tipps

    $10^{-2} = 0,\!01$

    Eine Lösung mit einer Protonenkonzentration von $10^{-5} ~\dfrac{mol}{\ell}$ hat einen pH-Wert von $5$.

    Lösung

    Der pH-Wert gibt die Konzentration der Wasserstoffionen in einer Lösung an. Dabei ist zu erwähnen, dass das Wasserstoffion zur Vereinfachung des pH-Werts angegeben wird. In der Realität liegt dies allerdings gebunden, in Wasser hauptsächlich als „Oxonium-Ion“, also $\ce{H3O+}$, vor. Sind also viele Wasserstoffionen beziehungsweise noch einfacher ausgedrückt, „Protonen“ in einer Lösung, ist diese sauer.

    Es gilt: Ein niedriger pH-Wert bedeutet eine hohe Anzahl an Protonen, während ein hoher pH-Wert auf eine geringe Anzahl von Protonen in der Lösung hinweist. Denn es wird nicht direkt die Protonenkonzentration mit dem pH-Wert ausgedrückt, sondern der „negativ dekadische Logarithmus“ der Protonenkonzentration.

    Der pH-Wert ist $4$.
    $\Rightarrow$ negativ dekadischer Logarithmus von: $10^{-4} ~\dfrac{mol}{\ell} = 0,\!0001 ~\dfrac{mol}{\ell}$
    Der pH-Wert ist $3$.
    $\Rightarrow$ negativ dekadischer Logarithmus von: $10^{-3} ~\dfrac{mol}{\ell} = 0,\!001 ~\dfrac{mol}{\ell}$
    Der pH-Wert ist $12$.
    $\Rightarrow$ negativ dekadischer Logarithmus von: $10^{-12} ~\dfrac{mol}{\ell} = 0,\!000000000001 ~\dfrac{mol}{\ell}$

  • Beschreibe die Messung des pH-Werts und dessen Verwendung.

    Tipps

    Je niedriger der pH-Wert, desto saurer ist die Lösung.

    Lösung

    Um den pH-Wert zu messen, gibt es verschiedene Methoden. Am gängigsten ist die Verwendung von Universalindikatorpapier. Darauf befinden sich mehrere Indikatorsubstanzen, welche unabhängig voneinander bei einer bestimmten Protonenkonzentration ihre Farbe ändern. Wird das Papier also in die zu messende Lösung getaucht, verfärbt es sich.
    Mit einer Skala kann der Papierstreifen abgeglichen und so der pH-Wert ermittelt werden. Im Labor wird auch häufig ein digitales pH-Meter verwendet: Hierbei wird der pH-Wert präziser angezeigt.

    In der Medizin wird dieser Parameter zum Beispiel verwendet, um den Säuregehalt im Körper zu überwachen. Er variiert nämlich in und auf unserem Körper: Die Haut hat einen pH-Wert von etwa 5 und im Magen wird es mit einem pH-Wert von 2 richtig sauer und ätzend!

    In der Landwirtschaft sowie in der Umweltüberwachung wird die Boden- und Wasserqualität mithilfe des pH-Werts kontrolliert. In der Lebensmittelindustrie wird der pH-Wert genutzt, um sichere Lebensmittel und gewünschte Eigenschaften wie Textur, Geschmack und Aroma zu gewährleisten.

  • Vergleiche den pH-Wert der Stoffe.

    Tipps

    In der Aufgabe sind abgebildet: Haut, Seife, Leitungswasser und Zitronensaft.

    Zitronensaft hat einen pH-Wert von 2,4, ist also sehr sauer.

    Wasser ist neutral, also weder sauer noch basisch.

    Unsere Haut verfügt über eine natürliche Hautbarriere, die auch Säureschutzmantel genannt wird.

    Lösung

    Zitronensaft hat einen pH-Wert von etwa 2,4 und ist somit sehr sauer.

    Die Haut hat einen pH-Wert von ungefähr 5 und ist daher leicht sauer.

    Ein Beispiel für eine neutrale Lösung ist das Leitungswasser mit einem pH-Wert von 7: Leitungswasser ist weder sauer noch basisch.

    Seife hat dagegen einen pH-Wert von etwa 9 bis 10 und ist somit basisch bzw. alkalisch.

  • Vergleiche die Beispiele aus dem Alltag.

    Tipps

    Es sind drei saure und drei basische Stoffe abgebildet.

    Blut ist nur leicht alkalisch.

    Backpulver (Natriumhydrogencarbonat) kann in Wasser gelöst werden: Was denkst du? Ist die entstehende Lösung eher basisch oder sauer?

    Lösung

    Der pH-Wert ist ein Maß für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. Er gibt also an, wie sauer oder basisch diese ist. Er wird auf einer Skala von 0 bis 14 angegeben.

    Folgende Beispiele aus dem Alltag sind sauer:

    • Cola
    • Wein
    • Zitronensaft

    Folgende Beispiele aus dem Alltag sind basisch:

    • Seifenwasser
    • Blut
    • Backpulverlösung

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