PH-Weert

Vun Wikipedia
Wesseln na: Navigatschoon, Söök
pH-Skala
(root = suer Rebeet, blau = basisch Rebeet)

De pH-Weert is en Maat dorför, wo stark de sure oder basische Wirken vun en waterige Lösen is. As Logarithmische Grött is de pH-Weert dör den mit −1 muliplizeerten dekaadschen Logarithmus („Teihnerlogarithmus“) vun de Oxoniumkunzentratschoon (nauer utdrückt: vun de Oxoniumaktivität) defineert. De Begreep is afleidt vun de Afkörten för pondus Hydrogenii oder potentia Hydrogenii (vun’t lat. pondus „Gewicht“ oder potentia „Kraft“ un Hydrogenium „Waterstoff“).

Indelen[ännern | Bornkood ännern]

Dat Weertenrebeet warrt in Anlohnen an de Dissoziatschoonskonstant vun’t Water kDiss = c (H+) · c(OH) = 10−14 Mol2/Liter2 för rein Water un verdünnte Lösen bi 22 °C indeelt in:

  • pH < 7, wat en Süür oder en Lösen mit sure Wirken is.
  • pH = 7, wat afsluut rein Water oder en neutrale Lösen is.
  • pH > 7, wat en alkalische Lösen mit en basische Wirken is.

Meten vun’n pH-Weert[ännern | Bornkood ännern]

Dat gifft ünnerscheedliche Methoden, den pH-Weert vun en Lösen ruttofinnen:

Potentiometrie[ännern | Bornkood ännern]

De meisten pH-Meters, de dat in’n Hannel gifft, arbeit na dat Prinzip vun de Potentiometrie. Dorto warrt en Glasmembrankugel, de mit en Pufferlösen füllt is, in de Fletigkeit induukt, vun de de pH-Weert meten warrn schall. De Waterstoffionen hebbt dat an sik, dat se sik in dünne Schichten an Silikatgruppen vun de Glasbavenflach anlagert, so dat sik afhangig vun den pH-Ünnerscheed vun de Fletigkeiten en galvaansche Spannung twüschen de Binnensiet un de Butensiet vun de Kugel opboet. Disse elektromotoorsche Kraft warrt mit Help vun twee Betogselektroden meten, de buten un binnen leegt (pH-Elektrood).

Ionensensitive Feldeffekt-Transisters (ISFET)[ännern | Bornkood ännern]

Jüst so as bi de Glaselektrood boet de Waterstoffionen an de fienföhligen Gate-Membran vun’n Transister en elektrisch Potential op, wat Influss hett op de Anlaag vun’n Transister, Stroom dörtolaten. Dat kann meettechnisch utnütt warrn.

Klöörmetrik bi de Reakschoon vun Indikaterfarvstoffen[ännern | Bornkood ännern]

Dörsnittlich pH-Weerten vun verscheden Lösen, de begäng sünd
Lösen pH-Weert Oort
Batteriesüür <0 suer
Magensüür (nüchtern Magen) 1,0–1,5
Zitronensaft 2,4
Cola 2–3
Fruchtsaft vun de Schaddenmorell 2,7
Etig 2,9
Orangen- un Appelsaft 3,5
Wien 4,0
Sure Melk 4,5
Beer 4,5–5,0
Suer Regen < 5,0
Kaffee 5,0
Tee 5,5
Regen (natürlich Nedderslag) 5,6
Mineralwater 6,0
Melk 6,5
Water (na Waterhard) 6,0–8,5 suer bit basisch
Sever vun’n Minschen 6,5–7,4
Blood 7,4 basisch
Seewater 7,5–8,4
Pankreassaft (Darmsaft) 8,3
Seep 9,0–10,0
Huusholts-Ammoniak 11,5
Bleekmiddel 12,5
Beton 12,6
Natronlaug 13,5–15

Bi de Indikaters warrt de Utwerten tomeist över Farvskalen to’n Verglieken maakt. För en teemlich begrenzt Rebeet vun de Meetweerten kann de Farvümslag vun en enkelten Farvstoff bruukt warrn, aver man kann ok Mischen vun verscheden Farvstoffen nahmen warrn, so nöömte „Universalindikaters“, de över en teemlich wiet Rebeet vun de Skala en ünnerscheedliche Folg vun Klören wiest. Faken warrt ok Meetstriepens mit mehrere Feller bruukt, de all ünnerscheedliche Farvstoffen wiest, de jede för sik in en anner’t Rebeet vun Weerten sien beste Aflesborkeit opwiest. Für sünnere Saken kann de Farv vun en Indikaterstoff ok mit en Photometer afleest un op de Oort nauer utweert warrn.

För de ünnerscheedlichen Klören vun en Universalindikater warrt verscheden Stoffen bruukt, de sik bi ünerscheedliche pH-Weerten verfarvt. Dorto tellt Lackmus (pH < 4,5 = Root; pH > 8,3 = Blau), Phenolphthalein (pH < 8,2 = ahn Klöör; pH > 10,0 = Pink), Methylorange (pH < 3,1 = Root; pH > 4,4 = Geel) un Bromthymolblau (pH < 6,0 = Geel; pH > 7,6 = Blau).

Definitschoon[ännern | Bornkood ännern]

För bannig starke Süren (pks-Weert<0) gellt:

De pH-Weert is de mit −1 multiplizeerte dekaadsche Logarithmus vun de Aktivität vun de Oxoniumionen a_{H_3O^+}:

\mathrm{pH = - \lg (a_{H_3O^+})}

De Aktivität is in dissen Fall över dat cheemsche Potential defineert un dorüm ahn Dimenschoon. Disse Definitschoon vun’n pH-Weert warrt aver bi eenfache Bereken kuum anwennt. Ut Grünnen vun’t Vereenfachen warrt tomeist blots en Annegern bruukt, dat de Oxoniumaktivität för verdünnte Lösen gliek de Konzentratschoon vun de Oxoniumionen (in \mathrm{mol/dm^3}) is:

\mathrm{pH = - \lg (a_{H_3O^+}) \approx - \lg \left( \frac{\left[ H_3O^+ \right]}{mol/dm^3}\right)}

Jüst as de Aktivität is ok de pH-Weert en Grööt ahn Dimenschoon.

pOH-Weert[ännern | Bornkood ännern]

Jüst so as de pH-Weert kann een ok en pOH-Weert defineeren, de jüst so ut den mit −1 multiplizeerten dekaadschen Logarithmus berekent warrt. Man, in dissen Fall deent de OH-Aktivität as Grundlaag. Dorbi is vun de OH-Aktivität de Maattall in mol/dm³ to nehmen.

De beiden Weerten sünd över dat Autoprotolysgliekgewicht mitenanner verknütt:

\mathrm{K_W = \frac{a_{H_3O^+}\cdot a_{OH^-}}{a_{H_2O}}}
\mathrm{-\lg K_W = -\lg a_{H_3O^+} - \lg a_{OH^-} + \lg a_{H_2O} = pH + pOH}

De Logarithmus vun de Aktivität vun’t Water is ruchweg gliek null, vun wegen dat de Aktivität vun’t Water ruchweg gliek een is för verdünnte Lösen. De fallt dorüm weg- De Gliekgewichtskonstant is ünner normale Bedingen 10−14. De Tosamenhang twüschen den pH- un den pOH-Weert is dorna:

\mathrm{pH + pOH = 14}

pH-Weert bi annere Löösmiddels[ännern | Bornkood ännern]

En vergliekbore Oort vun Weert gifft dat ok för annere protische Löösmiddels, also för welke, de Protonen överdrägen künnt. Ok dor is en Autoprotolyse vun’t Löösmiddel de Grundlaag. Allgemeen sütt de Reakschoon so ut:

2LH \leftrightharpoons LH2+ + L (allg. Formuleeren vun de Autoprotolys)

  • LH2+ = Lyonium-Ion
  • L = Lyat-Ion

De Gliekgewichtskonstant K is hier in’n allgemenen lütter as bi dat Ionenprodukt vun Water.

De pH-Weert is in den Fall defineert as folgt (de Index p wiest dorop hen, dat sik dat üm en protische Lösen, man nich üm en waterige hannelt):

pHp = -lg [LH2+]

De opstunns sietste, natürliche pH-Weert, de jemols meten worrn is, liggt bi -3,6 in een Mischen ut Iesensulfat un Swevelsüür in een Pyritbargwark in Kalifornien.[1]

Bispelen för de Autoprotolys
(waterfre’e) Miegeemsüür 2HCOOH \leftrightharpoons HCOOH2+ + HCOO
Ammoniak 2NH3 \leftrightharpoons NH2 + NH4+
Iesetig 2CH3COOH \leftrightharpoons CH3COO + CH3COOH2+
Ethanol 2C2H5OH \leftrightharpoons C2H5OH2+ + C2H5O

Tosamenhang mit Süren un Basen[ännern | Bornkood ännern]

Wenn Süren in Water lööst warrt, denn geevt se dör Dissoziatschoon Waterstoffionen an dat Water af un minnert dordör den pH-Weert. Warrt dorgegen Basen lööst, geev de Hydroxidionen af (as to’n Bispeel NaOH), de Waterstoffionen ut de Dissoziatschoon vun’t Water binnt, oder se binnt sülvst Waterstoffionen (t. B. AmmoniakAmmonium). Dordör maakt Basen den pH-Weert höger. De pH-Weert stellt also en Maat dor över de Mengde vun Süren un Basen in en Lösen. Je na Stärk vun de Süür oder Base warrt en mehr oder minner groden Andeel dissozieert un dormit de pH-Wert ünnerscheedlich stark ännert.

In de meisten waterigen Lösen leegt de pH-Weerten twüschen 0 (bannig suer) un 14 (düchtig alkalisch), ofschoonst disse Grenzen al in blots 1-molare Lösen vun starke Süren un Basen överdrapen warrt. De pH-Skala warrt blots begrenzt dör de Löslichkeit vun Süren un Basen in Water. Bi extremen pH-Weerten oder in kunzentreerte Lösen mutt na de Definitschoono vun’n pH-Weert mit Aktivität an Steed vun de Konzentratschonen rekent warrn. Disse Bereken sünd aver düchtig kumplex.

De meisten pH-Elektroden verhollt sik in’t Meetrebeet twüschen 0 un 14 ruchweg linear. Dat heet, dat gliek grode Ünnerscheden in’n pH-Weert ok ruchweg den glieken Ünnerscheed in’n meten elektrodenpotential wiest. Na de internatschonalen Konventschoon künnt pH-Weerten normalerwies blots in dit Rebeet direkt meten warrn.

En sünnere Bedüden hebbt mischte Lösen ut en swacken Süür mit een vun ehr Solten oder swacke Basen mit jemehr Solten („Pufferkomponenten“). Disse Oort vun Lösen warrt as Pufferlösen betekent. Dorin stellt sik pH-Weerten in, de dich an den negativen logarithmischen Weert vun jemehr Süürkonstanten oder Basenkonstanten leegt. Jemehr pH-Weert ännert sik bi’t Togeven vun annere starke Süren oder Basen düütlich weniger as bi’t Togeven vun disse Süren un Basen in rein („nich puffert“) Water. Dat gellt solang bit dat Puffervermögen opbruukt is, neemlich wenn de togeven Mengde den Vörraat vun de vun ehr verbruukten Pufferkomponent överstiggt.

Wenn man rein Water an de Luft stahn lett, denn nimmt dat Kohlenstoffdioxid op – afhangig vun de Temperatur twüschen 0,3 un 1 mg/l. Dorut billt sik Kohlensüür, de to Hydrogencarbonationen dissozieert:

\mathrm{CO_2 + H_2O \to HCO_3^- + H^+}

Bi cheemsch rein Water stellt sik dorbi en pH-Weert vun üm un bi 5 in. Disse starke Beinflussen vun den pH-Weert al dör lüttste Sporen vun Protonenafgevers oder Protonenannehmers is tyypsch för cheemsch rein Water. De pH-Weert seggt hier so goot as nix ut över de Wirken op cheemsch Reakschonen oder bioloogsch Leevwesens.

Bereken vun’n pH-Weert bi bekannte Konzentratschonen[ännern | Bornkood ännern]

Wenn de Konzentratschoon vun en Süür oder Base in en waterige lösen bekannt is, lett sik de pH-Weert ok utreken. De pH-Weert vun starke Süren is gliek den negativen dekaadschen Logarithmus vun de Süürkunzentratschoon, vun wegen dat een dorvun utgeiht, dat de Konzentratschoon vun de Süür de vun de Oxoniumionen entspreken deit un de Autoprotolys vun’t Water bi Siet laten warrt.

De pH-Weert vun swacke Süren is negernswies de Hälft vun de Differenz vun den pKS-Weert un den dekaadschen Logarithmus vun de Süürkonzentratschoon:

\mathrm{pH} = \frac{1}{2} \, \left( pK_s - \lg \left[ S \right] \, \mathrm{\frac{dm^3}{mol}} \right)

[S]: Konzentratschoon vun de swacken Süür in mol/l.

För’t Herstellen vun Lösen mit en sünneren pH-Weert sünd disse Bereken goot to bruken.

För Lösen vun en Süür oder Base un een von ehr Solten (Pufferlösen) lett sik de pH-Weert teemlich goot annegern över de so nöömte Henderson-Hasselbalch-Glieken.

För mehrprotonige Süren kann negernswies de Weert för de eerste Protolysstoop utrekent (sietste pKs-Weert) un bruukt warrn, vun wegen dat de tweede Stoop tomeist blots en wiet lütteren Bidrag hett. En nipp un naue Bereken is dorbi aver düchtig opwännig, vun wegen dat een dat dor mit en System ut koppelte Gliekgewichten to doon hett. De Oxoniumionen ut de eersten Protolysstoop hebbt Influss op de tweete Stoop, un anners rüm jüst so.

Jüst so komplizeert is dat ok bi Mischen ut mehrere Süren un/oder Basen. Es nipp un naue algebraasche Lösen is dor tomeist nich mööglich un mat mutt de Glieken numeersch över iterative Verfohren lösen. Butendem mutt bi bannig hoge Konzentratschonen vun Süren un Basen acht warrn, dat de Negern, dat de Aktivität vun de Oxoniumionen gliek is to jemehr Konzentratschoon in mol/dm³ nich mehr gellt.

Afhangigkeit vun de Temperatur[ännern | Bornkood ännern]

De pH-Weerten vun verscheden Lösen sünd afhangig vun de Temperatur. Dorto en Bispeel vun en eenmolaren Phenolllösen: Annahmen, de Temperatur vun de Lösen is 30 °C. De pKS-Weert vun Phenol (PhOH) is 10. De Lösen hett dormit en pH-Weert vun ruchweg 4,5. Wenn de Temperatur sik ännert, künnt vör allen dree Effekten − normalerwies koppelt − vörkamen, wovun de eerste de wiet bedüdenste is:

  1. De Gliekgewichtskonstant K för de Dissoziatschoon vun Phenol warrt bi stiegen Temperatur grööter un dormit ok de Dissoziatschoon vun de Süür. De pH-Weert warrt dordör also sieter, wenn de Temperatur stiggt un ümkehrt.
\mathrm{PhOH \begin{matrix} {}_{K \gg {}} \\ \to \\ {} \end{matrix} PhO^{-} + H^{+}}
  1. Bi en Afsenken vun de Temperatur vun 30 °C op 20 °C hett Phenol en lüttere Löslichkeit in Water un blots noch 0,9 mol/l löst sik. In den Fall stiggt de pH-Weert op ruchweg 4,55. Disse Effekt speelt aver blots en Rull, wenn de Lösen dicht an de Sättigung is.
  2. Bi en Temperaturtowass warrt dat Volumen vun de Lösen ok ’n lütt beten grötter. Dordör warrt de molare Konzentratschoon an Phenol sieter. De pH-Weert stiggt dordör an, ok wenn disse Effekt kuum to meten is. Ümkehrt sackt de pH-Weert, wenn de Lösen köler warrt.

Bedüden vun’n pH-Weert[ännern | Bornkood ännern]

Utwirken in de Chemie[ännern | Bornkood ännern]

Eenige Cheemsche Verbinnen ännerst jemehr cheemsche Struktur in Afhangigkiet vun’n pH-Weert un dormit mitünner ok jemehr Klöör. Dat warrt utnütt t. B. bi de Indikaters.

Bi vele cheemsche reakschonen hett de pH-Weert Influss op de Reakschoonssnelligkeit. Bi disse Oort vun Reakschonen hebbt de Waterstoffionen faken de Funkschoon vun en Katalysater. En Bispeel is dorför dat Utharden vun Aminoplasten.

Utwirken op dat Wassdom vun Planten[ännern | Bornkood ännern]

De pH-Weert hett grundsätzlich en Utwirken dorop, woans de Nehrsolten in’n Bodden praat staht (t. B. Iesenmangel bi neutralen un alkalischen pH-Weert). Extreme pH-Weerten, künnt butendem de Platenorganen schaden as ton Bispeel dör suren Regen.

För den Nehrstoffhuusholt vun Planten is, blangen Phosphor, Swevel un Kali, Stickstoff vun sünnere Bedüden. Stickstoff warrt meist jümmer in Form vun waterlöslich Ammonium (NH4+ Ionen) oder fakener Nitrat (NO3 Ionen) opnahmen. Ammonium un NItrat staht in Boddens mit en pH-Weert vun 7 in’t Gliekgewicht. Bi sure Boddens gifft dat mehr NH4+ Ionen, bi alkalische Bodden mehr NO3 Ionen.

Kann nu en Plant blots NH4+ opnehmen, vun wegen, dat de Wörtelmembranen blots dat dörlaten doot, is se an suren Boddens bunnen un warrt obligat acidophi nöömt (hett Süren geern). Kann se blots Nitrat NO3 opnehmen, dennkann se ok blots op alkalische Boddens wassen (obligat basophil). Op beide Orden vun Boddens kann se wassen, wenn de Wörtel beide Ionen-Oorden opnehmen künnt. In Mineraldüngers warrt Ammoniumnitrat bruukt, wat en Solt is, dat ut Ammonium- un Nitrat-Ionen besteiht.

Bi bannig sieten oder bannig hogen pH-Weert sünd de Nehrstoffen in’n Bodden fastleggt un staht för de Planten nich mehr in utrecken Mengde praat. Bito warrt bi düchtig sieten pH-Weerten Stoffen in’n Bodden freesett, de för Planten giftig sünd. Dorto höört ü.a. Aluminium- un Mangan-Ionen.

De pH-Weert bi’n Minsch[ännern | Bornkood ännern]

Vun grode Bedüden is de pH-Weert vun’t Blood un vun de Zellfletigkeit. In’t Blood warrt de pH-Weert dör en komplex Puffersystem ut lööste Gasen, Solten un Proteinen, den so nöömten Bloodpuffer instellt. De pH-Weert hett grode Utwirken op dat Hämoglobin. Je sieter de pH-Weert is, üm so weniger Suerstoff kann dat Hämoglobin binnen (Bohr-Effekt). Wenn in’t Geweev de pH-Weert vun’t Blood dör de Kohlensüür ut de Aten sacken deit, gifft dat Hämoglobin dorüm den Suerstoff af. Anners rüm warrt in de Lung Kohlendioxid afatent. Dordör stiggt dat Opnahmvermögen vun’t Hämoglobin för den Suerstoff an.

Ok bi’t geslechtliche Vermehren spellt de pH-Weert en bedüden Rull. Bi de Fro is dat Schedenrebeet vun Natur her suer, üm Krankmakers aftowehren. Dorgegen is hett dat Sperma vun’n Mann en basischen pH-Weert. Bi’n Geslechtsakt sett en Neutralisatschoonsreakschoon in, de för en Ümfeld sorgt, wat för de Bewegen vun de Spermien jüst das Beste is.

Ok de Huut vun’n Minsch is licht suer (pH-Weert 5,5). De Funkschoon is jüst so as in de Vagina: De Süürmantel schall vör Krankmakers schulen. Fröher weern Sepen begäng, de normalerwies basisch weern. De „dröögt“ de Huut ut, vun wegen, dat se de Fettschicht wegmaakt un den Süürmantel tonichten maakt. De hüütigen Waschlotschonen bestaht ut en Mischen vun en Drägerstoff (Water, Glyzerin, Natriumchlorid, Natriumthiosulfat, Natriumhydrogencarbonat, Distearaten) un blots wenige Prozenten vun künstliche Tensiden. De pH-Weert kann so op meist jeden Weert instellt warrn. Vundaag sünd pH-Weerten üm 5 rüm begäng.

De pH-Weert in’t Aquarium[ännern | Bornkood ännern]

För de Planten un Fisch in en Aquarium mut en sünneren pH-Weert hollen warrn. De Leevwesen hebbt normalerwies en Toleranzrebeet för den pH-Weert un künnt bi annere Weerten nich överleven. De Planten hebbt dorbi tomeist en grötter’t Toleranzrebeet as de Fisch.

Richtweerten för Aquarienfisch (Söötwater):

  • Suer Water (pH ≈6):
    • Süüdamerikaners (Neon, Skalar, Diskus, L-Welsen, usw.)
    • Asiaten (Guaramis, Fadenfisch, usw.)
  • Neutral Water (pH ≈ 7)
    • Middelamerikaners (Füermuulbuntbarsch usw.)
  • Alkalisch Water(pH ≈ 8)
    • Oostafrikaansch Gravenseen (Buntbarsch ut’n Tangajika- un Malawisee, usw.)

Na de Drinkwaterverorden dröff Leidungswater to’n Drinken en pH-Weert twüschen 6,5 un 9,5 hebben. Dat kann ünner Ümstännen also beter wesen, dat Aquarium mit ordig Bornwater optofüllen an Steed vun Leidungswater. Dat Water kann ok mit Chemikalien ut’n Hannel op den richtigen pH-Weert instellt warrn.

Kiek ok[ännern | Bornkood ännern]

Borns[ännern | Bornkood ännern]

  1. D. K. Nordstrom et. al. (2000): Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California, Environmental Science & Technology, Bd. 34 (2), 254-258, doi:10.1021/es990646v [1]

Literatur[ännern | Bornkood ännern]

  • 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); Faxsimile. (engelsch)

Weblenken[ännern | Bornkood ännern]

Commons-logo.svg PH-Weert. Mehr Biller, Videos oder Audiodateien to’t Thema gifft dat bi Wikimedia Commons.