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pH-Rechner (Säure-Base)

Bewege den Regler oder gib eine Konzentration ein, um zwischen pH, pOH, [H⁺] und [OH⁻] umzurechnen und zu sehen, wo eine Lösung auf der Säure-Base-Skala liegt.

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Drei pH-Einheiten sind ein Faktor tausend 🖖

Da der pH-Wert eine logarithmische Größe ist, entspricht jede einzelne Einheit einer Verzehnfachung der Wasserstoffionen-Konzentration – eine Lösung mit pH 3 ist nicht „doppelt so sauer" wie pH 6, sondern tausendmal konzentrierter an H⁺ – drei Einheiten, drei Zehnerpotenzen. Deshalb ist schon eine Verschiebung des Ozean-pH-Werts um 0,1 Einheiten oder eine Änderung des menschlichen Bluts von pH 7,4 auf 7,35 eine echte und bedeutende Veränderung der Ionenkonzentration, auch wenn die Zahlen klein aussehen. Die Skala existiert, weil [H⁺] in alltäglichen Lösungen über mehr als 14 Zehnerpotenzen streut – von etwa 10⁻¹⁴ mol/L in starken Basen bis 10⁰ mol/L in starken Säuren – und ein Logarithmus diesen riesigen Bereich auf eine einzige, leicht lesbare Zahl zwischen 0 und 14 komprimiert.

Der pH-Wert zählt eigentlich Ionen 🖖

Im Kern gibt der pH-Wert nur an, wie dicht die freien Wasserstoff-Ionen (H⁺) in einer wässrigen Lösung gedrängt sind — je dichter, desto saurer. Reines Wasser spaltet sich geringfügig in gleiche Mengen H⁺ und OH⁻ auf (bei Raumtemperatur je etwa 10⁻⁷ mol/L), weshalb der Neutralpunkt bei pH 7 liegt. Da pH + pOH stets 14 ergibt, legt jeder einzelne Wert — pH, pOH, [H⁺] oder [OH⁻] — die drei übrigen fest, und genau das leistet dieses Werkzeug.

Neutral ist nicht immer pH 7 🖖

Die schönen Regeln, dass neutral pH 7 bedeutet und pH + pOH = 14 ist, gelten nur bei 25°C. Wasser dissoziiert bei Wärme leichter, sodass sein Ionenprodukt Kw mit der Temperatur wächst: Bei Körpertemperatur (37°C) ist reines Wasser bei etwa pH 6.8 neutral, nahe dem Siedepunkt bei rund pH 6. Das Wasser bleibt vollkommen neutral — gleich viel H⁺ und OH⁻ — die berühmte 7 ist also nur ein Zufall der Raumtemperatur.

Aufgabe vollständig gelöst

  1. Reines Wasser bei pH 7 und eine kleine pH-Änderung 5 Schritte

    Reines Wasser hat pH 7. Zeige, warum, und berechne dann, was eine "kleine" pH-Änderung tatsächlich bedeutet.

    1. Wasser ionisiert sich selbst, und bei 25 °C ist das Produkt der beiden Ionenkonzentrationen konstant. In reinem Wasser sind beide aus Symmetriegründen gleich, sodass jede die Quadratwurzel aus 10⁻¹⁴ ist.

    2. Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus dieser Konzentration. Der Logarithmus ist das ganze Prinzip: Die Konzentrationen erstrecken sich hier über vierzehn Größenordnungen, und eine lineare Skala wäre unbrauchbar.

    3. Da das Produkt konstant ist, müssen die beiden p-Werte zusammen 14 ergeben. Der Rechner oben gibt beide aus, und Neutralität bedeutet gleich — nicht "7" als solches. Bei 50 °C hat neutrales Wasser pH 6.63, weil Kw temperaturabhängig ist.

    4. Lies die Skala nun richtig. Ein Abfall um drei pH-Einheiten ist keine Änderung um 43%; jede Einheit entspricht einem Faktor zehn.

    5. Wende das auf etwas mit einer engen Toleranz an. Menschliches Blut wird zwischen 7.35 und 7.45 gehalten.

    Antwort

    pH 7.00, pOH 7.00, beide Ionen bei 1.00 × 10⁻⁷ mol/L. pH 7 bis pH 4 ist ein tausendfacher Anstieg der Azidität, weshalb "leicht saurer Regen" keine Kleinigkeit ist. Und wenn Blut von 7.4 auf 7.0 fällt — eine Änderung, die wie 5% aussieht —, ist das ein 2.5-facher Anstieg der Wasserstoffionenkonzentration und verläuft tödlich. Jede Intuition für "wie viel" versagt auf dieser Skala, wenn man nicht zuerst den Logarithmus rückgängig macht.

Quellen (1)
  • The logarithmic definition and why one unit is a factor of ten: D. C. Harris, Quantitative Chemical Analysis, 9th ed., ch. 8. W. H. Freeman, 2015. ISBN 978-1-4641-3538-5.

· Aktualisiert

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Beispielaufgaben

  • Magensäure - Magensäure, pH 1.5: [H⁺] = 0.032 mol/L — rund 320.000 Mal saurer als Wasser
  • Kaffee - Kaffee, pH 5.0: [H⁺] = 1.0×10⁻⁵ mol/L — 100 Mal saurer als Wasser
  • Reines Wasser - Reines Wasser, pH 7.0: [H⁺] = [OH⁻] = 1.0×10⁻⁷ mol/L — vollkommen neutral
  • Bleiche - Bleiche, pH 12.5: [OH⁻] = 0.032 mol/L — stark basisch