15.3
pH-Skala
Hydronium- und Hydroxidionen sind sowohl in reinem Wasser als auch in allen wässrigen Lösungen vorhanden und ihre Konzentrationen sind umgekehrt propo…
Die Konzentration von Hydronium-Ionen in einer wässrigen Lösung wird normalerweise mit negativen Exponenten geschrieben und kann so klein wie 1 × 10-14 M sein. Die pH-Skala wurde 1909 von dem Chemiker Søren Sorenson entwickelt, um den Säuregehalt verschiedener Lösungen schneller zu vergleichen.
Der pH-Wert einer Lösung ist der negative Logarithmus ihrer Hydroniumionenkonzentration. Zum Beispiel hat eine Lösung mit einer Hydroniumkonzentration von 1 × 10−5 M einen pH-Wert von 5. Je höher die Hydroniumionenkonzentration einer Lösung ist, desto niedriger ist ihr pH-Wert.
Da der pH-Wert auf einer logarithmischen Skala ausgedrückt wird, entspricht eine Änderung um eine Einheit einer 10-fachen Erhöhung oder Abnahme der Hydroniumionenkonzentration. Eine Lösung mit einem pH-Wert von 3 enthält zehnmal mehr Hydronium-Ionen als eine Lösung mit einem pH-Wert von 4 und hundertmal mehr als eine Lösung mit einem pH-Wert von 5.
Eine saure Lösung hat eine höhere Konzentration an Hydroniumionen als Hydroxidionen und einen pH-Wert von weniger als 7, während eine basische Lösung eine niedrigere Konzentration an Hydroniumionen als Hydroxidionen und einen pH-Wert von mehr als 7 aufweist.
Eine neutrale Lösung mit einer gleichen Konzentration an Hydronium- und Hydroxidionen hat einen pH-Wert von 7.
Die Konzentration von Hydroxidionen kann auch als pOH ausgedrückt werden. pOH ist der negative Logarithmus der Hydroxidionenkonzentration. Je höher die Konzentration der Hydroxidionen, desto niedriger ist ihr pOH-Wert.
Der pH- oder pOH-Wert einer wässrigen Lösung liegt zwischen 0 und 14. Dies liegt daran, dass KW, die Gleichgewichtskonstante für die Autoionisation von Wasser, gleich 1 × 10−14 ist.
Nimmt man den negativen Logarithmus beider Seiten der Gleichung, erhält man eine Gleichung, in der pKW gleich der Summe von pH und pOH ist. Da der negative Logarithmus von 1 × 10−14 14 ist, beträgt die Summe aus pH und pOH einer wässrigen Lösung immer 14. Damit kann bei bekanntem pOH-Wert der pH-Wert bestimmt werden und umgekehrt.
Zum Beispiel hat eine Lösung mit einem pOH von 10 einen pH-Wert von 4.
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Q1: Why was the pH scale developed?
Chemist Soren Sorenson developed the pH scale in 1909 to provide a more convenient way to quickly compare the acidity of different solutions. Since hydronium ion concentrations can range from 1 M to 1 × 10−14 M, expressing these values directly is impractical. The pH scale uses logarithms to compress this enormous range into a simple 0-14 scale.
Q2: How does a single pH unit change affect hydronium ion concentration?
Because pH is expressed on a logarithmic scale, a single-unit change corresponds to a 10-fold increase or decrease in hydronium ion concentration. For example, a solution with pH 3 contains ten times more hydronium ions than a solution with pH 4, and one hundred times more than a solution with pH 5. This logarithmic relationship makes pH a convenient way to express vast concentration differences.
Q3: What is the relationship between pH and pOH in aqueous solutions?
The pH and pOH of any aqueous solution always sum to 14 at 25°C because the ion product of water (Kw) equals 1 × 10−14. Since pH is the negative logarithm of hydronium ion concentration and pOH is the negative logarithm of hydroxide ion concentration, this relationship allows you to calculate one value when the other is known. For instance, a solution with pOH of 10 has a pH of 4.
Q4: How do acidic, basic, and neutral solutions differ in ion concentration?
An acidic solution has a higher concentration of hydronium ions than hydroxide ions and a pH less than 7. A basic solution has a lower concentration of hydronium ions than hydroxide ions and a pH greater than 7. A neutral solution has equal concentrations of hydronium and hydroxide ions with a pH of 7. These distinctions apply at 25°C, where Kw equals 1 × 10−14.
Q5: What determines the pH range of 0 to 14?
The pH range of 0 to 14 is determined by the ion product of water (Kw), which equals 1 × 10−14 at 25°C. Taking the negative logarithm of this value yields 14, establishing the upper limit. The relationship pH + pOH = 14 ensures that aqueous solutions at standard temperature fall within this range, with pH values below 7 indicating acidity and above 7 indicating basicity.
Q6: How does temperature affect pH classifications of solutions?
Temperature changes alter the ion product of water (Kw), which shifts the pH values that define acidic, neutral, and basic solutions. At 80°C, pure water has a hydronium ion concentration of 4.9 × 10−7 M, giving pH and pOH values of 6.31, making neutral solutions have pH = 6.31 rather than 7. This distinction is important when studying processes like enzyme reactions in warm-blooded organisms at 36-40°C.
Q7: How is pH mathematically calculated from hydronium ion concentration?
pH is calculated as the negative logarithm of the hydronium ion concentration: pH = −log[H3O+]. For example, a solution with 1 × 10−5 M hydronium concentration has a pH of 5. This formula can be rearranged to find hydronium concentration from pH, allowing chemists to understand weak acid solutions and dissociation constant calculations when analyzing solution properties.