Säure-Base-Gleichgewichte: Aktivitätsbasierte Definition des pH-Werts

Die Definition des pH-Wertes einer Lösung als negativer Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration gilt nur für eine ideale Lösung.

In der Praxis berücksichtigt die pH-Messung den negativen Logarithmus der Wasserstoffionenaktivität und nicht die Konzentration.

So kann der pH-Wert genauer als negativer Logarithmus des Produkts aus der Wasserstoffionenkonzentration und ihrem Aktivitätskoeffizienten neu definiert werden.

Bei reinem Wasser bei 25 Grad Celsius deutet die extrem niedrige Ionenstärke darauf hin, dass die Aktivitätskoeffizienten der Ionen nahe bei eins liegen.

Die Zugabe eines Salzes wie Kaliumchlorid zum Wasser erhöht jedoch die Ionenstärke der Lösung und verringert somit die Aktivitätskoeffizienten.

Daraus folgt, dass die Wasserstoffionenaktivität leicht erhöht wird, was einer Abnahme des pH-Werts der Lösung entspricht.

Bemerkenswert ist, dass die Zugabe von Kaliumchlorid eine vernachlässigbare Änderung des pH-Werts, aber einen signifikanten Anstieg der Wasserstoffionenkonzentration verursacht.