Die pH-Skala wurde im Jahr 1909 von dem dänischen Wissenschaftler Sörensen eingeführt und beinhaltet vereinfachend unterscheidet die Werte 0 Bereiche <span style="color:black; background-color:#FF4500"> sauer (stark sauerunter 7) </span>, <span style="color:white; background- 14 color:#BA55D3"> neutral (stark 7) </span> und <span style="color:black; background-color:#00BFFF"> alkalisch(oberhalb von 7) </span>.
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|[[Bild:PHSkalaBeispiele.gif]]||''pH < 7 entspricht einer sauren Lösung (höhere [[Konzentration ]] an Wasserstoff-Ionen; H<sup>+</sup>).''<br><br><br>''pH = 7 entspricht einer neutralen Lösung (Konzentration von H<sup>+</sup> = OH<sup>-</sup>).''<br><br><br>''pH > 7 entspricht einer alkalischen Lösung (höhere Konzentration an Hydroxid-Ionen; OH<sup>-</sup>).''
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==Was ist ein pH-Wert?==
"pH" bedeutet "'''p'''otentia '''H'''ydrogenii" (lat. potentia = Kraft; Hydrogenium = Wasserstoff; also "Wasserstoff-Exponent").
Der pH-Wert einer Lösung hängt damit von der Konzentration der dissoziierter Protonen [[Säurestärke|freien Säureteilchen]] ab (ein Maß für die , d. h. den positiv geladenen Wasserstoffionen, die in wässriger Lösung direkt mit Wasser verbunden sind) und lässt keinen unmittelbaren Schluss auf die Konzentration oder die [[Säurestärke|Stärke der enthaltenen Säure]] oder Base zu.
Um nicht immer mit Potenzzahlen rechnen zu müssenJe höher die Konzentration der [[Säurestärke|freien Säureteilchen]], arbeitet man mit der logarithmischen desto saurer die Lösung und ''niedriger'' ihr pH-SkalaWert. Der pH-Wert ist der negativ dekadische Logarithmus der H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionenkonzentration, vereinfacht c(H<sup>+</sup>):
Berechnungformel: '''== pH -Wert von Trinkwasser = =Gemäß [[Trinkwasser]]verordnung soll der pH- log c(H<sup>+</sup>) ; c gemessen in mol/l'''Wert von Trinkwasser im Bereich von 6,5 bis 9,5 liegen.
==Wie lassen sich die Werte für die pH-Skala errechnen?==Eine Lösung mit dem:*pH-Wert 0 bedeutet: c (H<sup>+</sup>)= 1* 10<sup>0</sup> mol/l = 1 mol/l, also "einmolar".*pH-Wert 1 hat nur ein zehntel: 1* 10 <sup>-1</sup> mol/l = 0,1 mol/l*pH-Wert 2 hat nur noch ein hundertstel: 1* 10<sup>-2</sup> mol/l = 0,01 mol/lReagieren gleiche Volumen Säuren und Basen gleicher Konzentration (mol/l) miteinander, neutralisieren sie sich:
BspDa die Konzentration der [[Säurestärke|freien Säureteilchen]] in einer wässrigen Lösung sehr klein sein kann, z.B.: ''c''(HClH<sup>+</sup>) = 0,01 000 000 000 001 bzw. 1{{*}}10<sup>-'''12'''</sup> mol/l ; cL, vereinfacht man die "umständlichen" Zehnerpotenzen durch Beschränkung auf ihren negativen Exponenten (NaOHhier: '''12''') = 0,01 mol/lund erhält damit den "handlicheren" pH-Wert.
Die Reaktionsprodukte sind Wasser und SalzKurz gesagt: '''Der pH-Wert ist der negative dekadische [[Logarithmus]] der [[Oxonium|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]]-Ionenkonzentration, vereinfacht ''c''(H<sup>+</sup>),''' als Berechnungsformel: {{Formel|1=pH = - log<sub>10</sub> ''c''(H<sup>+</sup>)}} ''c'' gemessen in mol/L. Konkreter am Beispiel einiger wässriger Lösungen:{| {{Tabelle}} | '''pH-Wert''' || 0 || 4 || 12 |- | '''''c''(H<sup>+</sup>)''' in mol/l ||1{{*}}10<sup>0</sup> = 1||1{{*}}10<sup>-4</sup> = 0,000 1||1{{*}}10<sup>-12</sup> = 0,000 000 000 001 |}Mehr zu diesem Thema findest Du im Artikel [[pH-Wert-Berechnung]]en.
== Die Definition des pOH-Wertes & dessen Berechnung ==
Analog zum pH-Wert kann auch der [[pOH- Wert ]] betrachtet werden:Der pOH-Wert wird als negativer dekadischer [[Logarithmus ]] der OH<sup>-</sup>-Ionenkonzentration definiert:
{{Formel|1=pOH = - log ''c''(OH<sup>-</sup>)}}
Regel: Die Summe aus pH + -Wert und pOH = -Wert ist gemäß des Ionenproduktes von Wasser 14:
{{Formel|1=pH + pOH = 14}}== Experimente ===== Versuch zur Bestimmung des pH-Wertes ===Man nehme verschiedene Lösungen, z.B.: Zitronensaft, Leitungswasser, Seifenlauge.
In die jeweilige Lösung wird ein Streifen [[Indikatoren#UniversalindikatorpapierpH-Indikatorstäbchen |UniversalindikatorpapierpH-Indikatorstäbchen]] getaucht und nach einigen Sekunden wieder herausgenommen.
Anhand des Farbumschlages des [[Indikatoren|Indikators]] kann man nun durch Vergleich mit der der Verpackung beigefügten Farbskala den [[pH-Wert ]] der Flüssigkeit ablesen.=== Arbeitsblatt ===Arbeitsblatt und Hintergrund für den [[Reagenzglasständer]]: {{Link-Bild-in|Bild=Pdf-icon.jpg|Breite=34px|Höhe=35px|Link=Media:Indikator-Farben_und_pH-Skala.pdf}} [[Media:Indikator-Farben_und_pH-Skala.pdf|Arbeitsblatt "Indikator-Farben und pH-Skala"]] als [[PDF]]-Datei zum Download.
== Übungsaufgaben ==
1. Errechne die fehlenden Werte in folgender Tabelle:
[[PH-SkalaBenutzer: LösungenJulemaus|Lösungen der ÜbungsaufgabenJulemaus]] == Quellen ==http://wikipedia.de http://chimge.unil.ch/de
http://forum.chemie.de
http://dc2.uni-bielefeld.de
http://www2.chemie.uni-erlangen.dehttp://www.mineralienatlas.deChemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, ISBN 3-507-10630-2, S. 123. [[BenutzerKategorie:Julemaus|JulemausChemie]][[Kategorie:ChemieExperiment]]