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">&nbsp;sauer (stark sauerunter 7) &nbsp;</span>, <span style="color:white; background- 14 color:#BA55D3">&nbsp;neutral (stark 7)&nbsp;</span> und <span style="color:black; background-color:#00BFFF">&nbsp;alkalisch(oberhalb von 7)&nbsp;</span>.

|[[Bild:PHSkalaBeispiele.gif]]||''pH < 7 entspricht einer sauren Lösung (höhere [[Konzentration ]] an Wasserstoff-Ionen; H⁺).''<br><br><br>''pH = 7 entspricht einer neutralen Lösung (Konzentration von H⁺ = OH^-).''<br><br><br>''pH > 7 entspricht einer alkalischen Lösung (höhere Konzentration an Hydroxid-Ionen; OH^-).''

==Was ist ein pH-Wert?==

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 H₃O⁺-Ionenkonzentration, vereinfacht c(H⁺):

Berechnungformel: '''== pH -Wert von Trinkwasser = =Gemäß [[Trinkwasser]]verordnung soll der pH- log c(H⁺) ; 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⁺)= 1* 10⁰ mol/l = 1 mol/l, also "einmolar".*pH-Wert 1 hat nur ein zehntel: 1* 10 ^-1 mol/l = 0,1 mol/l*pH-Wert 2 hat nur noch ein hundertstel: 1* 10^-2 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⁺) = 0,01 000 000 000 001 bzw. 1{{*}}10^-'''12''' 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|H₃O⁺]]-Ionenkonzentration, vereinfacht ''c''(H⁺),''' als Berechnungsformel: {{Formel|1=pH = - log₁₀ ''c''(H⁺)}} ''c'' gemessen in mol/L. Konkreter am Beispiel einiger wässriger Lösungen:{| {{Tabelle}} | '''pH-Wert''' || 0 || 4 || 12 |- | '''''c''(H⁺)''' in mol/l ||1{{*}}10⁰ = 1||1{{*}}10^-4 = 0,000 1||1{{*}}10^-12 = 0,000 000 000 001 |}Mehr zu diesem Thema findest Du im Artikel [[pH-Wert-Berechnung]]en.

Analog zum pH-Wert kann auch der [[pOH- Wert ]] betrachtet werden:Der pOH-Wert wird als negativer dekadischer [[Logarithmus ]] der OH^--Ionenkonzentration definiert:

{{Formel|1=pOH = - log ''c''(OH^-)}}

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.

{| {{Tabelleauto center}} ! pH-Wert !! 0 !! 1 !! 2 !! 3 !! 4 !! 5 !! 6 !! 7 !! 8

! ''c''(H⁺) in mol/lL | 1|| ||0,01||0,001|| ||0,00001000 01|| ||0,0000001000 000 1||

! Protonenzahl/L|6*<b>·</b> 10<sup>23||6*<b>·</b> 10<sup>22|| || ||6*<b>·</b> 10<sup>19|| ||6*<b>·</b> 10<sup>17||6*<b>·</b> 10<sup>16||6*10<sup>15               

| 14||13||12|| || ||9||8|| ||6

*c(H⁺) = 2* 20^{{cb|-6 mol/l|107, 123|203}}*c(H⁺) = 5* 10^{{www|pH-12 mol/l*c(H⁺) = 3* 10^-9 mol/lSkala}}

[[PH-SkalaBenutzer: LösungenJulemaus|Lösungen der ÜbungsaufgabenJulemaus]] == Quellen ==http://wikipedia.de  http://chimge.unil.ch/de

http://www2.chemie.uni-erlangen.de http://www.mineralienatlas.de Chemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, ISBN 3-507-10630-2, S. 123. [[BenutzerKategorie:Julemaus|JulemausChemie]][[Kategorie:ChemieExperiment]]