Die pH-Skala wurde im Jahr 1909 von dem dänischen Wissenschaftler Sörensen eingeführt und beinhaltet vereinfachend unterscheidet die Werte 0Bereiche <span style="color:black; background-14color:#FF4500">&nbsp;sauer (unter 7)&nbsp;</span>, <span style="color:white; background-color:#BA55D3">&nbsp;neutral (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? =="pH" bedeutet "'''p'''otentia '''pH 7 entspricht einer neutralen Lösung (Konzentration von H⁺ = OH^-)'' ''pH >7 entspricht einer alkalischen Lösung ydrogenii" (höhere Konzentration an Hydroxid-Ionenlat. potentia = Kraft; Hydrogenium = Wasserstoff; OH^{also "Wasserstoff-}Exponent")''.

Je höher die Konzentration der [[Bild:PHSkalaBeispiele.gifSäurestärke|freien Säureteilchen]], desto saurer die Lösung und ''niedriger'' ihr pH-Wert.

==Was ist ein Wie lassen sich die Werte für die pH-WertSkala errechnen?=="pH" bedeutet "pondus Hydrogenii" oder "potentia Hydrogenii" (lat. pondus = Gewicht; potentia = Kraft; Hydrogenium = Wasserstoff; also "Wasserstoff-Exponent").

Der pH-Wert einer Lösung hängt damit von der Da die Konzentration der dissoziierter Protonen ab (ein Maß für die 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 Säurefreien Säureteilchen]] oder Base zuin einer wässrigen Lösung sehr klein sein kann, z.B. ''c''(H⁺) = 0,000 000 000 001 bzw. 1{{*}}10^-'''12''' mol/L, vereinfacht man die "umständlichen" Zehnerpotenzen durch Beschränkung auf ihren negativen Exponenten (hier: '''12''') und erhält damit den "handlicheren" pH-Wert.

Um nicht immer mit Potenzzahlen rechnen zu müssen, arbeitet man mit der logarithmischen pH-Skala. Kurz gesagt: '''Der pH-Wert ist der negativ negative dekadische [[Logarithmus ]] der [[Oxonium|H₃O⁺]]-Ionenkonzentration, vereinfacht ''c''(H⁺),''' als Berechnungsformel:

Berechnungformel: '''{{Formel|1=pH = -log c(H<supsub>+10</supsub>) = ''c''(H₃O⁺) ; }} ''c '' gemessen in mol/l'''L.

==Wie lassen sich die Werte für die pH-Skala errechnen?==Konkreter am Beispiel einiger wässriger Lösungen:Eine Lösung mit dem:{| {{Tabelle}}* | '''pH-Wert ''' || 0 bedeutet: || 4 || 12 |- | '''''c ''(H⁺)= ''' in mol/l ||1{{* }}10⁰ mol/l = 1 mol/l, also "einmolar".*pH-Wert 1 hat nur ein zehntel: ||1{{* }}10 ^-14 mol/l = 0,000 1 mol/l*pH-Wert 2 hat nur noch ein hundertstel: ||1{{* }}10^-212 mol/l = 0,01 mol/lReagieren gleiche Volumen Säuren und Basen gleicher Konzentration (mol/l) miteinander, neutralisieren sie sich:000 000 000 001 Bsp.: c(HCl) = 0,01 mol/l ; c(NaOH) = 0,01 mol/l|} Die Reaktionsprodukte sind Wasser und SalzMehr 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#pH-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]]