Ein kleiner Versuch
Auch diese Seite beginnen wir wieder mit einem kleinen Versuch, der sich auch sehr gut als Schülerversuch eignet.
Gehen Sie bitte auf diese Seite. Hier wird erläutert, wie man eine Verdünnungsreihe einer Säure anfertigt, die pH-Werte der verschiedenen sauren Lösungen misst und zu welchen Ergebnissen man dabei im Idealfall kommt.
Die Ausgangslösung hat einen pH-Wert von 0, die zehnfach verdünnte Lösung einen pH-Wert von 1, und die hundertfach verdünnte Lösung einen pH-Wert von 2. Mit zunehmender Verdünnung steigt der pH-Wert der sauren Lösung also an, und zwar bei zehnfacher Verdünnung um je eine Einheit. Eine tausendfach verdünnte Lösung sollte demnach den pH-Wert 3 haben, eine zehntausendfach verdünnte Lösung den pH-Wert 4 und so weiter.
Da wundert man sich als Laie aber ziemlich. Wenn der pH-Wert ein Maß für die Stärke einer sauren Lösung ist, sollte er dann nicht kleiner werden, wenn man die saure Lösung verdünnt?
Aber bevor wir diese wichtige und hochinteressante Frage klären, wollen wir erst einmal zusammenfassen, was wir bisher über den pH-Wert gelernt haben:
Der pH-Wert
Der pH-Wert ist ein Maß für die "Stärke" einer sauren Lösung.
Der pH-Wert steigt um je eine Einheit, wenn die saure Lösung um den Faktor 10 verdünnt wird.
Je höher die Konzentration der Säure in der sauren Lösung, desto niedriger der pH-Wert der Lösung.
Auf das eigentliche Problem wieso der pH-Wert mit zunehmender Verdünnung steigt, sind wir noch nicht eingegangen. Schauen wir uns zunächst einmal ein paar pH-Werte von sauren und alkalischen Lösungen an:
pH-Werte einiger saurer Lösungen
- pH = 0: Salzsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure
- pH = 1: verdünnte Salz-, Schwefel- und Salpetersäure, Magensaft!
- pH = 2: Zitronensaft, stark verdünnte Salz-, Schwefel- und Salpetersäure.
- pH = 3: Haushaltsessig, Zitronenlimonade
- pH = 4: Cola
- pH = 5: Mineralwasser
- pH = 6: Milch, Speichel
- pH = 7: Wasser, Blut
pH-Werte alkalischer Lösungen
Laugen oder sogenannte alkalische Lösungen haben pH-Werte, die größer sind als 7.
- pH = 8: Meerwasser, Darmflüssigkeit
- pH = 9: verdünnte Seifenlauge
- pH = 10: Seifenlauge
- pH = 11: Ammoniaklösung
- pH = 12: stark verdünnte Natron- oder Kalilauge
- pH = 13: verdünnte Natron- oder Kalilauge
- pH = 14: 10%ige Natron- oder Kalilauge
Das Problem mit den pH-Werten
Wir hatten vorhin gesagt, wenn man eine saure Lösung auf das Zehnfache verdünnt, steigt der pH-Wert um 1. Jetzt kommt Karlchen Schlau und sagt:
"Ich habe meine saure Lösung so weit mit Wasser verdünnt, dass der pH-Wert jetzt 7 ist. Wenn ich die Lösung noch mal auf das Zehnfache verdünne, müsste ich dann ich dann nicht einen pH-Wert von 8 erreichen?"
Die Unsinnigkeit einer solchen Aussage wird einem sofort klar, wenn man etwas logisch denken kann:
Angenommen, ich habe eine saure Lösung mit dem pH-Wert 5, also eine recht schwache saure Lösung. Ich verdünne die Lösung nun mit Wasser auf das Zehnfache und müsste dann den pH-Wert 6 erreichen. Eine weitere Verdünnung auf das Zehnfache müsste nun den pH-Wert 7 liefern. Damit hätte ich den pH-Wert von reinem Wasser erreicht.
Wenn ich zu dieser Lösung, die mit Sicherheit nicht mehr als "saure Lösung" bezeichnet werden kann, noch mal Wasser dazugeben, werde ich auf keinen Fall eine alkalische Lösung erhalten. Reines Wasser + neues reines Wasser ergibt nur weiteres reines Wasser. Der pH-Wert einer sauren Lösung kann also durch Zugabe von Wasser höchstens auf den Wert 7 steigen, niemals darüber hinaus.
Bei alkalischen Lösungen haben wir das umgekehrte Phänomen. Konzentrierte Laugen haben einen pH-Wert von 14. Durch Verdünnen mit Wasser kann man den pH-Wert verringern, bis der Wert 7 erreicht ist. Dann hat man auch wieder reines Wasser vorliegen, und weitere Zugabe von Wasser hat keine Auswirkungen mehr.
Fassen wir unsere Erkenntnisse noch einmal neu zusammen:
pH-Wert
Der pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration einer wässrigen sauren oder alkalischen Lösung. Saure Lösungen haben pH-Werte unter 7 (schwach sauer) bis 0 (stark sauer), alkalische Lösungen pH-Werte größer als 7 (schwach alkalisch) bis 14 (stark alkalisch). Neutrale wässrige Lösungen haben den pH-Wert 7.
Jetzt wird es ernst...
Wer bis hierhin alles verstanden hat, ist gut vorbereitet auf den Hammer, der jetzt kommt:
pH-Wert
Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration einer wässrigen Lösung.
Damit kann man jetzt wahrscheinlich noch nicht viel anfangen. Aber kein Problem, wir werden diese Definition so zerpflücken, dass am Ende jeder und jede hoffentlich alles verstanden hat. Aber erst mal ein bisschen Auffrischung oder Nachhilfe zum Thema Potenzrechnung und Logarithmen.
Potenzrechnung mit kleinen Zahlen
Statt Tausend kann man auch schreiben 103, und statt einer Million kann man 106 schreiben, denn eine Million ist 10 x 10 x 10 x 10 x 10 x 10, also sechsmal 10 mit sich selbst multipliziert und kurz 106, gesprochen "Zehn hoch sechs".
Schwieriger wird es bei kleinen Zahlen. Ein Tausendstel ist ja Eins geteilt durch 1.000, also 1 / 103. Dafür kann man auch schreiben: 10-3, gesprochen "Zehn hoch minus 3". Ein Zehntausendstel ist dann 10-4, ein Hunderttausendstel 10-5 und ein Millionstel ist dann 10-6. Besonders interessant für die Chemie der Säuren und Laugen ist aber ein Zehnmillionstel, also 10-7. Warum das so ist, wird im Folgenden klar.
Die Rolle der Oxonium-Ionen
Auf der Seite über Säuren als Protonendonatoren hatten wir bereits gesehen, dass der Säurecharakter einer sauren Lösung durch die H3O+-Ionen verursacht wird, die in jeder sauren Lösung enthalten sind. Diese Oxonium-Ionen entstehen, wenn ein Säure-Molekül wie HCl (g) ein Proton an ein Wasser-Molekül abgibt:
$HCl + H_{2}O \to H_{3}O^{+} + Cl^{-}$
Je mehr dieser Oxonium-Ionen in einer Lösung vorhanden sind, desto saurer ist die Lösung und desto niedriger ist ihr pH-Wert.
Tatsächlich ist der pH-Wert nichts anderes als ein Maß für die Konzentration der Oxonium-Ionen in einer sauren, neutralen oder alkalischen Lösung.
Aber damit ist immer noch nicht die Frage geklärt, wieso der pH-Wert steigt, wenn man eine saure Lösung verdünnt. Um dies zu verstehen, muss man sich etwas mit Potenzrechnung und Logarithmen auskennen.
Logarithmen
Der dekadische Logarithmus (oder Zehnerlogarithmus) einer Zahl ist im Grunde nichts anderes als der Exponent (die "Hochzahl"), der an einem Ausdruck wie 103 oder 10-6 steht. Der Logarithmus von 10-6 ist nämlich -6, und der Logarithmus von 10-3 ist -3.
Mit dem Taschenrechner lassen sich die dekadischen Logarithmen von Zahlen mit einem Tastendruck bestimmen. So ist der Logarithmus der Kreiszahl Pi (3,14159...) nämlich 0,497. Die Zahl Pi könnte man also auch als 100,497 schreiben. Der gesunde Menschenverstand weigert sich hier natürlich, das zu verstehen. Wie soll man auch die 10 0,497 mal mit sich selbst multiplizieren? Aber der Taschenrechner irrt sich nicht. Wer dazu Näheres wissen will, fragt am besten seinen Mathematik-Lehrer (m/w/d).
Der dekadische Logarithmus von 0,005 ist -2,3. Das heißt, die Zahl 0,005 könnte auch als 10-2,3 geschrieben werden.
Konzentration von Oxonium-Ionen in verschiedenen Lösungen
Jetzt wird es langsam Zeit, die Definition des pH-Wertes zu verstehen. Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration. Betrachten wir dazu einige Beispiele:
| c(H3O+) in mol/l | pH-Wert |
| 0,1 oder 10-1 | 1 |
| 0,001 oder 10-3 | 3 |
| 0,00001 oder 10-5 | 5 |
| 0,0000001 oder 10-7 | 7 |
| 0,000000001 oder 10-9 | 9 |
Eine saure Lösung mit einer Oxoniumionen-Konzentration von 0,001 mol/l hat also einen pH-Wert von 3. Denn 0,001 kann man auch als 10-3 schreiben, und der dekadische Logarithmus von 10-3 ist -3. Der negative dekadische Logarithmus von 10-3 ist dann 3, also eine positive Zahl. Das liest sich für den pH-Wert auch besser als -3. Wegen dieser besseren Lesbarkeit multipliziert man also den Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration mit -1, so dass man positive pH-Werte erhält.
Fallbeispiel:
In einem See herrscht ein pH-Wert von 6, das Wasser ist also leicht sauer, aber auch nur ganz leicht. Nun leitet eine Fabrik illegal saure Abwässer in den See. Der pH-Wert sinkt dadurch auf 5.
Eine Schülergruppe des Söderblom-Gymnasiums in Espelkamp untersucht nun im Auftrag ihrer Chemielehrerin Wasserproben aus dem See und stellt fest, dass der pH-Wert von 6 auf 5 gefallen ist. Entsetzt ruft die Lehrerin bei der Polizei an, und die ermittelt den Verursacher. Der ist aber ganz lässig und sagt: "Ja, was soll's? Der pH-Wert ist doch nur um eine Stufe gesunken. So viel mehr Säure ist doch gar nicht drin in dem See. Regt euch doch nicht so auf!".
Die Schüler des Gymnasiums haben aber im Chemieunterricht gut aufgepasst und können dem Richter jetzt Folgendes erklären:
"Der pH-Wert ist um eine Einheit gesunken. Da es sich bei dem pH-Wert aber um eine logarithmische Größe handelt, heißt das nichts anderes, als das jetzt 10 mal so viel Säure in dem See ist wie vorher."
Das sieht der Richter auch gleich ein, und verurteilt den Verursacher zu 10 Jahren Chemieunterricht bei Herrn Helmich.
Zum Abschluss noch einmal die Definition des pH-Wertes, die am besten auswendig gelernt wird:
pH-Wert
Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration einer wässrigen Lösung.
Eigentlich müsste jetzt alles klar sein. Auf der nächsten Seite beschäftigen wir uns mit alkalischen Lösungen, Laugen und deren pH-Werten.