Ionenkonzentration im Wasser
Wasser dissoziiert in H+ und in OH- Ionen nach der Gleichung
H++ OH- < = > H2O (Gl.1)
(Daß es in Wirklichlichkeit etwas anders aussieht, nämlich 2H2O < = > H3O+ + OH-, soll hier nicht weiter behandelt werden).
Tabelle 1 gibt eine Übersicht über den Zusammenhang zwischen dem pH-Wert und den Konzentrationen der H+ bzw. OH- Ionen wieder. Die höchste Wasserstoffionenkonzentration fällt mit dem pH-Wert = 0 zusammen, die niedrigste mit dem pH-Wert = 14. Bei den OH- Ionen ist es genau umgekehrt. Vergleicht man die Höhe der Konzentrationen von H+ und OH- Ionen, fällt auf, daß es einen Punkt gibt, wo H+ - und OH- Ionen die gleiche Konzentration haben. An diesem Punkt neutralisieren sich die sauren und die alkalischen Eigenschaften der beiden Ionentypen, es ist der Neutralpunkt pH = 7.
| Reaktion | pH-Wert | Konzentration H+ Ionen (mol/l) |
Konzentration OH- Ionen (mol/l) |
|---|---|---|---|
| sauer | 0 | 1 | 10-14 |
| sauer | 1 | 10-1 | 10-13 |
| sauer | 2 | 10-2 | 10-12 |
| sauer | 3 | 10-3 | 10-11 |
| sauer | 4 | 10-4 | 10-10 |
| sauer | 5 | 10-5 | 10-9 |
| sauer | 6 | 10-6 | 10-8 |
| neutral | 7 | 10-7 | 10-7 |
| alkalisch | 8 | 10-8 | 10-6 |
| alkalisch | 9 | 10-9 | 10-5 |
| alkalisch | 10 | 10-10 | 10-4 |
| alkalisch | 11 | 10-11 | 10-3 |
| alkalisch | 12 | 10-12 | 10-2 |
| alkalisch | 13 | 10-13 | 10-1 |
| alkalisch | 14 | 10-14 | 1 |
Tabelle 1: Zusammenhang zwischen pH-Wert und Wasserstoff-Ionenkonzentration. (Die beiden ersten und letzten Zeilen sind nur der besseren Ablesung wegen in weißen Lettern ausgeführt)
Der pH-Wert wird per Definition als der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration bezeichnet. Formelmäßig sieht das so aus
pH = - log CH+ (Gl.2)
Beispiel: H+ Ionenkonzentration = 10-7
Dek. Logarithmus von 10-7 ist gleich -7. Der negative Logarithmus von -7 ist dann 7.
Man sieht sowohl aus Gleichung (Gl.2) als auch aus Tabelle 1, daß, wenn sich der ph-Wert nur um einen Punkt ändert, die Konzentration der H+ Ionen sich um den Faktor 10 ändern.
