Dissoziationsgleichgewicht des Wassers und pH-Wert

Obwohl dieser Wert existiert, wird er zumindest im Alltag nicht verwendet. Der pH-Wert reicht aus, um den Charakter der Lösungen sowohl im sauren als auch im basischen Bereich zu beschreiben, obwohl der nur ein Maß für die Konzentration der enthaltenen Oxonium-Ionen ist. Das scheint auf den ersten Blick ein Widerspruch zu sein, denn man könnte ja annehmen, dass bei einem pH-Wert größer als 7 keine derartigen Ionen mehr vorhanden sind. Das ist aber nicht so. Nicht umsonst spricht man bei sauren Lösungen von einem Überschuss von Oxonium-Ionen bzw. bei basischen Lösungen von einem Überschuss an Hydroxid-Ionen.
Das hat u. a. mit der Autoprotolyse (Eigendissoziation, auch Dissoziationsgleichgewicht des Wassers genannt) des Wassers zu tun.

Die Autoprotolyse des Wassers

Destilliertes Wasser leitet den elektrischen Strom, wenn auch nur sehr schwach. Das kann man mit hochempfindlichen Geräten feststellen.

Dieses Phänomen war lange Zeit für die Physiker und Chemiker ein großes Problem, denn elektrischer Strom wird nur von Stoffen geleitet, die frei bewegliche Ladungsträger, also Elektronen oder Ionen, besitzen. Wasser besteht aber aus neutralen Wassermolekülen (H2O).
Im Wasser müssen Ladungsträger vorliegen, dabei muss es sich um Ionen handeln. Nach der Säure-Base-Theorie von BRÖNSTED lässt sich eine Erklärung finden. Danach sind Säuren Stoffe, die Protonen abgeben können, und Basen Stoffe, die Protonen aufnehmen können. Einige Stoffe können sowohl als Base als auch als Säure wirken. Diese bezeichnet man als Ampholyt. Dazu gehört auch Wasser. Für die beiden Funktionen lassen sich folgende (Teil-)Gleichungen aufstellen:

$\begin{array}{l}Wasser\begin{array}{c}\\ \end{array}als\begin{array}{c}\\ \end{array}Säure:\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{\begin{array}{c}\\ \end{array}}^{}\underset{}{\to }O{H}^{-}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}^{+}\\ Wasser\begin{array}{c}\\ \end{array}als\begin{array}{c}\\ \end{array}Base:\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}^{+}\begin{array}{c}\\ \end{array}\underset{}{\to }{H}_3{O}^{+}\end{array}$

Fasst man nun diese beiden Teilgleichungen zu einer zusammen, erhält man folgende Gesamtreaktion:

$H_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_{2}O\begin{array}{c}\\ \end{array}\underset{}{\rightleftarrows }\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}{H}_3{O}^{+}\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}+\begin{array}{c}\\ \end{array}\begin{array}{c}\\ \end{array}O{H}^{-}$

Der Doppelpfeil macht deutlich, dass es sich um eine Gleichgewichtsreaktion handelt. Wassermoleküle, Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen liegen gleichzeitig vor, wobei aber die Bildung der Wassermoleküle bei Standardbedingungen stark begünstigt, die Zahl der Ionen also relativ klein ist.

Außerdem drückt diese Gleichung aus, dass Wassermoleküle miteinander reagieren, wobei Oxonium- und Hydroxid-Ionen entstehen. Diese Ionen sind für die elektrische Leitfähigkeit des Wassers verantwortlich.

Aus der Konzentration der Wassermoleküle und der entsprechenden Ionen im Gleichgewicht (destilliertes Wasser) lässt sich der pH-Wert von Wasser = 7 berechnen.
Die Zugabe von Lösungen, die ebenfalls Oxonium-Ionen bzw. Hydroxid-Ionen enthalten, beeinflusst das Gleichgewicht und ändert die jeweiligen Konzentrationen. Dadurch ändert sich natürlich auch der pH-Wert der Lösung.

Besonderheiten des pH-Werts

Der pH-Wert in der Natur liegt immer zwischen 0 und 14. Allerdings sind theoretisch auch größere bzw. kleinere pH-Werte möglich. Solche „unnatürlichen“ pH-Werte konnten im Labor auch schon erzeugt werden.

Weiterhin sollte Beachtung finden, dass die Abnahme des pH-Werts um eine Einheit einer Erhöhung der Konzentration der Oxonium-Ionen um das 10-Fache bedeutet. Die Tatsache, dass der pH-Wert schwedischer Seen statt bei 7 bei 3 liegt, bedeutet also nicht, dass sie 4-mal mehr Wasserstoff-Ionen (Hydronium-Ionen) enthalten, sondern dass sie 10 000-mal mehr Protonen enthalten als neutrales Wasser bei pH 7.
Zum Schluss soll hier einer der großen Irrtümer aufgeklärt werden. Der pH-Wert ist nicht direkt gleichbedeutend mit der Stärke einer Säure oder Base. Er ist zwar von der Stärke einer Säure bzw. Base abhängig, aber zusätzlich noch von der Konzentration der Säure bzw. Base.

Nimmt man eine schwache Säure und stellt mit ihr eine stark konzentrierte Lösung her, so erhält man einen pH-Wert der niedriger ist als der einer starken Säure in einer stark verdünnten Lösung. Die Stärke einer Säure wird davon bestimmt, wie gut sie Protonen abgeben kann, also ob sie vollständig oder nur teilweise mit Wasser reagiert und Ionen bildet. Der pH-Wert gibt lediglich dann eine Auskunft über die Stärke von Säuren, wenn man zwei gleichkonzentrierte Lösungen verwendet.