pH
Der pH-Wert von Lösungen ist eine wichtige chemische Eigenschaft. Sauerstoff ist viel elektronegativer als Wasserstoff. Die beiden gemeinsam genutzten Elektronen in einer Sauerstoff-Wasserstoff-Bindung neigen dazu, mehr Zeit mit dem Sauerstoffatom als mit Wasserstoff zu verbringen. Obwohl die überwiegende Mehrheit der Wassermoleküle in flüssigem Wasser intakt bleibt, können jederzeit einzelne Wasserstoffatome dem Druck des elektronegativen Sauerstoffs nachgeben und ihren Halt an den beiden gemeinsamen Elektronen verlieren. Wenn dies geschieht, wird die kovalente Bindung gebrochen und ein Wasserstoffion (positive Ladung, weil es sein Elektron an den Sauerstoff verloren hat, kurz H+) wird freigesetzt. Der verbleibende Teil des ursprünglichen Wassermoleküls wird als Hydroxidion bezeichnet (negative Ladung, weil es ein zusätzliches Elektron behalten hat, kurz = OH-). Obwohl sie nur in sehr geringen Mengen in einer Lösung vorhanden sind, können H+- und OH- Ionen enorme Auswirkungen auf die Eigenschaften einer Lösung haben, insbesondere wenn sie nicht im Gleichgewicht sind. In reinem Wasser bildet jedes Hydroxid-Ion ein Wasserstoff-Ion, so dass gleich viele Anionen und Kationen vorhanden sind. Wird dem Wasser jedoch ein gelöster Stoff hinzugefügt, kann sich dieses Gleichgewicht ändern.
Salzsäure (HCl) ist eine molekulare Verbindung, die leicht dissoziiert (sich trennt), weil Chlor so stark elektronegativ ist. Wenn sie in Wasser gegeben wird, brechen die kovalenten Bindungen der HCl auf und bilden H+- und Cl- Ionen, die die Konzentration der H+-Ionen in der Lösung erhöhen. Dadurch entsteht eine saure Lösung, da mehr H+-Ionen als OH–Ionen vorhanden sind. Verbindungen, die Lösungen H+-Ionen hinzufügen, werden Säuren genannt. Im Gegensatz dazu gibt es auch Stoffe wie Ammoniak (NH3), die Basen sind, weil sie die H+-Ionenkonzentration verringern, was zu einer basischen Lösung führt.
Da die Aufspaltung von Wassermolekülen extrem selten ist, ist die Anzahl der Wasserstoff- und Hydroxidionen in einer Lösung so winzig, dass wir eine spezielle, auf dem Logarithmus basierende Formel verwenden, um die Anzahl der vorhandenen Wasserstoffionen zu messen, was uns handlichere Zahlen auf der pH-Skala liefert. Die pH-Skala reicht von 0 bis 14 und stellt die Wasserstoffionenkonzentration (H+) in einer Lösung dar. Der pH-Wert von reinem Wasser beträgt 7, was 1 x 10-7 Wasserstoffionen auf ein intaktes Wassermolekül bedeutet. Das ist 
nur ein H+-Ion auf 10 Millionen H2O-Moleküle!
In der pH-Skala sinkt der pH-Wert mit zunehmender H+-Ionenkonzentration. Das bedeutet, dass ein niedriger pH-Wert für eine hohe H+-Ionenkonzentration (saure Lösung) und ein hoher pH-Wert für eine niedrige H+-Konzentration (basische Lösung) steht. Schließlich ändert sich die tatsächliche H+-Ionenkonzentration für jede ganzzahlige Änderung auf der pH-Skala um das Zehnfache. Zum Beispiel bedeutet eine pH-Änderung von 7 auf 8 einen Abfall der Wasserstoffionenkonzentration von 1 zu 10 Millionen auf 1 zu 100 Millionen.
pH-Tester
In dieser Übung bestimmst du den pH-Wert einiger gängiger Haushalts- und Lebensmittelartikel.
Puffer
Warum interessiert uns der pH-Wert einer Lösung? Die meisten Körperzellen funktionieren nur innerhalb eines sehr engen Bereichs nahe dem neutralen pH-Wert. Die Enzyme, die uns beim Wachstum und bei der Fortpflanzung helfen, die Nahrung aufspalten und andere lebenswichtige Funktionen erfüllen, arbeiten alle innerhalb eines bestimmten, engen pH-Bereichs. Um diesen pH-Wert aufrechtzuerhalten, sind Puffer in fast allen lebenden Lösungen vorhanden.
Ein Puffer ist eine Substanz, die die Veränderung des pH-Werts einer Lösung minimiert. Die meisten Puffer bestehen aus einer Kombination aus einer schwachen Säure und einer schwachen Base, wobei die Base das Anion ist, das übrig bleibt, nachdem die schwache Säure dissoziiert (sich abspaltet) und H+-Ionen freisetzt. Das mag verwirrend klingen, aber eigentlich handelt es sich um eine recht einfache Hin- und Herreaktion, bei der der Puffer als „Freund“ für H+-Ionen fungiert, wenn es nötig ist, aber auch für OH–Ionen, wenn es nötig ist, und so ein konstantes Gleichgewicht des pH-Wertes aufrechterhält.
Stellen Sie sich eine Familie mit drei Kindern vor. Wenn das älteste und das jüngste Kind sich oft streiten, fungiert das mittlere Kind oft als „Puffer“ zwischen den beiden streitenden Kindern. Wenn wir in dieser Situation von „Puffer“ sprechen, meinen wir damit, dass das mittlere Kind ältere Kinderspiele spielt, wenn das älteste Kind Aufmerksamkeit braucht, und einfachere, jüngere Kinderspiele spielt, wenn das jüngste Kind Aufmerksamkeit braucht. Indem es sich den Bedürfnissen der beiden Kinder anpasst, puffert das mittlere Kind die Situation ab, was zu weniger wütenden Kindern führt. Das mag für den Puffer des mittleren Kindes nicht optimal sein, aber es macht die Eltern glücklicher!
In Lösungen wirkt ein chemischer Puffer ähnlich. Zum Beispiel ist Kohlensäure (H2CO3) eine schwache Säure. Wenn sie in Lösung gebracht wird, dissoziiert eine kleine Menge Kohlensäure in H+-Ionen und das verbleibende Bikarbonat-Anion (HCO3-). Dadurch steigt die H+-Ionenkonzentration und der pH-Wert sinkt (in Richtung sauer). Das Bicarbonat-Ion gilt als schwache Base, denn wenn sich viele H+-Ionen in der Lösung befinden, reassoziiert (bindet sich chemisch) es mit den überschüssigen H+-Ionen, um wieder die schwache Säure zu bilden, wodurch die H+-Ionenkonzentration sinkt und der pH-Wert steigt (wieder in Richtung basisch).
Puffer halten den pH-Wert einer Lösung aufrecht, indem sie die Richtung ihrer chemischen Reaktionen (Dissoziation oder Reassoziation) als Reaktion auf die Erhöhung oder Verringerung der H+-Ionenkonzentration anpassen, die durch andere Stoffe, die in die Lösung eintreten oder sie verlassen, verursacht werden kann. Wenn Sie einer gepufferten Lösung eine starke Säure wie Salzsäure (HCl) hinzufügen, entsteht durch die Dissoziation der HCl plötzlich ein Überschuss an H+-Ionen. Die Puffer in der Lösung reagieren darauf, indem sie diese überschüssigen H+-Ionen binden, um die schwache Säure wieder zu bilden, wobei die überschüssigen H+-Ionen verbraucht werden, so dass der pH-Wert trotz der Zugabe einer Säure in etwa gleich bleiben kann. Das Vorhandensein von Kohlensäure-/Bikarbonat-Ionen im Blut ist eine der wichtigsten Methoden, mit denen der Körper den pH-Wert des Blutes reguliert, um eine Azidose oder Alkalose zu vermeiden, beides lebensbedrohliche Zustände, die aus Veränderungen des pH-Wertes im Blut resultieren.