Säure quantifiziert die Konzentration von Wasserstoffionen (H⁺) in einer Lösung. Die pH-Skala (0–14) ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionaktivität:
\[\text{pH} = -\log_{10}[H^+]\]
Klassifikation
- Sauer: pH < 7 (Überschuss an H⁺)
- Neutral: pH = 7 (reines Wasser bei 25 °C; [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M)
- Alkalisch (basisch): pH > 7 (Überschuss an OH⁻)
Wesentliches chemisches Verhalten
- Säuren spenden Protonen (Brønsted–Lowry) oder akzeptieren Elektronenpaare (Lewis).
- Starke Säuren (HCl, HNO₃, H₂SO₄) dissoziieren vollständig; schwache Säuren (CH₃COOH, H₂CO₃) stellen ein Gleichgewicht her.
- Neutralisation: Säure + Base → Salz + Wasser (z. B. HCl + NaOH → NaCl + H₂O).
- Puffer widerstehen pH-Änderungen über konjugierte Säure-Base-Paare (z. B. H₂CO₃/HCO₃⁻ im Blut).
Biologische Relevanz
- Blut-pH wird streng bei 7,35–7,45 reguliert; Abweichungen führen zu Azidose/Alkalose.
- Magenlumens-pH 1,5–3,5 für Verdauung und Pathogenabtötung.
- Haut-„Säureschutzmantel“ ~pH 4,5–5,5 schützt das Mikrobiom.
- Ozean-pH ~8,1; sinkt aufgrund von CO₂-Aufnahme (Versauerung der Ozeane).
Messung
- pH-Meter (Glas-Elektrode) – Laborschluss.
- Indikatorstreifen / Lackmus – qualitativ.
- Fotometrische Assays – Hochdurchsatz.
Das Verständnis von pH ist grundlegend für Chemie, Physiologie, Umweltwissenschaft und industrielle Prozesse.
