pH-Wert berechnen: pH, pOH und Säure-Base-Einordnung

Elektronik & Physik

pH-Wert aus der Konzentration der Wasserstoffionen berechnen oder umgekehrt

Kilian AchatzGründer & Fachredakteur

Geprüft: Review-Team Rechner-Portal (Juli 2026)Quelle: IUPAC-Definition: pH = −log₁₀(a(H⁺)), Näherung für verdünnte Lösungen: pH = −log₁₀(c(H⁺)).Stand: Juli 2026

Kurzantwort: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration. pH = 7 entspricht neutralem Wasser bei 25 °C, pH < 7 ist sauer, pH > 7 ist basisch.

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Überblick

Was ist der pH-Wert-Rechner?

Starte mit der kurzen Einordnung, bevor du Eingaben und Ergebnis interpretierst.

Ob eine Lösung sauer, basisch oder neutral ist, lässt sich mit dem pH-Wert-Rechner sofort bestimmen. Das ist nützlich für Chemieunterricht, Laborvorbereitungen, Aquaristik und Lebensmittelchemie, wenn du wissen willst, welchen pH-Wert eine bekannte Wasserstoffionenkonzentration erzeugt – oder umgekehrt, welche Konzentration einem bestimmten pH entspricht.

Die wissenschaftliche pH-Definition basiert auf der IUPAC-Empfehlung (Compendium of Chemical Terminology, Gold Book). Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenaktivität.

Für verdünnte wässrige Lösungen gilt näherungsweise: pH = −log₁₀(c(H⁺)), wobei c(H⁺) die Konzentration in mol/L ist. Der Wert liegt in der Praxis zwischen 0 (konzentrierte Säure) und 14 (konzentrierte Base), mit pH 7 als Neutralpunkt bei 25 °C.

Ergänzend gilt für wässrige Lösungen bei 25 °C: pOH = 14 − pH und c(OH⁻) = 10^(−pOH).

Eingaben

So nutzt du den Rechner

Hier siehst du, welche Werte erwartet werden und wie die Felder zusammenhängen.

Du wählst zunächst die Berechnungsrichtung: Entweder gibst du die Konzentration c(H⁺) in mol/L ein und erhältst den pH, oder du gibst den pH-Wert ein und erhältst die Konzentration. Für die Richtung Konzentration → pH trägst du c(H⁺) als Dezimalzahl in mol/L ein (z.B.

0,001 für 10⁻³ mol/L). Für die Richtung pH → Konzentration trägst du den pH-Wert als Zahl zwischen 0 und 14 ein. Achte darauf, die Konzentration in mol/L anzugeben, nicht in mol/mL oder anderen Einheiten.

Werte unter 10⁻¹⁴ mol/L überschreiten die theoretische Grenze bei 25 °C und geben einen pH über 14, was in der Praxis nur unter besonderen Bedingungen auftritt.

Berechnung

So funktioniert die Berechnung

Siehe Formeln und Rechenschritte.

Hinweise

Wichtige Hinweise zur Nutzung

Schnelle Qualitätsprüfung für dein Ergebnis.

Beachte, dass die Näherung pH = −log₁₀(c(H⁺)) nur für verdünnte ideale Lösungen gilt. Bei Konzentrationen über 0,1 mol/L weichen Aktivitätskoeffizienten vom Idealwert ab und der tatsächliche pH liegt etwas über dem berechneten.

Bei Temperaturen über 25 °C ändert sich pKw: Bei 37 °C (Körpertemperatur) beträgt pKw ≈ 13,6, sodass der Neutralpunkt bei pH ≈ 6,8 liegt.

Ein nützlicher Merkwert: Jede pH-Einheit entspricht einer Verzehnfachung der Wasserstoffionenkonzentration. pH 3 hat also zehnmal mehr H⁺-Ionen als pH 4 und hundertmal mehr als pH 5.

Deshalb sind kleine pH-Änderungen biologisch und chemisch bereits sehr bedeutsam.

Anwendung

Praxisbeispiel und Einordnung

So wird das Ergebnis in einer realen Entscheidung nutzbar.

Anna hat im Chemielabor eine Essigsäurelösung mit c(H⁺) = 0,00316 mol/L (schwache Säure, teilweise dissoziiert) und möchte wissen: Welchen pH hat diese Lösung? Sie gibt c = 0,00316 mol/L ein.

Der Rechner ergibt: pH = −log₁₀(0,00316) ≈ 2,5. pOH = 11,5. c(OH⁻) ≈ 3,16 × 10⁻¹² mol/L. Einordnung: sauer.

Anna weiß nun: Die Lösung ist deutlich sauer (pH 2,5), was typisch für Essigsäure in dieser Konzentration ist und mit Titrationsdaten übereinstimmt. Für die Umkehrrichtung: Ein Reinigungsmittel hat pH 12. c(H⁺) = 10⁻¹² mol/L = 0,000000000001 mol/L.

Das ist stark basisch und erfordert beim Umgang Schutzhandschuhe.

Fallstricke

Häufige Fehler und fachliche Einordnung

Typische Anfängerfehler. Sicherer anwenden.

Oft wird vergessen, dass der Logarithmus nur für positive Konzentrationen definiert ist – eine Konzentration von 0 mol/L ergibt keinen pH. Ebenso werden pOH und pH verwechselt oder als unabhängige Größen behandelt, obwohl pH + pOH = 14 gilt (bei 25 °C).

Ein weiterer Fehler ist, einen pH-Wert über 14 oder unter 0 aus sehr großen Konzentrationen zu erwarten – in der Praxis verlieren diese Werte ihre Aussagekraft, da das vereinfachte Modell nicht mehr gilt.

Nächster Schritt

Kurzfazit und nächster sinnvoller Schritt

Die Kernaussage für die direkte Weiterentscheidung.

Der pH-Wert-Rechner verbindet Wasserstoffionenkonzentration c(H⁺) und pH-Wert bidirektional: Aus der Konzentration folgt der pH via pH = −log₁₀(c), aus dem pH folgt die Konzentration via c = 10^(−pH).

Ergänzend werden pOH und c(OH⁻) ausgegeben sowie die Einordnung als sauer, neutral oder basisch. Die Berechnung gilt für 25 °C und verdünnte wässrige Lösungen.

Für höhere Konzentrationen oder andere Temperaturen sind Aktivitätskorrekturen und ein angepasster pKw-Wert nötig.

Vertiefung

Beispielrechnungen

Step-by-Step Walkthroughs. Realistische Szenarien.

Beispiel 1 · Einfach · c(H⁺) = 1e-12 mol/L; pOH = 2; c(OH⁻) = 0,01 mol/L; Einordnung: Basisch / alkalisch (pH > 7)

Starke Base: pH 12 → c(H⁺) berechnen

Berechnungsrichtung: pH-Wert → Konzentration
pH-Wert: 12

Expertenmodus

Häufige Fragen zu pH-Wert-Rechner

Spezielle Fragen geklärt. Tiefer verstehen.

Was ist der pH-Wert und wie ist er definiert?

Der pH-Wert (lat. potentia hydrogenii) ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenaktivität einer wässrigen Lösung.

Für verdünnte Lösungen gilt die Näherung pH = −log₁₀(c(H⁺)), wobei c(H⁺) die Konzentration der Wasserstoffionen (H⁺ bzw. H₃O⁺) in mol/L ist.

Die Skala reicht in der Praxis von 0 (stark sauer) bis 14 (stark basisch), mit pH 7 als Neutralpunkt bei 25 °C.

Was bedeutet pH 7 und warum ist das der Neutralpunkt?

In reinem Wasser bei 25 °C beträgt c(H⁺) = c(OH⁻) = 10⁻⁷ mol/L. pH = −log₁₀(10⁻⁷) = 7. Dieser Punkt, an dem Säure und Base gleich stark sind, heißt neutral. Das Ionenprodukt Kw = c(H⁺) × c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ bei 25 °C definiert die Skala.

Bei 37 °C (Körpertemperatur) liegt der Neutralpunkt bei pH ≈ 6,8, weil Kw temperaturabhängig ist.

Wie rechne ich von c(H⁺) zu pH und umgekehrt?

Von Konzentration zu pH: pH = −log₁₀(c(H⁺)). Beispiel: c = 0,01 mol/L → pH = −log₁₀(0,01) = 2. Von pH zu Konzentration: c(H⁺) = 10^(−pH). Beispiel: pH 4 → c = 10⁻⁴ = 0,0001 mol/L. Jede pH-Einheit entspricht einer Verzehnfachung der H⁺-Konzentration: pH 3 enthält zehnmal mehr H⁺ als pH 4.

Was ist pOH und wie hängt es mit pH zusammen?

pOH = −log₁₀(c(OH⁻)) beschreibt die Hydroxidionenkonzentration. Bei 25 °C gilt immer pH + pOH = 14 (aus dem Ionenprodukt Kw = 10⁻¹⁴). Also: pOH = 14 − pH und c(OH⁻) = 10^(−pOH). Bei pH 3 ist pOH = 11 und c(OH⁻) = 10⁻¹¹ mol/L. pH und pOH sind also komplementäre Größen, keine unabhängigen.

Warum gilt die einfache pH-Formel nur für verdünnte Lösungen?

Bei höheren Konzentrationen (über ca. 0,1 mol/L) weichen die Aktivitätskoeffizienten der Ionen vom Idealwert 1 ab. Der korrekte Ausdruck wäre pH = −log₁₀(a(H⁺)) = −log₁₀(γ × c(H⁺)), wobei γ der Aktivitätskoeffizient ist.

In verdünnten Lösungen gilt γ ≈ 1 und die vereinfachte Formel ist ausreichend genau. Für konzentrierte Lösungen (z. B. 10 mol/L HCl) wird eine Aktivitätskorrektur nötig.

Welche pH-Werte haben typische Alltagssubstanzen?

Beispiele: Magensäure ca. pH 1–2, Zitronensaft ca. pH 2–3, Kaffee ca. pH 5, Regenwasser ca. pH 5,6, reines Wasser pH 7, Blut pH 7,35–7,45, Backpulverlösung ca. pH 8, Seifenwasser ca. pH 9–10, Ammoniak-Lösung ca. pH 11–12, Haushaltsreiniger ca. pH 12–13, konzentrierte NaOH ca. pH 14. Diese Werte gelten bei Raumtemperatur.

Wie beeinflusst die Temperatur den pH-Wert?

Die Temperatur beeinflusst das Ionenprodukt des Wassers Kw und damit den neutralen pH-Wert. Bei 25 °C ist Kw = 10⁻¹⁴ und neutral = pH 7. Bei 37 °C (Körpertemperatur) ist Kw ≈ 10⁻¹³·⁶ und neutral ≈ pH 6,8.

Das bedeutet: Blut mit pH 7,4 bei 37 °C ist leicht alkalisch – nicht etwa weniger alkalisch als eine Lösung mit pH 7,4 bei 25 °C. Der Rechner gilt für 25 °C.

Wann ist ein pH-Wert außerhalb der Skala 0–14 möglich?

Technisch ja: Sehr konzentrierte Salzsäure (z. B. 10 mol/L HCl) hätte bei der vereinfachten Formel pH = −1, konzentrierte NaOH (10 mol/L) hätte pH = 15.

In der Praxis verliert die vereinfachte pH-Skala bei diesen Extremwerten an Aussagekraft, weil Aktivitätskoeffizienten stark abweichen. Im Laboralltag und Unterricht ist die Skala 0–14 die übliche Referenz.

Weiterführende Rechner und Themen

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