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2026-07-27T12:37:41Z

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= Der pH-Wert - Chemie =

[[Datei:Universalindikator A pH Skala 0–14.png|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
= Einleitung =

Der '''pH-Wert''' beschreibt, wie sauer, neutral oder basisch eine wässrige Lösung ist. Im Alltag begegnet er Dir bei Lebensmitteln, Reinigungsmitteln, Böden, Gewässern, Schwimmbädern und im menschlichen Körper. In der [[Chemie]] hilft der pH-Wert, [[Säure|Säuren]], [[Base (Chemie)|Basen]] und ihre Reaktionen zu untersuchen.

Die pH-Skala ist '''logarithmisch'''. Eine Änderung um eine pH-Stufe bedeutet deshalb einen Faktor von zehn bei der wirksamen Menge an Wasserstoff- beziehungsweise Oxoniumionen. In diesem aiMOOC lernst Du, pH-Werte einzuordnen, mit Indikatoren und Messgeräten zu bestimmen, einfache Werte zu berechnen und typische Fehlvorstellungen zu vermeiden.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=y2vjR0SXJLk |500|center}}

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== Lernziele ==

Du kannst nach der Bearbeitung:

# [[pH-Wert|pH-Werte]] als sauer, neutral oder basisch einordnen.
# [[Oxonium|Oxoniumionen]] und [[Hydroxidion|Hydroxidionen]] beschreiben.
# die logarithmische pH-Skala erklären.
# pH-Indikatoren und ein pH-Meter sinnvoll einsetzen.
# einfache pH- und pOH-Werte berechnen.
# den Zusammenhang zwischen pH-Wert, Konzentration, Säurestärke und Temperatur beurteilen.

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= Chemischer Hintergrund =

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== Die genaue und die schulische Definition ==

Fachlich ist der pH-Wert als negativer dekadischer Logarithmus der Aktivität von Wasserstoffionen definiert:

<math>\mathrm{pH}=-\log_{10}\left(a(\mathrm{H^+})\right)</math>

Für verdünnte wässrige Lösungen verwendet man in der Schule häufig die Näherung mit der Oxoniumionenkonzentration:

<math>\mathrm{pH}\approx-\log_{10}\left(\frac{c(\mathrm{H_3O^+})}{1\,\mathrm{mol\,L^{-1}}}\right)</math>

Die Division durch <math>1\,\mathrm{mol\,L^{-1}}</math> sorgt dafür, dass im Logarithmus eine dimensionslose Zahl steht. In einfachen Schulaufgaben wird dies oft verkürzt als <math>\mathrm{pH}=-\lg c(\mathrm{H_3O^+})</math> geschrieben.

'''Merksatz:''' Je größer die wirksame Konzentration der Oxoniumionen ist, desto kleiner ist der pH-Wert.

[[Datei:Hydroxonium-cation.svg|300px|rahmenlos|center]]

Das Oxoniumion <math>\mathrm{H_3O^+}</math> entsteht, wenn ein Wassermolekül ein Proton aufnimmt. Freie Protonen kommen in Wasser praktisch nicht isoliert vor.

[[Datei:Hydronium-3D-balls.png|300px|rahmenlos|center]]

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== Selbstionisation des Wassers ==

Wasser kann in sehr geringem Maß Protonen zwischen Wassermolekülen übertragen:

<math>2\,\mathrm{H_2O}\rightleftharpoons\mathrm{H_3O^+}+\mathrm{OH^-}</math>

Bei etwa <math>25\,^\circ\mathrm{C}</math> gilt für reines Wasser näherungsweise:

<math>c(\mathrm{H_3O^+})=c(\mathrm{OH^-})=10^{-7}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}</math>

Daraus folgt ein pH-Wert von 7. Reines Wasser ist dann neutral, weil gleich viele Oxonium- und Hydroxidionen vorliegen. Der Neutralpunkt hängt jedoch von der Temperatur ab und liegt nicht bei jeder Temperatur genau bei pH 7.

Das Ionenprodukt des Wassers lautet bei etwa <math>25\,^\circ\mathrm{C}</math> näherungsweise:

<math>K_\mathrm{w}=c(\mathrm{H_3O^+})\cdot c(\mathrm{OH^-})=10^{-14}</math>

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== Die pH-Skala ==

Im Schulunterricht wird meist die Skala von 0 bis 14 betrachtet:

# '''pH kleiner als 7:''' saure Lösung
# '''pH gleich 7:''' neutrale Lösung bei etwa <math>25\,^\circ\mathrm{C}</math>
# '''pH größer als 7:''' basische oder alkalische Lösung

[[Datei:Universal indicator paper.jpg|500px|rahmenlos|center]]

Die Grenzen 0 und 14 sind keine absoluten Naturgrenzen. Konzentrierte oder besondere Lösungen können pH-Werte außerhalb dieses Bereichs besitzen. Für viele verdünnte wässrige Lösungen reicht die bekannte Skala aber aus.

Weil die Skala logarithmisch ist, enthält eine Lösung mit pH 3 näherungsweise zehnmal so viele wirksame Oxoniumionen wie eine Lösung mit pH 4 und hundertmal so viele wie eine Lösung mit pH 5.

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== Säuren und Basen nach Brønsted ==

Eine [[Säure]] ist nach Brønsted ein '''Protonendonator'''. Sie kann ein Proton abgeben. Eine [[Base (Chemie)|Base]] ist ein '''Protonenakzeptor'''. Sie kann ein Proton aufnehmen.

Beispiel für Chlorwasserstoff in Wasser:

<math>\mathrm{HCl+H_2O\rightarrow H_3O^++Cl^-}</math>

Chlorwasserstoff gibt ein Proton ab und wirkt als Säure. Wasser nimmt das Proton auf und wirkt als Base.

Beispiel für Ammoniak in Wasser:

<math>\mathrm{NH_3+H_2O\rightleftharpoons NH_4^++OH^-}</math>

Ammoniak nimmt ein Proton auf und wirkt als Base. Dabei entstehen Hydroxidionen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=0odQLq6EJBc |500|center}}

'''Wichtig:''' Der pH-Wert ist nicht einfach dasselbe wie die Säurestärke. Er hängt unter anderem von der Konzentration, der Protolyse und der Temperatur ab. Eine verdünnte starke Säure kann deshalb einen höheren pH-Wert haben als eine konzentriertere schwache Säure.

{{BR}}
= Den pH-Wert bestimmen =

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== Indikatoren ==

[[Indikator (Chemie)|Säure-Base-Indikatoren]] sind Farbstoffe, deren Farbe vom pH-Bereich abhängt. Sie zeigen meist keinen exakt einzelnen pH-Wert, sondern einen Umschlagsbereich.

Ein '''Universalindikator''' ist eine Mischung mehrerer Indikatoren. Dadurch entsteht über einen größeren pH-Bereich eine Farbskala.

[[Datei:PH indicator paper.jpg|500px|rahmenlos|center]]

Indikatorpapier wird kurz mit der Lösung benetzt. Anschließend vergleichst Du die Farbe mit der Skala. Das Ergebnis ist schnell, aber nur ungefähr.

[[Datei:PH-Papier.png|500px|rahmenlos|center]]

Bei einer stark basischen Lösung kann Universalindikator eine blau-violette Färbung zeigen.

[[Datei:Universal Indicator test for a Basic solution.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Rotkohl als natürlicher Indikator ==

Rotkohl enthält Anthocyane. Diese Pflanzenfarbstoffe verändern ihre Struktur und damit ihre Farbe abhängig vom pH-Wert. Saure Lösungen erscheinen meist rötlich, neutrale violett und basische je nach Stärke blaugrün bis gelblich.

[[Datei:Red cabbage indicator.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=RPcRGgUspRs |500|center}}

Ein Rotkohlindikator eignet sich gut für einen einfachen Vergleich von Haushaltslösungen. Er ersetzt jedoch keine genaue Messung und besitzt keine für alle Bedingungen identische Farbskala.

{{BR}}
== Das pH-Meter ==

Ein [[pH-Meter]] bestimmt den pH-Wert mithilfe einer Elektrode. Vor einer genauen Messung wird das Gerät mit Pufferlösungen kalibriert. Die Elektrode wird gespült, vorsichtig in die Probe getaucht und der stabile Messwert abgelesen.

[[Datei:2009-03-30 Red pH meter reads 4.96.jpg|400px|rahmenlos|center]]

Eine Glaselektrode reagiert auf Unterschiede in der Wasserstoffionenaktivität. Zusammen mit einer Referenzelektrode entsteht eine messbare elektrische Spannung.

[[Datei:Glass electrode scheme 2.svg|400px|rahmenlos|center]]

Das pH-Meter liefert meist genauere Werte als Indikatorpapier. Das Ergebnis hängt jedoch von Kalibrierung, Temperatur, Sauberkeit und richtiger Handhabung ab.

{{BR}}
== Vergleich der Messmethoden ==

{| class="wikitable"
! Methode
! Vorteil
! Grenze
|-
| Rotkohlindikator
| günstig und anschaulich
| nur grobe Zuordnung
|-
| Universalindikatorpapier
| schnell und einfach
| Ablesen ist subjektiv
|-
| pH-Meter
| genauer Zahlenwert
| Kalibrierung und Pflege nötig
|}

{{BR}}
= Mit pH-Werten rechnen =

{{BR}}
== Beispiel: Saure Lösung ==

Gegeben ist:

<math>c(\mathrm{H_3O^+})=10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}</math>

Dann gilt:

<math>\mathrm{pH}=-\log_{10}(10^{-3})=3</math>

Die Lösung ist sauer.

{{BR}}
== Beispiel: Basische Lösung ==

Für basische Lösungen kann zunächst der pOH-Wert berechnet werden:

<math>\mathrm{pOH}=-\log_{10}\left(\frac{c(\mathrm{OH^-})}{1\,\mathrm{mol\,L^{-1}}}\right)</math>

Bei etwa <math>25\,^\circ\mathrm{C}</math> gilt näherungsweise:

<math>\mathrm{pH+pOH}=14</math>

Ist <math>c(\mathrm{OH^-})=10^{-2}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}</math>, dann ist <math>\mathrm{pOH}=2</math> und damit <math>\mathrm{pH}=12</math>.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=ITmzS6fEVY4 |500|center}}

{{BR}}
== Zehnfach-Regel ==

Wird die Oxoniumionenkonzentration bei sonst gleichen Bedingungen verzehnfacht, sinkt der pH-Wert um 1. Wird sie auf ein Zehntel verringert, steigt der pH-Wert um 1.

Beispiel:

<math>10^{-4}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\rightarrow\mathrm{pH}=4</math>

<math>10^{-5}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\rightarrow\mathrm{pH}=5</math>

Der Unterschied von einer pH-Stufe entspricht hier einem Konzentrationsfaktor von zehn.

{{BR}}
= Neutralisation und Titration =

Bei einer [[Neutralisation]] reagieren Oxoniumionen und Hydroxidionen zu Wasser:

<math>\mathrm{H_3O^++OH^-\rightarrow 2\,H_2O}</math>

Bei der Reaktion einer Säure mit einer Base entsteht außerdem meist ein Salz. Der Äquivalenzpunkt einer Titration ist erreicht, wenn Säure und Base entsprechend ihrer Reaktionsgleichung in passenden Stoffmengen umgesetzt wurden. Er liegt nicht bei jeder Säure-Base-Kombination genau bei pH 7.

[[Datei:Titolazione.gif|400px|rahmenlos|center]]

[[Datei:Titration-setup-eng.png|450px|rahmenlos|center]]

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= Bedeutung im Alltag =

Der pH-Wert beeinflusst viele Bereiche. Enzyme arbeiten nur in bestimmten pH-Bereichen. Pflanzen benötigen einen passenden Boden-pH-Wert. In Gewässern kann eine starke pH-Änderung Lebewesen belasten. In Schwimmbädern wird der pH-Wert kontrolliert, damit Desinfektion und Hautverträglichkeit zusammenpassen. Auch Lebensmittel und Reinigungsmittel besitzen charakteristische pH-Bereiche.

'''Achtung:''' Ein pH-Wert sagt nicht allein, wie gefährlich ein Stoff ist. Konzentration, Stoffart, Einwirkzeit und weitere Eigenschaften sind ebenfalls wichtig.

{{BR}}
== Sicher experimentieren ==

# Trage bei Schulversuchen Schutzbrille und beachte die Anweisungen der Lehrkraft.
# Probiere unbekannte Lösungen niemals und vermeide Haut- und Augenkontakt.
# Mische keine Haushaltsreiniger miteinander. Besonders chlorhaltige Reiniger dürfen nicht mit Säuren kombiniert werden.
# Verwende konzentrierte Säuren und Laugen nur unter fachkundiger Aufsicht.

{{BR}}
= Häufige Fehlvorstellungen =

# '''pH 2 ist nur wenig saurer als pH 3.''' Falsch: Der Unterschied entspricht ungefähr dem Faktor zehn bei der Oxoniumionenaktivität.
# '''Jede neutrale Lösung hat immer pH 7.''' Falsch: Der Neutralpunkt ist temperaturabhängig.
# '''Eine starke Säure hat immer einen kleineren pH-Wert als eine schwache Säure.''' Falsch: Auch die Konzentration ist entscheidend.
# '''Indikatorpapier misst exakt.''' Falsch: Es liefert nur einen Bereich.
# '''pH 0 und pH 14 sind feste Grenzen.''' Falsch: Werte außerhalb sind möglich.

{{BR}}
= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Welche Lösung ist bei etwa 25 Grad Celsius sauer?'''
(Eine Lösung mit pH 3)
(!Eine Lösung mit pH 7)
(!Eine Lösung mit pH 9)
(!Eine Lösung mit pH 12)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welcher pH-Wert kennzeichnet reines Wasser bei etwa 25 Grad Celsius?'''
(pH 7)
(!pH 0)
(!pH 5)
(!pH 14)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Teilchen sind besonders mit der sauren Wirkung in Wasser verbunden?'''
(Oxoniumionen)
(!Chloridionen)
(!Natriumionen)
(!Sauerstoffmoleküle)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was bedeutet eine Abnahme des pH-Werts um eine Einheit bei vergleichbaren verdünnten Lösungen?'''
(Die Oxoniumionenaktivität steigt etwa um den Faktor zehn)
(!Die Oxoniumionenaktivität verdoppelt sich)
(!Die Hydroxidionenaktivität bleibt immer gleich)
(!Die Temperatur steigt um zehn Grad)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was zeigt ein Säure-Base-Indikator hauptsächlich an?'''
(Einen pH-Bereich durch eine Farbe)
(!Die genaue Masse der Lösung)
(!Die Anzahl aller Moleküle)
(!Den Siedepunkt der Lösung)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welches Gerät liefert meist den genauesten pH-Wert?'''
(Ein kalibriertes pH-Meter)
(!Ein Thermometer)
(!Ein Messzylinder)
(!Eine Waage)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie wird eine Säure nach Brønsted beschrieben?'''
(Als Protonendonator)
(!Als Elektronendonator)
(!Als Neutronenakzeptor)
(!Als Salzbildner ohne Protonenübertragung)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie wird eine Base nach Brønsted beschrieben?'''
(Als Protonenakzeptor)
(!Als Protonendonator)
(!Als reines Metall)
(!Als ungeladenes Salz)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was entsteht bei der Reaktion von Oxoniumionen mit Hydroxidionen?'''
(Wasser)
(!Wasserstoffgas)
(!Sauerstoffgas)
(!Kohlenstoffdioxid)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welcher pH-Wert gehört näherungsweise zu einer Oxoniumionenkonzentration von zehn hoch minus vier Mol pro Liter?'''
(pH 4)
(!pH 2)
(!pH 8)
(!pH 10)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| pH unter 7 || saure Lösung
|-
| pH 7 bei 25 Grad Celsius || neutrale Lösung
|-
| pH über 7 || basische Lösung
|-
| Oxoniumion || H3O+
|-
| Hydroxidion || OH-
|-
| Universalindikator || mehrere Farbumschläge
|-
| pH-Meter || elektrische Messung
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Thema
|-
| '''Säure'''
| Protonendonator
|-
| '''Base'''
| Protonenakzeptor
|-
| '''Oxoniumion'''
| Teilchen der sauren Wirkung
|-
| '''Hydroxidion'''
| Teilchen der basischen Wirkung
|-
| '''Indikator'''
| Farbanzeige eines pH-Bereichs
|-
| '''pH-Meter'''
| elektrische Messung des pH-Werts

|}
{{E}}

<br>
...
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Oxonium || Welches Ion ist in sauren wässrigen Lösungen besonders wichtig?
|-
| Indikator || Welcher Stoff zeigt einen pH-Bereich durch einen Farbwechsel?
|-
| Logarithmus || Welche mathematische Funktion steckt in der pH-Skala?
|-
| Elektrode || Welcher Teil eines pH-Meters berührt die Probe?
|-
| Neutralisation || Wie heißt die Reaktion von Säure und Base?
|-
| Hydroxid || Welches Ion ist für basische Lösungen besonders wichtig?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Der+pH-Wert+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Der pH-Wert beschreibt, wie { sauer } oder basisch eine wässrige Lösung ist. Die genaue Definition verwendet die Aktivität der { Wasserstoffionen }. In der Schule wird häufig die Konzentration der { Oxoniumionen } als Näherung genutzt. Eine Lösung mit einem pH-Wert unter 7 ist { sauer }. Reines Wasser besitzt bei etwa 25 Grad Celsius den pH-Wert { 7 }. Die pH-Skala ist { logarithmisch }. Eine Änderung um eine pH-Stufe entspricht näherungsweise dem Faktor { zehn }. Ein Universalindikator zeigt einen pH-Bereich durch eine { Farbe }. Ein kalibriertes { pH-Meter } liefert einen genaueren Messwert. Bei der Reaktion von Oxoniumionen und Hydroxidionen entsteht { Wasser }.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===

# [[pH-Skala|Eigene pH-Skala]]: Gestalte eine übersichtliche pH-Skala mit mindestens acht Stoffbeispielen und kennzeichne, dass die Werte nur typische Bereiche sind.
# [[Indikator (Chemie)|Farbprotokoll]]: Untersuche unter Anleitung sichere Haushaltslösungen mit Rotkohlindikator und dokumentiere Farbe, Vermutung und Ergebnis.
# [[pH-Wert|Begriffskarte]]: Erstelle eine Begriffskarte mit pH-Wert, Oxoniumion, Hydroxidion, sauer, neutral und basisch.
# [[Sicherheit im Chemieunterricht|Sicherheitsplakat]]: Gestalte ein Plakat mit Regeln für pH-Versuche und erkläre jede Regel mit einem Satz.

{{BR}}
=== Standard ===

# [[Messunsicherheit|Methodenvergleich]]: Bestimme dieselben Proben mit Indikatorpapier und pH-Meter und vergleiche Genauigkeit, Aufwand und mögliche Fehler.
# [[Logarithmus|Zehnfach-Regel]]: Entwickle drei eigene Rechenbeispiele, die zeigen, wie sich eine zehnfache Änderung der Oxoniumionenkonzentration auf den pH-Wert auswirkt.
# [[Neutralisation|Erklärvideo]]: Plane ein zweiminütiges Erklärvideo zur Neutralisation mit Teilchenmodell, Reaktionsgleichung und Sicherheitshinweis.
# [[Boden-pH|Bodenuntersuchung]]: Vergleiche Bodenproben aus verschiedenen Orten und diskutiere, warum der pH-Wert für Pflanzen wichtig sein kann.

{{BR}}
=== Schwer ===

# [[Titration|Titrationsprojekt]]: Plane unter Aufsicht eine Säure-Base-Titration, begründe die Wahl des Indikators und werte die Messwerte aus.
# [[Puffer (Chemie)|Pufferrecherche]]: Erkläre an einem biologischen oder technischen Beispiel, warum ein Puffersystem pH-Änderungen begrenzt.
# [[Gewässerversauerung|Fallstudie Gewässer]]: Untersuche Ursachen und Folgen einer pH-Änderung in einem Gewässer und entwickle begründete Gegenmaßnahmen.
# [[Säurestärke|Fehlvorstellungen prüfen]]: Entwirf ein Experiment oder Gedankenexperiment, das zeigt, warum Säurestärke und pH-Wert nicht dasselbe sind.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[pH-Wert|Messstrategie]]: Du sollst den pH-Wert einer gefärbten Lösung bestimmen. Entscheide zwischen Rotkohlindikator, Universalindikatorpapier und pH-Meter und begründe Deine Wahl.
# [[Logarithmus|Verdünnung erklären]]: Eine saure Lösung wird zehnfach verdünnt. Erkläre, warum der pH-Wert häufig ungefähr um eine Einheit steigt und warum diese Regel nicht immer exakt gilt.
# [[Säurestärke|Stärke und Konzentration]]: Vergleiche eine verdünnte starke Säure mit einer konzentrierteren schwachen Säure. Begründe, warum aus der Bezeichnung stark oder schwach allein kein pH-Wert folgt.
# [[Neutralisation|Äquivalenzpunkt]]: Erkläre, warum der Äquivalenzpunkt einer Titration nicht bei jeder Säure-Base-Kombination genau bei pH 7 liegt.
# [[Temperaturabhängigkeit|Neutralpunkt]]: Beurteile die Aussage Jede neutrale Lösung hat immer pH 7 und verbessere sie fachlich.
# [[Messfehler|Fehleranalyse]]: Ein pH-Meter zeigt nacheinander stark schwankende Werte. Nenne mögliche Ursachen und entwickle eine sinnvolle Reihenfolge zur Fehlerprüfung.

<br>
<br>

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du:

# den pH-Wert fachlich korrekt einordnen und die logarithmische Skala erklären kannst.
# Oxonium- und Hydroxidionen in Reaktionsgleichungen erkennst.
# Indikatorpapier, Rotkohlindikator und pH-Meter vergleichen kannst.
# einfache pH- und pOH-Berechnungen sicher ausführst.
# den Einfluss von Konzentration, Säurestärke und Temperatur unterscheidest.
# Messdaten auswertest, Fehler begründest und Sicherheitsregeln einhältst.
# pH-Wissen auf Alltag, Umwelt oder Technik übertragen kannst.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/PH-Wert </iframe>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Der pH-Wert - Chemie]]'''
# [[Säure-Base-Reaktion]]
# [[Säure]]
# [[Base (Chemie)]]
# [[Oxonium]]
# [[Hydroxidion]]
# [[Indikator (Chemie)]]
# [[pH-Meter]]
# [[Neutralisation]]
# [[Titration]]
# [[Puffer (Chemie)]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Säuren und Basen]]
[[Kategorie:Sekundarstufe I]]
[[Kategorie:Sekundarstufe II]]
[[Kategorie:Klasse 7-10]]
[[Kategorie:Experiment]]
[[Kategorie:Mathematik in der Chemie]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Der pH-Wert - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt