חומצות, בסיסים ו-pH: העברת פרוטון והסקאלה הלוגריתמית

מחומצות ארהניוס להעברת פרוטון לפי ברנסטד–לורי

ארהניוס הגדיר חומצה כתרכובת שמפיקה יוני מימן במים ובסיס כתרכובת שמפיקה יוני הידרוקסיד. ההגדרה עובדת עבור חומצה הידרוכלורית ונתרן הידרוקסיד, אבל אינה יכולה להסביר למה אמוניה, NH₃, שאינה מכילה הידרוקסיד, הופכת מים לבסיסיים.

ההגדרה של ברנסטד–לורי מתקנת זאת בהתמקדות בפרוטון. חומצה היא תורמת פרוטון ובסיס הוא מקבל פרוטון, ולכן כל תגובת חומצה-בסיס היא העברת פרוטון ממין אחד למשנהו. אמוניה היא בסיס כי היא מקבלת פרוטון ממים: NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq).

פרוטון חשוף אינו קיים חופשי במים. הוא נקשר למולקולת מים ליצירת יון ההידרוניום, H₃O⁺. כימאים כותבים לעתים קרובות H⁺(aq) כקיצור, ושני הסימונים מציינים אותו דבר בחישובי pH.

מציאת זוגות חומצה–בסיס צמודים

כשחומצה תורמת פרוטון, מה שנשאר הוא הבסיס הצמוד שלה; כשבסיס מקבל פרוטון, הוא הופך לחומצה הצמודה שלו. שני החברים בזוג צמוד נבדלים בדיוק ב-H⁺ אחד. ב-HF(aq) + H₂O(l) ⇌ F⁻(aq) + H₃O⁺(aq), הזוגות הם HF/F⁻ ו-H₃O⁺/H₂O.

מים מופיעים כבסיס בתגובת HF וכחומצה בתגובת האמוניה. מין שיכול לתרום או לקבל פרוטון נקרא אמפיפרוטי. מימן קרבונט, HCO₃⁻, הוא דוגמה נוספת: הוא יכול לאבד פרוטון ולהפוך ל-CO₃²⁻ או לקבל אחד ולהפוך ל-H₂CO₃.

• כתבו את המשוואה ומצאו את המין שמאבד H⁺ במעבר משמאל לימין. זו החומצה.
• מצאו את המין שמקבל H⁺. זה הבסיס.
• צמדו כל מגיב עם התוצר שנבדל ממנו ב-H⁺ אחד, ובדקו שהמטענים נבדלים באחד.

חזק וחלש מתארים מידה, לא ריכוז

חומצה חזקה מתיינת כמעט לחלוטין במים, ולכן כל מולקולת חומצה שמומסת נותנת H₃O⁺ ואת הבסיס הצמוד שלה. החומצות החזקות הנפוצות הן HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ו-H₂SO₄ (עבור הפרוטון הראשון שלה). הבסיסים החזקים הנפוצים הם ההידרוקסידים של מתכות קבוצה 1 ושל סידן, סטרונציום ובריום. חומצה חלשה מתיינת רק חלקית, ומתבסס שיווי משקל בין המולקולה ליונים שלה.

חוזק וריכוז הם רעיונות נפרדים. לתמיסה מדוללת של חומצה חזקה יכולים להיות פחות יוני הידרוניום מאשר לתמיסה מרוכזת של חלשה. בריכוז שווה, עם זאת, ההבדל גדול. תמיסת HCl של 0.10 mol/L היא [H₃O⁺] = 0.10 mol/L ו-pH 1.00. חומצה אצטית, עם קבוע יינון חומצה Ka = 1.8 × 10⁻⁵ (נספח H של OpenStax), מיוננת רק בכ-1 אחוז בריכוז 0.10 mol/L, וה-pH שלה כ-2.9. חישובי שיווי משקל של חומצות חלשות הם נושא נפרד; המדריך הזה משתמש רק בהשוואה.

החוזק של חומצה והחוזק של הבסיס הצמוד שלה קשורים. לבסיסים הצמודים של חומצות חזקות, כמו Cl⁻ ו-NO₃⁻, יש נטייה זניחה לקבל פרוטון במים.

מכפלת היונים של המים, pH ו-pOH

אפילו מים טהורים מכילים כמה יונים, כי מולקולות מים מעבירות פרוטונים זו לזו: 2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq). קבוע שיווי המשקל ליינון העצמי הזה הוא Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ ב-25 °C. במים טהורים שני הריכוזים שווים, 1.0 × 10⁻⁷ mol/L כל אחד. בכל תמיסה מימית ב-25 °C, אם ידוע ריכוז אחד אפשר למצוא את השני על ידי חלוקת Kw בו.

מכיוון שהריכוזים האלה פרושים על פני חזקות רבות של עשר, כימאים משתמשים בלוגריתמים: pH = −log[H₃O⁺] ו-pOH = −log[OH⁻]. לקיחת הלוגריתם השלילי של ביטוי Kw נותנת pH + pOH = 14.00 ב-25 °C. שינוי של יחידת pH אחת הוא שינוי פי עשרה בריכוז ההידרוניום, ולכן לתמיסה ב-pH 3 יש פי 100 מה-[H₃O⁺] של תמיסה ב-pH 5.

ניטרלי פירושו [H₃O⁺] = [OH⁻], וזה pH 7.00 רק ב-25 °C. Kw עולה עם הטמפרטורה; OpenStax נותן כ-5.6 × 10⁻¹³ ב-100 °C, שבו למים ניטרליים יש pH קרוב ל-6.1. בלוגריתמים, מספר המקומות העשרוניים ב-pH שווה למספר הספרות המשמעותיות בריכוז.

חישוב pH לחומצות חזקות ולבסיסים חזקים

דוגמה פתורה 1. מצאו את ה-pH של חומצה חנקתית 4.6 × 10⁻³ mol/L. HNO₃ חזקה, ולכן [H₃O⁺] = 4.6 × 10⁻³ mol/L. pH = −log(4.6 × 10⁻³) = 2.34. לריכוז יש שתי ספרות משמעותיות, ולכן ל-pH יש שני מקומות עשרוניים. אז [OH⁻] = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(4.6 × 10⁻³) = 2.2 × 10⁻¹² mol/L, זעיר כצפוי בתמיסה חומצית.

דוגמה פתורה 2. 0.350 g של אשלגן הידרוקסיד מומסים ליצירת 750.0 mL של תמיסה. בעזרת משקלים אטומיים סטנדרטיים של IUPAC מעוגלים לשני מקומות עשרוניים (K 39.10, O 16.00, H 1.01), M(KOH) = 56.11 g/mol. n = 0.350 g / 56.11 g/mol = 6.24 × 10⁻³ mol, ו-[OH⁻] = 6.24 × 10⁻³ mol / 0.7500 L = 8.32 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.080, ו-pH = 14.00 − 2.080 = 11.92, מוגבל לשני מקומות עשרוניים על ידי ה-14.00.

דוגמה פתורה 3. מצאו את ה-pH של סטרונציום הידרוקסיד 3.60 × 10⁻³ mol/L. Sr(OH)₂ משחרר שני יוני הידרוקסיד ליחידת נוסחה, ולכן [OH⁻] = 2 × 3.60 × 10⁻³ = 7.20 × 10⁻³ mol/L. pOH = 2.143 ו-pH = 14.00 − 2.143 = 11.86. שכחת הגורם 2 הייתה נותנת pH נמוך מדי בכ-0.30.

דוגמה פתורה 4. לתמיסה יש pH 4.62. הפכו את הלוגריתם: [H₃O⁺] = 10 בחזקת −4.62 = 2.4 × 10⁻⁵ mol/L. שני המקומות העשרוניים ב-pH מאפשרים שתי ספרות משמעותיות בריכוז. ה-pOH הוא 14.00 − 4.62 = 9.38, ולכן [OH⁻] = 4.2 × 10⁻¹⁰ mol/L.

טעויות בלוגריתם ובסטוכיומטריה בעבודה עם pH

רוב שגיאות ה-pH נובעות מהלוגריתם או מנוסחת החומצה או הבסיס. בדיקת שפיות מהירה תופסת רבות מהן: תמיסות חומצתיות ב-25 °C הן בעלות pH מתחת ל-7, בסיסיות מעל 7, וכל גורם של עשר בריכוז מזיז את ה-pH ביחידה אחת.

היזהרו מחומצות חזקות מדוללות מאוד. תמיסת HCl של 1.0 × 10⁻⁸ mol/L אינה בעלת pH 8, שהיה בסיסי. בריכוזים נמוכים כל כך, יוני ההידרוניום מהיינון העצמי של המים אינם זניחים, וטיפול מלא נותן pH של כ-6.98, ממש מתחת לניטרלי.

• השמטת סימן המינוס: −log של מספר מתחת ל-1 הוא חיובי. pH שלילי מתמיסה מדוללת רגילה מעיד על שגיאת סימן.
• שכחת הסטוכיומטריה: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ ו-Ba(OH)₂ משחררים כל אחד שני OH⁻ ליחידת נוסחה.
• שימוש ב-pH כשהבסיס נותן pOH: מצאו קודם pOH מתוך [OH⁻], ואז המירו.
• התייחסות לחומצה חלשה כאל חזקה: [H₃O⁺] שווה לריכוז החומצה רק בחומצות חזקות.
• החלת pH + pOH = 14.00 בטמפרטורות רחוקות מ-25 °C.