חומצות ובסיסים

מטרת הלמידה 8.1.A: לחשב את ערכי $\mathrm{pH}$ ו-$\mathrm{pOH}$, על בסיס $K_w$ וריכוז של כל המינים הקיימים בתמיסת מים ניטרלית.

• 8.1.A.1 ריכוזי יון הידרונויום ויון ההידרוקسيد מודיעים לעיתים קרובות כ-$\mathrm{pH}$ ו-$\mathrm{pOH}$, בהתאמה.
  • משוואה: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • משוואה: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • הביטויים "יון מימן" ו"יון הידרונויום" והסמלים $\mathrm{H^+}(aq)$ ו-$\mathrm{H_3O^+}(aq)$ משמשים לעיתים קרובות לסירוגין עבור יון המימן בתמיסה. יון ההידרונויום ו-$\mathrm{H_3O^+}(aq)$ הם המועדפים, אך $\mathrm{H^+}(aq)$ מתקבל גם במבחן AP.
• 8.1.A.2 מים מתחלחים עצמאית עם קבוע איזון $K_w$.
  • משוואה: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ ב-25°C
• 8.1.A.3 במים טהורים, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ נקרא תמיסה ניטרלית. ב-25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ ולכן $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • משוואה: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ ב-25°C
• 8.1.A.4 ערך $K_w$ תלוי בטמפרטורה, ולכן ה-pH של מים טהורים וניטרליים יסטה מ-7.0 בטמפרטורות אחרות מ-25°C.

מטרת הלמידה 8.1.A: לחשב את ערכי $\mathrm{pH}$ ו-$\mathrm{pOH}$, על בסיס $K_w$ וריכוז של כל המינים הקיימים בתמיסת מים ניטרלית.

• 8.1.A.1 ריכוזי יון הידרונויום ויון ההידרוקسيد מודיעים לעיתים קרובות כ-$\mathrm{pH}$ ו-$\mathrm{pOH}$, בהתאמה.
  • משוואה: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • משוואה: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • הביטויים "יון מימן" ו"יון הידרונויום" והסמלים $\mathrm{H^+}(aq)$ ו-$\mathrm{H_3O^+}(aq)$ משמשים לעיתים קרובות לסירוגין עבור יון המימן בתמיסה. יון ההידרונויום ו-$\mathrm{H_3O^+}(aq)$ הם המועדפים, אך $\mathrm{H^+}(aq)$ מתקבל גם במבחן AP.
• 8.1.A.2 מים מתחלחים עצמאית עם קבוע איזון $K_w$.
  • משוואה: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ ב-25°C
• 8.1.A.3 במים טהורים, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ נקרא תמיסה ניטרלית. ב-25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ ולכן $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • משוואה: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ ב-25°C
• 8.1.A.4 ערך $K_w$ תלוי בטמפרטורה, ולכן ה-pH של מים טהורים וניטרליים יסטה מ-7.0 בטמפרטורות אחרות מ-25°C.

מטרת למידה 8.2.A: חישוב $\mathrm{pH}$ ו$\mathrm{pOH}$ על בסיס ריכוזי כל המינים בתמיסת חומצה חזקה או בסיס חזק.

• 8.2.A.1 מולקולות של חומצה חזקה (למשל, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$, ו$\mathrm{HNO_3}$) יתיונן במלואן בתמיסה מימית כדי לייצר יוני הידרוקסיליום והבסיס המרוכבת של החומצה. לפיכך, ריכוז ה$\mathrm{H_3O^+}$ בתמיסת חומצה חזקה שווה לריכוז ההתחלתי של החומצה החזקה, ולכן ה$\mathrm{pH}$ של תמיסת החומצה החזקה ניתן לחישוב בקלות.
• 8.2.A.2 כאשר נמסים בתמיסה, בסיסים חזקים (למשל, הידרוקסידים מקבוצה I ו-II) מתפרקים במלואם כדי לייצר יוני הידרוקסידי. לפיכך, ריכוז ה$\mathrm{OH^-}$ בתמיסת בסיס חזקה שווה לריכוז ההתחלתי של הידרוקסיד מקבוצה I ודו-פעמי הריכוז ההתחלתי של הידרוקסיד מקבוצה II, ולכן ה$\mathrm{pOH}$ (וגם ה$\mathrm{pH}$) של תמיסת הבסיס החזק ניתן לחישוב בקלות.

מטרת למידה 8.3.A: הסבר הקשר בין $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$, וריכוזי כל המינים בתמיסת חומצה חלשה חד-פרוטונית או בסיס חלש.

• 8.3.A.1 חומצות חלשות מגיבות עם מים כדי לייצר יוני הידרוקסיליום. עם זאת, רק אחוז קטן ממולקולות של חומצה חלשה יתיונן כך. לפיכך, ריכוז ה$\mathrm{H_3O^+}$ הוא הרבה פחות מהריכוז ההתחלתי של החומצה המולקולרית, והרוב הגדול של מולקולות החומצה נשארות בלתי-מתיוונות.
• 8.3.A.2 תמיסת חומצה חלשה מעורבת באיזון בין חומצה בלתי-מתיוונת לבסיס המרוכבת שלה. קבוע האיזון לתגובה זו הוא $K_a$, הנדחק לעיתים קרובות כ$\mathrm{p}K_a$. ה-pH של תמיסת חומצה חלשה ניתן לקביעה מתוך ריכוז החומצה ההתחלתי וקבוע ה$\mathrm{p}K_a$.
  • משוואה: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • משוואה: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 בסיסים חלשים מגיבים עם מים כדי לייצר יוני הידרוקסידי בתמיסה. עם זאת, לרוב רק אחוז קטן ממולקולות של בסיס חלש בתמיסה יתיונן כך. לפיכך, ריכוז ה$\mathrm{OH^-}$ בתמיסה אינו שווה לריכוז ההתחלתי של הבסיס, והרוב הגדול של מולקולות הבסיס נשארות בלתי-מתיוונות.
• 8.3.A.4 תמיסת בסיס חלשה מעורבת באיזון בין בסיס בלתי-מתיוונת וחומצה המרוכבת שלה. קבוע האיזון לתגובה זו הוא $K_b$, הנדחק לעיתים קרובות כ$\mathrm{p}K_b$. ה$\mathrm{pH}$ של תמיסת בסיס חלשה ניתן לקביעה מתוך ריכוז הבסיס ההתחלתי וקבוע ה$\mathrm{p}K_b$.
  • משוואה: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • משוואה: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 אחוז התיוונן של חומצה חלשה (או בסיס חלש) ניתן לחישוב מתוך קבוע ה$\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) והריכוז ההתחלתי של החומצה (או הבסיס). אחוז התיוונן ניתן גם לחישוב מתוך ריכוזה ההתחלתי של החומצה (או הבסיס) וריכוז האיזון של כל אחד מהמינים בביטוי האיזון.
• 8.3.A.6 עבור כל זוג חומצה-בסיס מרוכבים, קבוע התיוונן של החומצה וקבוע התיוונן של הבסיס קשורים דרך $K_w$:
  • משוואה: $K_w = K_a \times K_b$
  • משוואה: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

מטרות למידה 8.4.A: הסבר הקשר בין ריכוזי המינים המרכזיים בערבוב של חומצות וחומרים בסיסיים חלשים ועוצמתיים.

• 8.4.A.1 כאשר חומצה עוצמתית ובסיס עוצמתי מעורבים, הם מגיבים באופן כמותי בתגובה המתוארת על ידי המשוואה: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. ה-pH של התמיסה שנוצרה יכול להיקבע מתוך ריכוז החומר המגיב הנותר.
• 8.4.A.2 כאשר חומצה חלשה ובסיס עוצמתי מעורבים, הם מגיבים באופן כמותי בתגובה המתוארת על ידי המשוואה: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. אם החומצה החלשה נמצאת בעודף, נוצר תמיסת ממסורת, וניתן לקבוע את $\mathrm{pH}$ מתוך משוואת הנדרסון-האסלבאלך (H–H) (ראו 8.9.A.1). אם הבסיס העוצמתי נמצא בעודף, ניתן לקבוע את $\mathrm{pH}$ מתוך מספר המולים של יוני ההידרוקסיד הנותרים והנפח הכולל של התמיסה. אם הם במולריות שווה, ניתן לקבוע את ה-(מעט בסיסי) $\mathrm{pH}$ מתוך האיזוז המיוצג על ידי המשוואה: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 כאשר בסיס חלש וחומצה עוצמתית מעורבים, הם יגיבו באופן כמותי בתגובה המתוארת על ידי המשוואה: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. אם הבסיס החלש נמצא בעודף, נוצר תמיסת ממסורת, וניתן לקבוע את $\mathrm{pH}$ מתוך משוואת H–H. אם החומצה העוצמתית נמצאת בעודף, ניתן לקבוע את $\mathrm{pH}$ מתוך מספר המולים של יוני ההידרוניום הנותרים והנפח הכולל של התמיסה. אם הם במולריות שווה, ניתן לקבוע את ה-(מעט חומצי) $\mathrm{pH}$ מתוך האיזוז המיוצג על ידי המשוואה: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 כאשר חומצה חלשה ובסיס חלש מעורבים, הם יגיבו למצב איזוז שהתגובה בו יכולה להיות מיוצגת על ידי המשוואה: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

מטרות למידה 8.5.A: הסבר תוצאות הטיטרציה של תמיסת חומצה או בסיס מונו-או פולי-פרוטית, בהקשר לתכונות התמיסה ולרכיביה.

• 8.5.A.1 תגובת חומצה-בסיס יכולה להתבצע בתנאים מבוקרים בטיטרציה. עקומת טיטרציה, המציגה $\mathrm{pH}$ מול נפח המטריק שמוסף, היא שימושית לסיכום תוצאות הטיטרציה.
• 8.5.A.2 בנקודת השוויון בטיטרציות של חומצות או בסיסים מונו-פרוטיים, מספר המולים של המטריק שמוסף שווה למספר המולים של האנלייט שהיה קיים במקור. קשר זה יכול לשמש לקבלת ריכוז האנלייט. מצב זה תקף עבור טיטרציות של חומצות/בסיסים עוצמתיים וחומצות/בסיסים חלשים.
• 8.5.A.3 עבור טיטרציות של חומצות/בסיסים חלשים, מומלץ לבחון את הנקודה בחצי דרך לנקודת השוויון, כלומר נקודת מחצית השוויון. בנקודה זו, ישנם ריכוזים שווים לכל מינה בזוג החומצה-בסיס המצומד, לדוגמה, עבור חומצה חלשה $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. מכיוון ש$\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ כאשר לחומצה המצומדת ולבסיס המצומד יש ריכוזים שווים, ניתן לקבוע את ה$\mathrm{p}K_a$ מתוך ה$\mathrm{pH}$ בנקודת מחצית השוויון בטיטרציה.
• 8.5.A.4 בנקודת השוויון, ה-pH נקבע על ידי המינים המרכזיים בתמיסה. טיטרציות של חומצה עוצמתית ובסיס עוצמתי מובילות ל-pH ניטרלי בנקודת השוויון. עם זאת, בטיטרציות של חומצות חלשות (בסיסים חלשים), הבסיס המצומד של החומצה החלשה (החומצה המצומדת של הבסיס החלש) קיים בנקודת השוויון ועלול לבצע תגובות העברת פרוטונים עם המים הסביבתיים, וליצור תמיסות בסיסיות (חומציות).
• 8.5.A.5 עבור חומצות פולי-פרוטיות, ניתן להשתמש בעקומות טיטרציה כדי לקבוע את מספר הפרוטונים החומציים. במהלך כך, ניתן לזהות את המינים המרכזיים הקיימים בכל נקודה לאורך העקומה, לצד ה$\mathrm{p}K_a$ הקשור לכל פרוטון בחומצה פולי-פרוטית חלשה.
  • הערה regarding excluded content: חישובי ריכוז של כל מיין הקיים בעקומת הטיטרציה עבור חומצות פולי-פרוטיות לא ייבדקו במבחן AP. חישובים אלו עבור טיטרציה של חומצות מונו-פרוטיות נכללים בתוכנית לימודים (ראו 8.4.A.2 ו-8.4.A.3), כמו גם סיכום איכותי לגבי מהם המינים הקיימים בריכוזים גדולים לעומת ריכוזים קטנים בכל נקודה בטיטרציה של חומצה פולי-פרוטית.

מטרות למידה 8.6.A: הסבר הקשר בין עוצמתה של חומצה או בסיס לבין המבנה של המולקולה או היון.

• 8.6.A.1 הפרוטונים על מולקולה אשר ישתתפו בתגובות חומצה-בסיס, ועוצמתם היחסית, ניתן להסיק מתוך המבנה המולקולרי.
  • i. חומצות עוצמתיות (כמו $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$, ו$\mathrm{HNO_3}$) הן בעלות בסיסים מצומדים חלשים מאוד המשופעים על ידי אלקטרושליליות, אפקטים אינדוקטיביים, רזוננס, או שילוב של כולם.
  • ii. חומצות קרבוקסיליות הן אחת הקבוצות הנפוצות של חומצות חלשות.
  • iii. בסיסים עוצמתיים (כמו הידרוקסידים מקבוצה I ו-II) הם בעלות חומצות מצומדות חלשות מאוד.
  • iv. בסיסים חלשים נפוצים כוללים בסיסים חנקניים כמו אמוניה וגם יוני קרבוקסילט.
  • v. אלמנטים אלקטרושליליים נוטים לייצב את הבסיס המלווה ביחס לחומצה המלווה, ולכן מגדילים את חוזק החומצה.

מטרת הלמידה 8.7.A: הסבר הקשר בין הצורה הדומיננטית של חומצה חלש או בסיס חלש בתמיסה בטמפרטורה נתונה $\mathrm{pH}$ ובין ה-pH של החומצה המלווה או ה-pH של הבסיס המלווה $\mathrm{p}K_a$ $\mathrm{p}K_b$.

• 8.7.A.1 מצב הפרוטונציה של חומצה או בסיס (כלומר, הריכוזים היחסיים של $\mathrm{HA}$ ו$\mathrm{A^-}$) ניתן לחזוי על ידי השוואת ה$\mathrm{pH}$ של הממיס ל-$\mathrm{p}K_a$ של החומצה בממיס זה. כאשר הממיס $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, צורת החומצה יש ריכוז גבוה יותר מאשר צורת הבסיס. כאשר הממיס $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, צורת הבסיס יש ריכוז גבוה יותר מאשר צורת החומצה.
• 8.7.A.2 אינדיקטורים חומצה-בסיס הם חומרים המציגים תכונות שונות (כגון צבע) במצב הפרוטונציה לעומת מצב דפרוטונציה, כך שתכונה זו מגיבה ל-$\mathrm{pH}$ של הממיס.
• 8.7.A.3 כדי להבטיח תוצאות מדויקות בניסוי טיטרציה, יש לבחור אינדיקטורי חומצה-בסיס בעלי $\mathrm{p}K_a$ קרוב ל-$\mathrm{pH}$ בנקודת השוויון.

מטרה לימודית 8.8.A: הסבר הקשר בין יכולתו של תמיסת מנגנון ליצב $\mathrm{pH}$ לבין התגובות המתרחשות כאשר חומצה או בסיס מוספים לתמיסה ממונגנת.

• 8.8.A.1 תמיסת מנגנון מכילה ריכוז גבוה של שני המינים בזוג חומצה-בסיס מלווה. החומצה המלוהגיבה עם בסיס מוסף והבסיס המלוהגיבה עם חומצה מוספת. תגובות אלו אחראיות ליכולתו של המנגנון ליצב $\mathrm{pH}$.

מטרה לימודית 8.9.A: זיהוי ה-$\mathrm{pH}$ של תמיסת מנגנון על בסיס הזיהוי והריכוזים של זוג החומצה-בסיס המלוה שמשתמשות ליצירת המנגנון.

• 8.9.A.1 ה-$\mathrm{pH}$ של המנגנון קשור ל-$\mathrm{p}K_a$ של החומצה וליחס הריכוזים של זוג החומצה-בסיס המלוה. קשר זה הוא תוצאה של ביטוי האיזון הקשור לפירוק חומצה חלשה, ונתפס על ידי משוואת הנדרסון-הסלבלץ'. הוספת כמות קטנה של חומצה או בסיס לתמיסה ממונגנת אינה משנה משמעותית את יחס ה$[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ ולכן אינה משנה משמעותית את ה-$\mathrm{pH}$ של הממיס. השינוי ב-$\mathrm{pH}$ בהוספת חומצה או בסיס לתמיסה ממונגנת הוא לכן הרבה פחות ממה שהיה נעשה בלעדיו.
  • משוואה: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • הערה: חישוב השינוי ב-pH כתוצאה מהוספת חומצה או בסיס לבופר לא יהיה נמדד במבחן AP.
  • הערה: נגזרת משוואת הנדרסון-הסלבלץ' לא תימדד במבחן AP.

מטרת למידה 8.10.A: הסבר הקשר בין קיבולת המרפד של תמיסה לבין הריכוזים היחסיים של רכיבי החומצה המרוכבת והבסיס המרוכבת בתמיסה.

• 8.10.A.1 הגדלת ריכוזי רכיבי המרפד (תוך שמירה על יחס הריכוזים הללו קבוע) שומרת על $\mathrm{pH}$ של המרפד כפי שהוא, אך מגבירה את קיבולת המרפד לנטרול חומצה או בסיס נוספים.
• 8.10.A.2 כאשר למרפד יש יותר חומצה מרוכבת מבסיס מרוכבת, יש לו קיבולת מרפד גדולה יותר להוספת בסיס מאשר חומצה. כאשר למרפד יש יותר בסיס מרוכבת מחומצה מרוכבת, יש לו קיבולת מרפד גדולה יותר להוספת חומצה מאשר בסיס.

מטרת למידה 8.11.A: זיהוי ההשפעה האיכותית של שינויים ב-pH על פיזור מלח.

• 8.11.A.1 פיזורו של מלח הוא רגיש ל-pH כאשר אחד מהיונים המרכיבים אותו הוא חומצה חלשה, בסיס חלש, או יון ההידרוקסידי. אפקטים אלו ניתן להבין באופן איכותי באמצעות עקרון לה-שטלייה.
  • הערה על היעדר הערכה: חישובי פיזור כתלות ב-pH לא ייבדקו בבחינת AP.