pH

בערך זה נעשה שימוש בסימנים מוסכמים מתחום המתמטיקה. להבהרת הסימנים ראו סימון מתמטי.

הפרח Hydrangea macrophylla יכול לפרוח בצבע כחלחל או ורוד, לפי חומציות הקרקע. בקרקע חומצית הצמח פורח בכחול, ובקרקע בסיסית הוא פורח בוורוד.

'pH (קיצור המילים: power/potential Hydrogenium. בעברית: ערך הֲגָבָה או רמת חומציות) הוא מדד לרמת חומציות של תמיסה מימית, המתבסס על ריכוזם של יוני הידרוניום ($\ {\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}$) בתמיסה. את המושג הציג לראשונה הכימאי הדני סרן סרנסן ב -1901.

• האות p מייצגת חזקה (באנגלית: power). לדעת אחרים, הוא מייצג פוטנציאל (potential), במשמעות של ריכוז.
• האות H היא הסימול הכימי של היסוד מימן מייצג יוני מימן חיוביים (פרוטונים; ⁺H)

pH מוגדר על פי הנוסחה: ${\mbox{pH}}=-\log _{10}\left[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}\right]$.

כאן $\ [H_{3}O^{+}]$ הוא ריכוז יוני ⁺H₃O, בתמיסה, ו-$\ \log _{10}$ הוא הלוגריתם לפי בסיס 10. הריכוז נמדד במולים לליטר (מוכר גם בשם מולריות).

ניתן לדייק יותר מבחינה כימית, ולומר כי ${\mbox{pH}}=-\log _{10}{(a_{\mathrm {H^{+}} })}$

כאשר $a_{\mathrm {H^{+}} }$ היא האקטיביות של יוני המימן.

מדידת pH

ניתן למדוד את רמת ה-pH בעזרת אינדיקטור pH או באמצעות שימוש במד pH אלקטרוני. אינדיקטורים הם חומרים המשנים את צבעם לפי רמת ה-pH של התמיסה שבה הם נמצאים. לכל אינדיקטור יש רגישות לטווח pH מצומצם, שבו הוא משנה את צבעו. קיימים גם אינדיקטורים אוניברסליים המורכבים משילוב של מספר אינדיקטורים, ומאפשרים שינוי צבע רציף בטווח pH גדול מאוד. אינדיקטורים מפורסמים לדוגמה הם לקמוס, פנולפתלאין, מתילן אדום, מתילן כחול וקונגו אדום. גם תה והחומר האדום בכרוב אדום (אנתוציאנין) יכולים לשמש כאינדיקטורים.

מד pH אלקטרוני מתבסס על השפעת החומציות על התכונות החשמליות של התמיסה. מדי pH אלקטרוניים הם מדויקים מאוד ומאפשרים מדידה ברמת דיוק של מאית יחידת pH. המדידה נעשית על ידי מדידת פוטנציאל החיזור התקני של התמיסה (למעשה, במד pH קיימת ממברנת זכוכית, המאפשרת למדוד רק את השפעת ריכוז יוני ההידרוניום על פוטנציאל החיזור, ולהתעלם מהשפעת המומסים האחרים). מתוך הפוטנציאל ניתן לחשב את ריכוז היונים על ידי שימוש במשוואת נרנסט.

טווח הערכים של ה-pH

מספר ערכי pH אופייניים

חומר	pH
מצבר רכב	0.5-
מי מכרות חומציים	1.0 – -3.6
קיבה	2.0
מיץ לימון	2.4
קוקה-קולה או פפסי	2.5
חומץ	2.9
מיץ תפוזים או תפוחים	3.5
עגבנייה	4.0
בירה	4.5
יוגורט	4.6
גשם חומצי	5.0
קפה	5.0
תה	5.5
חלב	6.5
מים מזוקקים	7.0
רוק	6.5 – 7.4
דם	7.34 – 7.45
מי ים	8.0
סבון ידיים	9.0 – 10.0
אמוניה (דשן)	11.5
אקונומיקה	12.5
סודה קאוסטית	13.5

הערך ${\mbox{pH}}={\mbox{7}}$ מתייחס לרמת החומציות של מים מזוקקים, או תמיסה נייטרלית אחרת. משמעותו של pH=7 היא שריכוז יוני ההידרוניום ( ⁺H₃O) שווה לריכוז יוני ההידרוקסיד ( ^-OH). מי ברז או מי גשם אינם טהורים, ומכילים חומרים מומסים שונים, ולכן ה-pH שלהם עשוי להיות שונה במעט מ-7.

ערכי pH הגבוהים מ-7 הם בסיסיים יותר, בהם ריכוז ה ⁺H₃O נמוך מריכוז ^-OH. ערכים נמוכים מ-7 מייצגים חומציות לוגריתמי (לפי בסיס 10), כלומר ההבדל בין pH 1 ל-pH 2 הוא יחס ריכוזים שונה פי 10.לדוגמה, בקפה שחור עם ערך pH=5 החומציות גבוהה פי 100 מבמים, בעגבנייה, שלה pH=4 החומציות גבוהה פי 1,000 מבמים, בחומץ עם ערך pH=3 החומציות היא פי 10,000 מבמים, וכן הלאה.

התחום הנפוץ של סולם ה-pH הוא בין 0 ל-14, ורוב התמיסות בטבע הן בתחום pH זה. עם זאת, אין שום משמעות מיוחדת לערכים 0 או 14 שמונעת לעבור אותם, ועבור חומצות או בסיסים חזקים במיוחד ייתכן pH שחורג מתחום זה. למשל, לתמיסת HCl רוויה (בריכוז 37% משקלי) יש pH= -1.1 בערך, ולעומת זאת לתמיסה רוויה של NaOH יש pH=15 בערך. בטבע נמצאו אף תמיסות בעלות pH= ^_3.6.

ישנן כמה סיבות שבגללן pH שלילי אינו נפוץ והוא קשה למדידה:

1. גם חומצות חזקות אינן נפרדות לחלוטין ליונים כשהן בריכוז גבוה. למשל, ניתן לצפות כי תמיסת HCl של 12 מול בליטר תוביל לערך pH=-1.08 (מכיוון ש log(12)=1.08). בפועל, ערך ה-pH של תמיסה זו גבוה יותר, משום שחלק מיוני המימן נותרים קשורים ליוני הכלור, כיוון שהמערכת מגיעה לשיווי משקל. אמנם בקבוע שיווי משקל הגדול מ-$10^{10}\,$(10 בחזקת 10) ניתן לומר שהתגובה ההפוכה היא זניחה, כי כמות החומר המומרת חזרה לתוצרים היא זניחה, אך תמיד ניתן למצוא את עקבות כל החומרים בתמיסה.
2. אלקטרודות זכוכית, המשמשות למדידת pH, אינן רגישות דיין כדי למדוד במדויק ערכי pH שליליים, והתוצאות המתקבלות הן בדרך-כלל גבוהות מה-pH האמיתי של התמיסה. (ראו General Chemistry Online: FAQ: Acids and bases: Is a negative pH possible?, antoine.frostburg.edu).
3. pH שלילי ניתן להשגה במבנים פורוזיבים מאוד (בעלי נקבוביות), אך קשה למדוד את רמת החומציות בתוך הנקבובית.

הערה:
הסימון H⁺ לסימון יוני מימן נפוץ מאוד בספרות, אם כי הוא אינו מדויק מבחינה כימית. למעשה, יון המימן מגיב עם מולקולת המים לתת יון הידרוניום ⁺H₃O, ואינו קיים כפרוטון בסביבה מימית. למרות זאת, השימוש בסימון H⁺ השתרש, וניתן להשתמש בו, כל עוד משמעותו מובנת.

pH של תמיסה נייטרלית

pH של תמיסה נייטרלית הוא 7. הסיבה לכך היא שגם מים מזוקקים מכילים יוני הידרוקסיד (אך גם יוני הידרוניום בריכוז זהה). הימצאות יוני הידרוניום נובעת מכך שמים מתפרקים באופן טבעי לפי התגובה:

$\ H_{2}O+H_{2}O\leftrightarrow H_{3}O^{+}+OH^{-}$

תגובה זו נקראת תגובת דיסוציאציה. זוהי תגובת שיווי משקל, ולכן מכפלת ריכוזי היונים קבועה (כאשר הטמפרטורה קבועה). בניסויים נמצא כי מכפלת הריכוזים שווה כמעט בדיוק $\ 10^{-14}M^{2}$. בתמיסה נייטרלית, ריכוז יוני ההידרוניום שווה לריכוז יוני ההידרוקסיד. אם משלבים נתון זה עם כך שמכפלתם שווה ל $\ 10^{-14}$ בטמפרטורה של 25°C, אפשר להסיק כי בתמיסה נייטרלית מתקיים:

$\ [H_{3}O^{+}]=[OH^{-}]=10^{-7}M$, ולכן,

$\ pH=pOH=-\log[H_{3}O^{+}]=7$.

זהו ריכוז נמוך מאוד, והוא לרוב זניח כאשר מחשבים pH של תמיסה של חומצה או בסיס.

תלות ה-pH בטמפרטורה

כיוון שתגובת הדיסוציאציה של המים להידרוניום ולהידרוקסיד אנדותרמית הרי שלפי עקרון לה שטליה ככל שהטמפרטורה גבוהה יותר תתפרקנה יותר מולקולות מים (קבוע שיווי המשקל של התגובה יגדל) ולכן ה pH (וכמוהו ה pOH) של מים טהורים קטן ככל שהטמפרטורה עולה.

pH של מים טהורים

טמפרטורה	קבוע שיווי המשקל	pH
0°C	0.114X10-14	7.47
10°C	0.293X10-14	7.27
20°C	0.681X10-14	7.08
25°C	1.008X10-14	7.00
30°C	1.471X10-14	6.92
40°C	2.916X10-14	6.77
50°C	5.476X10-14	6.63
100°C	51.3X10-14	6.14

ראו גם

• נייר לקמוס

קישורים חיצוניים

מדיה וקבצים בנושא PH בוויקישיתוף

• PH, באתר אנציקלופדיה בריטניקה (באנגלית)

• מידע על pH עם תרשימים

על pH שלילי:

• D. K. Nordstrom, C. N. Alpers, C. J. Ptacek, D. W. Blowes (2000). Negative pH and Extremely Acidic Mine Waters from Iron Mountain, California. Environmental Science & Technology 34 (2), 254-258. (תקציר | מאמר מלא (HTML) | מאמר מלא (PDF))
• Is a negative pH possible?

הערות שוליים

הערך באדיבות ויקיפדיה העברית, קרדיט,
רשימת התורמים
רישיון cc-by-sa 3.0

34622021PH