פרק 2. שיוויי משקל כימיים לאנליטיקאי

2.1 למה אנליטיקאי צריך בכלל כימיה?

במבט ראשון נדמה שרוב השיטות האינסטרומנטליות המודרניות הן בעצם מכשירים פיזיקליים. ספקטרומטר מודד אור; מיקרוסקופ אלקטרונים מודד אלקטרונים; מאזן תרמי מודד מסה. קל אפוא להגיע למסקנה שהכימיה חשובה פחות מן המכשיר עצמו — שדי “להכניס דגימה ולקרוא תוצאה”.

בפועל המצב הפוך כמעט לחלוטין. במקרים רבים הבעיה העיקרית באנליזה אינה המדידה עצמה, אלא מה קורה לדגימה לפני המדידה — ובדיוק כאן נכנסת הכימיה. נחזור לרגע למסר המרכזי של פרק 1: המכשיר מודד אות, אך האות הזה משקף את המינים הכימיים שקיימים בדגימה ברגע המדידה. ואילו מינים קיימים — זו שאלה כימית טהורה, שנקבעת הרבה לפני שהדגימה נגעה במכשיר.

נמחיש בשתי דוגמאות מעולמכם.

דוגמה ראשונה — מתכות במים. נניח שאנו רוצים לקבוע את ריכוז הברזל במים בעזרת ICP. נשמע פשוט: מזריקים, מודדים, מקבלים מספר. אבל עוד לפני המדידה יש לשאול: היכן בכלל נמצא הברזל? האם הוא מומס כיון בתמיסה? האם שקע כתחמוצת או כהידרוקסיד וצנח לתחתית הכלי? האם הוא קשור לקומפלקס אורגני? האם הוא נספח על פני חלקיקים מרחפים? בכל אחד מן המצבים האלה המדידה תיתן תוצאה אחרת — ואם חלק מן הברזל שקע לתחתית, ה-ICP פשוט “לא יראה” אותו, וידווח ריכוז נמוך מן האמיתי. בלי הבנת שיווי המשקל הכימי, למספר שיתקבל אין משמעות.

דוגמה שנייה — קורוזיה. ריכוז יוני המתכת המשתחררים לתמיסה תלוי ב-pH, במסיסות, בקיום קומפלקסים ובתגובות נוספות. אותה מתכת בדיוק תשחרר ריכוז יונים שונה לחלוטין בסביבה חומצית לעומת בסיסית. גם כאן — אי אפשר להבין את המערכת, או למדוד אותה נכון, בלי כימיה בסיסית.

מטרת הפרק אינה ללמד פיזיקלית-כימיה מלאה — לכך מוקדשים קורסים שלמים. המטרה צנועה ומעשית: להציג את שיוויי המשקל החשובים ביותר שכל מי שמשתמש בשיטות אנליטיות חייב להכיר, כדי לא לטעות עוד לפני שהמכשיר הופעל.

2.2 שיווי משקל כימי

נתבונן בתגובה כללית:

$A + B ⇌ C + D$

האינטואיציה הראשונית של רבים היא שתגובה כימית “רצה עד הסוף” — שכל ה-A וה-B הופכים ל-C ול-D. אך רוב התגובות אינן מתקדמות עד המרה מלאה. לאחר זמן מה מתקבל מצב יציב שבו התגובה מתרחשת בו-זמנית בשני הכיוונים — קדימה (A+B→C+D) ואחורה (C+D→A+B) — באותו קצב. מצב זה נקרא שיווי משקל כימי.

הנקודה החשובה ביותר להבנה: שיווי משקל אינו מצב “מת” שבו הכל נעצר. הוא מצב דינמי. ברמה המולקולרית התגובה ממשיכה כל הזמן, לשני הכיוונים, בלי הפסקה — אלא שקצב ההמרה קדימה שווה בדיוק לקצב ההמרה אחורה, ולכן הריכוזים הנמדדים נשארים קבועים. דמיינו שני אנשים שואבים מים משני דליים זה לזה באותו קצב: מפלס המים בכל דלי קבוע, אף שהמים זורמים כל הזמן. זה בדיוק שיווי משקל דינמי.

הבחנה זו אינה פילוסופית בלבד. היא הסיבה לכך שאפשר “להזיז” שיווי משקל: אם נשנה תנאי (נוסיף חומר, נשנה pH), שני הקצבים כבר לא יהיו שווים, והמערכת תזוז עד שתמצא נקודת איזון חדשה. כל האנליזה הכימית בנויה על היכולת הזו.

2.3 חוק הפעולה ההמונית

לכל תגובת שיווי משקל מתאים גודל מספרי האופייני לה — קבוע שיווי המשקל. עבור התגובה הכללית:

$a A + b B ⇌ c C + d D$

מוגדר קבוע שיווי המשקל:

$K = \frac{[ C ] ^{c} [ D ] ^{d}}{[ A ] ^{a} [ B ] ^{b}}$

כאשר הסוגריים המרובעים מציינים ריכוז של כל מין בשיווי משקל, והמעריכים הם המקדמים הסטויכיומטריים מן המשוואה. שימו לב למבנה: התוצרים במונה, המגיבים במכנה.

לערך של $K$ פירוש פיזיקלי ישיר. $K$ גדול (הרבה יותר מ-1) פירושו שבשיווי משקל יש הרבה תוצרים ומעט מגיבים — התגובה “נטתה ימינה”. $K$ קטן (הרבה פחות מ-1) פירושו ההפך — התגובה כמעט לא התקדמה. נתון חשוב נוסף: ערך $K$ תלוי בטמפרטורה בלבד — לא בריכוזים ההתחלתיים ולא בכמויות. (זו הסיבה שבכל הקבועים בפרק זה מודגש “בטמפרטורת החדר”.)

קבוע שיווי המשקל הוא כלי ניבוי רב-עוצמה: הוא מאפשר לחזות לאיזה כיוון תתקדם תגובה, אילו מינים יהיו דומיננטיים בתמיסה, וכיצד תשפיע הוספת מגיב או תוצר. עיקרון זה עומד בבסיס כמעט כל ענף בכימיה אנליטית — וכל שאר הפרק אינו אלא יישום שלו על ארבעה מקרים חשובים: מים, חומצות, משקעים וקומפלקסים.

2.4 יינון עצמי של מים

מים נתפסים לרוב כממס “ניטרלי” ופסיבי. למעשה, גם מים טהורים לחלוטין עוברים תגובת יינון עצמי, שבה מולקולת מים אחת מעבירה פרוטון לאחרת:

$2 H_{2} O ⇌ H_{3} O^{+} + O H^{-}$

לשם נוחות מקובל לכתוב זאת בקיצור, כשמסמנים את הפרוטון המומס פשוט כ-H⁺:

$H_{2} O ⇌ H^{+} + O H^{-}$

ניסויית נמצא שריכוז יוני המימן וריכוז יוני ההידרוקסיד במים טהורים בטמפרטורת החדר שווים זה לזה, וערכם:

$[H^{+}] = [O H^{-}] = 1 0^{- 7} mol/L$

נחיל כעת את חוק הפעולה ההמונית על תגובה זו. מאחר שריכוז המים עצמם כמעט אינו משתנה (הם הממס, בעודף עצום), הוא נבלע בקבוע, ומתקבל קבוע מיוחד הנקרא מכפלת היונים של המים, $K_{w}$ :

$K_{w} = [H^{+}] [O H^{-}] = (1 0^{- 7}) (1 0^{- 7}) = 1 0^{- 14}$

שימו לב לחישוב הפשוט אך החשוב: מכפלת שני ערכים של $1 0^{- 7}$ נותנת $1 0^{- 14}$ (מחברים את המעריכים). זהו אחד הקבועים החשובים ביותר בכימיה מימית, והוא תקף בכל תמיסה מימית — לא רק במים טהורים. המשמעות: בכל תמיסה, מכפלת $[H^{+}]$ ב- $[O H^{-}]$ שווה ל- $1 0^{- 14}$ בטמפרטורת החדר (המקובלת לפי המוסכמה כ- $2 5^{o} C = 298 K$ ). לכן אם מגדילים את אחד הריכוזים, השני חייב לקטון באותה מידה. זהו בדיוק הקשר שעומד מאחורי כל סולם החומציות.

2.5 מושג ה-pH

במערכות מימיות אנו עובדים לעיתים קרובות עם ריכוזי $H^{+}$ קטנים מאוד — ערכים כמו $1 0^{- 7}$ , $1 0^{- 3}$ או $1 0^{- 11}$ mol/L. עבודה עם מספרים כאלה מסורבלת. כדי לפשט, הוגדר גודל חדש, ה-pH, כלוגריתם השלילי של ריכוז יוני המימן:

$p H = - lo g [H^{+}]$

הלוגריתם “מתרגם” את המעריך למספר נוח. נבדוק על מים טהורים: אם $[H^{+}] = 1 0^{- 7}$ , אזי

$p H = - lo g (1 0^{- 7}) = - (- 7) = 7$

ומכאן הערך המוכר pH = 7 לתמיסה ניטרלית. הכלל הכללי:

pH < 7 — תמיסה חומצית (ריכוז H⁺ גבוה, מעל $1 0^{- 7}$ );
pH = 7 — תמיסה ניטרלית;
pH > 7 — תמיסה בסיסית (ריכוז H⁺ נמוך, מתחת ל- $1 0^{- 7}$ ).

שימו לב לתכונה שמבלבלת מתחילים: מכיוון שמדובר בלוגריתם, שינוי של יחידת pH אחת פירושו שינוי פי 10 בריכוז. תמיסה ב-pH 4 חומצית פי עשרה מ-pH 5, ופי מאה מ-pH 6. הסולם דחוס.

דרך רישום הריכוזים הדומה ל-pH נפוצה בכימיה אנליטית. כך למשל, את יינון העצמי של המים אפשר לשכתב כך: $p H + pO H = 14$

חשיבותו של ה-pH לאנליזה עצומה, וזו אינה הגזמה. שינוי קטן ב-pH עלול לגרום להמסת משקע, לשקיעת יון מתכתי שהיה מומס, לשינוי צבע של אינדיקטור, לפירוק קומפלקס — ובכל המקרים האלה, לשינוי דרמטי באות האנליטי. זו הסיבה שבקרת pH היא מן הפעולות הראשונות שלומדים במעבדה אנליטית, ושאלת “באיזה pH הדגימה?” היא כמעט תמיד לגיטימית.

2.6 חומצות ובסיסים

נדרש כעת להגדיר במדויק מהי חומצה ומהו בסיס. ההגדרה השימושית ביותר לענייננו היא של ברונסטד-לאורי: חומצה היא חומר המסוגל למסור פרוטון ( $H^{+}$ ), ובסיס הוא חומר המסוגל לקלוט פרוטון.

חומצה כללית HA מתייננת במים לפי:

$H A ⇌ H^{+} + A^{-}$

כאן HA היא החומצה (מוסרת פרוטון), ו- $A^{-}$ הוא הבסיס המצומד שלה (שכן הוא יכול לקלוט בחזרה את הפרוטון). נחיל את חוק הפעולה ההמונית ונקבל את קבוע החומציות, $K_{a}$ :

$K_{a} = \frac{[ H ^{+} ] [ A ^{-} ]}{[ H A ]}$

קבוע זה מודד עד כמה החומצה “ששה” למסור את הפרוטון: $K_{a}$ גדול = החומצה מתייננת היטב = חומצה חזקה. בדיוק כמו עם ה-pH, נוח להגדיר גם כאן לוגריתם:

$p K_{a} = - lo g K_{a}$

וכאן טמונה נקודה שחשוב לשים אליה לב, כי היא הפוכה לאינטואיציה: מכיוון שה- $p K_{a}$ הוא לוגריתם שלילי, ככל שה- $p K_{a}$ קטן יותר, כך החומצה חזקה יותר. חומצה בעלת $p K_{a} = 1$ חזקה בהרבה מחומצה בעלת $p K_{a} = 5$ .

לגבי בסיס אפשר היה להיעזר במונח מקביל, קבוע הבסיסיות $K_{b}$ . עבור בסיס $B$ המגיב במים לפי $B + H_{2} O ⇌ B H^{+} + O H^{-}$ (כאשר $B H^{+}$ הוא החומצה המצומדת של הבסיס):

$K_{b} = \frac{[ B H ^{+} ] [ O H ^{-} ]}{[ B ]}, p K_{b} = - lo g K_{b}$

אך כיום נפוץ יותר לאפיין גם בסיסים באמצעות ה- $p K_{a}$ — של החומצה המצומדת שלהם ( $B H^{+}$ ). שני הקבועים קשורים זה לזה דרך מכפלת היון של המים:

$K_{a} \cdot K_{b} = K_{w} \Rightarrow p K_{a} + p K_{b} = 14$

מכאן שלבסיס, ה- $p K_{a}$ (של החומצה המצומדת) גדול מ-7, וככל שהוא גדול יותר כך הבסיס חזק יותר.

2.7 חומצות חלשות וחזקות

מן ההגדרה לעיל נובע שלא כל החומצות מתנהגות אותו דבר, וההבדל מעשי מאוד.

חומצות חזקות מתייננות כמעט לחלוטין במים — כמעט כל מולקולה מוסרת את הפרוטון שלה. דוגמאות: HCl, HNO₃, HClO₄. בתמיסה כזו כמעט אין מולקולות HA שלמות; הכל פורק ליונים.

חומצות חלשות מתייננות רק חלקית — רק חלק קטן מן המולקולות מוסר פרוטון בכל רגע, והשאר נשארות שלמות בשיווי משקל. דוגמאות: חומצה אצטית (CH₃COOH), חומצה פחמתית (H₂CO₃), חומצה הידרופלואורית (HF).

ההבדל הזה קריטי באנליזה, ומוביל לתוצאה שמפתיעה מתחילים: שתי תמיסות יכולות להכיל אותו ריכוז פורמלי (אנליטי) של חומצה — אותו מספר מולים שנשקלו והומסו — ובכל זאת להיות בעלות pH שונה לחלוטין. תמיסת HCl 0.1 מולרי תהיה חומצית הרבה יותר מתמיסת חומצה אצטית 0.1 מולרי, פשוט משום שה-HCl שחררה את כל הפרוטונים שלה ואילו האצטית רק מעטים. “כמה חומצה הכנסתי” אינו זהה ל”כמה חומצי בפועל” — וההבחנה הזו מתחילה כאן.

2.8 תמיסות בופר

באנליזה יש צורך תכוף לשמור על pH קבוע לאורך כל הניסוי — שכן, כפי שראינו, סטיית pH משבשת את כל המערכת. תחומים שלמים תלויים בכך: כרומטוגרפיה, אלקטרוכימיה, יצירת קומפלקסים, אנליזה ביוכימית. אך כיצד שומרים על pH קבוע, כאשר כל טיפת חומצה או בסיס שנכנסת (מן הדגימה, מן הסביבה, מתגובה) מאיימת לשנותו?

הפתרון הוא בופר — תערובת בעלת יכולת “לספוג” תוספות קטנות של חומצה או בסיס בלי שה-pH ישתנה הרבה. בופר בנוי משני שותפים: חומצה חלשה והבסיס המצומד שלה, יחד באותה תמיסה. דוגמה קלאסית:

$C H_{3} C O O H / C H_{3} C O O^{-}$

(חומצה אצטית והאצטט המצומד). מנגנון הפעולה אינטואיטיבי: אם מוסיפים חומצה (H⁺), הבסיס המצומד ( $C H_{3} C O O^{-}$ ) “בולע” אותה והופך ל- $C H_{3} C O O H$ ; אם מוסיפים בסיס (OH⁻), החומצה החלשה ( $C H_{3} C O O H$ ) מנטרלת אותו. בשני המקרים ה-pH משתנה מעט בלבד. הבופר עובד היטב כל עוד יש מספיק מכל שותף — כלומר, יש לו “קיבולת” מוגבלת. זהו אחד הכלים החשובים והשימושיים ביותר בכימיה אנליטית מעשית.

2.9 משוואת הנדרסון–האסלבך

עד כמה בדיוק משתנה ה-pH של בופר, ואיך מתכננים בופר ל-pH רצוי? התשובה נובעת ישירות מהגדרת $K_{a}$ . אם ניקח את ביטוי $K_{a}$ מסעיף 2.6, נבודד את $[H^{+}]$ וניקח לוגריתם, נקבל את משוואת הנדרסון–האסלבך:

$p H = p K_{a} + lo g \frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]}$

המשוואה קושרת את ה-pH של הבופר ליחס שבין הבסיס המצומד ( $A^{-}$ ) לחומצה החלשה ( $H A$ ). למרות פשטותה, זוהי אחת המשוואות השימושיות ביותר בכל האנליזה.

הנקודה החשובה ביותר שלה מתגלה במקרה פרטי: כאשר ריכוזי החומצה והבסיס המצומד שווים ( $[A^{-}] = [H A]$ ), היחס שווה 1, והלוגריתם של 1 הוא אפס — ולכן:

$p H = p K_{a}$

כלומר, בופר עובד בצורה מיטבית סביב ה-pH ששווה ל- $p K_{a}$ של החומצה החלשה שבו, ושם גם “קיבולת” הספיגה שלו מקסימלית. מכאן כלל מעשי לתכנון בופר: בוחרים חומצה חלשה שה- $p K_{a}$ שלה קרוב ל-pH הרצוי. רוצים בופר ל-pH 4.7? חומצה אצטית ( $p K_{a} \approx 4.76$ ) מצוינת. רוצים pH 7? נחפש חומצה אחרת. כך משוואה אחת פשוטה מאפשרת לתכנן בופרים, לחזות pH, ולבחור תנאי עבודה.

2.10 מסיסות ומשקעים

אנליטיקאי נתקל לעיתים קרובות במשקעים — מוצקים הנופלים מן התמיסה — והשאלה המעשית היא תמיד: האם החומר יישאר מומס בתמיסה, או ישקע? התשובה קובעת אם המכשיר “יראה” את החומר או לא.

ניקח את הדוגמה הקלאסית, כסף כלורי (AgCl), שמסיסותו במים מוגבלת מאוד. שיווי המשקל בין המוצק לבין היונים המומסים הוא:

$A g C l_{(s)} ⇌ A g^{+} + C l^{-}$

נחיל את חוק הפעולה ההמונית. ריכוז המוצק עצמו קבוע (מוצק טהור), ולכן נבלע בקבוע, ומתקבל קבוע מיוחד הנקרא מכפלת המסיסות, $K_{s p}$ (solubility product):

$K_{s p} = [A g^{+}] [C l^{-}]$

כיצד משתמשים בזה? מחשבים את מכפלת הריכוזים בפועל בתמיסה ומשווים ל- $K_{s p}$ :

אם מכפלת הריכוזים קטנה מ- $K_{s p}$ — התמיסה לא רוויה, והמוצק (אם יש) ימשיך להתמוסס;
אם היא שווה ל- $K_{s p}$ — התמיסה רוויה בדיוק, בשיווי משקל;
אם היא עולה על $K_{s p}$ — התמיסה על-רוויה, ומתחילה שקיעה עד שהמכפלה תרד חזרה ל- $K_{s p}$ .

כך, עצם הידיעה של $K_{s p}$ מאפשרת לחזות מראש אם חומר ישקע בתנאים נתונים — לפני שזה קורה במבחנה.

2.11 חשיבות המסיסות באנליזה

הידע על מסיסות נחוץ כמעט בכל מקום: באנליזה קלאסית (כמו הגרבימטריה שראינו בפרק 1), בטיפול בדגימות, בקורוזיה, ב-ICP, בהפרדת מזהמים ובשקיעה סלקטיבית.

הסכנה המעשית המרכזית, ששווה לחקוק: שגיאה בבחירת ה-pH עלולה להוביל לשקיעת האנליט עוד לפני המדידה. נניח שאנו מודדים ריכוז של יון מתכתי ב-ICP, ובטעות ה-pH של הדגימה גבוה מדי — היון עלול לשקוע כהידרוקסיד, לצנוח לתחתית המבחנה, וה-ICP פשוט לא יראה אותו. נקבל ריכוז נמוך מן האמיתי, מספר “אמין למראה” ושגוי לחלוטין — בדיוק סוג הכשל שעליו דיברנו בפרק 1. המכשיר לא טעה; הכימיה לא הובאה בחשבון. (זו הסיבה, אגב, שדגימות ל-ICP מחומצנות בדרך כלל — שמירה על pH נמוך מונעת שקיעת המתכות ומשאירה אותן מומסות עד המדידה.)

2.12 קומפלקסים

יונים מתכתיים רבים מסוגלים לקשור אליהם מולקולות או יונים הנקראים ליגנדים, ולייצר קומפלקס. דוגמה מוכרת היא קשירת אמוניה לנחושת:

$C u^{2 +} + 4 N H_{3} ⇌ [C u (N H_{3})_{4}]^{2 +}$

(הקומפלקס הזה, אגב, כחול עז — דוגמה ויזואלית יפה לכך שיצירת קומפלקס משנה תכונות). הקומפלקס הנוצר עשוי להיות יציב הרבה יותר מן היון החופשי, ו”לכלוא” את המתכת בצורה כימית שונה לגמרי.

ליצירת קומפלקסים השפעה רחבה על כל מה שמעניין אותנו: על המסיסות (קומפלקס עשוי להמיס מתכת שאחרת הייתה שוקעת), על הצבע, על התגובתיות, על הספקטרום הנמדד, ובסופו של דבר — על התוצאות האנליטיות. מתכת הקשורה בקומפלקס “מתנהגת” אחרת לגמרי ממתכת חופשית.

2.13 קבועי יציבות

עד כמה יציב קומפלקס? גם כאן חוק הפעולה ההמונית נותן את התשובה. עבור קומפלקס כללי:

$M + n L ⇌ M L_{n}$

מוגדר קבוע יציבות (stability constant, או formation constant), המסומן $β_{n}$ :

$β_{n} = \frac{[ M L _{n} ]}{[ M ] [ L ] ^{n}}$

המבנה מוכר: התוצר (הקומפלקס) במונה, המגיבים (היון החופשי והליגנדים) במכנה. הפירוש ישיר: ככל ש- $β_{n}$ גדול יותר, הקומפלקס יציב יותר — כלומר שיווי המשקל נוטה חזק לכיוון הקומפלקס, ומעט מאוד מתכת נשארת חופשית. $β_{n}$ עצום (כפי שקורה, למשל, ב-EDTA) פירושו שכמעט כל המתכת “נלכדה” בקומפלקס.

2.14 קומפלקסים באנליזה

קומפלקסים אינם פינה אקזוטית — הם עומדים בבסיסן של שיטות אנליטיות רבות: טיטרציית EDTA (לקביעת קשיות מים וריכוזי מתכות), אנליזה ספקטרופוטומטרית (קומפלקסים צבעוניים שעוצמת צבעם מעידה על ריכוז), ICP, הפרדות כרומטוגרפיות, ואלקטרוכימיה.

מכאן נקודה מושגית חשובה, שסוגרת מעגל עם פרק 1: לעיתים קרובות מה שנמדד בפועל אינו היון החופשי, אלא הקומפלקס שלו. אם אינכם מודעים לכך שהמתכת נמצאת בקומפלקס, אתם עלולים לפרש את האות באופן שגוי לחלוטין. שוב — האות אומר משהו על המינים שקיימים בתמיסה, וזהות המינים נקבעת בכימיה.

2.15 למה כל זה חשוב?

לאורך הקורס נעסוק במכשירים מורכבים ויקרים, ויהיה מפתה לראות בהם את עיקר הסיפור. אך כמעט כל שיטה שנכיר תלויה, בדרך זו או אחרת, בשיוויי המשקל הכימיים שראינו כאן. ה-pH, המסיסות, הקומפלקסים — כל אלה קובעים אילו מינים בכלל קיימים בדגימה, ובאיזה ריכוז, לפני שהמכשיר התחיל למדוד.

לכן, המסקנה המעשית שתלווה אתכם: כאשר מתקבלת תוצאה חריגה או בלתי-הגיונית, הסיבה היא לעיתים קרובות לא תקלה במכשיר, אלא כימיה שלא הובאה בחשבון — אנליט ששקע, מתכת שנכלאה בקומפלקס, pH שהוסט. לפני שמאשימים את המכשיר היקר, כדאי לשאול מה קרה לדגימה כימית.

סיכום

בפרק זה הכרנו את שיוויי המשקל החשובים ביותר עבור אנליטיקאי, כולם נגזרות של עיקרון אחד — חוק הפעולה ההמונית וקבוע שיווי המשקל:

שיווי משקל כימי — מצב דינמי שבו הריכוזים קבועים אך התגובה נמשכת;
יינון מים ו- $K_{w} = 1 0^{- 14}$ ;
pH — סולם לוגריתמי לריכוז H⁺;
חומצות ובסיסים, חזקות מול חלשות, ו- $K_{a}$ ;
בופרים ומשוואת הנדרסון–האסלבך ( $p H = p K_{a}$ כשהיחס שווה);
מסיסות ומכפלת המסיסות $K_{s p}$ ;
קומפלקסים וקבועי יציבות $β_{n}$ .

מושגים אלה ילוו אותנו לאורך כל הקורס, משום שהם קובעים אילו מינים קיימים בדגימה עוד לפני שהמכשיר מתחיל למדוד אותם — וכפי שראינו, מי שמתעלם מהם עלול לקבל מספר מדויק לחלוטין, ושגוי לחלוטין.

alugovskoy.net

Explorer