More Related Content Similar to Acid base 1 (20) 1. กรด-เบส 1
สารละลายอิเล็กโทรไลต์
อิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte) หมายถึง สารทีเมือละลายในนําจะนําไฟฟ้าได้ เนืองจากมีไอออน
ซึงอาจจะเป็นไอออนบวก หรือไอออนลบเคลือนทีอยู่ในสารละลาย สารละลายอิเล็กโทรไลต์นีอาจเป็น
สารละลายกรด เบส หรือเกลือก็ได้ ตัวอย่างเช่น สารละลายกรดเกลือ (HCl) สารละลายโซเดียมไฮดรอก
ไซด์ (NaOH) และสารละลายของเกลือ KNO3 เป็นต้น โดยในสารละลายดังกล่าวประกอบด้วยไอออน H+
, Cl-
,OH-
, K+
และ NO3
-
ตามลําดับ
นอนอิเล็กโทรไลต์ (Non-electrolyte) หมายถึง สารทีไม่สามารถนําไฟฟ้าได้เมือละลายนํา
ทังนี เนืองจาก สารพวกนอนอิเล็กโทรไลต์ จะไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้ เช่น นําบริสุทธิ> นําตาล
แอลกอฮอล์ เป็นต้น
ความแตกต่างของสารอิเล็กโทรไลต์และนอน-อิเล็กโทรไลต์ พิจารณาจากสาร 2 ชนิดทีมีสูตร AB
กับ CD เมือละลายนําจะรวมกันนําเกิดการเปลียนแปลงดังนี
O
H H
ABδ+ δ−
H H
O HH
O
O
HH
นอนอิเล็กโทรไลต์(AB)
C+ D-
O
H H
O
H H
O
HH
O
HHO
H
H
H
H
O
H
H
O
H
H
O
อิเล็กโทรไลต์(CD)
ภาพที 1 การเป็นอิเล็กโทรไลต์และนอนอิเล็กโทรไลต์ของสาร
จากภาพ AB เป็นสารนอนอิเล็กโทรไลต์ เพราะ AB ไม่ละลายนําและไม่แตกตัวเป็นไอออน
CD เป็นสารอิเล็กโทรไลต์ เพราะ CD จะแตกตัวได้ C+
และ D-
ไอออนซึงถูก
ล้อมรอบด้วยโมเลกุลของนํา
2. Acid – base 2
ภาพที 2 การแตกตัวของกรดแอซิติกในนํา เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์
อิเล็กโทรไลต์แก่และอิเล็กโทรไลต์อ่อน
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต่างๆ นําไฟฟ้าได้ไม่เท่ากัน เนืองจากการแตกตัวเป็นไอออนของอิเล็ก
โทรไลต์ไม่เท่ากัน อิเล็กโทรไลต์ทีแตกตัวเป็นไอออนได้มากกว่า ก็จะนําไฟฟ้าได้ดีกว่าอิเล็กโทรไลต์ที
แตกตัวเป็นไอออนได้น้อยกว่า อิเล็กโทรไลต์แบ่งออกได้เป็น 2 ประเภท ดังนี
1. อิเล็กโทรไลต์แก่ (strong electrolyte) หมายถึง สารทีละลายนําแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้
มาก อาจจะแตกตัวได้ 100% และนําไฟฟ้าได้ดีมาก เช่น กรดแก่ และเบสแก่ และเกลือส่วนใหญ่จะแตก
ตัวได้ 100% เป็นต้น
2. อิเล็กโทรไลต์อ่อน (weak electrolyte) หมายถึง สารทีละลายนําแล้วแตกตัวได้บางส่วน นํา
ไฟฟ้าได้น้อย
3. 3 acid – base
ตารางที 1 ตัวอย่างของอิเล็กโทรไลต์แก่ และอิเล็กโทรไลต์อ่อนบางชนิด
อิเล็กโทรไลต์แก่
(นําไฟฟ้าได้ดี)
อิเล็กโทรไลต์อ่อน
(นําไฟฟ้าได้ไม่ดี)
เกลือทีละลายนําทังหมด
H2SO4
HNO3
HCl
HBr
HClO4
NaOH
KOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2
CH3COOH
H2CO3
HNO2
H2SO3
H2S
H2C2O4
H3BO3
HClO
NH4OH
HF
การทดสอบว่าสารละลายเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ หรือไม่ก็ต้องดูการนําไฟฟ้าของสารละลาย
เราอาจทดสอบโดยใช้เครืองมือง่ายๆ ดังนี
1.1 การทดสอบการนําไฟฟ้ าของสารละลาย
สารละลายทีนําไฟฟ้า ได้แก่ สารละลายของกรด เบส และเกลือ อุปกรณ์ทีใช้ในการทดลอง
ประกอบด้วยขัวไฟฟ้า 2 ขัว ต่อเข้ากับแหล่งให้พลังงานไฟฟ้า (ให้ศักย์ไฟฟ้า) หลอดไฟ และสวิตซ์ให้
ครบวงจรดังภาพ
ภาพที 3 อุปกรณ์การวัดการนําไฟฟ้าของสารละลายอิเล็กโทรไลต์
4. Acid – base 4
วิธีทดสอบ
เมือกดสวิตซ์ลงเพือให้ครบวงจร ถ้าสารละลายในภาชนะเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ หลอดไฟ
จะสว่างขึน แสดงว่าสารละลายนันนําไฟฟ้าได้
ตัวอย่างผลการทดลองการทดสอบการนําไฟฟ้า
สารทีใช้ทดสอบ ผลการทดสอบ
นําบริสุทธิ>
นําทีมีนําตาลละลายอยู่
ยูเรีย (CO(NH2)2
สารละลายเกลือ NaCl
สารละลายเกลือ K2SO4
สารละลายกรด HCl
สารละลายกรดแอซิติก (CH3COOH)
สารละลายเบส NaOH
สารละลายเบส NH4OH
ไม่นําไฟฟ้า (หลอดไฟไม่สว่าง)
ไม่นําไฟฟ้า (หลอดไฟไม่สว่าง)
ไม่นําไฟฟ้า (หลอดไฟไม่สว่าง)
นําไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นําไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นําไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นําไฟฟ้าน้อย (หลอดไฟสว่างน้อย)
นําไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นําไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
ผลทีได้อธิบายได้ว่า สารละลายทีไม่มีไอออนอยู่ เช่น นํา หรือนําตาลทราบทีละลายอยู่ในนํามัน
จะมีพันธะแบบโคเวเลนต์ ไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้ จึงไม่นําไฟฟ้า แต่ NaCl HCl เมืออยู่ในนําจะ
แตกตัวเป็น Na+
, Cl-
หรือ H+
, Cl-
ซึงเป็นไอออนทีเคลือนทีในสารละลายทําให้เกิดการนําไฟฟ้าขึนได้
1.2 การทดสอบสมบัติอื%นๆ ของสารละลาย
1. การทดสอบความเป็นกรด-เบส จากการเปลียนสีของกระดาษลิตมัส
• ถ้าสารละลายเป็นกรด จะเปลียนสีกระดาษลิตมัสจากนําเงินเป็นแดง
• ถ้าสารละลายเป็นเบสจะเปลียนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นนําเงิน
• ถ้าสารละลายเป็นเกลือ จะเปลียนหรือ ไม่เปลียนสีกระดาษลิตมัสก็ได้
นอกจากการใช้กระดาษลิตมัส อาจจะใช้อินดิเคเตอร์อืนๆ เช่น เมทิลเรด ฟีนอล์ฟทาลีน ก็ได้
2. การทดสอบปฏิกิริยาของกรดและปฏิกิริยาของเบส
ปฏิกิริยาของกรด
ก. ทําปฏิกิริยากับโลหะ จะได้ก๊าซไฮโดรเจน เช่น
HCl(aq) + Ca (s) → CaCl2 (aq) + H2 (g)
H2SO4 (aq) + Mg (g) → MgSO4 (aq) + H2 (g)
ข. ทําปฏิกิริยากับโลหะออกไซด์ ได้เกลือกับนํา
2HCl (aq) + Na2O (s) → 2NaCl (aq) + H2O (l)
H2SO4 (aq) + MgO (g) → MgSO4 (aq) + H2O (l)
5. 5 acid – base
ค. ทําปฏิกิริยากับคาร์บอเนตได้ก๊าซ CO2 นํา และเกลือ
2HCl (aq) + NaCO3 (aq) → 2NaCl + H2O + CO2
HCl (aq) + NaHCO3 (aq) → NaCl + H2O + CO2
ง. ทําปฏิกิริยากับเบสได้เกลือกับนํา
2HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) → CH3COONa (aq) + H2O (l)
ปฏิกิริยาของเบส
ก. ทําปฏิกิริยากับโลหะบางชนิด ให้ก๊าซไฮโดรเจน
2NaOH (aq) + Zn (s) → Na2ZnO2 (aq) + H2 (g)
6KOH (aq) + 2Al (s) → 2K3AlO3 (aq) + 3H2 (g)
ข. ทําปฏิกิริยากับเกลือ ได้เป็นเกลือไฮดรอกไซด์ของโลหะทีไม่ละลายนํา
2NaOH (aq) + MnCl2 (aq) → Mn(OH)2 (s) + 2NaCl (aq)
2KOH (aq) + CuSO4 (aq) → Cu(OH)2 (s) + K2SO4 (aq)
ค. ทําปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนียม เช่น NH4Cl ได้ก๊าซ NH3 (g)
NaOH (aq) + NH4Cl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) + NH3 (g)
KOH (aq) + NH4Cl (aq) → KCl (aq) + H2O (l) + NH3 (g)
ง. ทําปฏิกิริยากับกรดได้เกลือกับนํา
2 สารละลายกรดและสารละลายเบส
จากการศึกษาสมบัติของสารละลาย พบว่า สารละลายกรดและสารละลายเบส เป็นสารละลายอิ
เล็กโทรไลต์ นําไฟฟ้าได้ เปลียนสีกระดาษลิตมัส ทําปฏิกิริยากับโลหะและเกลือ กรดและเบสสามารถแตก
ตัวเป็นไอออน เมือเป็นสารละลาย เราจะศึกษาต่อไปถึงไอออนในสารละลายกรดและเบส ซึงทําให้
สารละลายแสดงสมบัติเฉพาะตัวดังกล่าว
2.1 ไอออนในสารละลายกรด
ในสารละลายกรดทุกชนิด จะมีไอออนทีเหมือนกันอยู่ส่วนหนึงคือ H+
หรือ เมือรวมกับนําได้เป็น
H3O+
(ไฮโดรเนียมไอออน) ทําให้กรดมีสมบัติเหมือนกัน ตัวอย่างเช่น สารละลายกรดไฮโดรคลอริก
(HCl) ซึงเกิดจากกรด HCl ละลายในนํา โมเลกุลของ HCl และ นําต่างก็เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขัว ทํา
ให้เกิดแรงดึงดูดระหว่างขัวของ HCl และนํา โดยทีโปรตอน (H) ของ HCl ถูกดึงดูดโดยโมเลกุลของนํา
เกิดเป็นไฮโดรเนียมไอออน (H+
+ H2O → H3O+
) ในบางครังเขียนแทน H3O+
ด้วย H+
โดยเป็นทีเข้าใจ
ว่า H+
นันจะอยู่รวมกับโมเลกุลของนําในรูป H3O+
เสมอ
6. Acid – base 6
HCl (g) + H2O (l) → H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
ภาพที 4 ไฮโดรเนียมไอออน
ไฮโดรเนียมไอออนในนําไม่ได้อยู่เป็นไอออนเดียว แต่จะมีนําหลายโมเลกุลมาล้อมรอบอยู่ด้วย
เช่น อาจอยู่ในรูปของ H5O2
+
, H7O3
+
, H9O4
+
เป็นต้น
ภาพที 5 ไฮโดรเนียมไอออนทีอยู่ในรูป H9O4
+
ไอออน
ตัวอย่าง สมการแสดงการแตกตัวเป็นไอออนของกรดในนํา
HNO3 (l) + H2O (l) → H3O+
(aq) + NO3
-
(aq)
H2SO4 (l) + H2O (l) → H3O+
(aq) + SO4
2-
(aq)
CH3COOH (l) + H2O (l) → H3O+
(aq) + CH3COO-
(aq)
HClO4 (l) + H2O (l) → H3O+
(aq) + ClO4
-
(aq)
2.2 ไอออนในสารละลายเบส
ในสารละลายเบสทุกชนิดจะมีไอออนทีเหมือนกันอยู่คือ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-
) ซึงทําให้เบส
มีสมบัติเหมือนกัน และมีสมบัติต่างไปจากกรด ตัวอย่างเช่น เมือ NaOH ละลายนําจะแตกตัวได้ OH-
ดังนี
NaOH (s) →
OH2 Na+
(aq) + OH-
(aq)
หรือตัวอย่างอืนๆ ได้แก่
KOH (s) →
OH2 K+
(aq) + OH-
(aq)
NH3 (g) + H2O (l) → NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
7. 7 acid – base
สรุปสมบัติทั%วๆ ไปของสารละลายกรด
1. มีรสเปรียว
2. มีสมบัติในการกัดได้
3. เปลียนสีอินดิเคเตอร์ เช่น กระดาษลิตมัสจากนําเงินเป็นแดง
4. นําไฟฟ้าได้
5. ทําปฏิกิริยากับแมกนีเซียม หรือโลหะบางชนิดได้ก๊าซ H2
Mg (s) + HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
6. ทําปฏิกิริยากับเบส ได้เกลือกับนํา เรียกว่า ปฏิกิริยาสะเทิน (Neutralization reaction)
เช่น
NaOH + HCl → NaCl + H2O
7. ทําปฏิกิริยากับเกลือคาร์บอเนต (CO3
2-
) หรือเกลือไฮโดรเจนคาร์บอเนต (HCO3
-
) จะได้ เกลือ
+ นํา + ก๊าซคาร์บอนไดซ์ออกไซด์ เช่น
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
2NaHCO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O + 2CO2
8. ทําปฏิกิริยากับโลหะซัลไฟด์จะได้เกลือและก๊าซไฮโดรเจนซัลไฟด์ (ก๊าซไข่เน่า) เช่น
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
BaS + H2SO4 → BaSO4 (s) → H2S
สรุปสมบัติทั%วๆ ไปของสารละลายเบส
1. มีรสฝาด
2. ถูกมือลืนคล้ายสบู่
3. นําไฟฟ้าได้
4. ผสมกับไขมันได้สบู่
5. เปลียนสีอินดิเคเตอร์ เช่น กระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีนําเงิน ฟินอล์ฟทาลีนจากไม่มีสีเป็นสี
แดง เป็นต้น
2.3. ประโยชน์ของสารละลายกรดและเบสในชีวิตประจําวัน
สารละลายกรดและเบสมีบทบาททีสําคัญในชีวิตประจําวัน ทังมีอยู่ในธรรมชาติและทีสังเคราะห์
ขึนใช้ประโยชน์ในด้านต่างๆ เช่น ในด้านอาหาร อุตสาหกรรม การแพทย์ ตัวอย่างเช่น นําส้มสายชู นําส้ม
นํามะนาว เหล่านีล้วนเป็นสารละลายกรด นําส้มสายชู ประกอบด้วยกรดแอซิติก นําส้มและนํามะนาว
ประกอบด้วยกรดซิตริก นอกจากนัน ก็มีกรดคาร์บอนิกในนําโซดา กรดซัลฟิวริกในสารละลายทีอยู่ใน
แบตเตอรี สารละลายเบสทีคุ้นเคยในชีวิตประจําวันได้แก่ โซดาทําขนม (Na2CO3) เมือละลายในนําจะเป็น
เบสมิลด์ออฟแมกนีเซียมหรือ Mg(OH)2 ใช้เป็นยารักษาโรคในกระเพาะอาหาร เป็นต้น
8. Acid – base 8
ตารางที 2 สรุปประโยชน์ของสารละลายกรดและเบสบางชนิด
กรดหรือเบส ประโยชน์
กรดไฮโดรคลอริก (HCl) 1.ใช้ในอุตสาหกรรมเตรียมสารเคมีต่างๆ
2.ใช้ในการผลิตผงชูรส
3.ใช้ในการถลุงโลหะ
4.ใช้ในห้องปฏิบัติการและในทางการแพทย์
5.ใช้เป็นส่วนประกอบของนํายาล้างเครืองสุขภัณฑ์
6.มีในกระเพาะอาหารสําหรับใช้ในการย่อยโปรตีน
กรดซัลฟิวริก (H2SO4) ใช้เป็นสารเริมต้นทีสําคัญอย่างหนึงในอุตสาหกรรมเคมี เช่น
การผลิตปุ๋ย เส้นใยสังเคราะห์ ทําแบตเตอรี
กรดไนตริก (HNO3) 1.ใช้ในการผลิตปุ๋ยเคมีและสารเคมี
2.ใช้ในการทดสอบอัลบูมินในปัสสาวะ (อัลบูมินเป็นโปรตีนชนิด
หนึง กรดไนตริกจะทําให้โปรตีนแข็งตัวและตกตะกอนได้สารสี
เหลือง)
กรดคาร์บอนิก (H2CO3) เป็นองค์ประกอบส่วนหนึงของนําอัดลมทีเกิดจากการละลายของ
ก๊าซ CO2 ในนํา
กรดไฮโปคลอรัส (HClO) ใช้เป็นสารฆ่าเชือโรคในห้องนํา
กรดโบริก (H3BO3) ใช้เป็นสารฆ่าเชือโรคและใช้เป็นนํายาล้างตา
กรดแอซีทิลซาลิซิลิก (C9H8O4) ใช้ทํายาแอสไพริน
กรดแอสคอร์บิก หรือวิตามินซี
(C6H8o6)
พบในผลไม้ประเภทส้ม ใช้รักษาโรคเลือดออกตามไรฟัน
กรดออกซาลิก (H2C2O4) ใช้กําจัดรอยเปือนสนิม
แคลเซียมไฮดรอกไซด์ (Ca(OH)2) 1.ใช้แก้ดินเปรียว
2.สารละลายแคลเซียมไฮดรอกไซด์ใช้ลดกรดในกระเพราะ
อาหาร
มิลค์ออฟแมกนีเซียม (Mg(OH)2) 1.ใช้เป็นยาลดกรดในกระเพาะ
2.แมกนีเซียมไฮดรอกไซด์ผสมนําในลักษณะสารแขวนลอย ใช้
เป็นยาขับถ่าย
แอมโมเนีย (NH3) 1.ใช้เป็นส่วนผสมของนํายาล้างกระจกและในนํายาปรับผ้านุ่ม
2.สารละลายแอมโมเนีย-แอมโมเนียมคาร์บอเนต ใช้ดมแก้ลม
โซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) 1.ใช้ในการทําสบู่
2.ใช้ในอุตสาหกรรมผลิตผงชูรส
3.ใช้กําจัดไขมันหรือสารอินทรีย์ จึงนิยมใช้ล้างท่อระบายนําทีอุด
ตัน
9. 9 acid – base
ตัวอย่างที% 1 จงเขียนสมการแสดงการแตกตัวของสารต่อไปนี เมือละลายนํา
HF, HNO2 , CH3COOH , HClO4 , Ba(OH)2 , NH4
+
, NH3
วิธีทํา
HF (g) + H2O (l) H3O+
(aq) + F-
(aq)
HNO2 (l) + H2O (l) H3O+
(aq) + NO2
-
(aq)
CH3COOH (l) + H2O (l) H3O+
(aq) + CH3COO-
(aq)
HClO4 (l) + H2O (l) → H3O+
(aq) + ClO4
-
(aq)
Ba(OH)2 (s) + H2O (l) → Ba2+
(aq) + 2OH-
(aq)
NH4
+
(aq) + H2O NH3 (aq) + H3O+
(aq)
NH3 (g) + H2O (l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
→ หมายถึง เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า ไม่เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ
หมายถึง เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ
ตัวอย่างที% 2 เพราะเหตุใดสารละลายทีเกิดจากแคลเซียมไฮดรอกไซด์ Ca(OH)2 ละลายนําจึงเป็นเบส แต่
สารละลายเอทานอล C2H5OH จึงไม่เป็นเบส
วิธีทํา จะต้องพิจารณาดังนี
1. โครงสร้างของพันธะเคมีของ ca(OH)2 และ C2H5OH เป็นดังนี
Ca2+
OH-
OH-
พันธะไอออนิก
H - C - C - O - H
H
H H
H
พันธะโคเวเลนต์
2. จากข้อ 1. ดังนัน Ca(OH)2 ละลายนําจะเกิดการแตกตัวดังนี
Ca(OH)2(s) →
OH2 Ca2+
(aq) + 2OH-
(aq)
ซึง OH-
(aq) ทีได้จะแสดงสมบัติเป็นเบส
ส่วนเอทานอล เมือละลายนําจะไม่แตกตัวให้ OH-
(aq) เนืองจากเป็นพันธะโคเวเลนต์
ดังนันจึงไม่มีส่วนใดทีจะแสดงสมบัติเป็นเบส
10. Acid – base 10
H2O
ตัวอย่างที% 3 สารละลายต่อไปนีถ้านํามาทดสอบกับกระดาษลิตมัส จะมีการเปลียนแปลงอย่างไรบ้าง นํา
ปูนใส นําโซดา และนําขึเถ้า
วิธีทํา
นําปูนใส คือสารละลาย Ca(OH)2 เปลียนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นนําเงิน
Ca(OH)2(s) →
OH2 Ca2+
(aq) + 2OH-
(aq)
นําโซดา คือสารละลายกรด H2CO3 เกิดจากการรวมตัวของ CO2 กับนํา เปลียนสีกระดาษลิตมัส
จากนําเงินเป็นแดง
CO2 (g) + H2O H2CO3 (aq) H3O+
(aq) + HCO3
-
(aq)
นําขีเถ้า คือ สารละลาย KOH เปลียนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นนําเงิน
KOH (s) →
OH2 K+
(aq) + OH-
(aq)
3 ทฤษฎีกรด-เบส
ในการทีจะให้นิยามของกรด-เบส และในการจําแนกสารต่างๆ ว่าเป็นกรดหรือเบสนัน ได้มี
นักวิทยาศาสตร์ ได้ศึกษาและตังทฤษฎีกรด-เบส ขึนหลายทฤษฎีด้วยกัน ทฤษฎีกรด-เบสทีสําคัญมีดังนี
3.1 ทฤษฎีกรด-เบสของอาร์เรเนียส
อาร์เรเนียส เป็นนักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดน ได้ตังทฤษฎีกรด-เบส ในปี ค.ศ. 1887 (พ.ศ. 2430)
อาร์เรเนียสศึกษาสารทีละลายนํา (Aqueous solution) และการนําไฟฟ้าของสารละลายนัน เขาพบว่าสาร
อิเล็กโทรไลต์จะแตกตัวเป็นไอออน เมือละลายอยู่ในนํา และให้นิยามกรดไว้ว่า
“กรด คือ สารทีเมือละลายนําแล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน” เช่น
HCl (g) →
OH2 H+
(aq) + Cl-
(aq)
HClO4(l) →
OH2 H+
(aq) + ClO4
-
(aq)
CH3COOH (l) →
OH2 H+
(aq) + CH3COO-
(aq)
H2SO4 (l) →
OH2 H+
(aq) + SO4
2-
(aq)
H2CO3 (l) →
OH2 H+
(aq) + HCO3
-
(aq)
“เบสคือ สารทีละลายนําแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน” เช่น
NaOH (s) →
OH2 Na+
(aq) + OH-
(aq)
Ca(OH)2 (s) →
OH2 Ca2+
(aq) + 2OH-
(aq)
KOH (s) →
OH2 K+
(aq) + OH-
(aq)
NH4OH (l) →
OH2 NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
11. 11 acid – base
ข้อจํากัดของทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส
• ทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส จะเน้นเฉพาะการแตกตัวในนํา ให้เป็น H+
และ OH-
ไม่รวมถึง
ตัวทําละลายอืนๆ ทําให้อธิบายความเป็นกรด-เบสได้จํากัด
• สารทีจะเป็นกรดได้ต้องมี H+
อยู่ในโมเลกุล และสารทีจะเป็นเบสได้ก็ต้องมี OH-
อยู่ในโมเลกุล
3.2. ทฤษฎีกรด-เบส ของเบรินสเตต-เลารี
โจฮันส์ นิโคลัส เบรินสเตต นักเคมีชาวเดนมาร์ก และ โทมัส มาร์ติน ลาวรี นักเคมีชาวอังกฤษ
ได้ศึกษาการให้และรับโปรตอนของสาร เพือใช้ในการอธิบายและจําแนกกรด-เบสได้กว้างขึน และได้ตัง
ทฤษฎีกรด-เบสขึนในปี ค.ศ.1923 (พ.ศ.2466)
กรด คือ สารทีสามารถให้โปรตอนกับสารอืนๆ ได้ (Proton donor)
เบส คือ สารทีสามารถรับโปรตอนจากสารอืนได้ (Proton acceptor)
พิจารณาตัวอย่างต่อไปนี
1.
HCN + H2O H3O+ + Cl-
ให้ H+
รับ H+
HCl เป็นสารทีให้โปรตอน (H+
) ดังนัน HCl จึงเป็นกรด
H2O เป็นสารทีรับโปรตอน (H+
) ดังนัน H2O จึงเป็นเบส
2.
NH4+ + H2O H3O+ + NH3
ให้ H+
รับ H+
NH4
+
เป็นสารทีให้โปรตอน (H+
) ดังนัน NH4
+
จึงเป็นกรด
H2O เป็นสารทีรับโปรตอน (H+
) ดังนัน H2O จึงเป็นเบส
3.
รับ H+
ให้ H+
H2O + NH3 NH4+ + OH-
H2O เป็นสารทีให้โปรตอน (H+
) ดังนัน H2O จึงเป็นกรด
12. Acid – base 12
NH3 เป็นสารทีรับโปรตอน (H+
) ดังนัน NH3 จึงเป็นเบส
จากปฏิกิริยาทัง 3 ปฏิกิริยา จะมีสารทีให้และรับโปรตอนในแต่ละปฏิกิริยา และมี H3O+
และ
OH-
เกิดขึน แต่บางปฏิกิริยาอาจจะไม่มีสารทังสองชนิดนีเลย ทฤษฎีนีก็ยังคงอธิบายได้ เช่น
4.
NH4+ + NH2- NH3 + NH3
ให้ H+
รับ H+
NH4
+
เป็นกรด
NH2
-
เป็นเบส
ตัวอย่างอืนๆ ได้แก่
5.
รับ H+
ให้ H+
H2O (l) + CN-(aq) HCN(aq) + OH-(aq)
กรด เบส
6.
เบสกรด
HS-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + S2-(aq)
ให้ H+
รับ H+
7.
รับ H+
ให้ H+
H2O (l) + CO2-(aq) HCO3- (aq) + OH-(aq)
กรด เบส
8.
13. 13 acid – base
รับ H+
ให้ H+
HCl (l) + HCO3-(aq) H2CO3 (aq) + Cl-(aq)
กรด เบส
ข้อจํากัดของทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตต-ลาวรี
ทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตต-ลาวรี ใช้อธิบายสมบัติของกรด-เบส ได้กว้างกว่าทฤษฎีของอาร์
เรเนียส แต่ยังมีข้อจํากัดคือ สารทีจะทําหน้าทีเป็นกรดจะต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนัน
สารที%เป็นได้ทั3งกรดและเบส (Amphoteric)
สารบางตัวทําหน้าทีเป็นทังกรด เมือทําปฏิกิริยากับสารตัวหนึง และทําหน้าทีเป็นเบส เมือทํา
ปฏิกิริยากับอีกสารหนึง นันคือเป็นได้ทังกรดและเบส สารทีมีลักษณะนีเรียกว่า สารเอมโพเทอริก
(Amphoteric) เช่น H2O , HCO3
-
เป็นต้น
กรณีของ H2O
H2O + NH3 NH4+ + OH-
ให้ H+
รับ H+
เบสกรด
เบสกรด
NH4+ + H2O(l) H3O+(aq) + NH3
ให้ H+
รับ H+
ในกรณีนี H2O เป็นกรดเมือทําปฏิกิริยากับ NH3 และเป็นเบสเมือทําปฏิกิริยากับ NH4
+
กรณีของ HCO3
-
รับ H+
ให้ H+
HCl (l) + HCO3-(aq) H2CO3 (aq) + Cl-(aq)
กรด เบส
14. Acid – base 14
รับ H+
ให้ H+
HCO3-(aq) + OH-(aq) H2O (l) + CO32-(aq)
กรด เบส
ในกรณีนี HCO3
-
เป็นเบสเมือทําปฏิกิริยากับ HCl และเป็นกรดเมือทําปฏิกิริยากับ OH-
ดังนันอาจจะสรุปได้ว่า สารทีเป็นเอมโฟเทอริก ถ้าทําปฏิกิริยากับสารทีให้โปรตอนได้ดีกว่า ตัว
มันเองจะรับโปรตอน (ทําหน้าทีเป็นเบส) แต่ถ้าไปทําปฏิกิริยากับสารทีให้โปรตอนได้ไม่ดี ตัวมันเองจะ
เป็นตัวให้โปรตอนกับสารนัน (ทําหน้าเป็นกรด)
3.3 ทฤษฎีกรด-เบสของลิวอีส
ในปี ค.ศ. 1923 (พ.ศ. 2466) ลิวอีสไดเสนอนิยามของกรดและเบสดังนี
กรด คือ สารทีสามารถรับอิเล็กตรอนคู่ จากเบส แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์
เบส คือ สารทีสามารถให้อิเล็กตรอนคู่ในการเกิดพันธะโคเวเลนต์
ปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบส ตามทฤษฎีนี อธิบายในเทอมทีมีการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกัน
กรดรับอิเล็กตรอนเรียกว่าเป็น Electrophile และเบสให้อิเล็กตรอนเรียกว่าเป็น Nucleophile และตาม
ทฤษฎีนีสารทีเป็นเบสต้องมีอิเล็กตรอนคู่อิสระ เช่น
B
F
F
F
NH3+
F
F
F
B NH3
กรด เบส
ในกรณีนี NH3 เป็นเบส มีอิเล็กตรอนคู่ 1 คู่ จะให้อิเล็กตรอนคู่กับกรดในการเกิดพันธะโคเวเลนต์
และ BF3 รับอิเล็กตรอนจาก NH3 BF3 จึงเป็นกรด
ทฤษฎีของลิวอิสนีมีข้อดีคือ สามารถจําแนกกรด-เบส ทีไม่มีทัง H หรือ OH-
ในสารนัน และ
แม้ว่าสารนันไม่ได้อยู่ในรูปสารละลาย แต่อยู่ในสถานะก๊าซก็สามารถใช้ทฤษฎีลิวอิสอธิบายความเป็นกรด
เบสได้
ตัวอย่างอืนๆ เช่น
เบสกรด
+
CH3
Cl
Cl
Cl
Al O
CH3 CH3
CH3
OAl
Cl
Cl
Cl
+-
SnCl4 + Cl
-
2 SnCl62-
กรด เบส
15. 15 acid – base
เบสกรด
NH3]+ NH3Ag+ 2 Ag[H3N +
ตัวอย่างที% 4 ปฏิกิริยาต่อไปนี สารตังต้นใดทําหน้าทีเป็นกรด สารใดทําหน้าทีเป็นเบสตามทฤษฎีของอาร์
เรเนียส
ก. HSO4
-
(aq) + H2O (l) SO4
2-
+ H3O+
ข. LiOH (s) Li2+
+ OH-
ค. H2O + H2O H3O+
+ OH-
วิธีทํา
ก. HSO4
-
(aq) + H2O (l) SO4
2-
+ H3O+
HSO4
-
ให้ H+
ในนํา HSO4
-
ทําหน้าทีเป็นกรด
ข. LiOH (s) เป็นเบสเพราะ แตกตัวให้ OH-
ในนํา
ค. H2O เป็นทังกรดและเบส โมเลกุลหนึงให้ H3O+
(เป็นกรด) อีกโมเลกุลหนึงแตกตัวให้ OH-
(เป็นเบส)
ตัวอย่างที% 5 ในปฏิกิริยาต่อไปนี HCO3
-
ไอออนทําหน้าทีเป็นกรดในปฏิกิริยาใด
ก. HCO3
-
(aq) + H2O (l) H2CO3 (aq) + OH-
(aq)
ข. HCO3
-
(aq) + OH-
(aq) H2O (l) + CO3
2-
(aq)
ค. HCO3
-
(aq) + HSO4
-
(aq) H2CO3 (aq) + SO4
2-
(aq)
ง. HCO3
-
(aq) + CH3COOH (aq) H2O (l) + CO2 (g) + CH3COO-
(aq)
วิธีทํา
ก. HCO3
-
(aq) ไม่ใช่กรด แต่เป็นเบสเพราะรับ H+
ข. HCO3
-
(aq) เป็นกรด เพราะให้ H+
กับ OH-
ค. HCO3
-
(aq) เป็นเบส เพราะรับ H+
ง. HCO3
-
(aq) เป็นเบส เพราะรับ H+
จาก CH3COOH (aq) ได้ H2O (l) + CO2 (g)
ตัวอย่างที% 6 สารต่อไปนี ข้อใดทําหน้าทีได้ทังกรดและเบส
ก. HC2O4
2-
ข. CO3
2-
ค. CN-
ง. HSO4
-
เฉลย
ข้อ ก และ ง เป็นได้ทังกรดและเบส เพราะสามารถให้ และรับ H+
ได้
H2O
16. Acid – base 16
ข้อ ข และ ค. เป็นเบสได้เพียงอย่างเดียว เพราะให้โปรตอนไม่ได้เนืองจากไม่มี H แต่สามารถรับ
โปรตอนได้ กลายเป็น HCO3
-
และ HCN ตามลําดับ
4 คู่กรด-เบส
จากปฏิกิริยาของกรดกับเบสทีกล่าวถึงแล้ว ตามทฤษฎีของเบรินสเตต-ลาวรี จะเห็นว่าใน
ปฏิกิริยาหนึงๆ อาจจะจัดคู่กรด-เบสได้ 2 คู่ด้วยกัน ตัวอย่างเช่น
NH4+ + H2O H3O+ + NH3
กรด 3 เบส 4 กรด 4 เบส 3
คู่กรด-เบส 4
คู่กรด-เบส 3
ปฏิกิริยาตัวอย่างนี ปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH4
+
ทําหน้าทีเป็นกรด เพราะให้ H+
กับ H2O แล้วได้
เป็น NH3 และ H2O รับ H+
ทําหน้าทีเป็นเบส ส่วนปฏิกิริยาย้อนกลับ H3O+
เป็นกรด เพราะให้ H+
กับ
NH3 ซึงเป็นเบส แล้วได้ H2O และ NH4
+
ตามลําดับ
เรียก NH4
+
ว่าคู่กรดของ NH3 (เบส)
H2O ว่าคู่เบสของ H3O+
(กรด)
NH3 ว่าคู่เบสของ NH4
+
H3O+
ว่าคู่กรดของ H2O
จะเห็นได้ว่า คู่กรด-เบสนันจะมีจํานวนโปรตอน (H) ต่างกัน 1 ตัว หรืออาจกล่าวได้ว่า จํานวน
โปรตอนของคู่กรด จะมากกว่าโปรตอนคู่เบสอยู่ 1 ตัวเสมอ
ตัวอย่างอื%นๆ ของปฏิกิริยาคู่กรด-เบส
คู่กรด-เบส 3
คู่กรด-เบส 4
กรด 3 เบส 4 กรด 4 เบส 3
OH- + NH4+NH3 + H2O
CH3COO- (aq) + H2O (l) OH-(aq) + CH3COOH (aq)
กรด 3 เบส 4 กรด 4 เบส 3
คู่กรด-เบส 4
คู่กรด-เบส 3
17. 17 acid – base
คู่กรด-เบส 3
คู่กรด-เบส 4
กรด 3 เบส 4 กรด 4 เบส 3
HS- (aq) + H3O+ (aq)H2S (aq) + H2O (l)
ตัวอย่างที% 7 ให้เขียนคู่กรด-เบสของสารต่อไปนี
ก. คู่เบสของ H2O และ HNO3
ข. คู่กรดของ SO4
2-
และ C2H3O2
-
วิธีทํา
ก. คู่เบสของ H2O และ HNO3 คือ OH-
และ NO3
-
ตามลําดับ
ข. คู่กรดของ SO4
2-
และ C2H3O2
-
คือ HSO4
-
และ HC2H3O2 ตามลําดับ
ตัวอย่างที% 8 สารคู่ใดต่อไปนี ข้อใดเป็นคู่กรด - เบสกันบ้าง
ก. H2O - OH-
ข. H3O+
- OH-
ค. H2PO4
-
- HPO4
2-
ง. NH4
+
- NH3
จ. H2CO3 - CO3
2-
วิธีทํา
ข้อ ก ค และ ง เป็นคู่กรดเบสกัน
ข้อ ข. และ จ ไม่เป็นคู่กรดเบสกัน
4.1 ความแรงของกรดและเบส
การเปรียบเทียบความแรงของกรดและเบส อาจจะพิจารณาได้ดังนี
1. ดูจากการแตกตัวของกรด
กรดทีมีการแตกตัวมาก มีความเป็นกรดมาก กรดและเบสทีแตกตัวได้ 100% จะเรียกว่ากรดแก่
และเบสแก่ ตามลําดับ ซึงสามารถนําไฟฟ้าได้ดี แต่ถ้ากรดและเบสนันแตกตัวได้เพียงบางส่วนก็จะ
เรียกว่า กรดอ่อน หรือเบสอ่อน ตามลําดับ ซึงการนําไฟฟ้าจะไม่ดี
สําหรับการพิจารณาค่าการแตกตัวของกรดและเบสนัน นอกจากจะคิดจากเปอร์เซ็นต์การแตกตัว
หรืออาจจะดูได้จากค่าคงทีสมดุลของการแตกตัวของกรดหรือเบส (Ka หรือ Kb) เช่น
สารละลายกรด 4 ชนิด มีค่าคงทีของการแตกตัวของกรดเป็นดังนี
HClO2 Ka = 1.1 x 10-2
HF Ka = 6.8 x 10-4
CH3COOH Ka = 1.8 x 10-5
H2CO3 Ka = 4.4 x 10-7
18. Acid – base 18
ความแรงของกรดเรียงลําดับจากมากไปหาน้อยตามค่า Ka ได้ดังนี
HClO2 > HF > CH3COOH > H2CO3
ในทํานองเดียวกัน ความแรงของเบส ก็พิจารณาจากค่า Kb กล่าวคือ ถ้ามีค่า Kb มาก มีความ
เป็นเบสมากกว่า Kb น้อย เช่น
NH3 Kb = 1.76 x 10-5
N2H4 Kb = 9.5 x 10-7
C6H5NH2 Kb = 4.3 x 10-10
ความเป็นเบส NH3 > N2H4 > C6H5NH2
2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน
กรดแก่ ได้แก่ กรดทีให้โปรตอนได้มาก
กรดอ่อน ได้แก่ กรดทีให้โปรตอนได้น้อย
เบสแก่ ได้แก่ เบสทีรับโปรตอนได้มาก
เบสอ่อน ได้แก่ เบสทีรับโปรตอนได้น้อย
โดยมีข้อสังเกตเกียวกับคู่กรด-เบส ดังนี
• ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น
HCl (aq) + H2O → H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
กรดแก่ เบสอ่อน
* ถ้ากรดเป็นกรดอ่อน คู่เบสจะเป็นเบสแก่ เช่น
HS-
(aq) + H2O H3O+
+ S2-
(aq)
กรดอ่อน เบสแก่
• ถ้าเบสเป็นเบสแก่ คู่กรดจะเป็น กรดอ่อน เช่น
H3O+
+ S2-
(aq) HS-
(aq) + H2O
เบสแก่ กรดอ่อน
• ถ้าเบสเป็นเบสอ่อน คู่กรดจะเป็น กรดแก่ เช่น
Cl-
(aq) + H3O+
HCl + H2O
เบสอ่อน กรดแก่
ตารางที 14.3 ลําดับความแรงของกรดและเบสตัวอย่างตามทฤษฎีของเบรินสเตต-ลาวรี
19. 19 acid – base
คู่กรด คู่เบส
กรดเปอร์คลอริก
กรดไฮโดรไอโอดิก
กรดไฮโดรโบรมิก
กรดไฮโดรคลอริก
กรดไนตริก
กรดซัลฟิวริก
ไฮโดรเนียมไอออน
ไฮโดรเจนซัลเฟตไอออน
กรดไนตรัส
กรดแอซิติก
กรดคาร์บอนิก
แอมโมเนียมไอออน
ไบคาร์บอเนตไอออน
นํา
เมทานอล
แอมโมเนีย
HClO4
HI
HBr
HCl
HNO3
H2SO4
H3O+
HSO4
-
HNO2
CH3COOH
H2CO3
NH4
+
HCO3
-
H2O
CH3OH
NH3
เปอร์คลอเรตไอออน
ไอโอไดด์ไอออน
โบรไมด์ไอออน
คลอไรด์ไอออน
ไนเตรตไอออน
ไฮโดรเจนซัลเฟตไอออน
นํา
ซัลเฟตไอออน
ไนตรัสไอออน
แอซิเตตไอออน
ไบคาร์บอเนตไอออน
แอมโมเนีย
คาร์บอเนตไอออน
ไฮดรอกไซด์ไอออน
เมทออกไซด์ไอออน
เอไมด์ไอออน
ClO4
-
I-
Br-
Cl-
NO3
-
HSO4
-
H2O
SO4
2-
NO2
-
CH3COO-
HCO3
-
NH3
CO3
2-
OH-
CH3O-
NH2
-
3. ดูจากการเรียงลําดับในตารางธาตุ
การพิจารณาความแรงของกรดและเบสดูจากการเรียงลําดับของธาตุทีอยู่ในกรดนัน ตามตาราง
ธาตุ ซึงแบ่งออกได้เป็น
3.1 กรดออกซี หมายถึง กรดทีประกอบด้วย H, O และธาตุอืนอีก เช่น HNO3 H3PO4
H3AsO4 HClO4 ถ้าจํานวนอะตอมออกซิเจนเท่ากัน ความแรงของกรดเรียงลําดับดังนี
ดังนัน H2SO4 > H2SeO4 , H3PO4 > H3AsO4
3.2 กรดที%ไม่มีออกซิเจน เช่น HCl, HBr, HF, และ HI ความแรงของกรดแรงลําดับดังนี
20. Acid – base 20
HI > HBr > HCl > HF
H2S > H2O
5 การแตกตัวของกรดและเบส
5.1 การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่
การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ จะแตกตัวได้หมด 100% หมายถึง การแตกตัวของกรดแก่
และเบสแก่ เป็นไอออนได้หมดในตัวทําละลายซึงส่วนใหญ่เป็นนํา เช่น การแตกตัวของกรด HCl จะได้
H+
หรือ H3O+
และ Cl-
ไม่มี HCl เหลืออยู่ หรือการแตกตัวของเบส เช่น NaOH ได้ Na+
และ OH-
ไม่
มี NaOH เหลืออยู่
การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่นัน เขียนแทนด้วยลูกศร → ซึงแสดงการเปลียนแปลงไป
ข้างหน้าเพียงอย่างเดียว เช่น
HCl (aq) → H+
(aq) + Cl-
(aq)
1 โมล 1 โมล 1 โมล
[HCl] = [H+
] = [Cl-
] = 1 โมล/ลิตร
HClO4 (aq) → H+
(aq) + ClO4
-
(aq)
0.5 โมล 0.5 โมล 0.5 โมล
NaOH (aq) → Na+
(aq) + OH-
(aq)
0.1 โมล 0.1 โมล 0.1 โมล
การคํานวณเกี%ยวกับการแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่
ตัวอย่างที% 9 จงคํานวณหา [H3O+
] , [NO3
-
] ในสารละลาย 0.015 M HNO3
วิธีทํา
HNO3 + H2O → H3O+
+ NO3
-
0.015 0.015 0.015 โมล
เพราะฉะนัน [H3O+
] = [NO3
-
] = 0.015 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที% 10 ถ้า KOH 0.1 โมล ละลายนําและสารละลายมีปริมาตร 2 ลิตร ในสารละลายจะมีไอออน
ใดบ้างอย่างละกีโมลต่อลิตร
วิธีทํา
KOH (s) →
OH2 K+
(aq) + OH-
(aq)
0.1 0.1 0.1 โมล/ 2 ลิตร
0.05 0.05 0.05 โมล/ลิตร
21. 21 acid – base
สารละลาย KOH 2 ลิตร มี KOH 0.1 โมล
สารละลาย KOH 1 ลิตร มี KOH
2
1.0
= 0.05 โมล/ลิตร
ดังนัน KOH จะแตกตัวให้ K+
และ OH-
อย่างละ 0.05 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที% 11 สารละลายกรดแก่ (HA) 250 ลูกบาศก์เซนติเมตร มีปริมาณ H3O+
ไอออน 0.05 โมล
สารละลายนีมีความเข้มข้นเท่าใด ถ้าเติมกรดนีลงไปอีก 0.2 โมล โดยทีสารละลายมีปริมาตรคงเดิม
สารละลายทีได้จะมีความเข้มข้นเท่าใด
วิธีทํา
HA →
OH2 H3O+
(aq) + A-
(aq)
0.05 0.05 0.05 โมล/ 250 cm3
สารละลาย HA 250 cm3
มี HA 0.05 โมล
สารละลาย HA 1000 cm3
มี HA =
250
1000x05.0
= 0.20 โมล
เพราะฉะนันสารละลายทีได้มีความเข้มข้น 0.20 โมล/ลิตร
ถ้าเติมกรดอีก 0.2 โมล
สารละลายมี HA รวมทังหมด = 0.05 + 0.2 = 0.25 โมล
สารละลาย HA 250 cm3
มี HA 0.25 โมล
สารละลาย HA 1000 cm3
มี HA =
250
1000x25.0
= 1.00 โมล
เพราะฉะนันสารละลายทีได้มีความเข้มข้น 1.00 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที% 12 จงหาความเข้มข้นของ OH-
ทีเกิดจากการเอา NaOH 10.0 กรัม ละลายในนําทําเป็น
สารละลาย 0.2 dm3
(Na = 23, O = 16, H = 1)
วิธีทํา
จํานวนโมลของ NaOH =
40
10
= 0.25 mol
สารละลาย 0.2 dm3
มีเนือของ NaOH = 0.25 โมล
สารละลาย 1 dm3
มี NaOH =
2.0
1x25.0
= 1.25 โมล/ลิตร
เพราะฉะนันสารละลายมีความเข้มข้น 1.25 โมล/ลิตร
และปฏิกิริยาการแตกตัวของ NaOH เป็นดังนี
NaOH (aq) → Na+
(aq) + OH-
(aq)
1.25 โมล 1.25 โมล 1.25 โมล
เพราะฉะนันความเข้มข้นของ OH-
= 1.25 โมล/ลิตร
22. Acid – base 22
5.2 การแตกตัวของกรดอ่อน
สารละลายกรดอ่อน เช่น กรดแอซิติก (CH3COOH) เมือละลายนํา จะนําไฟฟ้าได้ไม่ดี ทังนี
เพราะกรดแอซิติกแตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วน เขียนแทนโดยสมการจะใช้ลูกศร เพือ
ชีว่าปฏิกิริยาเกิดขึนทังปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ และอยู่ในภาวะสมดุลกัน เช่น
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+
(aq) + CH3COO-
(aq)
ปริมาณการแตกตัวของกรดอ่อน นิยมบอกเป็นร้อยละ เช่น กรด HA แตกตัวได้ร้อยละ 10 ในนํา
หมายความว่า กรด HA 1 โมล เมือละลายนํา จะแตกตัวให้ H+
เพียง 0.10 โมล
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรดอ่อน = 100x
ดงกรดทั;งหมจํานวนโมลขอ
ตัวงกรดทีBแตกจํานวนโมลขอ
การแตกตัวของกรดของกรดอ่อนชนิดเดียวกัน จะเพิมขึนเมือสารละลายมีความเจือจางมากขึน
เช่น กรดแอซิติก CH3COOH ความเข้มข้นต่างกันจะมีเปอร์เซ็นต์การแตกตัวต่างกัน ดังนี
CH3COOH 1.0 M แตกตัวได้ 0.42 %
CH3COOH 0.10 M แตกตัวได้ 1.30 %
CH3COOH 0.010 M แตกตัวได้ 4.20 %
การแตกตัวของกรดมอนอโปรติก (monoprotic acid dissociation)
กรดมอนอโปรติก คือ กรดทีแตกตัวให้ H+
ได้เพียง 1 ตัว เช่น HCOOH และ
CH3COOH
HCOOH (aq) → H+
(aq) + HCOO-
(aq)
CH3COOH (aq) H+
(aq) + CH3COO-
(aq)
การแตกตัวของกรดพอลิโปรติก (polyprotic acid dissociation)
กรดพอลิโปรติก หมายถึง กรดทีมีโปรตอนมากกว่า 1 ตัว และสามารถแตกตัวให้ H+
ได้
มากกว่า 1 ตัว ถ้าแตกตัวได้ H+
2 ตัว เรียกว่า กรดไดโปรติก เช่น H2CO3 , H2S , H2C2O4 เป็น
ต้น
H2S H+
+ HS-
HS-
H+
+ S2-
H2CO3 H+
+ HCO3
-
HCO3
-
H+
+ CO3
2-
23. 23 acid – base
กรดทีแตกตัวให้ H+
ได้ 3 ตัว เรียกว่า กรดไตรโปรติก เช่น H3PO4 , H3PO3
H3PO3 H+
+ H2PO4
-
H2PO4
-
H+
+ HPO4
2-
HPO4
2-
H+
+ PO4
3-
ค่าคงที%สมดุลของกรดอ่อน (Ka)
กรดอ่อนแตกตัวได้เพียงบางส่วน ปฏิกิริยาการแตกตัวไปข้างหน้า และปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึน
ได้พร้อมกัน และปฏิกิริยาการแตกตัวของกรดอ่อนนีจะอยู่ในภาวะสมดุล ค่าคงทีสมดุลนีจะหาได้ดังนี
HA + H2O H3O+
+ A-
K =
]OH][HA[
]A][OH[
2
3
−+
K คือค่าคงทีสมดุลของปฏิกิริยา และถือว่า [H2O] มีค่าคงที ดังนันจะได้ว่า
K[H2O] = Ka =
]HA[
]A][OH[ 3
−+
Ka คือ ค่าคงทีสมดุลของกรดอ่อน (HA)
ค่าคงทีสมดุลของกรดนีใช้เปรียบเทียบความแรงของกรดได้ ถ้าค่า Ka มีค่ามากแสดงว่ากรดมี
ความแรงมาก แตกตัวได้ดี ถ้าค่า Ka น้อยแสดงว่ากรดแตกตัวได้น้อย มีความแรงน้อย สําหรับกรดที
แตกตัวได้ 100% จะไม่มีค่า Ka
ตัวอย่างค่า Ka
HF (aq) + H2O (l) H3O+
(aq) + F-
(aq)
Ka =
]HF[
]F][OH[ 3
−+
= 6.7 x 10-4
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+
(aq) + CH3COO-
(aq)
Ka =
]COOHCH[
]COOCH][OH[
3
33
−+
= 1.74 x 10-5
HCN (aq) + + H2O (l) H3O+
(aq) + CN-
(aq)
Ka =
]HCN[
]CN][OH[ 3
−+
= 4.0 x 10-10
24. Acid – base 24
ถ้าเปรียบเทียบความแรงของกรดโดยใช้ Ka
Ka (HF) > Ka (CH3COOH) > Ka (HCN)
เพราะฉะนันความแรงของกรด HF > CH3COOH > HCN
* กรณีกรดไดโปรติก
มีสูตรทัวไปเป็น H2A แตกตัวได้ 2 ขัน ดังนี
ขั:นที< 1 H2A (aq) + H2O (l) H3O+
+ HA-
(aq)
Ka1 =
]AH[
]HA][OH[
2
3
−+
ขั:นที< 2 HA-
(aq) + H2O (l) H3O+
+ A2-
(aq)
Ka2 =
]HA[
]A][OH[ 2
3
−
−+
โดย Ka1 > Ka2
ตัวอย่างเช่น H2S , H2CO3
H2S (aq) + H2O (l) H3O+
(aq) + HS-
(aq)
Ka1 =
]SH[
]HS][OH[
2
3
−+
= 1.1 x 10-7
HS-
(aq) + H2O (l) H3O+
(aq) + S2-
(aq)
Ka2 =
]HS[
]S][OH[ 2
3
−
−+
= 1.10 x 10-14
จะเห็นว่าค่า Ka1 > Ka2
หมายความว่า H2S แตกตัวได้มากกว่า HS-
• กรณีกรดไตรโปรติก
มีสูตรทัวไปเป็น H3A จะแตกตัวได้ 3 ขันตอน คือ
ขั:นที< 1 H3A (aq) + H2O (l) H3O+
+ H2A-
(aq)
Ka1 =
]AH[
]AH][OH[
3
23
−+
ขั:นที< 2 H2A-
(aq) + H2O (l) H3O+
+ HA2-
(aq)
Ka2 =
]AH[
]HA][OH[
2
2
3
−
−+
ขั:นที< 3 HA2-
(aq) + H2O (l) H3O+
+ A3-
(aq)
Ka3 =
]HA[
]A][OH[
2
3
3
−
−+
25. 25 acid – base
โดย Ka1 > Ka2 > Ka3
ตัวอย่างเช่น H3PO4
H3PO4 (aq) + H2O (l) H3O+
+ H2PO4
-
(aq)
Ka1 =
]POH[
]POH][OH[
43
423
−+
= 5.9 x 10-3
H2PO4
-
(aq)(aq) + H2O (l) H3O+
+ HPO4
2-
(aq)
Ka2 =
]POH[
]HPO][OH[
42
2
43
−
−+
= 6.2 x 10-8
HPO4
2-
(aq) + H2O (l) H3O+
+ PO4
3-
(aq)
Ka3 =
]HPO[
]PO][OH[
2
4
3
43
−
−+
= 4.8 x 10-13
โดย Ka1 > Ka2 > Ka3
การแตกตัวของกรด H3PO4 > H2PO4
-
> HPO4
2-
การคํานวณเกี%ยวกับกรดอ่อน
ตัวอย่างที% 13 จงคํานวณเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรด HA 1 โมล/ลิตร ซึงมี H3O+
0.05 โมล/ลิตร
วิธีทํา HA (aq) + H2O (l) H3O+
+ A-
(aq)
เริมต้น 1 0 0
ภาวะสมดุล 1 - 0.05 0.05 0.05 โมล/ลิตร
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรดอ่อน = 100x
ดงกรดทั;งหมจํานวนโมลขอ
ตัวงกรดทีBแตกจํานวนโมลขอ
= x
1
05.0
100 = 5.0 %
ตัวอย่างที% 14 สารละลายกรด HA มีค่า Ka เป็น 6.8 x 10-4
สารละลายกรดนีมีความเข้มข้น 1 โมล/
ลิตร สารละลายกรดนีจะมีความเข้มข้นของ H3O+
เท่าใด
วิธีทํา HA (aq) + H2O (l) H3O+
+ A-
(aq)
เริมต้น 1 0 0
ภาวะสมดุล 1 - x x x
26. Acid – base 26
Ka =
]HA[
]A][OH[ 3
−+
6.8 x 10-4
=
x1
x2
−
1 - x = 1 ( c >>> Ka)
ดังนัน x2
= 6.8 x 10-4
x = 0.0261 โมล/ลิตร
เพราะฉะนัน [H3O+
] = 0.0261 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที% 15 ที 25 0
C กรดแอซิติก (CH3COOH) เข้มข้น 0.1 โมล/ลิตร แตกตัวได้ 1.34 % จง
คํานวณหาความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน แอซิเตตไอออน และ Ka
วิธีทํา
0.1 mol/dm3
CH3COOH แตกตัวได้ 1.34 % หมายความว่า
CH3COOH 100 mol/dm3
แตกตัวได้ = 1.34 mol/dm3
CH3COOH 0.1 mol/dm3
แตกตัวได้ =
100
1.034.1 x
= 0.00134 mol/dm3
CH3COOH + H2O H3O+
+ CH3COO-
เริมต้น 0.1 0 0
ภาวะสมดุล 0.1- 0.00134 0.00134 0.00134
Ka =
]COOHCH[
]COOCH][OH[
3
33
−+
=
0987.0
)00134.0)(00134.0(
= 1.82 x 10-5
ดังนันความเข้มข้นของ CH3COO-
และ H3O+
= 0.00134 หรือ 1.34 x 10-3
โมล/ลิตร
และค่า Ka = 1.82 x 10-5
ตัวอย่างที% 16 จงคํานวณหาความเข้มข้นของ H+
, SO4
2-
, และ HSO4
-
ของสารละลายกรด H2SO4
เข้มข้น 0.05 โมล/ลิตร กําหนดค่า Ka2 = 1.26 x 10-2
วิธีทํา
กรด H2SO4 เป็นกรดแก่แตกตัวได้ 100 % ในขันที 1
H2SO4 (aq) → H+
(aq) + HSO4
-
(aq)
0.5 0.50 0.50 โมล/ลิตร
ขันที 2 HSO4
-
(aq) แตกตัวให้ H+
และ SO4
2-
ดังนี
27. 27 acid – base
HSO4
-
(aq) H+
(aq) + SO4
2-
(aq)
เริมต้น 0.50 0.50 0 (ความเข้มข้นของ HSO4
-
และ H+
ได้จากการแตกตัวขันที1)
ภาวะสมดุล 0.50-x 0.50+x x
Ka2 =
]HSO[
]SO][H[
4
2
4
−
−+
1.26 x 10-2
=
)x5.0(
)x)(x50.0(
−
+
0.0063 - 0.0126X = 0.5X + X2
X2
+ 0.513X - 0.0063 = 0
ใช้สมการควอดราติกแก้สมการ
X =
)1(2
)0063.0)(1(4)513.0(513.0 2
−−±−
=
2
537.0513.0 ±−
= 0.012 (ค่าทีเป็นลบไม่ใช้)
เพราะฉะนัน [H+
] = 0.012 โมล/ลิตร
[SO4
2-
] = 0.012 โมล/ลิตร
[HSO4
-
] = 0.50 - 0.012 = 0.488 โมล/ลิตร
5.3 การแตกตัวของเบสอ่อน
เบสอ่อนเมือละลายนําจะแตกตัวเป็นไอออนเพียงบางส่วน และปฏิกิริยาการแตกตัวของเบสอ่อน
เป็นปฏิกิริยาทีผันกลับได้ เช่น แอมโมเนีย เมือละลายนําจะมีภาวะสมดุลเกิดขึน ดังสมการ
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
K =
]OH][NH[
]OH][NH[
23
4
−+
Kb = K[H2O] =
]NH[
]OH][NH[
3
4
−+
Kb คือ ค่าคงทีสมดุลของเบส ค่า Kb นีเป็นค่าคงทีและใช้เปรียบเทียบความแรงของเบส
ได้ เช่นเดียวกับค่า Ka
• โมโนโปรติกเบส (monoprotic base) จะรับ H+
ได้ 1 ตัว และมีค่า Kb เพียงค่าเดียว
เช่น NH3
• โพลิโปรติกเบส (polyprotic base) จะรับ H+
ได้มากกว่า 1 ตัว และมีค่า Kb ได้หลายค่า เช่น
ไฮดราซีน H2NNH2
28. Acid – base 28
H2NNH2 + H2O H2NNH3
+
+ OH-
; Kb1 = 9.1 x 10-7
H2NNH3
+
+ H2O H3NNH3
+
+ OH-
; Kb2 = 1.0 x 10-15
ตารางที 4 แสดงค่าคงทีสมดุลของเบสอ่อนบางตัว
ชือสาร สูตรโมเลกุล ปฏิกิริยา Kb (250
C)
ไตรเมทิลเอมีน
เอทานอลเอมีน
แอมโมเนีย
ไฮดราซีน
ไฮดรอกซิลเอมีน
ไพรีดีน
อะนิลีน
ฟอสเฟตไอออน
คาร์บอนเนตไอออน
ไซยาไนด์ไอออน
ไฮโดรเจนซัลไฟด์ไอออน
ไฮโดรเจนคาร์บอเนตไอออน
แอซิเตตไอออน
ฟลูออไรด์ไอออน
ไนไตรต์ไอออน
ซัลเฟตไอออน
(CH3)3N
HOC2H4NH2
NH3
N2H4
HONH2
C5H5N
C6H5NH2
PO4
3-
CO3
2-
CN-
HS-
HCO3
-
CH3COO-
F-
NO2
-
SO4
2-
(CH3)3N + H2O (CH3)3NH+
+ OH-
HOC2H4NH2+ H2O HOC2H4NH2
+
+ OH-
NH3 +H2O NH4
+
+ OH-
N2H4 + H2O N2H5
+
+ OH-
HONH2 + H2O HONH3
+
+ OH-
C5H5N + H2O C5H5N + OH-
C6H5NH2 + H2O C6H5NH2 + OH-
PO4
3-
+ H2O HPO4
2-
+ OH-
CO3
2-
+ H2O HCO3
2-
+ OH-
CN-
+ H2O HCN + OH-
HS-
+ H2O H2S + OH-
HCO3
-
+ H2O H2CO3 + OH-
CH3COO-
+ H2O CH3COOH + OH-
F-
+ H2O HF + OH-
NO2
-
+ H2O HNO2 + OH-
SO4
2-
+ H2O HSO4
-
+ OH-
6.5 x 10-5
3.2 x 10-5
1.8 x 10-5
1.7x10-6
(20
0
C)
1.1x10-8
(20
0
C)
1.8 x 10-9
4.3 x 10-10
2.2 x 10-2
2.1 x 10-4
1.6 x 10-5
1.1 x 10-7
2.6 x 10-8
5.7 x 10-10
1.5 x 10-11
1.4 x 10-11
9.8 x 10-13
นอกจาก การบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อน ในลักษณะของค่า Kb แล้วก็ยังสามารถบอก
ปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อนได้ในลักษณะของเปอร์เซ็นต์ของการแตกตัว ดังนี
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของเบสอ่อน = 100x
ดงเบสทั;งหมจํานวนโมลขอ
ตัวงเบสทีBแตกจํานวนโมลขอ
ตัวอย่างการคํานวณ
ตัวอย่างที% 17 จงเขียนค่าคงทีสมดุลของเบสอ่อนต่อไปนี C6H5NH2 , N2H2
วิธีทํา
C6H5NH2 + H2O C6H5NH3
+
+ OH-
Kb =
]NHHC[
]OH][NHHC[
256
356
−+
N2H4 + H2O N2H5
+
+ OH-
Kb =
]HN[
]OH][HN[
42
52
−+
29. 29 acid – base
ตัวอย่างที% 18 จงคํานวณหาความเข้มข้นของ OH-
ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0.200 โมล/ลิตร
กําหนดค่า Kb = 1.77 x 10-5
วิธีทํา NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
เริมต้น 0.200 0 0
ภาวะสมดุล 0.200 - x x x
Kb =
]NH[
]OH][NH[
3
4
−+
1.77 x 10-5
=
)x20.0(
)x)(x(
−
เนืองจาก Kb มีค่าน้อยมาก ∴ x ≤ 0.200 ; 0.20 - x ≅ 0.20
1.77 x 10-5
=
20.0
x2
x = 20.0x10x77.1 5−
= 1.88 x 10-3
เพราะฉะนัน [OH-
] = 1.88 x 10-3
โมล/ลิตร
ตัวอย่างที% 19 เมือแอมโมเนียละลายนํา จะแตกตัวให้ NH4
+
และ OH-
ถ้าแอมโมเนียจํานวน 0.106 โมล
ละลายในนํา 1 ลิตร ทีภาวะสมดุลแตกตัวให้ NH4
+
และ OH-
เท่ากัน คือ 1.38 x 10-3
โมล จงหาค่าคงที
ของการแตกตัวของ NH3
วิธีทํา
NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
เริมต้น 0.200 0 0
ภาวะสมดุล 0.200 - x x x
Kb =
]NH[
]OH][NH[
3
4
−+
=
)10x38.1106.0(
)10x38.1)(10x38.1(
3
33
−
−−
−
Kb = 1.82 x 10-5
30. Acid – base 30
ตัวอย่างที% 20 สารละลาย NH3 0.10 โมล/ลิตร แตกตัวให้ NH4
+
และ OH-
= 1.88 x 10-3
โมล/ลิตร จะ
แตกตัวได้กีเปอร์เซ็นต์ และถ้าสารละลายเบสเข้มข้น 0.20 โมล/ลิตร จะแตกตัวได้กีเปอร์เซ็นต์
วิธีทํา
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของเบสอ่อน = 100x
ดงเบสทั;งหมจํานวนโมลขอ
ตัวงเบสทีBแตกจํานวนโมลขอ
=
10.0
10x88.1 3−
x 100
= 1.88 %
NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
เริมต้น 0.10 0 0
ภาวะสมดุล 0.10 - 1.88x10-3
1.88x10-3
1.88x10-3
Kb =
]NH[
]OH][NH[
3
4
−+
=
)10x88.110.0(
)10x88.1)(10x88.1(
3
33
−
−−
−
Kb = 1.88 x 10-5
กรณีสารละลายเบสเข้มข้น 0.2 โมล/ลิตร
NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
เริมต้น 0.20 0 0
ภาวะสมดุล 0.20 - x x x
Kb =
]NH[
]OH][NH[
3
4
−+
1.88 x 10-5
=
)x20.0(
x2
−
x มีค่าน้อยมาก 0.20 - x ≅ 0.20
x2
= 0.20(1.88 x 10-5
)
x = 1.94 x 10-3
เพราะฉะนัน [NH4
+
] = [OH-
] = 1.94 x 10-3
เปอร์เซ็นต์การแตกตัว =
20.0
10x94.1 3−
x 100 = 0.97 %
31. 31 acid – base
6 การแตกตัวของนํ!าบริสุทธิ$
นําเป็นอิเล็กโทรไลต์ทีอ่อนมาก แตกตัวได้น้อยมาก ดังนัน การนําไฟฟ้าของนําจะน้อย จนไม่
สามารถตรวจสอบได้ด้วยการนําไฟฟ้าผ่านหลอดไฟ แต่ตรวจได้ด้วยเครืองวัดกระแส (เป็นแอมมิเตอร์)
ตัวอย่างการวัดการนําไฟฟ้าของนําชนิดต่างๆ ได้แก่ นํากลันทีอุณหภูมิห้อง นํากลันทีอุณหภูมิ
60 - 70 องศาเซลเซียส นําคลอง นําประปา และนําฝน จะได้ผลดังตาราง
ตารางที 5 ตัวอย่างการนําไฟฟ้าของนําชนิดต่างๆ
นําชนิดต่างๆ เครืองตรวจการนําไฟฟ้า วัดด้วยแอมมิเตอร์
นํากลันทีอุณหภูมิห้อง
นํากลันทีอุณหภูมิ 60-70 0
C
นําคลอง
นําประปา
นําฝน
หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง
40
80
90
85
80
ตามทฤษฎีของเบรินสเตตและลาวรี นําทําหน้าทีเป็นทังกรดและเบส ไอออนทีเกิดขึนจากการ
แตกตัวของนํา และมีการถ่ายเทโปรตอนกันเองได้ (ออโตไอออนไนเซชัน)
กรด 3 เบส 4 กรด 4 เบส 3
H3O+ + OH-H2O + H2O
ให้ H+
โมเลกุลของนําทีเสีย H+
จะเปลียนเป็น OH-
ซึงมีประจุลบและโมเลกุลของนําทีได้รับ H+
จะ
เปลียนเป็น H3O+
ซึงมีประจุบวก เราอาจเขียนสมการกรด-เบส ได้ง่ายๆ ดังนี
H2O (l) + H2O (l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
เนืองจากระบบนีอยู่ในภาวะสมดุล สามารถเขียนสมการค่าคงทีสมดุลของ H2O ได้ดังนี
K = 2
2
3
]OH[
]OH][OH[ −+
Kw = K[H2O]2
= [H3O+
][OH-
] = 1 x 10-14
Kw คือค่าคงทีการแตกตัวของนํา มีค่าเท่ากับ 1 x 10-14
ที 25 0
C เนืองจากนําบริสุทธิ>แตก
ตัวเป็นไอออนจะให้ความเข้มข้นของ H3O+
และ OH-
เท่ากัน
[H3O+
] = [OH-
] = wK
32. Acid – base 32
= 14
10x0.1 −
= 1 x 10-7
โมล/ลิตร ที 25 0
C
ดังนัน นําบริสุทธิ>จึงมีสภาพเป็นกลาง เนืองจากปริมาณ H3O+
เท่ากับ OH-
ค่าคงทีทีสมดุลของ
นํามีค่าเปลียนแปลงตามอุณหภูมิ แสดงดังตารางต่อไปนี
ตารางที 6 ค่า Kw ของนําทีอุณหภูมิต่างๆ
อุณหภูมิ (0
C) Kw
0
10
20
25
30
40
50
60
0.114 x 10-14
0.292 x 10-14
0.681 x 10-14
1.010 x 10-14
1.470 x 10-14
2.920 x 10-14
5.470 x 10-14
9.610 x 10-14
7 การเปลี&ยนแปลงความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนและ ไฮดรอกไซด์ไอออนในนํ!า
จากทีกล่าวมาแล้ว นําแตกตัวให้ H3O+
และ OH-
ได้เท่าๆ กัน ทําให้สภาพความเป็นกรด และ
สภาพความเป็นเบสเท่ากันตลอด หรือเรียกว่าเป็นกลาง โดยที Kw = 1 x 10-14
และ [H3O+
] เท่ากับ
[OH-
] = 1 x 10-7
แต่ความเข้มข้นของ H3O+
และ OH-
นีจะเปลียนแปลงไปเมือเติม H3O+
หรือ OH-
ลงไปในนํา
ถ้าเติม HCl ซึงเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ลงไปในนํา HCl จะแตกตัวให้ H3O+
และ Cl-
ปริมาณ H3O+
ในนําจึงเพิมขึน
H2O (l) + H2O (l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
HCl (l) + H2O (l) → H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
ตามหลักของเลอชาเตอริเอ เมือ H3O+
มากขึน นําพยายามรักษาสมดุล โดยที H3O+
จะรวมกับ
OH-
เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ คือได้ H2O มากขึน และ [OH-
] จะลดลง ปฏิกิริยาก็จะเข้าสู่ภาวะสมดุลอีก
ครังหนึง
Kw = [H3O+
][OH-
]
33. 33 acid – base
[H3O+
] =
]OH[
Kw
−
จะเห็นได้ว่าจากสมการถ้า [H3O+
] มากขึน [OH-
] ก็น้อยลง ในทํานองเดียวกัน ถ้าเติม OH-
ลง
ไปในนํา จะทําให้ [OH-
] มากขึน [H3O+
] ก็น้อยลง
จากสมการ Kw = [H3O+
][OH-
] ถ้าทราบ [H3O+
] ก็คํานวณหา [OH-
] ได้ หรือถ้าทราบ [OH-
]
ก็คํานวณหา [H3O+
] ได้ ดังตัวอย่างต่อไปนี
การพิจารณาว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบส
• ถ้า [H3O+
] = [OH-
] สารละลายเป็นกลาง
• ถ้า [H3O+
] > [OH-
] สารละลายเป็นกรด
• ถ้า [H3O+
] < [OH-
] สารละลายเป็นเบส
ตัวอย่างที% 21 สารละลายชนิดหนึงมี [H3O+
] = 1 x 10-2
โมล/ลิตร [OH-
] จะมีค่าเท่าใด
วิธีทํา
Kw = [H3O+
][OH-
]
1 x 10-14
= (1 x 10-2
) [OH-
]
[OH-
] = 2
14
10x1
10x1
−
−
= 1 x 10-12
โมล/ลิตร
ตัวอย่างที% 22 เมือเติม H3O+
จํานวน 1.0 x 10-3
โมลลงไปในนํา ให้คํานวณหาความเข้มข้นของ OH-
ถ้าสารละลายนีมีปริมาตร 1 ลิตร
วิธีทํา
[H3O+
] จากนํา = 1 x 10-7
โมล/ลิตร
[H3O+
] ทีเติม = 1 x 10-3
โมล/ลิตร
เพราะฉะนัน [H3O+
] = ( 1 x 10-3
) + ( 1 x 10-7
) ≅ 1 x 10-3
Kw = [H3O+
][OH-
]
[OH-
] =
]OH[
K
3
w
+
= 3
14
10x1
10x1
−
−
= 1 x 10-11
จะเห็นได้ว่า [OH-
] ลดลง (< 1 x 10-7
) เมือเติมกรดลงไป
ตัวอย่างที% 23 ถ้าสารละลายก๊าซ HCl 3.65 กรัมในนํา และสารละลายมีปริมาตร 5 dm3
จงหาความ
เข้มข้นของ H3O+
และ OH-
ในสารละลาย (H = 1 , Cl = 35.5)
34. Acid – base 34
วิธีทํา
จํานวนโมล HCl =
5.351
65.3
+
= 0.10 โมล
HCl 5 dm3
มี HCl = 0.10 โมล
HCl 1 dm3
มี HCl =
5
1x10.0
= 0.02 mol/dm3
HCl เป็นกรดแก่แตกตัวได้ 100%
HCl + H2O (l) → H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
0.02 0.02 0.02 mol/dm3
[H3O+
] = 0.02 mol/dm3
[OH-
] =
]OH[
K
3
w
+
=
02.0
10x1 14−
= 0.5 x 10-12
mol/dm3
ความสัมพันธ์ระหว่าง Ka , Kb และ Kw
• สําหรับคู่กรด-เบสใดๆ
Kw = Ka . Kb
เช่น NH4
+
- NH3
กรด NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
Ka =
]NH[
]OH][NH[
4
33
+
+
เบส NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
Kb =
]NH[
]OH][NH[
3
4
−+
Ka . Kb =
]NH[
]OH][NH[
4
33
+
+
.
]NH[
]OH][NH[
3
4
−+
= [H3O+
] [OH-
] = Kw
ตัวอย่างที% 24 กําหนดค่า Ka ของ CH3COOH ให้เท่ากับ 1.8 x 10-5
ให้หาค่า Kb ของคู่เบสของ
CH3COOH
35. 35 acid – base
วิธีทํา คู่กรด CH3COOH + H2O CH3COO-
+ H3O+
Ka =
]COOHCH[
]OH][COOCH[
3
33
+−
= 1.8 x 10-5
คู่เบส CH3COO-
+ H2O CH3COOH + OH-
Kb =
]COOCH[
]OH][COOHCH[
3
3
−
−
Ka . Kb =
]COOHCH[
]OH][COOCH[
3
33
+−
.
]COOCH[
]OH][COOHCH[
3
3
−
−
Ka . Kb = [H3O+
] [OH-
] = Kw
1.8 x 10-5
. Kb = 1.0 x 10-14
Kb = 5
14
10x8.1
10x1
−
−
= 5.55 x 10-10
ตัวอย่างที% 25 กําหนดค่า Kb ของ N2H4 ให้เท่ากับ 1.7 x 10-6
ให้หาค่า Ka ของคู่กรดของ N2H4
วิธีทํา N2H4 + H2O N2H5
+
+ OH-
เบส คู่กรด
Ka . Kb = [H3O+
] [OH-
] = Kw
Ka . 1.7 x 10-6
= 1.0 x 10-14
Ka = 6
14
10x7.1
10x1
−
−
= 5.88 x 10-9
8 pH ของสารละลาย
pH คือ ค่าทีแสดงถึงความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน (H+
) หรือไฮโดรเนียมไอออน (H3O+
)
ใช้บอกความเป็นกรดหรือเบสของสารละลาย โดยค่า pH ของสารละลายเป็นค่าลอการิทึมของไฮโดรเจน
ไอออน (หรือไฮโดรเนียมไอออน) ทีเป็นลบ
pH = -log [H3O+
]
หรือ [H3O]+
= 10-pH
โดยที [H3O+
] คือ ความเข้มข้นของ H3O+
หรือ H+
เป็นโมล/ลิตร
นําบริสุทธิ>ทีอุณหภูมิ 25 0
C จะมี [H3O+
] = 1 x 10-7
โมล/ลิตร
ดังนัน pH = -log [H3O+
] = -log [1 x 10-7
] = 7
นันคือ pH ของนําบริสุทธิ>ทีอุณหภูมิ 25 0
C เท่ากับ 7 ถือว่ามีสภาพเป็นกลาง คือไม่
มีความเป็นกรดหรือเบส
36. Acid – base 36
ถ้า [H3O+
] = 1 x 10-5
; pH = -log [H3O+
] = -log [1 x 10-5
] = 5 (เป็นกรด)
ถ้า [H3O+
] = 1 x 10-9
; pH = -log [H3O+
] = -log [1 x 10-9
] = 9 (เป็นเบส)
ดังนันสรุปว่า
• pH < 7 สารละลายเป็นกรด
• pH = 7 สารละลายเป็นกลาง
• pH > 7 สารละลายเป็นเบส
หรืออาจจะเขียนเป็นสเกลได้ดังนี
นอกจากจะบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายด้วยค่า pH แล้วยังสามารถบอกค่าความ
เป็นกรด-เบส ได้โดยใช้ค่า pOH
pOH ของสารละลาย คือ ค่าทีบอกความเข้มข้นของ OH-
ในสารละลายมีค่าเท่ากับ -log[OH-
]
pOH = -log[OH-
]
โดย pH + pOH = 14
ตารางที 7 สเกล pH ของสารละลายทีมีความเข้มข้นต่างๆ กัน
[H3O+
] โมล/ลิตร pH [OH-
] โมล/ลิตร pOH
1 x 100
1 x 10-1
1 x 10-2
1 x 10-3
1 x 10-4
1 x 10-5
1 x 10-6
1 x 10-7
1 x 10-8
1 x 10-9
1 x 10-10
1 x 10-11
1 x 10-12
1 x 10-13
1 x 10-14
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1 x 10-14
1 x 10-13
1 x 10-12
1 x 10-11
1 x 10-10
1 x 10-9
1 x 10-8
1 x 10-7
1 x 10-6
1 x 10-5
1 x 10-4
1 x 10-3
1 x 10-2
1 x 10-1
1 x 100
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
กลาง
0 7 14
pH
กลาง
เบสกรด
37. 37 acid – base
วิธีวัด pH ของสารละลายวัดได้ 2 วิธี ดังนี3
1. วิธีเปรียบเทียบสี วิธีนีเป็นการวัด pH โดยประมาณ (มีความถูกต้อง ± 0.5 หน่วย pH) ซึง
ทําได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ทีเหมาะสมลงไปในสารละลายทีต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบกับสารละลาย
ทําได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ทีเหมาะสมลงไปในสารละลายทีต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบสีกับ
สารละลายบัฟเฟอร์ทีทราบค่า pH แน่นอน ซึงได้เติมอินดิเคเตอร์ชนิดเดียวกันไปแล้ว หรือใช้กระดาษชุบ
อินดิเคเตอร์ (กระดาษ pH) จุ่มลงไปแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐาน
2. วิธีวัดความต่างศักย์ วิธีนีวัด pH ได้อย่างละเอียด (มีความถูกต้อง ± 0.01 หน่วย pH) โดย
การใช้เครืองมือทีเรียกว่า พีเอชมิเตอร์ ซึงวัด pH ของสารละลายได้โดยการวัดความต่างศักย์ระหว่าง
ขัวไฟฟ้า 2 ขัว
ภาพที 6 เครืองพีเอชมิเตอร์
ตัวอย่างที% 26 ให้หาค่า pH ของสารละลายทีมี H3O+
เท่ากับ 1 x 10-11
และ 6 x 10-14
โมล/ลิตร
วิธีทํา
[H3O+
] = 1 x 10-11
pH = -log[H3O+
] = -log[1 x 10-11
] = 11
[H3O+
] = 6 x 10-4
pH = -log[H3O+
] = -log[6 x 10-4
] = 4 - log6 = 4 - 0.78 = 3.22
ตัวอย่างที% 27 จงหา pH ของสารละลายทีมีความเข้มข้นของ H3O+
= 4.8 x 10-13
โมล/ลิตร
วิธีทํา pH = -log[H3O+
]
= -log[4.8 x 10-13
]
= 13 - log 4.8
= 12.32
ตัวอย่างที% 28 สารละลายชนิดหนึงมี pH = 4.00 จะมีความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนเป็นเท่าใด
38. Acid – base 38
วิธีทํา pH = -log[H3O+
]
4 = -log[H3O+
]
[H3O+
] = 10-4
= 1 x 10-4
ตัวอย่างที% 29 จงคํานวณหา [OH-
] และ pOH ในสารละลายซึงมี pH = 8.37
วิธีทํา pH = -log[H3O+
]
8.37 = -log[H3O+
]
[H3O+
] = 10-8.37
= 4.3 x 10-9
โมล/ลิตร
[H3O+
][OH-
] = 1 x 10-14
[OH-
] =
]OH[
10x1
3
14
+
−
=
]10x3.4[
10x1
9
14
−
−
[OH-
] = 2.33 x 10-6
โมล/ลิตร
จาก pOH + pH = 14
pOH = 14 - pH = 14 - 8.37 = 5.63
ตัวอย่างที% 30 จงคํานวณหา [H+
], [OH-
] , pH , และ pOH ของสารละลายทีมีกรดแก่ HX 0.01 โมล
ในนํา 500 cm3
วิธีทํา
กรดแก่ HX แตกตัวได้ 100 %
[HX] = 0.1 โมล/ลิตร = 0.02 โมล/ลิตร
HX → H+
(aq) + X-
(aq)
0.02 โมล/ลิตร 0.02 โมล/ลิตร
เพราะฉะนัน [H+
] = 0.02 โมล/ลิตร
จาก [H+
][OH-
] = 1 x 10-14
โมล/ลิตร
[OH-
] =
02.0
10x1 14−
= 5.0 x 10-13
เพราะฉะนัน [OH-
] = 5.0 x 10-13
โมล/ลิตร
pH = -log[H+
] = -log(0.02) = 1.70
pH + pOH = 14
pOH = 14 - pH = 14 - 1.70 = 12.30
39. 39 acid – base
ตัวอย่างที% 31 กรดไฮโดรไซยานิก (HCN) เมือละลายนําแตกตัว 0.01 % สารละลายของกรดนีเข้มข้น
0.1 mol/dm3
จะมี pH เท่าใด
วิธีทํา 0.01 % ของ 0.1 mol/dm3
=
100
01.0
= 1 x 10-5
โมล/ลิตร
เพราะฉะนันกรด HCN แตกตัวไป 1 x 10-5
โมล/ลิตร
HCN(aq) H+
(aq) + CN-
(aq)
เริมต้น 0.1 0 0
สมดุล 0.1 - 1 x 10-5
1 x 10-5
1 x 10-5
[H+
] = 1 x 10-5
โมล/ลิตร
pH = -log [H+
] = -log[1 x 10-5
] = 5
เพราะฉะนัน pH ของสารละลาย HCN = 5
9 อินดิเคเตอร์สําหรับกรด-เบส
อินดิเคเตอร์ คือ สารทีใช้บอกความเป็นกรด-เบส ของสารละลายได้อย่างหนึง สารประกอบที
เปลียนสีได้ที pH เฉพาะตัว จะถูกนํามาใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ เช่น ฟีนอล์ฟทาลีน จะไม่มีสีเมืออยู่ใน
สารละลายกรด และจะเปลียนเป็นสีชมพู เมืออยู่ในสารละลายเบสทีมี pH 8.3
C
HO
HO
O-C=O
ไม่มีสี (รูปกรด)
OH-
H3O+
ลีชมพู(รูปเบส)
C=O
HO
HO
C
O-
ภาพที 7 ฟีนอล์ฟทาลีน
อินดิเคเตอร์สําหรับกรด-เบส เป็นสารอินทรีย์ อาจเป็นกรดหรือเบสอ่อนๆ ซึงสามารถเปลียนจาก
รูปหนึงไปเป็นอีกรูปหนึงได้ เมือ pH ของสารละลายเปลียน
การเปลี%ยนสีของอินดิเคเตอร์
HIn เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ทีอยู่ในรูปกรด (Acid form)
In-
เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ทีอยู่ในรูปเบส (Basic form)
รูปกรดและรูปเบสมีภาวะสมดุล เขียนแสดงได้ด้วยสมการ ดังนี
40. Acid – base 40
HIn (aq) + H2O (l) H3O+
(aq) + In-
(aq)
ไม่มีสี * (รูปกรด) สีชมพู* (รูปเบส) ; (* = กรณีเป็นฟีนอล์ฟทาลีน)
Kind =
]HIn[
]In][OH[ 3
−+
HIn และ In-
มีสีต่างกันและปริมาณต่างกัน จึงทําให้สีของสารละลายเปลียนแปลงได้ ถ้า
ปริมาณ HIn มากก็จะมีสีของรูปกรด ถ้ามีปริมาณ In-
มากก็จะมีสีของรูปเบส การทีจะมีปริมาณ HIn
หรือ In มากกว่าหรือน้อยกว่านันขึนอยู่กับปริมาณ H3O+
ในสารละลาย ถ้ามี H3O+
มากก็จะรวมกับ In-
ได้เป็น HIn ได้มาก แต่ถ้าอยู่ในสารละลายทีมี OH-
มาก OH-
จะทําปฏิกิริยากับ H3O+
ทําให้ H3O+
ลดลง ซึงจะมีผลทําให้เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าได้ In-
มากขึน ซึงสามารถเขียนอธิบายด้วยสมการ ดังนี
• เมือเติมกรด (H3O+
) ทําให้ปริมาณ [H3O+
] ทางขวาของสมการมีมากขึน ปฏิกิริยาจะเกิด
ย้อนกลับ ทําให้มี HIn มากขึนจึงเห็นเป็สีของกรด HIn
• เมือเติมเบส (OH-
) OH-
จะทําปฏิกิริยากับ H3O+
ทําให้ H3O+
น้อยลง ปฏิกิริยาจะไป
ข้างหน้ามากขึน (→) ทําให้มี In-
มากขึน จึงเห็นเป็นสีเบสของ In-
∗ ถ้า [HIn] มากกว่า [In-
] 10 เท่าขึนไป จะเห็นเป็นสีของรูปกรด (HIn)
∗ ถ้า [In-
] มากกว่า [HIn] 10 เท่าขึนไป จะเห็นเป็นสีของรูปเบส (In-
)
[HIn] จะมากหรือน้อยกว่า [In-
] ขึนอยู่กับ pH ของสารละลาย (หรือปริมาณของ H3O+
ดังทีได้
กล่าวมาแล้ว
ช่วง pH ทีอินดิเคเตอร์เปลียนสีจากรูปหนึงไปเป็นอีกรูปหนึง สารละลายจะมีสีผสมระหว่างรูป
กรดและรูปเบส เรียกว่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ (pH range หรือ pH interval)
ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์หาได้จากค่า Kind ของอินดิเคเตอร์ดังนี
HIn (aq) + H2O (l) H3O+
(aq) + In-
(aq)
Kind =
]HIn[
]In][OH[ 3
−+
[H3O+
] = Kind
]In[
]HIn[
−
-log [H3O+
] = -log Kind -log
]In[
]HIn[
−
pH = pKind - log
]In[
]HIn[
−
41. 41 acid – base
♦จะเริมเห็นสีของรูปกรดเมือ
]In[
]HIn[
−
≥ 10
pH = pKind - log10
pH = pKind - 1
♦จะเริมเห็นสีของรูปเบสเมือ
]In[
]HIn[
−
≤
10
1
pH = pKind - log
10
1
pH = pKind + 1
นันคือ ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ = pKind ± 1
หมายความว่า สีของอินดิเคเตอร์จะเริมเปลียนแปลงเมือ pH = pKind ± 1 ซึงเป็นค่า
โดยประมาณ แต่ถ้า [HIn] มากกว่าหรือน้อยกว่า [In-
] 10 เท่าขึนไป อาจถึง 100 เท่า ช่วง pH ของ
อินดิเคเตอร์ก็จะเปลียนไป ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ทีถูกต้องจริงๆ ของแต่ละอินดิเคเตอร์หาได้จากการ
ทดลอง
ตัวอย่างเช่น เมทิลเรด มีช่วง pH 4.4 - 6.2 หมายความว่า สารละลายทีหยดเมทิลเรดลงไป
จะเปลียนสีจากรูปกรด (แดง) ไปเป็นรูปเบส (เหลือง) ในช่วง pH ตังแต่ 4.4 - 6.2 นันคือ
• ถ้า pH < 4.4 จะให้สีแดง (รูปกรด
• pH อยู่ระหว่าง 4.4 - 6.2 จะให้สีผสมระหว่างสีแดงกับเหลือง คือ สีส้ม
• pH > 6.2 จะให้สีเหลือง (รูปเบส)
สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด จะเปลียนในช่วง pH ทีต่างกัน ซึงแสดงได้ดังภาพที 8
42. Acid – base 42
ภาพที 8 สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด
อย่างไรก็ตาม อินดิเคเตอร์ชนิดหนึงๆ จะใช้หาค่า pH ของสารละลายได้อย่างคร่าวๆ เท่านัน
เช่น เมือนําสารละลายมาเติม เมทิลออเรนจ์ลงไป (ช่วง pH ของเมทิลออเรนจ์เท่ากับ 3.0 - 4.4 และสีที
เปลียนอยู่ในช่วง สีแดง → เหลือง) ถ้าสารละลายมีสีเหลืองหลังจากหยดเมทิลออเรนจ์ แสดงว่า
สารละลายนีมี pH ตังแต่ 4.4 ขึนไป ซึงอาจมีฤทธิ>เป็นกรด กลางหรือ เบส ก็ได้ ดังนัน การหาค่า pH
ของสารละลายหนึงๆ อาจจะต้องใช้อินดิเคเตอร์หลายๆ ตัว แล้วนําข้อมูลมาวิเคราะห์ pH ของสารละลาย
ร่วมกัน
ตัวอย่างที% 32 การทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผล
การทดลองเป็นดังนี
ชนิดของอินดิเคเตอร์ ช่วง pH สีทีเปลียน สีสารละลายทีได้จากการทดลอง
1. methyl yellow
2. Bromeresol green
3. Methyl red
4. Bromothymol blue
5. Phenophtalein
2.9-4.0
3.8-5.4
4.4-6.2
6.0-7.6
8.0-9.6
สีแดง-เหลือง
เหลือง-นําเงิน
แดง-เหลือง
เหลือง-นําเงิน
ไม่มีสี-สีชมพู
เหลือง
นําเงิน
ส้ม
เหลือง
ไม่มีสี
