บทที่ 8 กรด เบส

เนืÊอหาทีÉจะต้องเรียนใน บททีÉ 8 กรด- เบส มีดังนีÊ
8.1 สารละลายอิเล็กโตรไลต์และนอนอิเล็กโตรไลต์
8.2 สารละลายกรดและสารละลายเบส
8.3 ทฤษฎีกรด – เบส
8.4 คู่กรด – เบส
8.5 การแตกตัวของกรดและเบส
8.6 การแตกตัวเป็นไอออนของนÊำ
8.7 pH ของสารละลาย
8.8 อินดิเคเตอร์สำหรับกรด – เบส
8.9 สารละลายกรด – เบสในชีวิตประจำวันและในสิÉงมีชีวิต
8.10 ปฏิกิริยาของกรดและเบส
8.11 การไทเทรตกรด – เบส
8.12 สารละลายบัฟเฟอร์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 1

บททีÉ 8 กรด - เบส
สมบัติทัÉวไปของกรด- เบส มีดังนีÊ
กรด เบส
มีรสเปรีÊยว เปลÉียนสีกระดาษลิตมัส นÊำเงิน แดง มีรสขม ลักษณะลÉืน ๆ เปลÉียนสีกระดาษลิตมัส แดง นÊำเงิน
ในบทนีÊนักเรียนจะได้ศึกษาสมบัติของกรด-เบส ดังหัวข้อตํÉาไปนีÊ
8.1 สารละลายอิเล็กโตรไลต์และนอนอิเล็กโตรไลต์ 8.7 pH ของสารละลาย
8.2 สารละลายกรด และสารละลายเบส 8.8 อินดิเคเตอร์สำหรับกรด – เบส
8.3 ทฤษฏี กรด – เบส 8.9 ปฏิกิริยาของกรดและเบส
8.4 คู่กรด – เบส 8.ř0 การไทเทรต กรด- เบส
8.5 การแตกตัวของกรด – เบส 8.řř สารละลายบัฟเฟอร์
8.6 การแตกตัวเป็นไอออนของนÊำ
8.ř สารละลายอิเล็กโตรไลต์และนอนอิเล็กโตรไลต์
 เมÉือผสมสารเข้ากับนÊำ สารบางชนิดไม่ละลายในนÊำ และสารบางชนิดละลายนÊำได้ เป็น สารละลาย
 ถ้าตัวละลายเป็นสารประกอบไอออนิก เช่น โซเดียมคลอไรด์ เมÉือละลายนÊำจะแตกตัวเป็นไอออนได้
- สารละลายทÉีสามารถนำไฟฟ้าได้ อาจมีสมบัติเป็นกรด เป็นเบส หรือเป็นกลางก็ได้
Na+
Cl-
สารประกอบไอออนิก เช่น เกลือ (NaCl) สารประกอบโคเวเลนต์ เช่น นÊำตาลทราย (C12H22O11)
ละลายนÊำได้ ละลายนÊำได้
แตกตัวเป็นไอออนได้ ไม่แตกตัวเป็นไอออน
นำไฟฟ้าได้ ไม่นำไฟฟ้า
(ให้กระแสไฟฟ้าเข้าไป แล้วทำให้หลอดไฟสว่าง) (ให้กระแสไฟฟ้าเข้าไป แล้วทำให้หลอดไฟไม่สว่าง)
เรียก สารละลายอิเล็กโตรไลต์ (Electrolyte) เรียก สารละลายนอน-อิเล็กโตรไลต์ (non- Electrolyte)
แตกตัวเป็นไอออนได้มาก
(แตกตัวหมด) นำไฟฟ้าได้มาก
(หลอดไฟสว่างมาก)
เรียก อิเล็กโตรไลต์แก่
แตกตัวเป็นไอออนได้น้อย
(แตกตัวบางส่วน) นำไฟฟ้าได้น้อย
(หลอดไฟสว่างน้อย)
เรียก อิเล็กโตรไลต์อ่อน

8.2 สารละลายกรด - สารละลายเบส
การทีÉสารละลายกรด และ สารละลายเบส สามารถนำไฟฟ้าได้ แสดงว่า มีไอออนอยใู่นสารละลายนัÊน
แต่การเปลÉียนสีกระดาษลิตมัสของกรดและเบสแตกต่างกัน ดังนัÊน ไอออนในกรด และเบส จึงมีแตกต่างกันด้วย ดังนีÊ
 ไอออนในสารละลายกรด
สารละลายกรดทุกชนิดเป็นสารอิเล็กโตรไลต์ (แตกตัวเป็นไอออนและนำไฟฟ้าได้) เปลÉียนสีกระดาษลิตมัส นÊำเงิน เป็น แดง
เมÉือนำสารละลายกรดมาศึกษา สามารเขียนสมการได้ดังนีÊ
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
กรดไฮโดรคลอริก นÊำ ไฮโดรเนียมไอออน คลอไรด์ไอออน
จากสมการนีÊ พบว่า HCl เป็นอิเล็กโตรไลต์แก่ (กรดแก่) เพราะละลายนํÊาแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้หมด
เกิดไอออน H3O+ และ Cl- ซึÉงไม่สามารถเกิดย้อนกลับได้
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
กรดแอซิติก นÊำ ไฮโดรเนียมไอออน คลอไรด์ไอออน
จากสมการนีÊ พบว่า CH3COOH เป็นอิเล็กโตรไลต์อ่อน (กรดอ่อน) เพราะละลายนํÊาแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้บางส่วน
เกิดไอออน H3O+ และ CH3COO- ซึÉงสามารถเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับได้ และมีภาวะสมดุลเกิดขึÊน
สรุป เมÉือพิจารณาการเปลÉียนแปลงของแก๊สไฮโดรเจนคลอไรด์ในนÊำ กับ กรดแอซิติกในนÊำ
พบว่า เกิดไอออนทีÉเหมือนกัน คือ ไฮโดรเนียมไอออน (H3O+)
ดังนัÊน ไอออนในสารละลายกรด คือ ไฮโดรเนียมไอออน (H3O+)
 ไอออนในสารละลายเบส
สารละลายเบสทุกชนิดเป็นสารอิเล็กโตรไลต์ (แตกตัวเป็นไอออนและนำไฟฟ้าได้) เปลÉียนสีกระดาษลิตมัส แดง เป็น นÊำเงิน
เมÉือนำสารละลายเบสมาศึกษา สามารเขียนสมการได้ดังนีÊ
NaOH (s) H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq)
โซเดียมไฮดรอกไซด์ โซเดียมไอออน ไฮดรอกไซด์ไอออน
จากสมการนีÊ พบว่า NaOH เป็นอิเล็กโตรไลต์แก่ (เบสแก่) เพราะละลายนํÊาแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้หมด
เกิดไอออน Na+ และ OH- ซึÉงไม่สามารถเกิดย้อนกลับได้
NH3 (g) H2O (l) NH3 (aq)
แอมโมเนีย สารละลายแอมโมเนีย
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+ (aq) + OH- (aq)
แอมโมเนีย นÊำ แอมโมเนียมไอออน ไฮดรอกไซด์ไอออน
จากสมการนีÊ พบว่า NH3 เป็นอิเล็กโตรไลต์อ่อน (เบสอ่อน) เพราะละลายนํÊาแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้บางส่วน
เกิดไอออน NH4
+ และ OH- ซึÉงสามารถเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับได้ และมีภาวะสมดุลเกิดขึÊน
สรุป เมÉือพิจารณาการเปลÉียนแปลงของโซเดียมไฮดรอกไซด์ในนÊำ กับ แอมโมเนียในนÊำ
พบว่า เกิดไอออนทีÉเหมือนกัน คือ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-)
ดังนัÊน สารละลายเบสมีไอออน คือ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-)

8.3 ทฤษฏีกรด - เบส
1. ทฤษฏีกรด – เบสอาร์เรเนียส ผู้คิดกฎนีÊคือ สวันเต เอากุสต์ อาร์เรเนียส ให้คำนิยามว่า
กรด คือ สารทÉีละลายนÊำ แล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน (H+)
เบส คือ สารทÉีละลายนÊำ แล้วแตกตัวให้ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-)
เขียนสมการได้เป็น
H2O H2O
กรด : HA H+ + A - เบส : BOH B+ + OH-
จากสมการนีÊ สูตรทัวÉไปของกรด คือ HA เช่น HCl , HNO3 , HClO4
ส่วนสูตรทัวÉไปของเบสคือ BOH เช่น NaOH , KOH
ทฤษฏีกรด- เบสอาร์เรเนียส มีข้อจำกัดคือ สารทÉีเป็นกรด หรือเบส ต้องละลายนÊำได้เท่านัÊน
2. ทฤษฏีกรด – เบสเบรินสเตต-ลาวรี ผู้คิดกฎนีÊคือ โยฮันเนส นิโคเลาส์ เบนินสเตต
และ ทอมัส มาร์ติน ลาวรี ให้คำนิยามว่า
กรด คือ สารทÉี ให้ โปรตอน แก่สารอÉืนได้
เบส คือ สารทÉี รับ โปรตอน จากสารอÉืนได้
ให้ H+
HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
กรดไฮโดรคลอริก นÊำ ไฮโดรเนียมไอออน คลอไรด์ไอออน
(กรด) (เบส)
จากสมการ HCl เป็นสารอิเล็กโตรไลต์แก่ ซึÉงแตกตัวเป็นไอออนได้หมด ซึÉง HCl เป็นกรด
ส่วน H2O เป็นเบส เพราะ HCl ให้ H+ แก่นÊำ
ให้ H+ ให้ H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
กรดแอซิติก นÊำ ไฮโดรเนียมไอออน คลอไรด์ไอออน
(กรด) (เบส) (กรด) (เบส)
จากสมการ CH3COOH เป็นสารอิเล็กโตรไลต์อ่อน แตกตัวเป็นไอออนได้บางส่วน ดังนัÊน
ปฏิกิริยาไปข้างหน้า จะเห็นว่า CH3COOH ให้ H+ แก่ H2O แล้วกลายเป็น CH3COO-
ดังนัÊน CH3COOH เป็นกรด และ H2O เป็นเบส
ปฏิกิริยาย้อนกลับ จากนัÊน H3O+ จะให้ H+ แก่ CH3COO- ดังนัÊน H3O+ เป็นกรด ส่วน CH3COO- เป็นเบส
กรดแก่
กรดอ่อน

NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq)
โซเดียมไฮดรอกไซด์ นÊำ โซเดียมไอออน ไฮดรอกไซด์ไอออน
(เบส) (กรด)
จากสมการ NaOH เป็นสารอิเล็กโตรไลต์แก่ ซึÉงแตกตัวเป็นไอออนได้หมด ซึÉง NaOH เป็นเบส
ส่วน H2O เป็นกรด เพราะ NaOH รับ H+ จากนÊำ
+ (aq) + OH- (aq)
แอมโมเนีย นÊำ แอมโมเนียมไอออน ไฮดรอกไซด์ไอออน
(เบส) (กรด) (กรด) (เบส)
จากสมการ NH3 เป็นสารอิเล็กโตรไลต์อ่อน แตกตัวเป็นไอออนได้บางส่วน ดังนัÊน
ปฏิกิริยาไปข้างหน้า จะเห็นว่า NH3 รับ H+ จาก H2O แล้วกลายเป็น NH4
+ ดังนัÊน NH3 เป็นเบส
และ H2O เป็นกรด
ปฏิกิริยาย้อนกลับ จากนัÊน OH- จะรับ H+ จาก NH4
+ ดังนัÊน OH- เป็นเบส ส่วน NH4
+ เป็นกรด
 ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสตามทฤษฏีของเบรินสเตต- ลาวรี สามารถเขียนเป็นสมการทัÉวไปได้ ดังนีÊ
กรด 1 + เบส 2 กรด 2 + เบส 1
หรือ เบส 1 + กรด 2 เบส 2 + กรด 1
 ข้อจำกัดของทฤษฏีเบรินสเตต-ลาวรี
แม้ว่าทฤษฏีเบรินสเตต-ลาวรี จะกว้างกว่าทฤษฏีกรด-เบสของอาร์เรเนียส แต่ก็มีข้อจำกัดคือ
สารทีÉเป็นกรดได้ จะต้องเป็นให้โปรตอน (H+) แก่สารอืÉน ส่วนสารทีÉเป็นเบสได้
จะต้องรับโปรตอน (H+) จากสารอÉืนได้
แต่สารทÉีไม่สามารถให้หรือรับโปรตอน (H+) จากสารอÉืนได้ จะไม่สามารถบอกได้ว่าเป็นกรดหรือเบส
ดังนัÊนจึงมีผู้เสนอทฤษฏีเกÉียวกับกรด-เบสใหม่ เพÉือให้ครอบคลุมถึงสารจำพวกนีÊด้วย คือ ลิวอิส
เบสแก่
เบสอ่อน
รับ H+
รับ H+ รับ H+

ความรู้เพมÉิเติม
 สารหรือไอออนทÉีเป็นทÊงักรดและเบส
- สารหรือไอออนบางชนิดสามารถให้และรับโปรตอน (H+) สารหรือไอออนนีÊจึงเป็นได้ทัÊงกรดและเบส
เรียกว่า สารแอมฟิโปรติก หรือสารแอมโฟเทอริก (Amphiprotic or Amphotheric substance)
สารหรือไอออนพวกนีÊ เช่น H2O , NH3 , CH3COOH เป็นต้น
สารแอมฟิโปรติก สมบัติของสารหรือไอออนตามทฤษฏีของเบรินสเตต-ลาวรี
H2O
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
กรด เบส กรด เบส
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
เบส กรด กรด เบส
NH3
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
NH2
- + H2 O NH3 + OH-
CH3COOH
กรด เบส กรด เบส
CH3COOH + HClO4 CH3COOH2
+ + ClO4
-

3. ทฤษฏีกรด – เบส ของลิวอิส กิลเบิร์ด นิวตัน ลิวอิส นักวิทยาศาสตร์ชาวอเมริกันได้เสนอทฤษฏีกรด-เบส ขึÊนใหม่ โดยให้คำนิยามดังนีÊ
กรด คือ สารทีÉสามารถรับอิเล็กตรอนคู่โดดเดีÉยวได้ในการเกิดพันธะโคเวเลนต์
เบส คือ สารทีÉสามารถให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดีÉยวได้ในการเกิดพันธะโคเวเลนต์
ตัวอย่างกรด – เบส ตามทฤษฏีของลิวอิส เช่น
H+ +
H
. .
: N : H
. .
H
H
. .
H : N : H
. .
H
+
รับ e-
กรด เบส
ปฏิกิริยานÊี H+ เป็นกรด ส่วน NH3 เป็นเบส เพราะ H+ รับอิเล็กตรอนคู่โดดเดÉียวจาก NH3 แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์
+
H
. .
: N : H
. .
H
รับ e-
. .
: F :
. .
: F : B
. .
: F :
. .
กรด เบส
. .
: F : H
. . . .
: F : B : N : H
. . . .
: F : H
. .
ปฏิกิริยานÊี BF3 ซÉึง B ยังขาดอิเล็กตรอนอีก 1 คู่ จึงครบกฎออกเตต (ครบ 8) B จึงรับอิเล็กตรอนคู่โดดเดÉียวจาก NH3
ซÉึง N มีอิเล็กตอรนคู่โดดเดÉียวเดÉียวเหลือ 1 คู่ ดังนัÊน BF3 เป็นกรด ส่วน NH3 เป็นเบส
+
ให้ e-
. .
: O :
. .
2-
. . 2-
O :
. .
. . . .
S : O :
. . . .
: O :
. .
เบส กรด
. .
: O :
. . . . . .
: O : S : O :
. . . . . .
: O :
. .
ปฏิกิริยานÊี O2- เป็นเบส ส่วน SO3 เป็นกรด เพราะ O2- ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดÉียวแก่ SO3 (ให้แก่ S) แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์
ทฤษฏีกรด – เบสของลิวอิส สามารถนำมาใช้กับสารต่าง ๆ เพิÉมขึÊนจากทฤษฏีกรด – เบสของเบรินสเตต- ลาวรี
แต่การพิจารณาว่าสารใดเป็นกรด หรือ เบส ตามทฤษฏีนีÊ จะต้องทราบโครงสร้างทางอิเล็กตรอนของสารนัÊนด้วย
จึงไม่ค่อยสะดวก และยุ่งยาก

8.4 คู่กรด - เบส
 ในปฏิกิริยาผันกลับได้ ระหว่างกรด – เบส ของทฤษฏีกรด – เบสของเบรินสเตต-ลาวรี จะเห็นว่า
ทัÊงปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับ ต่างก็เป็นปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบส
สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นกรดในปฏิกิริยาไปข้างหน้า กับ สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นเบสในปฏิกิริยาย้อนกลับ
สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นเบสในปฏิกิริยาไปข้างหน้า กับ สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นกรดในปฏิกิริยาย้อนกลับ
เราเรียกปฏิกิริยาดังกล่าวว่า คู่กรด – เบส
 ตัวอย่าง 1
คู่กรด - เบส
กรด 1 เบส 2 กรด 2 เบส 1
CH3COOH เป็นคู่กรดของเบส (CH3COO-)
CH3COO- เป็นคู่เบสของกรด (CH3COOH)
H3O+ เป็นคู่กรดของเบส (H2O )
H2O เป็นคู่เบสของกรด (H3O+)
 ตัวอย่าง 2
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
เบส 1 กรด 2 กรด 1 เบส 2
NH3 เป็นคู่เบสของของกรด (NH4
+)
NH4
+ เป็นคู่กรดของเบส (NH3)
OH- เป็นคู่เบสของกรด (H2O)
H2O เป็นคู่กรดของเบส (OH-)
ตัวอย่าง 3 จงเขียนปฏิกิริยาของกรด HCN (aq) กับ H2O (l) และเขียน คู่กรด – เบส ของปฏิกิริยานีÊ
HCN (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CN- (aq)

ตัวอย่าง 4 จงเขียนปฏิกิริยาของเบส CH3COO- (aq) กับ H2O (l) และ เขียน คู่กรด – เบส ของปฏิกิริยานีÊ
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)
เบส 1 กรด 2 กรด 1 เบส 2
ตัวอย่าง 5 จงเขียนปฏิกิริยาของกรด H2CO3 (aq) กับ H2O (l) และเขียน คู่กรด – เบส ของปฏิกิริยานีÊ
H2CO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HCO3
- (aq)
ตัวอย่าง 6 จากปฏิกิริยาต่อไปนีÊ สารนีÊเป็นกรด หรือ เบส
1) H2SO3 + H2O H3O+ + HSO3
- กรด หรือ เบส ???
2) NH3 + H2O NH4
+ + OH- กรด หรือ เบส ???
3) NH2
- + H2 O NH3 + OH- กรด หรือ เบส ???
4) CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- กรด หรือ เบส ???
นักเรียนคิดว่า สารอิเล็กโตรไลต์แก่ มีคู่กรด – เบส หรือไม่ เพราะเหตุใด
 ดังนัÊน คู่กรดของเบส คือ สารทÉีมีโปรตอน (H+) มากกว่า คู่เบส 1 โปรตอน (เพราะรับโปรตอน (H+) มา)
ส่วน คู่เบสของกรด คือ สารทÉีมีโปรตอน (H+) น้อยกว่า คู่กรด 1 โปรตอน (เพราะให้โปรตอน (H+) ไป)
ตัวอย่าง คู่กรดของเบสต่อไปนÊี คือสารใด ตัวอย่าง คู่เบสของกรดต่อไปนÊี คือสารใด
ก. H2O คู่กรดของเบส H2O คือ H3O+ ก. H2O คู่เบสของกรด H2O คือ OH-
ข. HS- คู่กรดของเบส HS- คือ H2S ข. H2S คู่เบสของกรด H2S คือ HS-
ค. NH3 คู่กรดของเบส NH3 คือ NH4
+ ค. NH4
+ คู่เบสของกรด NH4
+ คือ NH3
ง. H2PO4
- คู่กรดของเบส H2PO4
- คือ H3PO4 ง. H2PO4
- คู่เบสของกรด H2PO4
- คือ HPO4 2-
จ. CO3
2- คู่กรดของเบส CO3
2- คือ HCO3
- จ. HCO3
- คู่เบสของกรด HCO3
- คือ CO3
2- -
+ ฉ. CH3COOH คู่เบสของกรด CH3COOH คือ CH3COO-
ฉ. CH3COOH คู่กรดของเบส CH3COOH คือ CH3COOH2

1) การแตกตัวของกรดแก่ และ เบสแก่
- กรดแก่ และเบสแก่ เมÉือละลายนÊำเป็นสารละลาย จะแตกตัวเป็นไอออนได้หมด ดังนัÊน
เมÉือกรดแก่ หรืเบสแก่ละลายนÊำจึงมีเฉพาะการเปลÉียนแปลงไปข้างหน้าเพียงอย่างเดียว
การละลายนÊำของกรดแก่ เช่น HCl (g) , HClO4 (l) เขียนสมการแสดงการเปลÉียนแปลงได้ ดังนีÊ
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HClO4 (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4
- (aq)
การละลายนÊำของเบสแก่ เช่น NaOH (s) , KOH (s) เขียนสมการแสดงการเปลÉียนแปลงได้ ดังนีÊ
NaOH (s) H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq)
KOH (s) H2O (l) K+ (aq) + OH- (aq)
ดังนัÊน สูตรทÉัวไปของกรดแก่ คือ HA และสูตรทÉัวไปของเบสแก่ คือ MOH เมÉือละลายนÊำ เขียนสมการทÉัวไป ได้ดังนÊี
HA + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) กรดแก่
MOH H2O (l) M+ (aq) + OH- (aq) เบสแก่
ตาราง แสดงตัวอย่างกรดแก่ และเบสแก่
กรดแก่ เบสแก่
HClO4
HI
HBr
HCl
HNO3
H2SO4
CsOH
RbOH
KOH
NaOH
LiOH
Ra(OH)2
Ba(OH)2
Ca(OH)2
8.5 การแตกตัวของกรด - เบส

 การคำนวณค่าการแตกตัวของกรดแก่ และ เบสแก่
 เนืÉองจากกรดแก่และเบสแก่เป็นอิเล็กโตรไลต์แก่ ทีÉแตกตัวเป็นไอออนได้มาก หรือแตกตัวเป็นไอออนได้อย่างสมบูรณ์
จึงเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าเพียงอย่างเดียว
 ถ้าทราบความเข้มข้นของกรดแก่ หรือเบสแก่ จะสามารถคำนวณหาความเข้มข้นไฮโดรเนียมไอออน และ ไฮดรอกไซด์ไอออนได้
ตัวอย่าง 1 กรดไนตริก (HNO3) เป็นกรดแก่ ถ้ากรดนีÊ 0.3 โมล ละลายในนÊำ 600 cm3 ความเข้มข้นของ
ไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) เป็นกีÉโมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร
วิธีทำ HNO3 เป็นกรดแก่ แตกตัวได้หมด จึงเขียนปฏิกิริยาได้ดังนีÊ
HNO3 (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3
- (aq)
0.3 mol 600 cm3 ? ?
จากสมการ
เนืÊอกรด HNO3 1 mol แตกตัวให้ H3O+ 1 mol
ดังนัÊน เนืÊอกรด HNO3 0.3 mol แตกตัวให้ H3O+ 1 mol x 0.3 mol = 0.3 mol
1 mol
แต่โจทย์ถาม ความเข้มข้นไฮโดรเนียมไอออน (mol / dm3)
สารละลาย HNO3 600 cm3 มี H3O+ 0.3 mol
ดังนัÊน สารละลาย HNO3 1000 cm3 มี H3O+ 0.3 mol x 1000 cm3 = 0.5 mol
600 cm3
ตอบ ความเข้มข้น H3O+ คือ 0.5 mol / dm3
ตัวอย่าง 2 สารละลายกรดไฮโดรคลอริก (HCl) เข้มข้น 0.5 mol/dm3 จำนวน 250 cm3 มีไฮโดรเนียมไอออน (H3O+)
และคลอไรด์ไอออน (Cl-) อย่างละกีÉโมล
วิธีทำ สารละลาย HCl เข้มข้น 0.5 mol/dm3 หมายความว่า
สารละลาย HCl 1000 cm3 มีเนืÊอ HCl 0.5 mol
ถ้า สารละลาย HCl 250 cm3 มีเนืÊอ HCl 0.5 mol x 250 cm3 = 0.125 mol
1000 cm3
HCl เป็นกรดแก่ แตกตัวได้หมด จึงเขียนปฏิกิริยาได้ดังนีÊ
HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
1 mol 1 mol 1 mol 1 mol
จากสมการ
HCl 1 mol แตกตัวให้ H3O+ = 1 mol และ Cl- = 1 mol
ดังนัÊน HCl 0.125 mol แตกตัวให้ H3O+ = 0.125 mol และ Cl- = 0.125 mol
ตอบ มีไฮโดรเนียมไอออน (H3O+ ) 0.125 mol และคลอไรด์ไอออน (Cl- ) 0.125 mol

2) การแตกตัวของกรดอ่อน
 กรดอ่อนเมÉือละลายนÊำแล้ว แตกตัวเป็นไอออนได้ไม่หมด ในสารละลายจึงมีทัÊงไอออนและโมเลกุลทÉีแตกตัวไม่หมด จึง
ทำให้เกิดปฏิกิริยาผันกลับ เมÉืออัตราการเปลÉียนแปลงไปข้างหน้าและย้อนกลับเกิดในอัตราเท่ากัน ระบบจะเข้าสู่ภาวะสมดุล
 ถ้าให้ HA เป็นกรดอ่อน เมÉือละลายนÊำ สามารถเขียนสมการแสดงการเปลÉียนแปลงได้ ดังนีÊ
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
Ka = [ H3O+] [A-] โดย Ka เรียกว่า ค่าคงทีÉการแตกตัวของกรด
[HA]
 เนÉืองจากกรดอ่อนแตกตัวเป็นไอออนได้ไม่หมด ดังนัÊน ในการบอกปริมาณการแตกตัวของกรดอ่อนจึงนิยมบอกเป็นร้อยละ
ซึÉงคำนวณได้จากสูตรดังนีÊ
ร้อยละของการแตกตัวของกรด = จำนวนโมล (ความเข้มข้น) ของกรดทีÉแตกตัวได้ x 100
จำนวนโมล (ความเข้มข้น) ของกรดทัÊงหมด
ตัวอย่าง 1 สารละลายกรด HB เข้มข้น 0.2 mol / dm3 แตกตัวเป็นไอออนได้เพียง 0.05 mol / dm3
จงคำนวณหาปริมาณการแตกตัวเป็นร้อยละ
วิธีทำ การแตกตัวของกรดอ่อน HB เป็นดังสมการ
HB (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + B- (aq)
ร้อยละของการแตกตัวของกรด HB = 0.05 mol / dm3 x 100 = 25
0.2 mol / dm3
ตอบ สารละลายกรด HB แตกตัวได้ร้อยละ 25
 ปริมาณการแตกตัวของกรดอ่อน นอกจากจะบอกเป็นร้อยละแล้ว ยังสามารถบอกโดยใช้ค่าคงทÉีสมดุลก็ได้
คือ ถ้าค่าคงทสÉีมดุลของกรดใดมีค่ามาก แสดงว่า กรดนัÊนมีการแตกตัวเป็นปริมาณมาก เรียก ค่าคงทÉีสมดุลของกรด (Ka)
ตัวอย่าง 2 สารละลายกรด HA เข้มข้น 0.01 mol / dm3 แตกตัวได้ร้อยละ 2 ค่าคงทÉีการแตกตัวของกรดนีÊมีค่าเท่าใด
วิธีทำ ปริมาณการแตกตัวของกรด HA = 2 x 0.01 = 0.0002 = 2 x 10-4 mol / dm3
100
สมการทีÉภาวะสมดุล ดังนีÊ
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + B- (aq)
0.01 mol / dm3 2 x 10-4 mol / dm3 2 x 10-4 mol / dm3
คำนวณค่าคงทีÉการแตกตัวของกรดได้ดังนีÊ
Ka = [H3O+ ] [ B- ] = (2 x 10-4 ) (2 x 10-4 ) = 4 x 10-8 = 4 x 10-6
[HA ] 0.01 10-2
ตอบ ค่าคงทีÉการแตกตัวของกรด HA เท่ากับ 4 x 10-6
กรดอ่อนมี 2 ประเภท ได้แก่
1. กรดโมโนโปรติก (monoprotic acid) คือ กรดทÉีมีสูตรทัวÉไปเป็น HA จะแตกตัวได้ 1 ขัÊน
2. กรดไดโปรติก (diprotic acid) คือ กรดทÉีมีสูตรทัวÉไปเป็น H2A จะแตกตัวได้ 2 ขัÊน
H2A (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HA- (aq) Ka1
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) Ka2
ดังนัÊน Ka = Ka1 . Ka2

3) การแตกตัวของเบสอ่อน
 เบสอ่อนเมÉือละลายนÊำแล้ว แตกตัวเป็นไอออนได้ไม่หมด จึงเกิดปฏิกิริยาผันกลับได้ เช่นเดียวกับกรดอ่อน
 ถ้าให้ NH3 เป็นเบสอ่อน เมÉือละลายนÊำ สามารถเขียนสมการแสดงการเปลÉียนแปลงได้ ดังนีÊ
+ (aq) + OH- (aq)
 ค่าคงทีÉการแตกตัวของเบสอ่อน จะบอกให้ทราบถึงความสามารถในการแตกตัวเป็นไอออนในสารละลายได้เช่นเดียวกับ
ค่าคงทีÉการแตกตัวของกรดอ่อน
+] [OH-] โดย Kb เรียกว่า ค่าคงทีÉการแตกตัวของเบส
[NH3]
Kb = [NH4
ร้อยละของการแตกตัวของเบส = จำนวนโมลของเบสทีÉแตกตัวได้ x 100
จำนวนโมลของเบสทัÊงหมด
ตัวอย่าง 1 สารละลาย XOH เข้มข้น 0.2 mol / dm3 แตกตัวได้ร้อยละ 5 จงหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลาย
และหาค่าคงทีÉการแตกตัวของเบส
ปริมาณการแตกตัวของเบส XOH = 5 x 0.2 = 0.01 mol / dm3
100
สมการทÉีภาวะสมดุล ดังนีÊ
XOH (aq) + H2O (l) X+ (aq) + OH- (aq)
0.2 mol / dm3 0.01 mol / dm3 0.01 mol / dm3
ดังนัÊน ความเข้มข้นของ OH- เท่ากับ 0.01 mol / dm3
คำนวณค่าการแตกตัวของเบส ดังนีÊ
Kb = [X+] [OH- ] = ( 0.01 ) ( 0.01 ) = 0.0005 = 5 x 10-4
[XOH] 0.2
ตอบ ความเข้มข้นของ OH- เท่ากับ 0.01 mol / dm3 และค่าคงทีÉการแตกตัวของเบส XOH เท่ากับ 5 x 10-4
ตัวอย่าง 2 จงคำนวณร้อยละของการแตกตัวของสารละลายเบส XOH ทÉีมีความเข้มข้น 0.02 mol / dm3
(Kb ของ XOH = 2.0 x 10-4)
วิธีทำ XOH (aq) + H2O (l) X+ (aq) + OH- (aq)
0.25 mol / dm3
Kb = [X+] [OH- ]
[XOH]
2.0 x 10-4 = [X+] [OH- ]
0.02
0.04 x 10-4 = [X+] [OH- ] เนืÉองจาก [X+] = [OH- ]
4 x 10-6 = [X+] [OH- ] = [X+]2 = [OH- ]2
ดังนัÊน [X+] = 4 x 10 -6 = 2 x 10 -3
[OH- ] = 4 x 10 -6 = 2 x 10 -3
ร้อยละการแตกตัวของเบส XOH = จำนวนโมล (ความเข้มข้น) ของกรดทีÉแตกตัวได้ x 100
จำนวนโมล (ความเข้มข้น) ของกรดทัÊงหมด
= 0.002 x 100 = 10
0.02
ตอบ ร้อยละการแตกตัวของสาระลายเบส XOH เท่ากับ 10

8.6 การแตกตัวเป็นไอออนของนํÊา
 จากทีÉเคยศึกษา ทราบแล้วว่า นÊำ เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขัÊว และเป็นตัวทำละลายทÉีดี
 นÊำบริสุทธิÍ เช่น นÊำกลันÉ นักเรียนคิดว่าจะแตกตัวเป็นไอออนได้หรือไม่ มีวิธีการทดสอบอย่างไร
 ทำการทดลอง การนำไฟฟ้าของนÊำ ได้ผลดังนีÊ
 นÊำบริสุทธิÍ สามารถนำไฟฟ้าได้น้อยมาก จนไม่สามารถตรวจการนำไฟฟ้าด้วยเครÉืองธรรมดาได้ (ตรวจความสว่างหลอดไฟ)
 แต่เมÉือใช้เครÉืองแอมมิเตอร์พบว่า เข็มของแอมมิเตอร์เบนเพียงเล็กน้อยเท่านัÊน
 แสดงว่า นÊำบริสุทธิÍแตกตัวได้ (เพราะเข็มของแอมมิเตอร์เบนเล็กน้อย แสดงว่ามีการนำไฟฟ้า) ดังสมการ
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
จะเห็นว่า นÊำบริสุทธิÍสามารถนำไฟฟ้าได้เล็กน้อย และแตกตัวเป็นไอออนไฮโดรเนียมไอออน (H3O+ )
และไฮดรอกไซด์ไอออน (OH- ) ได้เล็กน้อย
เขียนสมการแสดงค่าคงทÉีสมดุลของนÊำได้ดังนีÊ
Kw = [ H3O+ ] [ OH- ]
เรียก Kw ว่า ค่าคงทÉีการแตกตัวของนÊำ
 เมÉือทดลองการนำไฟฟ้าของนÊำทÉีอุณหภูมิตํÉา (25OC) และนÊำทÉีอุณหภูมิสูง (60OC) พบว่า นÊำทÉีอุณหภูมิตํÉา
แตกตัวเป็นไอออนได้น้อยกว่า นÊำทÉีอุณหภูมิสูง ดังนีÊ
Kw ทีÉอุณหภูมิ 25OC มีค่าเท่ากับ 1.0 x 10-14 mol2/dm6
Kw ทีÉอุณหภูมิ 60OC มีค่าเท่ากับ 9.5 x 10-14 mol2/dm6
ดังนัÊน การบอกค่า Kw จึงต้องระบุอุณหภูมิด้วย และปกติเราไม่กล่าวถึงหน่วยของ Kw เหมือนค่าคงทÉีสมดุลอÉืนๆ
 จากสมการการแตกตัวของนÊำ จะเห็นว่า ได้ไฮโดรเนียมไอออน และ ไฮดรอกไซด์ไอออน เกิดขึÊน จำนวนโมลเท่ากัน
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
ดังนัÊน [ H3O+ ] = [ OH- ]
จาก Kw = [ H3O+ ] [ OH- ]
หรือ Kw = [ H3O+ ]2 หรือ Kw = [ OH- ]2
จะได้ Kw = [ H3O+ ] หรือ Kw = [ OH- ]
จาก Kw = 1.0 x 10-14 ทีÉอุณหภูมิ 25 องศาเซลเซียส
ดังนัÊน Kw = 1.0 x 10-14 mol2/dm6 = 1.0 x 10-7 mol/dm3
Kw = [ H3O+ ] = [ OH- ] = 1.0 x 10-7 mol/dm3
 สรุปได้ว่า นÊำบริสุทธิÍ มีค่าคงทÉีการแตกตัวของนÊำ เท่ากับ 1.0 x 10-14 (Kw = 1.0 x 10-14) ทÉี 25OC
 และมีความเข้มข้น ไฮโดรเนียมไอออน เท่ากับ ความเข้มข้นไฮดรอกไซด์ไอออน คือ 1.0 x 10-7 mol/dm3
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
1.0 x 10-7 mol/dm3 1.0 x 10-7 mol/dm3
คำถาม ถ้าเติมกรดหรือเบสลงไปในนÊำ จะทำให้ความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนและ ไฮดรอกไซด์ไอออนเปลÉียนแปลงอย่างไร (หน้าหลัง)

 การเปลีÉยนความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนและไฮดรอกไซด์ไอออน ในนํÊา จะมีผลดังนีÊ
 เมืÉอเติมกรดในนํÊา (ความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) เพิÉมขึÊน )
เมืÉอปริมาณ H3O+ ในสารละลายเพิÉมขึÊน ซึÉงทำให้สมดุลของนÊำถูกรบกวน
ความเข้มข้น H3O+ จะมากกว่า 1.0 x 10-7 mol/dm3 ส่วนความเข้มข้น OH- น้อยกว่า 1.0 x 10-7 mol/
ตามหลักเลอชาเตอริเอ ระบบจะปรับตัวเพÉือลดการรบกวนนัÊน (เพÉือลดปริมาณ H3O+ ) โดย H3O+ จะรวมตัวกับ OH-
เกิดเป็น H2O และเข้าสู่ภาวะสมดุลอีกครัÊงหนึÉง
 เมืÉอเติมเบสในนํÊา (ความเข้มข้นของไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) เพิÉมขึÊน )
เมÉือปริมาณ OH- ในสารละลายเพิÉมขึÊน ซึÉงทำให้สมดุลของนÊำถูกรบกวน
ความเข้มข้น OH- จะมากกว่า 1.0 x 10-7 mol/dm3 ส่วนความเข้มข้น H3O+ น้อยกว่า 1.0 x 10-7 mol/dm3
ตามหลักเลอชาเตอริเอ ระบบจะปรับตัวเพÉือลดการรบกวนนัÊน (เพÉือลดปริมาณ OH-) โดย OH- จะรวมตัวกับ H3O+
เกิดเป็น H2O และเข้าสู่ภาวะสมดุลอีกครัÊงหนึÉง
8.7 pH ของสารละลาย
 ในสารละลายกรด หรือ เบส จะมีทัÊง H3O+ (ไอออนของกรด) และ OH- (ไอออนของเบส) ปริมาณแตกต่างกัน
จึงใช้ความเข้มข้นของ H3O+ หรือ OH- ในสารละลายเป็นเกณฑ์บอกความเป็นกรด – เบส
 เพÉือความสะดวก จึงกำหนดให้ใช้ ความเข้มข้น H3O+ เป็นเกณฑ์ ดังนีÊ
 สารละลายทีÉเป็นกรด จะมีความเข้มข้น H3O+ มากกว่า 1.0 x 10-7 mol/dm3
 สารละลายทีÉเป็นเบส จะมี ความเข้มข้น H3O+ น้อยกว่า 1.0 x 10-7 mol/dm3
 สารละลายทีÉเป็นกลาง จะมี ความเข้มข้น H3O+ เท่ากับ 1.0 x 10-7 mol/dm3
 แต่ความเข้มข้นของ H3O+ มีค่าน้อย จึงไม่สะดวกต่อการนำมาใช้ นักชีวเคมีชาวสวีเดน ชืÉอ ซอเรสซัน
ได้เสนอเปลÉียนค่าความเข้มข้นของ H3O+ ให้อยใู่นรูปทÉีใช้งานได้สะดวก และเรียกค่าใหม่นีÊว่า pH ดังนีÊ
pH = - log [ H3O+ ]
เมÉือคำนวณ pH สารละลายทÉีเป็นกลาง [ H3O+ ] = 1.0 x 10-7 mol/dm3
pH = - log (1.0 x 10-7 )
= - log 1.0 - log 10-7
pH = - 0 + 7 log 10 = 0 + 7(1) = 7
ดังนัÊน ในสารละลายทÉีเป็นกลาง มี pH เท่ากับ 7
เมÉือคำนวณวิธีการเดียวกันในสารละลายกรด และ เบส จะได้ผลแสดงดังนีÊ
 สารละลายทีÉเป็นกรด จะมี pH น้อยกว่า 7
 สารละลายทีÉเป็นเบส จะมี pH มากกว่า 7
 สารละลายทีÉเป็นกลาง จะมี pH เท่ากับ 7
 ทำนองเดียวกัน ถ้ากล่าวถึง [OH-] เราก็สามารถเปลÉียนเป็น pOH ได้
pOH = - log [OH-]
pH + pOH = 14

ตัวอย่าง 1 สารละลายกรดทีÉมีความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน 2.0 x 10-7 mol/dm3 จะมี pH เท่าไร (กำหนด log2 = 0.301)
วิธีทำ จาก pH = - log [ H3O+ ]
= - log (2.0 x 10-7)
= - log 2.0 - log 10-7
= - 0.301 + 7 log 10 = - 0.301 + 7 (1)
= - 0.301 + 7 = 6.699
ตอบ สารละลายนีÊมี pH ประมาณ 6.7
ตัวอย่าง 2 สารละลายเบสมีความเข้มข้นของไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) 1.0 x 10-6 mol/dm3 จะมี pH เท่าใด ทีÉ 25OC
วิธีทำ จาก pH = - log [ H3O+ ]
หาค่า [ H3O+ ]
จาก Kw = [ H3O+ ] [ OH- ] = 1.0 x 10-14 mol2/dm6
[ H3O+ ] (1.0 x 10-6 mol/dm3) = 1.0 x 10-14 mol2/dm6
[ H3O+ ] = 1.0 x 10-14 mol2/dm6 = 1.0 x 10-8 mol/ dm3
1.0 x 10-6 mol/ dm3
จาก pH = - log [ H3O+ ]
= - log (1.0 x 10-8 )
= - log 1.0 - log 10-8
= - 0 + 8 log10 = 0 + 8(1) = 8
ตอบ สารละลายนีÊ มี pH เท่ากับ 8
ตัวอย่าง 3 สารละลาย HX เข้มข้น 0.01 mol/dm3 แตกตัวเป็นไอออนได้ร้อยละ 2 มีค่าคงทีÉสมดุลเท่าไร และมี pH เท่าไร (log2=0.301)
วิธีทำ คำนวณปริมาณการแตกตัวของ HX = 2 x 0.01 mol/dm3 = 0.0002 mol/dm3 หรือ 2 x 10-4 mol/dm3
100
ดังนัÊน HX แตกตัวเป็นไอออน 2 x 10-4 mol/dm3
เขียนสมการได้ดังนีÊ
HX (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + X- (aq)
0.01 mol/dm3 2 x 10-4 mol/dm3 2 x 10-4 mol/dm3
หาค่า K = [H3O+] [X-] = (2 x 10-4 ) (2 x 10-4 ) = 4 x 10-8 = 4 x 10-6
[HX] ( 0.01) 10-2
หาค่า pH = - log [ H3O+ ]
= - log ( 2 x 10-4 )
= - log 2 - log 10-4
= - 0.301 + 4 log 10 = - 0.301 + 4 (1) = - 0.301 + 4 = 3.699
ตอบ สารละลาย HX นีÊ มีค่าคงทÉีสมดุลเท่ากับ 4 x 10-6 และมี pH 3.7

ตัวอย่าง 4 สารละลาย NaOH มี pH 9 มีความเข้มข้น H3O+ เท่าใด
pH = - log [ H3O+ ]
นัÉนคือ 9 = - log 10- 9 (- log 10- 9 = 9 log10 = 9(1) = 9 )
9 = - log [ H3O+ ]
ดังนัÊน [ H3O+ ] = 10- 9
ตอบ สารละลายนีÊมี ความเข้มข้น H3O+ เท่ากับ 10- 9 mol/dm3
ตัวอย่าง 5 จากตัวอย่างทีÉ 4 ความเข้มข้นของ OH- เป็นเท่าใด
ตัวอย่าง 6 สารละลาย KOH เข้มข้น 0.05 mol/dm3 จะมี pH เท่าใด (กำหนด log2 = 0.301)
ตัวอย่าง 7 สารละลาย A มี pOH 9 จงหา pH
ตัวอย่าง 8 HA เข้มข้น 0.02 mol/dm3 แตกตัวเป็นไอออนได้ร้อยละ 1 มี pH เท่าไร (log2=0.301)

8.8 อินดิเคเตอร์สำหรับกรด - เบส
 การใช้กระดาษลิตมัสบอกให้ทราบแต่เพียงว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบสเท่านัÊน แต่ไม่สามารถบอกได้ว่ามีความเป็นกรดหรือเบสมาก
น้อยเพียงใด
 นอกจากระดาษลิตมัสยังมีสารอีกหลายชนิดทÉีใช้ตรวจสอบความเป็นกรด-เบสของสารละลายได้
 สารทีÉใช้ตรวจสอบความเป็นกรด-เบสของสารละลายเรียกว่า อินดิเคเตอร์สำหรับกรด – เบส
 สมบัติของอินดิเคเตอร์
 มีสูตรโครงสร้างซับซ้อน จึงใช้ HIn แทนสูตรอินดิเคเตอร์
 มีสมบัติเป็นกรดอ่อน
 เมืÉออินดิเคเตอร์อยู่ในสารละลาย จะเกิดสมดุล ดังสมการ
HIn (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + In- (aq)
กรด เบส
 เมืÉอความเข้มข้นของไอออน หรือ pH เปลีÉยนไป สีของอินดิเคเตอร์ในสารละลายจะเปลีÉยนไป
ตัวอย่างอินดิเคเตอร์ และช่วง pH ทีÉเปลีÉยนสี
อินดิเคเตอร์ ช่วง pH ทีÉเปลีÉยนสี สีทีÉเปลีÉยน
ไทมอลบลู (กรด)
โบรโมฟีนอลบลู
เมทิลออเรนจ์
เมทิลเรด
อะโซลิตมิน (ลิตมัส)
โบรโมไทมอลบลู
ฟีนอลเรด
ไทมอลบลู (เบส)
ฟีนอล์ฟทาลีน
1.2 – 2.8
3.0 – 4.6
3.2 – 4.4
4.2 – 6.3
5.0 – 8.0
6.0 – 7.6
6.8 – 8.4
8.0 – 9.6
8.3 – 10.0
แดง – เหลือง
เหลือง – นÊำเงิน
แดง – นÊำเงิน
เหลือง – แดง
ไม่มีสี - ชมพู
ตัวอย่าง เช่น เมทิลออเรนจ์ เปลีÉยนสีทีÉ pH 3.2 – 4.4 หมายความว่า
ทÉี pH 3.2 หรือตํÉากว่า จะมีสีแดง
ทีÉ pH 4.4 หรือสูงกว่า จะมีสีเหลือง
ทีÉ pH ระหว่าง 3.2 ถึง 4.4 จะมีสีส้ม (สีผสมแดงกับเหลือง
เมÉือต้องการตรวจสอบสารละลายชนิดหนึÉง เลือกใช้ เมทิลออเรนจ์ เป็นอินดิเคเตอร์ โดยหยดลงไปในสารละลาย 2-3 หยด
ปรากฏว่า เกิดสี แดง แสดงว่า สารละลายนีÊ pH 3.2 หรือ ตํÉากว่า 3.2
คำถาม มีสารละลาย A อยากทราบว่ามี pH เท่าใด จึงใช้ เมทิลเรด หยดลงไปในสารละลาย 2 หยด เกิดสีเหลือง
 อินดิเคเตอร์แต่ละชนิดเปลÉียนสีในช่วง pH ทÉีมีค่าเฉพาะและแตกต่างกัน ซึÉงการใช้อินดิเคเตอร์เพียงชนิดเดียวทดสอบ
ความเป็นกรด – เบส จะบอก pH ได้ช่วงกว้าง ๆ
 ดังนัÊน จึงมีการนำอินดิเคเตอร์หลายชนิด และแต่ละชนิดเปลÉียนสีในช่วง pH แตกต่างกัน มาผสมกัน จะได้อินดิเคเตอร์
ทÉีบอกค่า pH ได้ละเอียดขึÊน เรียก อินดิเคเตอร์ผสมนีÊว่า ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์

 สารละลายกรด – เบส ในชีวิตประจำวันและในสิÉงมีชีวิต
ในชีวิตประจำวันเราใช้สารทีÉมีสมบัติเป็นกรด หรือ เบส หรือ กลาง หลายชนิด เช่น
 อาหาร หรือเครÉืองดÉืม เช่น นÊำส้มสายชู นÊำมะนาว นÊำอัดลม (กรด)
 สารทำความสะอาด สารซักล้าง เครÉืองสำอาง (เบส)
 ของเหลวในสิÉงมีชีวิต เช่น เลือดจะต้องรักษาระดับ pH ให้คงทÉี (pH = 7.35 – 7.45) ถ้าเลือดมี pH ตํÉากว่า 7.35
อาจทำให้คลÉืนไส้ อาเจียน หมดสติ หรืออาจเสียชีวิตได้ แต่ในภาวะปกติ ร่างกายจะมีระบบควบคุม pH ให้เกือบคงทÉี
 นÊำฝน มี pH 5.5 – 6.0
 นÊำประปา มี pH 6.5 - 8.0
 นÊำทะเล มี pH 7.8 – 8.2
ทำไม นÊำฝนจึงมี pH ตํÉากว่า 7 ???
โดยทัวÉไป นÊำฝนมีความเป็นกรดเล็กน้อย และมี pH ประมาณ 5.5 - 6.0
ถ้าในพืÊนทÉีทÉีมีโรงงานอุตสาหกรรม นÊำฝนอาจมี pH ประมาณ 2.8 เนÉืองจาก ในอากาศมี
แก๊สคาร์บอนไดออกไซด์ (CO2) ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ (SO2) ไนโตรเจนไดออกไซด์ (NO2)
ไนโตรเจนมอนอกไซด์ (NO) เมÉือฝนตกลงมา แก๊สเหล่านีÊจะทำปฏิกิริยากับฝน ดังนีÊ
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq)
แก๊สคาร์บอนไดออกไซด์ กรดคาร์บอนิก
SO2 (g) + H2O (l) H2SO3 (aq)
แก๊สซัลเฟอร์ไดออกไซด์ กรดซัลฟิวริก
2SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)
แก๊สซัลเฟอร์ไดออกไซด์ แก๊สซัลเฟต
SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq)
แก๊สซัลเฟต กรดซัลฟิวเรต
2NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
แก๊สไนโตรเจนมอนอกไซด์ แก๊สไนไตรด์
2 NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq)
แก๊สไนไตรด์ กรดไนไตรด์ กรดไนตริก
นÊำฝนจึงมีสภาพเป็นกรด และมี pH ตํÉา เรียกว่า ฝนกรด ซึÉงสามารถกัดกร่อนสิÉงปลูกสร้าง หรืออาคารบ้านเรือนทÉี
เป็นหินปูน หรือทำปฏิกิริยากับโลหะเกิดเป็นสนิม
 ทางการเกษตร ความเป็นกรด – เบส มีผลต่อการละลายของแร่ธาตุในดิน พืชบางชนิดเจริญเติบโตได้ดีในดินทีÉเป็นกรดเล็กน้อย
เช่น ข้าว หรือดอกไม้บางชนิด ดังนัÊน การปลูกพืชเพÉือให้ได้ผลดีจำเป็นต้องปรับสภาพความเป็นกรด – เบสของดินให้เหมาะสม
กับพืชทÉีปลูก เช่น ถ้าดินมีความเป็นกรดสูง ซึÉงไม่เหมาะแก่การเพาะปลูก จำเป็นต้องลดความเป็นกรดของดิน โดยการ
เติมปูนขาวหรือขีÊเถ้าลงไป
คำถาม ปูนขาว หรือ ขีÊเถ้า ช่วยลดความเป็นกรดในดินได้อย่างไร

8.9 ปฏิกิริยาของกรดและเบส
ปฏิกิริยาของกรดและเบส เกิดขึÊนระหว่าง H3O+ จากกรด ทำปฏิกิริยากับ OH- จากเบสได้ H2O ดังสมการ
H3O+ (aq) + OH- (aq) H2O (l)
ดังนัÊน ปฏิกิริยาระหว่าง ไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) จากกรด กับไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) จากเบส เกิดเป็นนÊำ
เรียกว่า ปฏิกิริยาการสะเทิน เพราะฉะนัÊน ปฏิกิริยาของกรดและเบส ส่วนใหญ่จะเกิด นÊำด้วย
 ปฏิกิริยาระหว่างกรด กับ เบส
เช่น HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l)
กรดแก่ เบสแก่ เกลือ นํÊา
ถ้านำเกลือทÉีได้ เช่น NaCl (s) มาละลายนÊำ สารละลายนัÊนจะมีสมบัติเป็น กลาง
HCl (aq) + NH3 (aq) NH4Cl (aq)
กรดแก่ เบสอ่อน เกลือ
ถ้านำเกลือทÉีได้ เช่น NH4Cl (s) มาละลายนÊำ สารละลายนัÊนจะมีสมบัติเป็น กรด
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)
กรดอ่อน เบสแก่ เกลือ นํÊา
ถ้านำเกลือทÉีได้ เช่น CH3COONa (s) มาละลายนÊำ สารละลายนัÊนจะมีสมบัติเป็น เบส
CH3COOH (aq) + NH3 (aq) CH3COONH4 (aq)
กรดอ่อน เบสอ่อน เกลือ
ถ้านำเกลือทÉีได้ เช่น CH3COONH4 (s) มาละลายนÊำ สาระลายนัÊนจะมีสมบัติเป็นกรด หรือ เป็นเบส หรือเป็นกลาง
ขÊึนอยู่กับค่า Ka กับ Kb ของกรดและเบสนัÊน โดย Ka > Kb สารละลายจะเป็นกรด เช่น NH4CN
Ka < Kb สารละลายจะเป็นเบส เช่น NH4Cl
Ka = Kb สารละลายจะเป็นกลาง เช่น CH3COONH4
 ปฏิกิริยาระหว่างกรดหรือเบส กับ สารบางชนิด
 ปฏิกิริยาระหว่างกรด กับเบส ได้ผลิตภัณฑ์เป็นเกลือ กับนÊำ แต่ถ้าให้กรดหรือเบส ทำปฏิกิริยากับสารบางชนิด
เช่น แคลเซียมคาร์บอเนต (CaCO3) สารละลายไอร์ออน (III) คลอไรด์ (FeCl3) จะเกิดปฏิกิริยาดังสมการต่อไปนีÊ
CaCO3 (s) + 2HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
แคลเซียมคาร์บอเนต (หินปูน) กรดแก่ เกลือ นÊำ แกส๊คาร์บอนไดออกไซด์
FeCl3 (aq) + 3NaOH (aq) Fe(OH3) (g) + 3NaCl (l)
ไอร์ออน (III) คลอไรด์ เบสแก่ ตะกอน เกลือ
Mg (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2 (g)
โลหะแมกนีเซียม กรดแก่ เกลือ แก๊สไฮโดรเจน
 กรดและเบสนอกจากทำปฏิกิริยาได้โดยตรงแล้ว ยังสามารถทำปฏิกิริยากับสารอÉืน เช่น CaCO3 , FeCl3 , โลหะ Mg
ได้ผลิตภัณฑ์เป็นเกลือ

 ปฏิกิริยาไฮโดรลิซิส
ปฏิกิริยาทีÉเกิดจากไอออนบวก หรือไอออนลบของเกลือ กับนÊำ ได้ผลิตภัณฑ์เป็น H3O+ หรือ OH- เรียก ปฏิกิริยาไฮโดรลิซิส
ตัวอย่าง
NH4Cl (s) H2O NH4
+ (aq) + Cl- (aq)
เกลือ
NH4
+ (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NH3 (aq)
Cl- (aq) + H2O (l)
ดังนัÊนเกลือ NH4Cl เกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสของเกลือ เพราะ ไอออนบวกทำปฏิกิริยากับนÊำ ได้ผลิตภัณฑ์ H3O+
CH3COONa (s) H2O Na+ (aq) + CH3COO- (aq)
เกลือ
Na+ (aq) + H2O (l)
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)
ดังนัÊนเกลือ CH3COONa เกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสของเกลือ เพราะ ไอออนลบทำปฏิกิริยากับนÊำ ได้ผลิตภัณฑ์ OH-NaCl
(s) H2O Na+ (aq) + Cl- (aq)
เกลือ
Na+ (aq) + H2O (l)
Cl- (aq) + H2O (l)
ดังนัÊนเกลือ NaCl ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิส เพราะไอออนบวกหรือไอออนลบ ทำปฏิกิริยากับนÊำ ไม่ได้ H3O+ หรือ OH-
8.10 การไทเทรตกรด – เบส (Acid-base titration)
 การไทเทรตกรด-เบส หมายถึง กระบวนการหาปริมาณสาร โดยวิธีใช้สารละลายมาตรฐานทีÉทราบค่าความเข้มข้นทีÉแน่นอน
ให้ทำปฏิกิริยากับสารตัวอย่าง โดยอาศัยหลักการเกิดปฏิกิริยาระหว่างสารละลายกรดและเบสทÉีเข้าทาปฏิกิริยากันพอดี
ทำให้คำนวณหาความเข้มข้นหรือปริมาณของสารตัวอย่างดังกล่าวได้
 วิธีการไทเทรตกรด-เบส คือ การนำสารละลายกรดหรือเบส(ตัวอย่าง)ทÉีต้องการวิเคราะห์หาปริมาณ มาทำการไทเทรตกับ
สารละลายเบสหรือกรดมาตรฐานทีÉทราบค่าความเข้มข้นทีÉแน่นอน
กล่าวคือ ถ้าสารละลายตัวอย่างเป็นสารละลายกรด ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นเบส นำมาทาการไทเทรต
แล้วบันทึกปริมาตรของสารละลายมาตรฐานทÉีใช้ในการทาปฏิกิริยาพอดีกัน จากนัÊนนำไปคำนวณหาปริมาณของสารตัวอย่างต่อไป
หรือทางตรงกันข้าม ถ้าใช้สารละลายตัวอย่างเป็นเบส ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นกรด
 อุปกรณ์ทีÉใช้
ขวดวัดปริมาตร (volumetric flask) ปิเปตต์ (pipette) ขวดรูปชมพู่ (flask) บิวเรตต์ (burette)

รูปแสดงการใช้ปิเปตต์
รูปแสดงการตัÊงบิวเรตต์และการไทเทรต
 ปฏิกิริยาในการไทเทรตกรด-เบส ปฏิกิริยา ทีÉเกีÉยวข้อง ในการไทเทรตกรด-เบสต่างๆ ได้แก่
1. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่
2. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน
3. ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่
สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อนไม่นิยมนามาใช้ในการไทเทรตกรด-เบส
เพราะทีÉจุดสมมูล หรือจุดทีÉกรดและเบสทำปฏิกิริยาพอดีกัน สังเกตการณ์เปลีÉยนแปลงได้ไม่ชัดเจน

 จุดสมมูล (Equivalence point)
 ในการไทเทรตกรด-เบส จุดทÉีกรดและเบสทำปฏิกิริยากันพอดี (จุดสมมูล)
หรือจุดท ÉีH3O+ (หรือ H+ ) ทำปฏิกิริยาพอดีกับ OH- ด้วยจำนวนโมลทÉีเท่ากัน เรียกว่า จุดสมมูล
 ถ้าใช้พีเอชมิเตอร์ วัดหาค่า pH ณ จุดสมมูล จะพบว่า จุดสมมูลของปฏิกิริยาระหว่างกรด - เบส แต่ละปฏิกิริยา
หรือแต่ละคู่จะมี pH ทÉีจุดสมมูลแตกต่างกัน ขึÊนอยกูั่บชนิดของกรดและเบสทÉีเข้า ทาปฏิกิริยากัน แต่สามารถระบุ
อย่างคร่าวๆ ได้ ดังนีÊ
- การไทเทรตระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ pH ของสารละลาย ณ จุดสมมูลประมาณ 7 (กลาง)
- การไทเทรตระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน pH ของสารละลาย ณ จุดสมมูลจะน้อยกว่า 7 (กรด)
- การไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ pH ของสารละลาย ณ จุดสมมูลจะมากกว่า 7 (เบส)
 จุดยุติ (End point)
 การทÉีจะทราบว่า ปฏิกิริยาการไทเทรต ถึงจุดสมมูลหรือยังนัÊน จะต้องมีวิธีการทÉีจะหาจุดสมมูล วิธีการหนึÉง
คือ การใช้อินดิเคเตอร์
 โดยอินดิเคเตอร์จะต้องเปลีÉยนสีทีÉจุดทีÉพอดีหรือใกล้เคียง กับจุดสมมูล นัÉนคือ จุดทีÉอินดิเคเตอร์เปลีÉยนสี จะเรียกว่า จุดยุติ
ดังนัÊน จึงต้องเลือกอินดิเคเตอร์ ให้เหมาะสมทÉีจะให้เห็นการเปลÉียนสีทÉีจุดสมมูลพอดี ถ้าเลือกใช้อินดิเคเตอร์
ไม่เหมาะสม จะทำให้ เกิดความคลาดเคลÉือนของการไทเทรต (titration error) ซึÉงเกิดจากการทÉีมีความแตกต่างระหว่างจุด สมมูล
และจุดยุติของการไทเทรต กล่าวคือ จุดสมมูลและจุดยุติ ไม่ได้อยู่ในช่วง pH เดียวกัน ทาให้ เกิดการเปลีÉยนสีของอินดิเคเตอร์
ก่อนหรือหลังจุดสมมูล
 อินดิเคเตอร์กับการไทเทรตกรด-เบส
 อินดิเคเตอร์ ทÉีเหมาะสมกับปฏิกิริยาการไทเทรตจะต้องมีค่า pH ทÉีจุดกÉึงกลางช่วงการเปลÉียนสีใกล้เคียงหรือเท่ากับ pH
ทÉีจุดสมมูลของปฏิกิริยา นอกจากนีÊ การเลือกใช้อินดิเคเตอร์กรด-เบส ต้องพิจารณาสีทÉีปรากฎ จะต้องมีความเข้มมากพอ
ทีÉจะมองเห็นได้ง่าย หรือเห็นการเปลีÉยนสีได้ชัดเจน
ตัวอย่างเช่น ต้องการไทเทรต กรดแก่ กับเบสแก่
 ผลิตภัณฑ์ทีÉเกิดการปฏิกิริยาของกรดแก่กับเบสแก่ เมืÉอถึงจุดสมมูลมีค่าประมาณหรือใกล้เคียง ş (เป็นกลาง)
 ดังนัÊน เลือกใช้อินดิเคเตอร์ทÉีมีช่วง pH ของการเปลÉียนสีใกล้เคียงกับ 7
 เช่น อาจใช้ โบรโมไทมอลบลู หรือ ฟีนอล์ฟทาลีน (pH 8.20-10.00) ซึÉงจะเปลÉียนจากไม่มีสีเป็นสีชมพู
 ดังนัÊน ถ้าทราบ pH ของสารละลายทÉีจุดสมมูลของปฏิกิริยาการไทเทรตก็สามารถเลือกอินดิเคเตอร์ทÉีเหมาะสมได้
การเลือกอินดิเคเตอร์ ก็ขึÊนอยกูั่บชนิดของปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส เพราะทÉีจุดสมมูลของแต่ละปฏิกิริยานัÊน มีค่า pH ทÉีต่างกัน
ตารางแสดงช่วง pH ทีÉเปลีÉยนสีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด
อินดิเคเตอร์ ช่วง pH ทีเปÉลีÉยนสี สีทีเปÉลีÉยน
ไทมอลบลู (กรด)
1.2 – 2.8
โบรโมฟีนอลบลู
3.0 – 4.6
เมทิลออเรนจ์
3.2 – 4.4
เมทิลเรด
4.2 – 6.3
อะโซลิตมิน (ลิตมัส)
5.0 – 8.0
โบรโมไทมอลบลู
6.0 – 7.6
ฟีนอลเรด
6.8 – 8.4
ไทมอลบลู (เบส)
8.0 – 9.6
ฟีนอล์ฟทาลีน
8.3 – 10.0
แดง – นÊำเงิน
เหลือง – แดง
ไม่มีสี - ชมพู
คำถาม
1. ถ้าต้องการไทเทรต กรดแก่ กับเบสอ่อน
ควรเลือกใช้อินดิเคเตอร์ชนิดใด
2. ถ้าต้องการไทเทรต กรดอ่อน กับเบสแก่
ควรเลือกใช้อินดิเคเตอร์ชนิดใด

 การประยุกต์การไทเทรตกรด-เบสเพืÉอหาปริมาณสารในชีวิตประจาวัน
 การไทเทรตกรด-เบส ใช้ประยุกต์หาปริมาณสารทีÉเป็นสารอินทรีย์ สารอนินทรีย์ และสารชีวโมเลกุลได้
 ตัวอย่างการประยุกต์ใช้ ได้แก่ การหาปริมาณกรดอ่อนในนÊำส้ม นÊำมะนาว และในไวน์
 การหาปริมาณเบส Mg(OH)2 , MgO ในยาลดกรด หรือการหาปริมาณโปรตีน ในอาหาร เป็นต้น
 วิธีการไทเทรต
ตัวอย่าง คุณครูมี HC l ซึÉงเป็นกรดแก่ แต่ไม่ทราบความเข้มข้น ....จงหาความเข้มข้นของ HCl นีÊ
จะเห็นว่า HCl (สารตัวอย่าง ) เป็นกรดแก่ สามารถเลือกใช้สารละลายมาตรฐานเป็นเบสแก่หรือเบสอ่อนก็ได้
 เลือกใช้เบสแก่ คือ NaOH เข้มข้น Ř.ř mol/dm3 เป็นสารละลายมาตรฐาน
 ผลิตภัณฑ์ทีÉได้จากปฏิกิริยาของกรดแก่กับเบสแก่ เมืÉอถึงจุดสมมูลมีค่าประมาณหรือใกล้เคียง ş (เป็นกลาง)
 จึงเลือกใช้อินดิเคเตอร์ คือ ฟีนอล์ฟทาลีน (pH 8.3 - 10.0 ---ใกล้เคียงş) ซึÉงจะเปลÉียนจาก ไม่มีสีเป็นสีชมพู
วิธีทำ
 ปิเปตต์สารละลายตัวอย่าง (HCl) ปริมาตร Śŝ cm3 (25 ml ) ลงในขวดรูปชมพู่
 หยดฟีนอล์ฟทาลีน (อินดิเคเตอร์) Ś – ś หยด ลงไปในสารละลายตัวอย่าง (HCl) ทÉีต้องการหาความเข้มข้น
(HCl เป็นสารละลายไม่มีสี หยดฟีนอล์ฟทาลีนซึÉงไม่มีสีเหมือนกัน ดังนัÊน สารละลายทÉีหยดฟีนอล์ฟทาลีนจะไม่มีสี )
 นำสารละลายมาตรฐาน NaOH เข้มข้น Ř.ř mol/dm3 (แล้วแต่จะเตรียมความเข้มข้นไว้เท่าใดก็ได้)
 ใส่ลงในบิวเรตต์ (สมมุติว่าใช้บิวเรตต์ ขนาด řŘŘ ml (100cm3) ) และติดตัÊงบิวเรตต์ ดังรูป
ใส่สารละลายมาตรฐานทีÉทราบความเข้มข้น ในบิวเรตต์
สารละลายตัวอย่างทีÉจะหาความเข้มข้น
 บันทึกปริมาณสารละลายมาตรฐานในบิวเรตต์ ก่อนไขก๊อกให้ไหลออก
 ไขก๊อก ปล่อยสารละลายมาตรฐานในบิวเรตต์ (NaOH) ลงในสารละลายตัวอย่าง (HCl) ในขวดรูปชมพู่
ค่อย ๆ ปล่อยให้ไหลทีละหยด พร้อมเขย่าไปด้วย จนกระทังÉ สารละลายเปลÉียนสี จาก ไม่มีสี เป็นสีชมพู
แสดงว่าถึงจุดยุติ (จุดทÉี กรด-เบสทำปฏิกิริยากันอย่างพอดี เกิดเกลือทÉีละลายนÊำแล้วมี pH เป็นกลาง (ประมาณ ş))
(ฟีนอล์ฟทาลีน มี pH 8.3 - 10.0 มีช่วงการเปลีÉยนสีจาก ไม่มีสี เป็นสีชมพู)
 เมÉือถึงจุดยุติแล้ว (เปลÉียนเป็นสีชมพู) ให้จดบันทึกปริมาตรทÉีใช้ไป ดังนีÊ (ข้อมูลสมมุติ)
 ทำซÊำ ś ครัÊง (เพÉือป้องกันความคลาดเคลÉือน) แล้วหาค่าเฉลÉีย

ตารางบันทึกปริมาตรการใช้สารละลายมาตรฐาน (ข้อมูลสมมุติ)
ครัÊงทÉี ปริมาตรสารละลายมาตรฐาน
ก่อนจุดยุติ เมืÉอถึงจุดยุติ ปริมาตรทีÉใช้ไป
ř 100 ml 85 ml řŝ ml
Ś 85 ml 68 ml 17 ml
ś 68 ml 55 ml 13 ml
ปริมาตรทีใช้ไปเฉลีÉย řŝ ml หรือ řŝ cm3
 คำนวณหาความเข้มข้นของสารละลายตัวอย่าง
 ใช้สูตรการคำนวณ c1v1 = c2v2 โดย c1 = ความเข้มข้นของสารตัวอย่าง
c1 x Śŝ cm3 = (0.1 mol/dm3) (15 cm3) v1 = ปริมาตรของสารตัวอย่าง
c1 = (0.1 mol/dm3) (15 cm3) c2 = ความเข้มข้นของสารละลายมาตรฐาน
Śŝ cm3 v2 = ปริมาตรของสารมาตรฐาน
c1 = 0.06 mol/dm3 (อ่านจากบิวเรตต์เมืÉอถึงจุดสมมูล
ตอบ ดังนัÊน กรด HCl นีÊ มีความเข้มข้น 0.06 mol/dm3 หรือ 0.06 mol/l
ตัวอย่างกราฟการไทเทรต แสดงจุดสมมูล (จุดทีÉกรด – เบส ทำปฏิกิริยาพอดีกัน)

8.11 สารละลายบัฟเฟอร์
 คือ สารละลายทีÉประกอบด้วยของผสมระหว่าง กรดอ่อน กับ เกลือของกรดอ่อน (คู่เบสของกรด) หรือ
เบสอ่อน กับ เกลือของเบสอ่อน (คู่กรดของเบส) จะได้สารละลายทีÉมีไอออนร่วม
 สมบัติพิเศษของสารละลายบัฟเฟอร์ คือ
สามารถรักษา pH ของสารละลายไว้เกือบคงทÉี แม้จะเติมนÊำ กรดแก่, เบสแก่ ลงไปเล็กน้อย
ก็ไม่ทำให้ pH ของสารละลายเปลÉียนแปลงไปมากนัก ทÉีเป็นเช่นนีÊเพราะ ในสารละลายบัฟเฟอร์จะมีสารหรือไอออนทÉีทำหน้าทÉีคอยควบคุม
ความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- ในระบบให้คงที
เราเรียกความสามารถในการต้านทานการเปลÉียนแปลง pH นีÊว่า ความจุบัฟเฟอร์ (buffer capacity)
 สารละลายบัฟเฟอร์มี 2 ประเภท
1) สารละลายของกรดอ่อน กับ เกลือของกรดอ่อน (Acid buffer solution) สารละลายบัฟเฟอร์แบบนีÊมี pH < 7 (เป็นกรด) เช่น
กรดอ่อน + เกลือของกรดอ่อนนัÊน
CH3COOH CH3COONa
ปฏิกิริยาการควบคุม pH ในสารละลายบัฟเฟอร์
ในระบบจะมีสมดุล ดังนีÊ CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
CH3COONa CH3COO- + Na+
ถ้าเติมกรดแก่ (เช่น HCl) ลงไป HCl จะแตกตัว ดังสมการ
HCl H+ + Cl-
H+ ทีÉแตกตัวได้ จะรวมตัวกับ CH3COO- กลายเป็น CH3COOH
ทำให้ความเข้มข้น CH3COO- ลดลง ส่วน ความเข้มข้น CH3COOH เพิÉมขึÊน
นÉันคือ H+ หรือ H3O+ จากกรดแก่ทÉีเติมลงไป (ทÉีจะทำให้ pH ของบัฟเฟอร์เปลÉียนไป) ถูกกำจัดโดย CH3COO- ทÉีมีอยมู่าก
เพราะ CH3COO- ได้มาจากกรด CH3COOH และจากการแตกตัวของ CH3COONa ดังสมการ
H+ + CH3COO- CH3COOH
และถึงแม้จะมี CH3COOH เพิÉมขึÊน แต่เนÉืองจาก CH3COOH แตกตัวได้น้อยมาก (เป็นกรดอ่อน แตกตัวได้บางส่วน)
ดังนัÊนจึงไม่ทำให้ H3O+ ในระบบบัฟเฟอร์เปลÉียนแปลงไป จึงทำให้ pH ของระบบเปลÉียนแปลงน้อยมาก
ถ้าเติมเบสแก่ (เช่น NaOH) ลงไป NaOH จะแตกตัว ดังสมการ
NaOH Na+ + OH-OH-
ทีÉแตกตัวได้ จะรวมตัวกับ CH3COOH กลายเป็น CH3COO- ดังสมการ
OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O
ทำให้ความเข้มข้น CH3COOH ลดลง ส่วนความเข้มข้น CH3COO- เพิÉมขึÊน
นÉันคือ OH- จากเบสแก่ทÉีเติมลงไป (ทÉีจะทำให้ pH ของบัฟเฟอร์เปลÉียนไป) ถูกกำจัดโดย CH3COOH ทÉีมีอยมู่าก
ส่วน CH3COO- ทÉีเกิดจะรวมกับ H3O+ ในระบบบัฟเฟอร์ เกิดเป็น CH3COOH ทำให้ pH ของระบบเปลÉียนแปลงน้อยมาก
CH3COO- + H3O+ CH3COOH

2) สารละลายของเบสอ่อน กับ เกลือของเบสอ่อน (Basic buffer solution) สารละลายบัฟเฟอร์แบบนีÊมี pH > 7 (เป็นเบส) เช่น
เบสอ่อน + เกลือของเบสอ่อนนัÊน
NH3 NH4Cl
ปฏิกิริยาการควบคุม pH ในสารละลายบัฟเฟอร์
ในระบบจะมีสมดุล ดังนีÊ NH3 + H2O NH4
+ + OH-NH
4Cl NH4
+ + Cl-
ถ้าเติมกรดแก่ (เช่น HCl) ลงไป HCl จะแตกตัว ดังสมการ
HCl H+ + Cl-
H+ หรือ H3O+ ทีÉแตกตัวได้ จะรวมตัวกับ NH3 กลายเป็น NH4
+ ดังสมการ
H3O+ + NH3 NH4
+ + H2O
ทำให้ความเข้มข้น NH3 ลดลง ส่วน ความเข้มข้น NH4
+ เพิÉมขึÊน
นÉันคือ H+ หรือ H3O+ จากกรดแก่ทÉีเติมลงไป (ทÉีจะทำให้ pH ของบัฟเฟอร์เปลÉียนไป) ถูกกำจัดโดย NH3
ส่วน NH4
+ ทีÉเกิดจะรวมกับ OH+ ในระบบบัฟเฟอร์ เกิดเป็น NH3 ทำให้ pH ของระบบเปลÉียนแปลงน้อยมาก
NH4
+ + OH+ NH3
ถ้าเติมเบสแก่ (เช่น NaOH) ลงไป NaOH จะแตกตัว ดังสมการ
NaOH Na+ + OH-OH-
ทีÉแตกตัวได้ จะรวมตัวกับ NH4
+ กลายเป็น NH3
OH- + NH4
+ NH3 + H2O
ทำให้ความเข้มข้น NH4
+ ลดลง ส่วน ความเข้มข้น NH3 เพิÉมขึÊน
นÉันคือ OH- จากเบสแก่ทÉีเติมลงไป (ทÉีจะทำให้ pH ของบัฟเฟอร์เปลÉียนไป) ถูกกำจัดโดย NH4
+ ทำให้เกิด NH3
และถึงแม้จะมี NH3 เพิมÉขึÊน แต่เนÉืองจาก NH3 แตกตัวได้น้อยมาก (เป็นเบสอ่อน แตกตัวได้บางส่วน)
ดังนัÊนจึงไม่ทำให้ OH- ในระบบบัฟเฟอร์เปลÉียนแปลงไป จึงทำให้ pH ของระบบเปลÉียนแปลงน้อยมาก
 สารละลายบัฟเฟอร์ในสิÉงมีชีวิต
1) ฟอสเฟตบัฟเฟอร์ H2PO4
- / HPO4
2- จะเกÉียวข้องกับการทำงานของไต
เมÉือเราออกกำลังกายนาน ๆ จ ะมีกรดเกิดขึÊนทำให้ pH ของ เลือดเปลÉียนไป
ระบบบัฟเฟอร์ H2PO4
- / HPO4
2- ในเลือดจะเข้าทำปฏิกิริยา เพÉือลดความเข้มข้นของกรดได้
- + H3O+ H2PO4
H2PO4
- + H2O
และ H2PO4
- จะถูกกำจัดออกมาทางปัสสาวะ
2) ระบบ H2CO3/HCO3
- (กรดคาร์บอนิก / ไฮโดรเจนคาร์บอเนตไอออน)
จะควบคุม pH ของพลาสมาในเลือดให้มีค่าอยรู่ะหว่าง 7.35 - 7.45 ซึÉงเกิดปฏิกิริยาดังนีÊ
HCO3
- + H3O+ H2CO3 + H2O
H2CO3 H2O + CO2
เนืÉองจากความเป็นกรด-เบสในร่างกายของ สิÉงมีชีวิตเป็นเรืÉองทีÉสำคัญมาก ถ้า pH เปลีÉยนแปลงไป เพียง 0.2 หน่วย
จากช่วง 7.35-7.45 อาจทำให้เจ็บป่วยได้ ร่างกายจึงต้องมีระบบบัฟเฟอร์เพÉือรักษาระดับ pH ให้คงทÉีอยู่เสมอ

บทที่ 8 กรด เบส

More Related Content

What's hot

Similar to บทที่ 8 กรด เบส

More from oraneehussem

บทที่ 8 กรด เบส