สมบัติทั่วไปของสารละลายกรดและสารละลายเบส

• สารละลายกรด

           สารละลายกรด (acid solution) คือ สารละลายที่กรดละลายในน้ำ (กรดเป็นตัวละลายน้ำเป็นตัวทำละลาย) ซึ่งสามารถแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน (H⁺) เมื่อละลายน้ำ
สมบัติของสารละลายกรด สมบัติของสารละลายกรด มีดังนี้

1. มีรสเปรี้ยว เช่น น้ำมะนาว (กรดซิตริก) น้ำส้มสายชู (กรดแอซีติก) วิตามินซี (กรดแอสคอร์บิก) เป็นต้น
2. ทดสอบโดยการใช้กระดาษลิตมัส (มี 2 สี คือ สีแดงและสีน้ำเงิน) ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีน้ำเงินจะเกิดการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัสจากสีน้ำเงินเป็นสีแดง แต่ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีแดงจะไม่มีการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัส
3. ทำปฏิกิริยากับโลหะได้ผลิตภัณฑ์เป็นแก๊สไฮโดรเจน (H₂) เสมอ เช่น ปฏิกิริยาของโลหะสังกะสีในกรดเกลือได้เกลือซิงค์คลอไรด์ (ZnCl₂) กับแก๊สไฮโดรเจน ดังนั้น
   โลหะ + กรด   ——–>  เกลือ +  แก็สไฮโดรเจน 
   โลหะที่เกิดปฏิกิริยา เช่น สังกะสี (Zn), แมกนีเซียม (Mg), ทองแดง (Cu), เงิน (Ag), อะลูมิเนียม (Al) เป็นต้น
4. ทำปฏิกิริยากับสารประกอบคาร์บอเนต (XCO₃; X คือ ธาตุโลหะใดๆ เช่น หินปูน (CaCO₃), โซเดียมไฮโดรเจนคาร์บอเนต (NaHCO₃) หรือผงฟู ได้แก๊สคาร์บอนไดออกไซด์ (CO₂) เสมอ เช่น ปฏิกิริยาของหินปูนกับกรดเกลือ ดังสมการ 
   CaCO₃ (s) + 2HCl (aq)  ——–>  CaCl₂ (aq) + CO₂ (g) + H₂O (l)
               เมื่อ ( ) เป็นการบอกสถานะของสารในปฏิกิริยา
               – (s) = solid = ของแข็ง
               – (l) = liquid = ของเหลว
               – (g) = gas = แก๊ส
   ข้อควรทราบ
   – กรดทำปฏิกิริยากับโลหะได้แก๊สไฮโดรเจน (H₂)
   – กรดทำปฏิกิริยากับสารประกอบคาร์บอเนตได้แก๊สคาร์บอนไดออกไซด์ (CO₂) เสมอ
5. สารละลายกรดสามารถนำไฟฟ้าได้
6. ทำปฏิกิริยากับเบสได้เกลือและน้ำ

• สารละลายเบส

            สารละลายเบส (base solution) คือ สารละลายที่เบสละลายในน้ำ (เบสเป็นตัวละลายน้ำเป็นตัวทำละลาย) ซึ่งสามารถแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH^–) เมื่อละลายน้ำ

            สมบัติของสารละลายเบส สมบัติของสารละลายเบส มีดังนี้

1. มีรสฝาด ขม
2. เมื่อสัมผัสจะลื่นมือ
3. ทดสอบกับกระดาษลิตมัส ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีแดงจะเกิดการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้ำเงิน แต่ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีน้ำเงินจะไม่มีการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัส
4. ทำปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนีย (NH₄Y; Y = ธาตุอโลหะ เช่น คลอรีน (Cl) ได้เป็นแอมโมเนียมคลอไรด์ (NH₄Cl) จะได้น้ำและแอมโมเนีย (NH₃) เป็นผลิตภัณฑ์เสมอ เช่น ปฏิกิริยาของด่าง (NaOH, โซเดียมไฮดรอกไซด์) กับเกลือแอมโมเนียมคลอไรด์
   
5. ไม่ทำปฏิกิริยากับโลหะ ยกเว้น อะลูมิเนียม (Al) ที่เมื่อทำปฏิกิริยาแล้วจะได้แก๊สไฮโดรเจน (H₂)
6. ผสมกับน้ำมันหรือไขมัน จะได้สบู่และกลีเซอรอล เรียกปฏิกิริยานี้ว่า ปฏิกิริยาการเกิดสบู่ (saponification reaction)
7. สารละลายเบสนำไฟฟ้าได้
8. ทำปฏิกิริยากับกรดได้เกลือและน้ำ

สารประกอบ

            สำหรับเรื่องกรด เบส นี้นักเรียนอาจจะเคยเรียนในชั้นมัธยมศึกษาตอนต้นบ้างแล้ว แต่จะมาเน้นเนื้อหาที่ลึกเข้าไปในระดับมัธยมศึกษาตอนปลาย ซึ่งเนื้อหาเรื่องนี้นักเรียนหลายคนจะเข้าใจว่าเป็นเรื่องยาก แต่จริงๆ แล้วเด็กๆ อ่านทำความเข้าใจและทำแบบฝึกหัดบ่อยๆ ก็เป็นเรื่องง่ายนิดเดียวค่ะ
            จากที่กล่าวมาในข้างต้นนั้น เป็นความรู้ทั่วไปเกี่ยวกับเรื่องกรด เบส แต่ความจริงแล้วเนื้อหาเรื่องนี้ค่อนข้างมากและละเอียด ซึ่งจะกล่าว ดังต่อไปนี้
            สารประกอบ แบ่งออกเป็น 3 ชนิด คือ กรด เบส และเกลือ ดังนี้

• กรด(acid)  แบ่งออกเป็น 2 ประเภท คือ กรดอินทรีย์ และ กรดอนินทรีย์
  • กรดอินทรีย์ (organic compound) หมายถึง กรดที่มีหมู่คาร์บอกซิล (-COOH) ในโมเลกุลพบในสิ่งมีชีวิต เช่น กรดฟอร์มิก (HCOOH) กรดแอซีติก(CH₃COOH) กรดสเตียริก(C₁₇H₃₅COOH)  
  • กรดอนินทรีย์ (inorganic compound) หมายถึง เป็นกรดที่ได้จากแร่ธาตุ แบ่งตามชนิดของธาตุที่เป็นองค์ประกอบได้ 2 ประเภท คือ กรดไฮโดรและกรดออกซี

• เบส (Base) เป็นสารประกอบไอออนิกที่เป็นออกไซด์และไฮดรอกไซด์ของโลหะหรือไอออนที่เทียบเท่าโลหะ

            การอ่านชื่อ ให้อ่านชื่อโลหะ + ออกไซด์ หรือโลหะ + ไฮดรอกไซด์

• เกลือ (salt)  เป็นสารประกอบไอออนิก ยกเว้น ออกไซด์และไฮดรอกไซด์ของโลหะ เกลือแบ่งออกเป็น 2 ประเภท คือ เกลือที่เป็นสารประกอบประเภท 2 ธาตุ และสารประกอบประเภท 3 ธาตุ

            ตอนนี้เด็กๆ ก็ได้อ่านเนื้อหากันมามากแล้วนะค่ะ งั้นเราลองไปฝึกทำแบบฝึกหัดประเภทและสูตรของ กรด เบส และเกลือ กันดีกว่าค่ะ ไปกันเลย…

2. สารละลายอิเล็กโทรไลต์ และนอนอิเล็กโทรไลต์

สารละลายอิเล็กโทรไลต์และนอนอิเล็กโทรไลต์

• สารละลายอิเล็กโทรไลต์ (electrolyte) หมายถึง สารที่หลอมเหลวหรือละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไอออนได้ จึงนำไฟฟ้าได้ เช่น NaCl (s)

(ที่มา : http://firewall.nkw.ac.th/media/4/C1_1.htm)

• สารนอนอิเล็กโทรไลต์ (non-electrolyte) เป็นสารที่ไม่แตกตัวเป็นไอออน ส่วนใหญ่เป็นสารประกอบโคเวเลนต์เช่น   C₆H₁₂O₆, C₂H₅OH

(ที่มา : http://firewall.nkw.ac.th/media/4/C1_1.htm)

            หากนักเรียนนำสารละลายอิเล็กโทรไลต์และนอนอิเล็กโทรไลต์ บางชนิดมาทดสอบการนำไฟฟ้า จะพบว่า

(ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)

1. สารละลายมีทั้งชนิดที่นำไฟฟ้าและไม่นำไฟฟ้า
2. สารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ ได้แก่ HCl, NaOH, KNO3, NaCl ตัวละลายแตกตัวให้ไอออนได้มากจึงนำไฟฟ้าได้ดีและอาจมีสมบัติเป็นกรด หรือเบส หรือกลางก็ได้
3. สารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน ได้แก่ CH₃COOH, NH₄OH ตัวละลายแตกตัวเป็นไอออนได้น้อย จึงนำไฟฟ้าได้น้อย และอาจมีสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ก็ได้
4. สารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ ได้แก่ C₆H₁₂O₆, C₂H₅OH ตัวละลายไม่แตกตัวเป็นไอออนจึงไม่นำไฟฟ้าและมีสมบัติเป็นกลางเสมอ
5. สารละลายที่มีสมบัติเป็นกรดหรือเบสจะนำไฟฟ้าได้เสมอ ส่วนสารละลายที่มีสมบัติเป็นกลางมีบางชนิดที่นำไฟฟ้าได้และบางชนิดไม่นำไฟฟ้า

• สำหรับไอออนในสารละลายกรด คือ ไฮโดรเจนไอออน (H⁺) หรือ ไฮโดรเนียมไอออน (H₃O⁺)    

• สำหรับไอออนในสารละลายเบส คือ ไฮดรอกไซด์ ไอออน (OH^–) 

(ที่มา : http://www.worsleyschool.net/science/files/pH/page.html )

            สารละลายที่ตัวละลายแตกตัวให้ไอออนได้ เรียกว่า “สารละลายอิเล็กโทรไลต์ (electrolyte solution) ” เมื่อจำแนกตามความสามารถในการแตกตัว ดังนี้

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

3. ทฤษฎี กรด เบส

            สารประกอบมีเป็นจำนวนมาก อาจจะจัดอยู่ในประเภทกรด หรือ ประเภทเบส การจัดว่าสารใดเป็นกรดหรือเบส จากที่ได้กล่าวมาแล้วนั้น จัดโดยอาศัยสมบัติของสาร กล่าวคือ สารที่เป็นกรด ได้แก่ สารที่มีรสเปรี้ยวทำปฏิกิริยากับโลหะ เช่น สังกะสี ให้แก็ส ไฮโดรเจน ทำปฏิกิริยากับเกลือคาร์บอเนตให้แก็สคาร์บอนไดออกไซด์ เปลี่ยนสีอินดิเคเตอร์ ส่วนเบส ได้แก่ สารที่มีรสฝาด ลื่น คล้ายสบู่ เปลี่ยนสีอินดิเตอร์ ทำปฏิกิริยากับกรด ได้เกลือ เป็นต้น

            ผู้ให้นิยามกรดและเบส คนแรก คือ ลาวัวซิเอ (Antoine Laurent Lavoisier ค.ศ. 1743 – 1794) นักเคมีชาวฝรั่งเศส ในปี ค.ศ. 1777 เขาเสนอแนะว่ากรด คือ สารประกอบที่มีออกซิเจน เพราะออกซิเจน เป็นสารที่สำคัญในการเผาไหม้ เช่น เผาไหม้ C ให้ CO₂, P ให้ P₄O₆, S ให้ SO₂ เมื่อธาตุเกิดการเผาไหม้กับออกซิเจน แล้วนำสารที่ได้มาละลายในน้ำ จะมีฤทธิ์เป็นกรด

1. ทฤษฎีกรด เบส อาร์เรเนียส

            สวันเต เอากุสต์ อาร์เรเนียส (Svante August Arrhenius) ได้เสนอทฤษฎีกรด เบสอาร์เรเนียส เมื่อ พ.ศ. 2430 ดังนี้

กรด คือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน : H⁺(aq)
เบส คือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน : OH^–(aq)

สมการทั่วไป เป็นดังนี้
       กรด : HA + H₂O   ———–>  H^–  +  A^–
       เบส : MOH + H₂O ———–>  M⁺ + OH^–

2. ทฤษฎีกรด เบส เบรินสเตด ลาวรี

            โยฮันเนส นิโคเลาส์ เบรินสเตด (Johannes Nicolaus Bronsted) นักเคมีชาวเดนมาร์ก และทอมัส มาร์ติน ลาวรี (Thomas Martin Lowry) นักเคมีชาวอังกฤษ ได้เสนอทฤษฎี  กรด เบส ดังนี้

กรด คือ สารที่ให้โปรตรอน (H⁺(g)) (acid is a proton donor)
เบส คือ สารที่รับโปรตรอน (H⁺(g) (base is a proton accepter)

(ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)

            จากสมการ HCl  เป็นกรด เพราะเป็นสารที่ให้โปรตอนแก่  H₂O และ H₂O เป็นเบสเพราะเป็นสารที่รับโปรตอนจาก HCl

            จากสมการ CH₃COOH เป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อนแตกตัวได้ไม่หมดเกิดปฏิกิริยาผันกลับได้ โดยปฏิกิริยาไปข้างหน้า CH₃COOH เป็นกรด เพราะให้โปรตอนแก่ H₂O ส่วน H เพราะรับโปรตอนจาก CH₃COOH ปฏิกิริยาย้อนกลับ H₃O⁺ เป็นกรด เพราะให้โปรตอนแก่ CH₃COO^– ส่วน CH₃COO^– เป็นเบส เพราะรับโปรตอนจาก H₃O⁺

(ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)

            สารหรือไอออนบางชนิดสามารถให้หรือรับ H⁺ ได้ สารที่มีสมบัติเป็นได้ทั้งกรดและเบส เราเรียกว่าสารแอมฟิโปรติก (Amphiprotic) หรือแอมโฟเทอริก (Amphoteric) ซึ่งแสดงดังตาราง

ตาราง แสดงสารหรือไอออนบางชนิดที่เป็นได้ทั้งกรดและเบส 

สารแอมฟิโปรติก	สมบัติของสารหรือไอออนตามทฤษฎีเบรินสเตด-ลาวรี
H2O
NH3
HCO3–

            ทฤษฎีกรด–เบส ของเบรินสเตด-เลาว์รี  ก็มีข้อจำกัด คือ สารใดที่ไม่มี H⁺ จะบอกไม่ได้ว่าสารนั้นเป็นกรดหรือเบส  และสารใดที่มี H⁺ แต่แตกตัวเป็นไอออนไม่ได้จะบอกไม่ได้ว่าเป็นกรดหรือเบส

3. ทฤษฏีกรด-เบส ของลิวอิส 

ทฤษฎีนี้ให้นิยามว่า

กรด คือ สารที่รับอิเล็กตรอนคู่
เบส คือ สารที่ให้อิเล็กตรอนคู่

(ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)

            จากสมการ NH₃ ให้คู่อิเล็กตรอนแก่ BF₃ ทำให้ NH₃ มีสมบัติเป็นเบส ส่วน BF₃ รับคู่อิเล็กตรอน
            จาก NH₃ ตามทฤษฎีกรด-เบส ของลิวอิส NH₃ จึงมีสมบัติเป็นกรด

คู่กรด-เบส 

            จากทฤษฏี กรด เบส ของเบรินสเตดและลาวรี ที่มีการให้และรับโปรตรอน (H⁺) จะเกิดความสัมพันธ์ ระหว่างกรดและเบสขึ้น เราเรียกว่า คู่กรด-เบส คู่กรดเบส เป็นอย่างไร ตามไปดูกันต่อเลยค่ะ

1. สารที่ทำหน้าที่เป็นกรด เมื่อให้ H⁺ ไปแล้ว อนุภาคที่เหลืออยู่สามารถรับ H⁺ ได้ จึงเรียกเบสที่เกิดขึ้นว่า “คู่เบสของกรด” หรือ “คู่เบส” (conjugate base)
2. สารที่ทำหน้าที่เป็นเบส เมื่อรับ H⁺ จากสารอื่นมาแล้วจะได้อนุภาคที่มี H⁺ เพิ่มขึ้น 1 H⁺ ดังนั้นจึงสามารถทำหน้าที่เป็นกรดให้ H⁺ แก่สารอื่นได้ จึงเรียกกรดที่เกิดจากเบสว่า “คู่กรดของเบส” หรือ “คู่กรด” (conjugate acid) ดังตัวอย่าง

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

            จากสมการ HF เป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อนแตกตัวได้ไม่หมดเกิดปฏิกิริยาผันกลับได้ โดยปฏิกิริยาไปข้างหน้า HF เป็นกรด เพราะให้โปรตอนแก่ HS^– ส่วน HS^– เป็นเบส เพราะรับโปรตอนจาก HF ปฏิกิริยาย้อนกลับ  H₂S เป็นกรดเพราะ ให้โปรตอนแก่ F^– ส่วน F^– เป็นเบสเพราะรับโปรตอนจาก H₂S นั่นเอง

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

            จากสมการ NH₃ เป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อนแตกตัวได้ไม่หมดเกิดปฏิกิริยาผันกลับได้ โดยปฏิกิริยาไปข้างหน้า H₂O เป็นกรด เพราะให้โปรตอนแก่ NH₃ส่วน NH₃ เป็นเบส เพราะรับโปรตอนจาก H₂O ปฏิกิริยาย้อนกลับ NH₄⁺ เป็นกรดเพราะ ให้โปรตอนแก่ OH^– ส่วน OH^– เป็นเบสเพราะรับโปรตอนจาก NH₄⁺ นั่นเอง

จำไว้ใช่ว่า :  สารที่เป็นคู่กรด-เบสกัน มี  H⁺ต่างกัน 1 ตัว โดยที่คู่กรดจะมี  H⁺ มากกว่าคู่เบส 1 ตัว

ลองทำดู
1. สารใดเป็นคู่กรด คู่เบส (Conjugated acid-base) ซึ่งกันและกัน เช่น

สารที่เป็นคู่กรด คู่เบส คือ ……………………………………………………………

เรียกสารหรือไอออนต่างๆ ได้ ดังนี้

• CH₃COOH เป็น……………………………………………………………..
• H₂O         เป็น……………………………………………………………..
• CH₃COO^–  เป็น………………………………………………………………
• H₃O⁺       เป็น………………………………………………………………

2. จงบอกสารหรือไอออนที่เป็นคู่กรดของเบสและสารที่เป็นคู่เบสของกรด
จงบอกสารที่เป็นคู่กรดของ HCO₃^–, HPO₄^2-, HS^–, NO₃^–, SO₄^2-, NH₃, H₂O  ตามลำดับ
ตอบ ……………………………………………………………………………………..

จงบอกสารที่เป็นคู่เบสของ HCO₃^–, HPO₄^2-, HS^–, HSO₄^–, NH₄⁺, H₂O, CH₃COOH ตามลำดับ
ตอบ ……………………………………………………………………………………..

3. สารหรือไอออนที่กำหนดให้ทำหน้าที่เป็นกรดหรือเบสตามทฤษฎีของเบรินสเตด-ลาวรี

• NH₄⁺ ………………………………      H₂O ……………………………… 
• HSO₄^– ……………………………..      NO₃^– …………………………….. 
• H₂S ………………………………..       HS^– ……………………………….
• HCO₃^– ……………………………..       PO₄^3- …………………………….. 

4. เมื่อผสมสารเหล่านี้เข้าด้วยกันสารใดจะทำหน้าที่เป็นกรด

• HCl กับ HCN ……………………….      NH₃ กับ H₂O ………………………..
• CH₃COOH กับ H₂O …………………… NaHCO₃ กับ NH₃ ……………………

ความแรงของกรดและเบส 

สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต่างๆ นำไฟฟ้าได้ไม่เท่ากัน  เพราะอิเล็กโทรไลต์แตกตัวเป็นไอออนได้มากน้อยต่างกัน

• อิเล็กโทรไลต์แก่ คือ สารละลายที่มีสารแตกตัวเป็นไอออนได้ดี ส่วนในสารละลายที่มีสารซึ่งแตกตัวเป็นไอออนได้ไม่ดี จึงเรียกว่า อิเล็กโทรไลต์อ่อน
• กรดอ่อน (Weak acid) คือ สารหรือไอออนที่ให้โปรตอน (H+) ได้น้อย
• กรดแก่ (Strong acid) คือ สารหรือไอออนที่ให้โปรตอน (H+) ได้มาก
• เบสอ่อน (Weak base) คือ สารหรือไอออนที่รับโปรตอน (H+) ได้น้อย
• เบสแก่ (Strong base) คือ สารหรือไอออนที่รับโปรตอน (H+) ได้มาก

            ความแรงของกรด-เบสตามทฤษฎีเบรินสเตด-ลาวรี หมายถึง ความสามารถในการให้โปรตอนของกรด และความสามารถในการรับโปรตอนของเบส
1. ความแรงของกรด ให้ HA เป็นกรดอ่อนชนิดหนึ่งเมื่อละลายน้ำแตกตัวได้ดังนี้

            เนื่องจาก HA เป็นกรดอย่างอ่อนปฏิกิริยาการแตกตัวไม่ดี แตกตัวได้เพียงบางส่วนซึ่งน้อยมาก ค่าคงที่สมดุล (K) มีค่าน้อย นั่นคือ เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับได้ดีกว่าปฏิกิริยาไปข้างหน้า

            ดังนั้นเมื่อพิจารณาความแรงของกรด-เบส จะพบว่า  H₃O⁺(aq) มีความแรงของกรดมากกว่า  HA(aq) และ  A^–(aq) มีความแรงของเบสมากกว่า H₂O(l) 
            จากสมการจะเห็นได้ว่า

ตารางแสดงความแรงของคู่กรด-เบส พิจารณาจากโครงสร้างโมเลกุลของกรดและเบส

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

            1.1 กรดไฮโดร  หมายถึงกรดที่ประกอบด้วยธาตุ H และอโลหะ มีสูตรทั่วไป H_nX  เมื่อ  n เป็นจำนวนอะตอมของธาตุ  H  และ  X  เป็นธาตุอโลหะ ตัวอย่างกรดไฮโดร เช่น HCl , H₂S  ในคาบเดียวกัน ความแรงของกรดจะเพิ่มขึ้นตามค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอโลหะ เช่น   NH₃  <  H₂O  <  HF  และ  H₂S  <  HCl
            ในหมู่เดียวกัน ความแรงของกรดจะเพิ่มขึ้นเมื่อพลังงานพันธะลดลง หรือความแรงของกรดเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอมของอโลหะ  เช่น  HF  <  HCl  <  HBr  <  HI และ H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

            1.2 กรดออกซี  หมายถึงกรดที่ประกอบด้วยธาตุ H อโลหะ และ O ได้แก่ HNO₃, HClO₄ 
            ความแรงของกรดประเภทนี้จะเพิ่มขึ้นตามค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอโลหะ เช่น HClO₄ >  HBrO₄ >  HIO₄ และ HClO₄ > H₂SO₄ >  H₃PO₄

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

            กรดออกซีที่มีธาตุองค์ประกอบเหมือนกัน ความแรงของกรดจะเพิ่มขึ้นตามค่าเลขออกซิเดชันที่เพิ่มขึ้น เช่น   HClO₄  >  HClO₃  >  HClO₂  >  HClO

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html)

            กรดออกซีที่มีองค์ประกอบเหมือนกันและมีหลายโปรตอน กรดที่มีจำนวนประจุลบมากกว่าจะเป็นกรดที่มีความแรงน้อยกว่า หรือเป็นกรดที่อ่อนกว่า  เช่น  H₃PO₄  >  H₂PO₄^– > HPO₄^2-

2. ความแรงของเบส เนื่องจากเบสมีทั้งสารประกอบออกไซด์และไฮดรอกไซด์ของโลหะ  ดังนั้นการพิจารณาความแรงของเบส สามารถพิจารณาได้จากตำแหน่งของโลหะในตารางธาตุดังนี้ในหมู่เดียวกัน ความแรงของเบสเพิ่มขึ้นจากบนลงล่างเพราะความเป็นโลหะของธาตุเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง 
            เช่น  LiOH  <  NaOH  <  KOH หรือ  Li₂O < Na₂O < K₂O  
            ในคาบเดียวกัน ความแรงของเบสลดลงจากซ้ายไปขวาเพราะความเป็นโลหะของธาตุลดลงจากซ้ายไปขวา เช่น  Al(OH)₃ > Mg(OH)₂ > NaOH  หรือ  Al₂O₃ > MgO > Na₂O

4. การแตกตัวของ กรด เบส

     
            กรดแก่และเบสแก่เป็นอิเล็กโทรไลต์แก่เมื่อละลายน้ำแตกตัวเป็นไอออนได้ดี แตกตัวได้เกือบหมด 100% ซึ่งถือว่าแตกตัวได้หมดจึงเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าอย่างเดียว ดังนั้นถ้าทราบความเข้มข้นของกรดแก่หรือเบสแก่ ก็สามารถคำนวณหาความเข้มข้นของ  H₃O⁺ และ OH^– ในสารละลายได้   เช่น
1. สารละลาย  HNO₃  เข้มข้น  1 mol/dm³  จะแตกตัวให้  H₃O⁺ และ  NO₃^–   อย่างละ 1  mol/dm³

2. สารละลายเบสแก่  NaOH เข้มข้น 0.1 mol/dm³ จะแตกตัวให้  Na⁺ และ OH^– เข้มข้น อย่างละ 0.1 mol/dm³

3. สารละลายเบสแก่ Ca(OH)₂ เข้มข้น  1 mol/dm³  จะแตกตัวให้  Ca²⁺ 1 mol/dm³  แต่ให้  OH^– 2  mol/dm³

หมายเหตุ H₂SO₄ แตกตัวได้ 2 ขั้น ดังนี้

การแตกตัวของกรดอ่อน – เบสอ่อน

            กรดอ่อนและเบสอ่อนจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อน เมื่อละลายน้ำจึงแตกตัวได้ไม่หมด แตกตัวได้เพียงบางส่วนและเป็นส่วนที่น้อยมากเมื่อเทียบกับความเข้มข้นเริ่มต้นของกรดอ่อนหรือเบสอ่อน การแตกตัวของกรดอ่อนและเบสอ่อนจึงเป็นการเปลี่ยนแปลงที่ผันกลับได้ ณ ภาวะสมดุลจึงมีทั้งโมเลกุลของกรดอ่อนหรือเบสอ่อนและไอออนที่เกิดจากการแตกตัวของกรดอ่อนและเบสอ่อน การบอกความเข้มข้นของ H₃O⁺ และ OH^– ที่เกิดจากการแตกตัวของกรดอ่อนและเบสอ่อน นิยมบอกเป็นร้อยละเรียกว่า ร้อยละการแตกตัว(percent ionization : α)  เช่น กรดอ่อน HA เข้มข้น 1 mol/dm³ แตกตัวได้ร้อยละ 5  หมายความว่าในสารละลายปริมาตร 1 dm³ มีกรด HA ละลายอยู่ 1 mol และเมื่อถึงสมดุลกรด HA แตกตัวไปเพียง 0.05 mol  และเหลืออยู่ 0.95 mol

** ปริมาณการแตกตัวของกรดอ่อน นอกจากจะบอกเป็นร้อยละแล้ว ยังสามารถบอกโดยใช้ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาก็ได้ เรียกว่า ค่าคงที่สมดุลของกรด หรือ ค่าคงที่การแตกตัวของกรด (acid ionization constant : Ka)

** ส่วนเบสอ่อน เรียกว่า ค่าคงที่สมดุลของเบส หรือ ค่าคงที่การแตกตัวของเบส (base  ionization constant : Kb) เช่น ถ้า MOH  เป็นเบสอ่อน

            ค่าคงที่การแตกตัวของกรด (Ka) และค่าคงที่การแตกตัวของเบส (Kb) เป็นค่าที่บอกให้ทราบว่ากรดอ่อนหรือเบสอ่อนนั้นแตกตัวเป็นไอออนได้มากน้อยเพียงใด กรดที่มีค่า Ka สูงจะแตกตัวเป็นไอออนได้มากกว่ากรดที่มีค่า Ka ต่ำ และเบสที่มีค่า Kb สูงจะแตกตัวเป็นไอออนได้มากกว่าเบสที่มีค่า Kb ต่ำ
            กรดอ่อนที่มี H 1 อะตอม ใน 1 โมเลกุล เช่น HA  เรียกกรดประเภทนี้ว่า กรดโมโนโปรติก (monoprotic) ได้แก่ CH₃COOH, HCOOH,  HF,  HCN  เป็นต้น

 แสดงค่าคงที่การแตกตัวของกรดบางชนิดในน้ำที่ 25 ^oC 

                          (ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนวิชาเคมี โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)  

การแตกตัวของกรดโพลิโปรติก

            กรดโพลิโปรติก หมายถึงกรดที่แตกตัวให้ไฮโดรเนียมไอออนได้มากกว่า 1 ไอออน โดยมีขั้นตอนการแตกตัวมากกว่า 1 ขั้นตอน การแตกตัวแต่ละขั้นจะมีค่าคงที่สมดุลของการแตกตัว ซึ่งค่านี้จะลดลงเรื่อย ๆ ตามขั้นของการแตกตัว เช่น การแตกตัวของกรด H₂CO₃ ในน้ำ มีขั้นตอนดังนี้

            ตัวอย่างกรดโพลิโปรติก เช่น H₂SO₄ , H₃PO₄ , H₂S  ค่าคงที่การแตกตัวขั้นแรกจะมีค่าสูงกว่า
            การแตกตัวขั้นต่อไปตามลำดับ นั่นคือ   Ka₁ > Ka₂ > Ka₃ เสมอ

(ที่มา : http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/index.html)

การคำนวณเกี่ยวกับค่าคงที่การแตกตัวของกรด

การแตกตัวเป็นไอออนของน้ำ

            น้ำบริสุทธิ์นำไฟฟ้าได้น้อยมากจนไม่สามารถตรวจสอบได้ด้วยเครื่องตรวจการนำไฟฟ้าธรรมดา แต่ถ้าใช้แอมมิเตอร์ช่วยในการตรวจสอบ เข็มของมิเตอร์ก็จะเบนเพียงเล็กน้อย แสดงว่าน้ำบริสุทธิ์นำไฟฟ้าได้เล็กน้อย จนอาจถือว่าไม่แตกตัว จึงจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก  นอกจากนี้น้ำยังมีสมบัติที่สำคัญประการหนึ่งของน้ำคือ มีสมบัติเป็นได้ทั้งกรดและเบสแม้ว่าไม่มีสารใดละลายอยู่ในน้ำก็ตาม การแตกตัวของน้ำบริสุทธิ์ดังสมการ

            นั่นคือ  น้ำบริสุทธิ์ที่อุณหภูมิ 25°C มีความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน(H₃O⁺) เท่ากับความเข้มข้นของไฮดรอกไซด์ไอออน (OH^– )  =  1.0 x 10^-7 mol/dm³

รูปแสดง การเปรียบเทียบความเข้มข้นของ  H₃O⁺  และ OH^–  กับความเป็นกรด – เบสของสารละลาย
(ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)

การคำนวณหาค่า Ka, Kb ของกรดแก่และเบสแก่ 

เนื่องจากกรดแก่และเบสแก่แตกตัวได้ 100% จึงคำนวณหาค่า Ka และ Kb ไม่ได้
ลองทำดู
            1. HCl เข้มข้น 0.01 mol/L แตกตัวได้ 100% จงหาค่า K

            วิธีทำ              HCl       ———->     H⁺         +        Cl^–

            เริ่มต้น           0.01  mol/L           0.00 mol/L          0.00 mol/L
            เปลี่ยนไป       0.01  mol/L           0.01  mol/L         0.01  mol/L 
            สมดุล            0.00  mol/L           0.01  mol/L         0.01  mol/L 
            ดังนั้น            K       =         [H⁺][Cl^–]/[HCl]
                                          =         [0.01][0.01]/[0]
                                          =         หาค่าไม่ได้

            ดังนั้น หากกรดหรือเบสแตกตัวได้ 100% จะหาค่าคงที่สมดุล (K) ไม่ได้

หาค่าของ Ka, Kb ของกรดอ่อนและเบสอ่อน

เนื่องจากกรดอ่อนและเบสอ่อนแตกตัวได้น้อยมาก จึงสามารถคำนวณหาค่า Ka และ Kb ได้ดังนี้

            2. กรด HA เข้มข้น N mol/dm3 มีค่า K = Ka จงหาความเข้มข้นของ H+

            วิธีทำ
            เริ่มต้น                 N                          0                     0
            เปลี่ยนไป             X                          X                     X
            สมดุล                  N-X                       X                     X
            ดังนั้น                  Ka          =           X²/N-X

เนื่องจาก HA เป็นกรดอ่อนแตกตัวน้อยมาก ดังนั้น  N >> X

            จึงอนุโลมว่า        N-X             =           N
                                          Ka            =          X²/N
            และ  X  ในที่นี้คือ ความเข้มข้นของ [H⁺]

(โดยทั่วไปจะตัด X ทิ้งก็ต่อเมื่อกรดแตกตัว < 5% หรือ K มีค่า < 1 x 10^-4 ) ใช้สูตร ดังนี้

โจทย์เสริมประสบการณ์ 

ข้อ 1 จงคำนวณหาร้อยละการแตกตัวของสารละลาย NH₃ เข้มข้น 0.2 mol/dm³

………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
ข้อ 2  จงหาความเข้มข้นของ OH^–, NH₄⁺ และ NH₃ และร้อยละของการแตกตัว
กำหนดค่า Kb ของสารละลาย NH3 = 1.8 x 10^-5

………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

ข้อ 3 กรดแอสคอบิกแตกตัวได้ 6 % มีความเข้มข้น 0.1 mol/dm³
จงหา [H₃O⁺] (Ka = 1 x 10 ^–5)

………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

5. pH ของสารละลายและอินดิเคเตอร์

            ในสารละลายกรดหรือเบสจะมีทั้ง H₃O⁺ และ OH^–  อยู่ในปริมาณที่แตกต่างกัน การบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายโดยใช้ความเข้มข้นของ H₃O⁺ หรือ OH^–  มักเกิดความผิดพลาดได้ง่ายเพราะสารละลาย มักมีความเข้มข้นของ H₃O⁺ หรือ OH^– น้อย ดังนั้นในปี ค.ศ. 1909 นักเคมีชาวสวีเดนชื่อ ซอเรสซัน (Sorensen) ได้เสนอให้บอกความเป็นกรด-เบสของสารละลายในรูปมาตราส่วน   pH  ย่อมาจากภาษาฝรั่งเศสว่า  puissance d,  hydrogine แปลว่า กำลังของไฮโดรเจน (power of hydrogen)  โดยกำหนดว่า

เมื่อความเข้มข้นของ   H₃O⁺   มีหน่วยเป็น  mol/dm³  หรือ  Molar
ในสารละลายที่เป็นกลาง   [H₃O⁺]    =    [OH^–]  =    1.0 x 10^-7 mol/dm³
ดังนั้น  หา  pH  ของสารละลายได้ดังนี้     pH   =  – log[H₃O⁺]
                                                                    =  – log 1.0 x 10^-7
                                                                    =  – (log 1.0 – 7log10)
                                                                    =  0 + 7  = 7
            นั่นคือสารละลายที่เป็นกลางมี    pH   =   7

ค่า pH ที่ใช้ระบุความเป็นกรดหรือเบสของสารละลายสรุปได้ดังนี้

• สารละลายกรด มี [H₃O⁺] มากกว่า 1.0 x 10^-7 mol/dm³ ดังนั้น pH<7.00
• สารละลายที่เป็นกลาง มี [H₃O⁺] เท่ากับ 1.0 x 10^-7 mol/dm³ ดังนั้น pH = 7.00
• สารละลายเบส มี [H₃O⁺] น้อยกว่า 1.0 x 10^-7 mol/dm³ ดังนั้น pH>7.00

            นอกจากนี้สามารถบอกความเป็นกรด-เบสของสารละลายในรูปความเข้มข้นของ OH^–  ก็ได้ โดยค่า pOH
            ค่า pOH ใช้บอกความความเป็นกรด-เบสของสารละลายเจือจางได้เช่นเดียวกับค่า pH ซึ่งค่า pOH จะขึ้นอยู่กับ ความเข้มข้นของ OH^– โดยกำหนดความสัมพันธ์ดังนี้

            ตัวอย่างการคำนวณค่า pOH  สารละลาย NaOH เข้มข้น 0.01 โมลต่อลูกบาศก์เซนติเมตร มี pH เท่าใด

            วิธีทำ    NaOH (aq)    ————->   Na⁺ (aq) + OH^– (aq)
                         0.01 mol/dm³                                        0.01 mol/dm³
                                                                = 1 x 10^-2 mol/dm³
                                                   pOH     =       -log[OH^–]
                                                               =       -log 1×10^-2 mol/dm³
                                                               =       2log10-log1
                                                               =       2-0
                         pOH     =       2

            ในสารละลายที่เป็นกลางซึ่งมี   [OH^–]   = 1.0 x 10^-7 mol/dm³    จะมี    pOH   =   7
            ความสัมพันธ์ระหว่าง  pH  กับ  pOH
                                             [H₃O⁺][ OH^–]   =  1.0 x 10^-14
                                          log[H₃O⁺][ OH^–]  =  log1.0 x 10^-14
                                 log[H₃O⁺]  +  log[OH^–]  =  log1.0 – 14 log10
                                  – log[H₃O⁺] – log[OH^–]  =  14 log10

มาตราส่วน pH (pH scale) ใช้บอกความเป็นกรด-เบสของสารละลาย
(ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)

การคำนวณเกี่ยวกับ  pH pOH [H⁺] [OH^–] ของสารละลาย

ตัวอย่าง 1  จงคำนวณ  pH  ของสารละลายกรด  HCl  เข้มข้น  0.002 mol/dm³
วิธีทำ  HCl  เป็นกรดแก่แตกตัวได้  100%
            HCl (aq)  +  H₂O(l)    ————–>    H₃O⁺ (aq)  +  Cl^– (aq)
            0.002  mol/dm³                                    0.002 mol/dm³
            ความเข้มข้นของ H₃O⁺   =    0.002 M    =   2 x 10^-3 mol/dm³
            จะได้  pH       =     – log[H₃O⁺]
                                  =     – log (2 x 10^-3)
                                  =     3 log 10 – log 2
                                  =     3 – 0.3010     =    2.69
            ดังนั้น  pH  ของสารละลายกรด  HCl  เท่ากับ  2.69

ตัวอย่าง 2   จงคำนวณหา   pH   ของสารละลาย   NaOH  0.10 mol/dm³
วิธีทำ  สารละลาย   NaOH  เป็นเบสแก่แตกตัวได้  100%

………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

ตัวอย่างที่ 3  จงคำนวณ pH ของสารละลาย HF  เข้มข้น 0.05 mol/dm³
            กำหนด Ka ของกรด  HF = 3.5 x 10^-4
วิธีทำ 
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

ตัวอย่างที่ 4  กรดชนิดหนึ่งมี  [H₃O⁺]  =  10^-4  จงหาค่า pH , pOH , [OH^–]
วิธีทำ 
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

ตัวอย่างที่ 5  เบสชนิดหนึ่งมี  [OH^–]   = 0.003 mol/dm³  จงหาค่า  pH ,  pOH , [H⁺]
วิธีทำ 
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

อินดิเคเตอร์สำหรับกรด – เบส

            อินดิเคเตอร์เป็นสารที่ใช้บอกความเป็นกรด – เบสของสารละลาย  ส่วนใหญ่เป็นสารอินทรีย์ประเภทสีย้อมและมีสีต่างๆ กัน  มีสูตรโครงสร้างที่ซับซ้อนและมีสมบัติเป็นกรดอ่อน เพื่อความสะดวก จึงสมมุติให้มีสูตรเป็น HIn อินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่ง ๆ จะมีโครงสร้าง 2 แบบ ซึ่งมีสีแตกต่างกันเมื่ออินดิเคเตอร์ละลายน้ำหรืออยู่ในสารละลายจะมีการแตกตัวเป็นไอออน การที่มีสมบัติเป็นกรดอ่อนจึงทำให้มีภาวะสมดุลเกิดขึ้น  เขียนแสดงได้ด้วยสมการ ดังนี้                              

             ในปฏิกิริยาจะพบว่า HIn และ In^– เป็นคู่กรด-เบส ซึ่งกันและกัน HIn มีโครงสร้างเป็นกรด จึงเรียกว่า  รูปกรด ในขณะที่คู่เบส คือ  In^– เป็นโครงสร้างที่แสดงสมบัติเป็นเบส จึงเรียกว่า รูปเบส โครงสร้างของรูปกรดและรูปเบส สำหรับอินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่งๆ จะมีสีไม่เหมือนกัน และมีปริมาณอยู่ในสารละลายต่างกันจึงทำให้สีของสารละลายเปลี่ยนแปลงไปได้ในสารละลาย  ถ้ามีโครงสร้างของรูปใดมากกว่า สารละลายจะมีสีตามรูปนั้น การที่จะมีรูปกรดหรือรูปเบสมากกว่ากันจะขึ้นอยู่กับปริมาณของ H₃O⁺ ในสารละลาย หรือขึ้นอยู่กับ pH ของสารละลายนั่นเอง

            ดังนั้นอินดิเคเตอร์จึงมีสีเปลี่ยนแปลงไปตามค่า pH ของสารละลาย ทำให้สามารถบอกความเป็นกรด-เบส ของสารละลายจากการดูที่สีของอินดิเคเตอร์

(ที่มา : http://www.il.mahidol.ac.th/e-media/acid-base/C8.HTM)

            ตัวอย่างการเปลี่ยนสีของเมทิลเรด ซึ่งเป็นอินดิเคเตอร์ที่มีสมบัติเป็นกรดอ่อน เมื่ออยู่ในรูปโมเลกุล (HIn) ซึ่งเป็นรูปกรด (acid form) จะมีสีแดง และเมื่ออยู่ในรูปไอออน (In^–) ซึ่งอยู่ในรูปเบส (base form) หรือเป็นคู่เบสจะมีสีเหลือง เมื่ออยู่ในสารละลายที่มีน้ำเป็นตัวทำละลายจึงมีภาวะสมดุล ดังสมการ

            เมทิลเรดจะปรากฎสีใดขึ้นอยู่กับปริมาณของ HIn และ In^– ดังนี้
                               
1. ในสารละลายที่มี H₃O⁺ มาก เนื่องจากการเติมกรดลงในสารละลาย ตามหลักของเลอชาเตอลิเอร์สมดุลจะเลื่อนมาทางซ้าย ทำให้เกิด [HIn] มาก อินดิเคเตอร์จะปรากฎเป็นสีแดงมากกว่าสีเหลือง ดังสมการ

2.  ในสารละลายที่มี OH^– มาก เนื่องจากการเติมเบสลงในสารละลาย สมดุลจะเลื่อนไปทางขวามากขึ้น เพราะ OH^– ไปทำปฏิกิริยากับ H₃O⁺ ทำให้ [H₃O⁺] ลดลง เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้ามากขึ้น [In^–] จึงเพิ่มขึ้น อินดิเคเตอร์จะปรากฎสีเหลืองมากกว่าสีแดง

 3. ในสารละลายที่มีค่าความเข้มข้นของ HIn และ In^– ใกล้เคียงกัน สีของอินดิเคเตอร์จะเป็นสีผสมระหว่างสีของรูปกรดและรูปเบสผสมกัน ในกรณีของเมทิลเรดจะได้สีส้ม ซึ่งเป็นสีผสมระหว่างสีแดงกับสีเหลือง และเรียก pH ของสารละลายช่วงสีผสมนี้ว่า “ช่วง pH ของการเปลี่ยนสี (pH range) ของอินดิเคเตอร์” ดังสมการต่อไปนี้

            จากอัตราส่วนระหว่าง [HIn] ต่อ [In^–] มีผลต่อสีของอินดิเคเตอร์ ดังนี้

• ถ้าอัตราส่วนของ [HIn] ต่อ [In^–]     =     1 : 1    ได้สีส้ม
• ถ้าอัตราส่วนของ [HIn] ต่อ [In^–]     =    10 : 1  ได้สีแดง
• ถ้าอัตราส่วนของ [HIn] ต่อ [In^–]     =     1 : 10  ได้สีเหลือง

            ดังนั้น ช่วงปรับเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ที่มีสมบัติเป็นกรดอ่อน คือ ช่วง pH ที่ทำให้อัตราส่วนระหว่าง [HIn] ต่อ [In^–] เปลี่ยนจาก 10 ไปเป็น 0.1

ถ้า [HIn] > [In-]  ≥ 10 จะพบสีของสารละลายในรูปกรด 

หรือเปลี่ยนสีที่ 

ถ้า

จะพบสีของสารละลายในรูปเบส

หรือเปลี่ยนสีที่ช่วง pH      =      pKa + log10

=      pKa + 1     

            แสดงว่าอินดิเคเตอร์ใดๆ จะเปลี่ยนสีที่ pH  =  pKa ± 1 ดังตัวอย่างต่อไปนี้

ตัวอย่าง  อินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่ง มีค่า Ka = 2×10^-5 รูปกรดมีสีเหลือง รูปเบสมีสีน้ำเงินเติมลงในสารละลาย มีค่า pH = 3  จะได้สีอะไร และที่ pH 5.5 และ 9.2 สารละลายจะมีสีใด

            แสดงว่า pH ต่ำกว่า 3.7 มีสีเหลือง สูงกว่า 5.7 มีสีน้ำเงิน และช่วง pH 3.7 ถึง 5.7

            เมื่อเติมอินดิเคเตอร์ในสารละลาย   pH  =   3  จะมีสีเหลือง

                                                 pH   =   5.5 จะมีสีเขียว

                                                 pH   =  9.2 จะมีสีน้ำเงิน

            ส่วนช่วง pH ที่ทำให้อินดิเคเตอร์ที่เป็นเบสอ่อนเปลี่ยนสี คือ ช่วงที่ pH = pKa ± 1  

ตารางแสดงช่วง pH ที่เปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์บางชนิด

(ที่มา : http://www.lks.ac.th/student/kroo_su/chem22/indi.htm)

            ผลการวิเคราะห์ข้อมูลจากตารางพบว่า อินดิเคเตอร์แต่ละชนิดเปลี่ยนสีที่ค่า pH ต่างกัน มีช่วง pH ของการเปลี่ยนสีกว้างต่างกัน อินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH เปลี่ยนสีที่กว้างมากจะไม่สามารถบอกความเป็นกรด – เบส ได้ถูกต้อง ถ้าใช้อินดิเคเตอร์เพียงชนิดเดียว
            ถ้าใช้อินดิเคเตอร์หลายชนิดทดสอบค่า pH ของสารละลาย จะสามารถประมาณค่า pH ได้ใกล้เคียงที่สุด โดยการวิเคราะห์ค่า pH แล้วหาช่วงที่มีค่า pH ซ้ำกัน จะเป็นค่า pH ของสารละลาย ดังตัวอย่าง

ตัวอย่าง กำหนดชนิดของอินดิเคเตอร์ช่วง pH ที่เปลี่ยนสีและสีที่เปลี่ยนให้ ดังนี้

            นำสารละลาย X ซึ่งใสไม่มีสีมา 3 หลอด หยดอินดิเคเตอร์ ได้ผลดังนี้

            pH ของสารละลาย X เท่ากับ 7.2 – 7.6 เนื่องจากเป็นช่วง pH ที่ซ้ำกันของอินดิเคเตอร์ทั้ง 3 ชนิด และสามารถสรุปได้ว่าสารละลายมีสมบัติเป็นเบสเนื่องจาก pH มากกว่า 7 ดังนั้น ถ้านำอินดิเคเตอร์หลายชนิด ซึ่งเปลี่ยนสีของสารละลายได้ในช่วง pH แตกต่างกันมากผสมกัน ในอัตราส่วนที่เหมาะสม จะได้อินดิเคเตอร์ที่บอกค่า pH ของสารละลายได้ชัดเจนมากขึ้น เรียกว่า“ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ (universal indicatior)” ทำให้สามารถระบุค่า pH ของสารละลายตั้งแต่ pH 1-14

 (ที่มา : http://ujutchemical.exteen.com/20060911/entry-3)

            ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ที่ใช้โดยทั่วไป ได้จากการผสมอินดิเคเตอร์ 4 ชนิด คือ เมทิลเรด เมทิลออเรนจ์ ฟีนอล์ฟทาลีน และโบรโมไทมอลบลู ในอัตราส่วนที่เหมาะสม ทำให้เปลี่ยนสีได้เกือบทุกช่วงของ pH เช่น ที่ pH = 3 เมทิลออเรนจ์และเมทิลเรดจะมีสีแดง ฟีนอล์ฟทาลีนไม่มีสี โบรโมไทมอลบูลมีสีเหลือง เมื่อรวมกันยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ จะให้สีที่ปรากฏเป็นสีแดงส้มที่ pH เท่ากับ 3 เป็นต้น

            กระดาษ pH เป็นกระดาษที่ชุบด้วยยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ ใช้ทดสอบความเป็นกรด-เบสของสารละลายได้สะดวก  โดยการตัดเป็นชิ้นเล็กๆ  และนำสารละลายมาแตะบนกระดาษ แล้วนำผลที่ได้ไปเทียบสีของค่า pH ที่แผ่นเทียบสีบนกล่องบรรจุกระดาษ pH ทำให้สามารถระบุค่า pH ของสารละลายได้

     
Universal pH indicator paper

                (ที่มา :http://www.camlab.co.uk/item.asp?itemid=21331&categoryid=204&browsecategoryid=307)

            สีที่สกัดได้จากส่วนต่างๆ ของพืชจะเปลี่ยนสีในช่วง pH ต่างๆ ได้ ดังนั้น จึงสามารถนำมาใช้เป็นอินดิเคเตอร์ ดังตัวอย่างต่อไปนี้

ตารางแสดงอินดิเคเตอร์จากพืชที่สกัดด้วยน้ำ

ชนิดของพืช	ช่วง pH ที่เปลียนสี	สีที่เปลี่ยน
ดอกอัญชัน	1-3	แดง-ม่วง
ดอกกระเจี๊ยบ	6-7	แดง-เขียว
ขมิ้นชัน	6-7	เหลืองส้ม
ขมิ้นชัน	11-12	ส้ม-น้ำตาล
ชบาซ้อน	7-8	แดง-เขียว
ดาวเรืองเหลือง	9-10	ไม่มีสี-เขียว
กล้วยไม้	10-11	ไม่มีสี-เหลือง
ทองกวาว	11-12	เหลืองเขียว-แดง

            จากตารางพบว่า สีจากพืชสามารถเปลี่ยนสีในช่วง pH ต่างๆ กัน ดังนั้น อาจเตรียมอินดิเคเตอร์จากสารสกัดจากส่วนต่างๆ ที่มีสีของพืชได้ นอกจากนี้การวัดค่า pH ของสารละลายอาจใช้เครื่องมือที่เรียกว่า “พีเอชมิเตอร์ (pH meter)” เป็นเครื่องมือที่ใช้วัดค่า pH ของสารละลายที่ปรากฎเป็นตัวเลขที่มีค่าถูกต้องและละเอียดยิ่งขึ้น

6. กรด เบส ในชีวิตประจำวัน

            ในชีวิตประจำวันมนุษย์ต้องเกี่ยวข้องกับสารต่างๆ ทั้งที่เป็นอาหารใช้บริโภค เครื่องอุปโภคสารในสภาพแวดล้อม ของเหลวในสิ่งมีชีวิตทั้งพืชและสัตว์ สารดังกล่าวมีค่า pH เป็นค่าเฉพาะตัว ซึ่งจะได้ศึกษาค่า pH ของสารในชีวิตประจำวันจากการทำกิจกรรมต่อไปนี้

pH จากของเหลวในสิ่งมีชีวิตและในชีวิตประจำวัน

            การศึกษา pH จากของเหลวในสิ่งมีชีวิตและในชีวิตประจำวันบางชนิด พบว่าชนิดของเหลวในพืชและสัตว์อาจมี pH ใกล้เคียงกันหรือแตกต่างกัน ดังข้อมูลในตาราง

(ที่มา : ปรับปรุงจากหนังสือเรียนวิชาเคมี เล่ม 5 ว 034 ของสถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี)

            จากข้อมูลพบว่าสารละลายต่างๆ ที่พบในชีวิตประจำวัน รวมทั้งของเหลวที่พบในสิ่งมีชีวิตทั้งพืชและสัตว์ จะมีค่า pH เป็นค่าเฉพาะซึ่งเปลี่ยนแปลงได้เล็กน้อย เพราะถ้า pH ของสารละลายในสิ่งมีชีวิตและร่างกายเปลี่ยนแปลงไปมาก  อาจมีผลต่อการดำรงชีวิต ซึ่งอาจสรุปได้ ดังนี้

1. pH จากของเหลวในร่างกายโดยปกติค่อนข้างมีค่าคงที่ อาจเปลี่ยนแปลงได้เล็กน้อย เช่น ชนิดของอาหารที่รับประทานจะทำให้ pH ของน้ำลายและปัสสาวะเปลี่ยนไปได้ การรับประทานเนื้อสัตว์มากทำให้ pH ของปัสสาวะลดลง คือ มีความเป็นกรดมากขึ้น หรือผู้ป่วยที่เป็นโรคเบาหวานอย่างรุนแรงค่า pH ของเลือดอาจต่ำกว่า 7.35 ทำให้เกิดอาการคลื่นไส้และถ้า pH ลดลงมากกว่านี้อาจเสียชีวิตได้
2. pH จากของเหลวในอาหารที่ได้จากพืชหลายชนิดมี pH ต่ำกว่า 7
3. ของเหลวในสิ่งแวดล้อมอาจมีสมบัติเป็นกรดหรือเบส ซึ่งอาจมีผลกระทบต่อสิ่งมีชีวิตและสิ่งแวดล้อม
4. ยาธาตุน้ำแดงมี pH มากกว่า 7 มีสมบัติเป็นเบส ซึ่งเป็นยาลดกรด

ลองทำดู  วิเคราะห์ pH ของสารละลายในชีวิตประจำวัน

จงตอบคำถามต่อไปนี้

ความสำคัญของ pH ของสารในสิ่งมีชีวิตและสิ่งแวดล้อม

            ความสำคัญของ pH ของสารละลายที่มีต่อสิ่งมีชีวิตและสิ่งแวดล้อม สรุปได้ดังนี้

1. ของเหลวบางชนิดในสิ่งมีชีวิต ถ้ามีค่า pH เปลี่ยนแปลงมากอาจทำให้เกิดการเจ็บป่วยได้

2. น้ำฝนมีค่า pH ประมาณ 5.6-6.0 แต่สำหรับน้ำฝนบริเวณพื้นที่ที่มีโรงงานอุตสาหกรรมที่มีการเผาไหม้ของเชื้อเพลิง ทำให้เกิดแก็ส CO₂, SO₂, NO₂ และ NO ซึ่งเมื่อทำปฏิกิริยากับน้ำฝนจะได้สารละลายกรด เรียกว่า “ฝนกรด” ดังสมการ

หรือ

            NO เป็นแก็สไม่มีสี ไม่ละลายน้ำ แต่ทำปฏิกิริยากับแก็สออกซิเจนในอากาศได้แก็ส NO₂ อย่างรวดเร็ว ซึ่ง NO₂ เป็นแก็สสีน้ำตาล ละลายน้ำได้สารละลายกรดไนตรัสและกรดไนตริก เป็นสาเหตุให้เกิดฝนกรด  ดังสมการ

3. สารละลายกรดและฝนกรดมีผลทำให้สิ่งก่อสร้าง อาคารบ้านเรือนเกิดการผุกร่อนเสียหายได้ เนื่องจาก H₃O⁺ ในสารละลายกรดทำปฏิกิริยากับหินปูนและโลหะ ดังสมการ

            ฝนกรดที่เกิดจากแก็ส CO₂ ได้กรดคาร์บอนิก (H₂CO₃) เมื่อไหลผ่านเพดานและผนังถ้ำที่มีหินปูนทำให้เกิดหินงอกหินย้อย ดังสมการ

4. ความสำคัญของ pH ของดินและน้ำทางการเกษตร พืชแต่ละชนิดเจริญเติบโตได้ดีใน pH ที่แตกต่างกัน ดังนั้น pH ของดินและน้ำมีความสำคัญมากในทางการเกษตร ซึ่งพืชหลายชนิดเจริญเติบโตได้ดีในบริเวณดินที่มีความเป็นกรดเล็กน้อย เช่น ข้าว ดอกไม้บางชนิด

            นอกจากนี้ การปรับค่า pH ของดินที่มีความเป็นกรดมาก โดยการเติมปูนขาว (Ca(OH)₂) หรือปูนดิบ (CaO) หรือขี้เถ้าซึ่งมี K₂O ปนอยู่ สารดังกล่าวมีสมบัติเป็นเบส จะช่วยลดความเป็นกรดในดินได้

            ปัจจุบันนิยมใช้แคลเซียมคาร์บอเนตหรือปูนมาล ซึ่งไม่ละลายน้ำ ลดความเป็นกรดของดิน ซึ่งเกิดปฏิกิริยา ดังนี้

            การใช้ปูนมาลลดความเป็นกรดของดิน มีข้อดี คือ ถ้าใส่มากเกิดไป ส่วนที่เหลืออยู่ในดินจะไม่ทำให้ดินเป็นเบส เนื่องจากไม่ละลายน้ำ ถ้าใช้ปูนขาวหรือปูนดิบมากเกินไปจะทำให้ดินมีสมบัติเป็นเบสได้

7. ปฏิกิริยาของ กรด เบส

            เมื่อเติมสารละลายกรดซัลฟิวริก (H₂SO₄) ลงในสารละลายโพแทสเซียมไฮดรอกไซด์ (KOH) ความเป็นเบสของสารละลายจะลดลง ความเป็นกรดจะเพิ่มขึ้น ซึ่งสังเกตจากสารละลายฟีนอลฟ์ทาลีนจะค่อย ๆ เปลี่ยนจากสีชมพูเข้มแล้วจางลง จนกระทั่งไม่มีสีณ ภาวะนี้ถือว่า สารละลายเบสรวมพอดีกับสารละลายกรด เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาได้ดังนี้

H2SO4(aq)  +  2KOH(aq)   ————->  K2SO4(aq)  +  2H2O(l)

            โพแทสเซียมซัลเฟตที่เกิดขึ้น จะละลายน้ำได้เป็นสารละลายไม่มีสี  เมื่อนำสารละลายไประเหยแห้งจะได้ของแข็งสีขาว  ซึ่งเป็นสารประกอบประเภทเกลือ

ดังนั้นเมื่อกรดและเบสทำปฏิกิริยากัน  จะได้ เกลือกับน้ำ
 
            ถ้ากรดและเบสทำปฏิกิริยากันแล้วเกิดตะกอน  แสดงว่าเกลือที่เกิดขึ้นไม่ละลายน้ำ
            แต่ถ้ากรดและเบสทำปฏิกิริยากันแล้วไม่เกิดตะกอน แสดงว่าเกลือที่เกิดขึ้นละลายน้ำได้

ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส

เกลือ  เกลือเกิดจากกรดทำปฏิกิริยากับเบส ได้ผลิตภัณฑ์เป็นเกลือกับน้ำเรียกปฏิกิริยานี้ว่า ปฏิกิริยาสะเทิน เกลือเป็นสารประกอบไอออนิก ประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบ  เมื่อละลายน้ำสารละลายนำไฟฟ้าได้

การอ่านชื่อเกลือ ให้อ่านชื่อไอออนบวกก่อน แล้วตามด้วยชื่อไอออนลบ เช่น

• MgCl₂    อ่านว่า    แมกนีเซียมคลอไรด์
• (NH₄)₂SO₄    อ่านว่า    แอมโมเนียมซัลเฟต

ปฏิกิริยาสะเทิน (neutralization)เป็นปฏิกิริยาที่กรดรวมพอดีกับเบสได้เกลือกับน้ำ จุดที่กรดและเบสรวมพอดีกัน เรียกว่า “จุดสมมูล (equivalent point)”

ปฏิกิริยาของกรดหรือเบสกับสารบางชนิด

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับสารบางชนิด สารประเภทกรด นอกจากจะทำปฏิกิริยากับสารประเภทเบสแล้ว ยังทำปฏิกิริยากับสารประเภทอื่น จะได้เกลือเป็นผลิตภัณฑ์ ดังนี้

(ที่มา : ปรับปรุงจาก ศรีลักษณ์ ผลวัฒนะและคณะ หนังสือเรียนเสริมมาตรฐานแม็ค เรื่องกรด-เบส หน้า 124)

ปฏิกิริยาระหว่างเบสกับสารบางชนิด นอกจากเบสสามารถทำปฏิกิริยากับกรดแล้วยังทำปฏิกิริยากับสารอื่นได้ด้วย ดังตัวอย่าง

(ที่มา : ปรับปรุงจาก ศรีลักษณ์ ผลวัฒนะและคณะ หนังสือเรียนเสริมมาตรฐานแม็ค เรื่องกรด-เบส หน้า 124)

ปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส 

            คือปฏิกิริยาของสารใดๆ ที่ทำปฏิกิริยาแล้วได้ผลิตภัณฑ์เป็นน้ำกับสารใดๆ การไฮโดรไลซิสเกลือ คือ การเอาเกลือมาทำปฏิกิริยากับน้ำ จะแบ่งเกลือตามลักษณะ การไฮโดรไลซิสได้ดังนี้

1. เกลือที่เกิดจาก กรดแก่ เบสแก่  เช่น  NaCl  KI  เมื่อละลายน้ำจะแตกตัวเป็นไอออน ซึ่งไอออนทั้งสองไม่ทำปฏิกิริยากับน้ำ  ทำความเข้มข้นของ H⁺ และ  OH^– ไม่เปลี่ยนแปลง การละลายของเกลือประเภทนี้จึงเป็นกลาง

2. เกลือที่เกิดจาก กรดแก่ เบสอ่อน เช่น NH₄Cl  (NH₄)₂SO₄  เมื่อละลายน้ำจะแตกตัวเป็นไอออนของกรดแก่และไอออนของเบสอ่อน  ไอออนของกรดแก่ไม่ทำปฏิกิริยากับน้ำแต่ไอออนของเบสอ่อน สามารถรวมตัวกับน้ำได้  (เกิดไฮโดรไลซิสกับน้ำ)

3. เกลือที่เกิดจาก กรดอ่อน เบสแก่ เช่น CH₃COONa  KCN  เมื่อละลายน้ำจะแตกตัวเป็นไอออนของกรดอ่อนและไอออนของเบสแก่  ไอออนของเบสแก่ไม่ทำปฏิกิริยากับน้ำแต่ไอออนของกรดอ่อน สามารถรวมตัวกับน้ำได้  (เกิดไฮโดรไลซิสกับน้ำ)

4. เกลือที่เกิดจาก กรดอ่อน เบสอ่อน   เช่น  NH₄CN  เมื่อละลายน้ำจะแตกตัวเป็นไอออนของกรดอ่อนและไอออนของเบสอ่อน  ไอออนของทั้งคู่  สามารถรวมตัวกับน้ำได้  (เกิดไฮโดรไลซิสกับน้ำ)

สารละลายจะมีฤทธิ์เป็นกรดหรือเบส  ขึ้นกับค่า  Ka , Kb  ของกรด-เบสนั้น ๆ

ลองทำดู  ปฏิกิริยาในข้อใดเกิดไฮโดไลซีสได้

สรุปการละลายของเกลือ  ได้ดังนี้

1. 1. เกลือที่มีฤทธิ์เป็นกลาง  คือ  เกลือที่เกิดจากกรดแก่  เบสแก่   ได้แก่ …………………………………….
2. 2. เกลือที่มีฤทธิ์เป็นกรด  คือ  เกลือที่เกิดจากกรดแก่  เบสอ่อน   ได้แก่ …………………………………….
3. 3. เกลือที่มีฤทธิ์เป็นเบส  คือ  เกลือที่เกิดจากกรดอ่อน  เบสแก่   ได้แก่ …………………………………….
4. 4. เกลือที่อาจจะเป็นกรด เบส หรือกลาง  ขึ้นอยู่กับค่า Ka , Kb คือ เกลือที่เกิดจากกรดอ่อน  เบสอ่อน

                  ถ้า     Ka  =  Kb     สารละลายเกลือจะเป็นกลาง

                          Ka  >  Kb     สารละลายเกลือจะเป็นกรด

                          Ka  <  Kb     สารละลายเกลือจะเป็นเบส

จงบอกชนิดของสารต่อไปนี้

• NH₄OH  ……………… Cu(OH)₂ ……………… KCN ……………… FeCl₃ ………………
• (NH₄)₃PO₄  ……………… HCOOH ……………… LiOH ……………… KOH ………………
• HF  ………………  HCN ………………  H₃PO₄ ………………  CuSO₄ ……………… 
• H₂SO₄  ………………  CH₃COONa ………………  CH₃COONH₄ ………………  KI ……………… 
• CaCl₂  ………………  AlCl₃ ………………  HCOOK ………………  Pb(CN)₂ ………………

8. การไทเทรต กรด เบส

            การไทเทรต (Titration) เป็นวิธีการหาปริมาณของสารละลายมาตรฐาน (Standard Solution) สารที่ทราบค่าความเข้มข้นที่แน่นอน โดยให้ทำปฏิกิริยาพอดีกับสารละลายที่ไม่ทราบความเข้มข้นแต่ทราบปริมาตร (Unknown sample) และใช้การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์เป็นเกณฑ์ในการบอกจุดยุติ (End Point) เมื่อกรดและเบสทำปฏิกิริยากันพอดีกันตามจุดสมมูล (Equivalent Point) ก็จะทราบปริมาตรของสารละลายมาตรฐานแล้วนำค่าที่ได้ไปคำนวณหาความเข้มข้นของสารละลายอื่นได้ 

จุดยุติ  (End Point)  คือจุดที่กรดกับเบสทำปฏิกิริยาพอดีกันโดยสังเกตจากการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์
จุดสมมูล (Equivalent Point) หรือจุดสะเทิน คือจุดที่กรดกับเบสทำปฏิกิริยาพอดีกันตามสมการที่ดุลแล้วโดยกรด-เบสหมด เหลือเกลือกับน้ำ
pH ของปฏิกิริยาสะเทิน ปฏิกิริยาสะเทินจุด pH ไม่จำเป็นต้องเท่ากับ 7 แต่จะขึ้นอยู่กับชนิดของกรดเบสดังนี้

            ในการไทเทรตกรดเบส  ใช้กรด-เบสอินดิเคเตอร์บอกจุดยุติระหว่างกรด-เบส   โดยอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมจะเปลี่ยนสีที่จุดสมมูล   ดังนั้นควรเลือกอินดิเคเตอร์ที่เปลี่ยนสีตรงช่วงจุดสมมูลหรือใกล้เคียงมากที่สุด

เครื่องมือและอุปกรณ์ในการไทเทรต

(ที่มา : http://www.montfort.ac.th/mcs/dept/science/scienceteachers/sunisa/content/tritrate.htm)

(ที่มา : สุนทร พรจำเริญ เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์)

การไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่

            จุดสมมูลของสารละลายจะมี pH= 7 เช่นการไทเทรต HCl เข้มข้น 0.10 mol dm^-3 ปริมาตร 25 cm3  กับ NaOH เข้มข้น 0.10 mol dm^-3 ซึ่งจะได้กราฟของการไทเทรตดังนี้

(ที่มา: http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_16.html)

การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่

            เช่น การไทเทรต NaOH  เข้มข้น 0.10 mol dm^-3 กับ CH₃COOH เข้มข้น 0.10 mol dm^-3 ปริมาตร 50 cm³ ที่จุดสมมูล pH ของสารละลายจะมากกว่า 7  ซึ่งจะได้กราฟของการไทเทรตดังนี้

(ที่มา: http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_16.html)

การไทเทรตกรดแก่กับเบสอ่อน

            เช่น  การไทเทรต NH₃ เข้มข้น 0.10 mol dm³ ปริมาตร 50 cm³ กับ HCl เข้มข้น 0.10 mol dm^-3 ที่จุดสมมูล pH ของสารละลายจะน้อยกว่า 7 ซึ่งจะได้กราฟของการไทเทรต ดังนี้

            ไม่นิยมการไทเทรตกรดอ่อนกับเบสอ่อน  เพราะช่วง  pH   เปลี่ยนแปลงสั้นมากทำให้การคำนวณผิดพลาดการคำนวณการไทเทรตกรด-เบส คำนวณโดยใช้สูตร    

ลองทำดู
1. จงหาว่าต้องใช้  NaOH   5  mol/l  กี่  cm³  จึงจะทำปฏิกิริยาพอดีกันกับ  H₂SO₄   2  mol/l จำนวน  200 cm³ 

………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

2. ในการไทเทรตสารละลาย  Al(OH)₃   เข้มข้น  2  mol/l  จำนวน  50 cm³   กับ H₂SO₄   1  mol/l จะต้องใช้กรดนี้กี่  cm³ 

………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

3. ยาลดกรดชนิดหนึ่ง  มี  Mg(OH)₂  ผสมแป้ง  ถ้านำยาชนิดนี้มา  0.1  กรัม ไทเทรตจนถึงจุดยุติด้วย HCl เข้มข้น  0.01 mol/dm³  จำนวน  100 cm³  จงหาว่าในยา 1 กรัม  จะมี  Mg(OH)₂  เป็นองค์ประกอบเท่าไร

………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….
………………………………………………………………………………………….

9. สารละลายบัฟเฟอร์

สารละลายบัฟเฟอร์ (Buffer  Solution)

            สารละลายบัฟเฟอร์  คือ สารละลายที่เมื่อเติมกรดแก่หรือเบสแก่ลงไปเพียงเล็กน้อยทำให้  pH  ของสารละลายเปลี่ยนไปน้อยมาก  จนถือได้ว่าไม่เปลี่ยนแปลง

ชนิดของบัฟเฟอร์   แบ่งออกเป็น  2  ชนิด

• บัฟเฟอร์กรด  คือ บัฟเฟอร์ที่เกิดจากกรดอ่อนกับเกลือของกรดอ่อน  pH < 7

• บัฟเฟอร์เบส  คือ บัฟเฟอร์ที่เกิดจากเบสอ่อนกับเกลือของเบสอ่อน  pH > 7

 หมายเหตุ    กรดแก่  เบสแก่  เป็นบัฟเฟอร์ไม่ได้  เพราะสารพวกนี้แตกตัว  100%  ไม่มีโอกาสเกิดคู่กรดคู่เบส

            ตัวอย่าง สารละลายบัฟเฟอร์

การควบคุมของสารละลายบัฟเฟอร์ 

ลองทำดู   สารละลายต่อไปนี้สารละลายใดเป็นบัฟเฟอร์กรด  บัฟเฟอร์เบส  หรือไม่เป็นบัฟเฟอร์

• HCN   และ   KCN  …………………………..              H₂S   และ   NaHS  ………………………….. 
• NH₄Cl   และ   NH₃  …………………………..             NaF   และ   HF  ………………………….. 
• CH₃NH₂   และ   CH₃NH₃Cl  …………………………..   KNO₂   และ   HNO₂  ………………………….. 
• HCl   และ   NaCl  …………………………..                KOH   และ   KCl  ………………………….. 

สารละลายบัฟเฟอร์ในธรรมชาติ

น้ำทะเล  เป็นบัฟเฟอร์ที่มีองค์ประกอบซับซ้อนมาก สารและไอออนที่มีบทบาทสำคัญในการควบคุม  pH  ของน้ำทะเลได้แก่กรดคาร์บอนิก (H₂CO₃) ไฮโดรเจนคาร์บอเนตไออออน (HCO₃^–) และคาร์บอเนตไอออน (CO₃^2-)  ถ้าเติมกรดลงในน้ำทะเล  pH จะเปลี่ยนแปลงน้อยมาก เพราะ H₃O⁺  ในกรดที่เพิ่มลงไปจะทำปฏิกิริยา กับ HCO₃^– , CO₃^2- ดังสมการ

            นอกจากนี้น้ำทะเลอาจจะมีแคลเซียมอยู่ด้วยจะเข้าทำปฏิกิริยากับ H₃O⁺  ในกรดดังนี้

            ถ้าเติมเบสลงในน้ำทะเล  pH  จะเปลี่ยนแปลงน้อยมาก เพราะ OH^– ในเบสที่เติมลงไปจะเข้าทำปฏิกิริยากับ  HCO₃^–  , H₂CO₃   และของผสมระหว่าง  Ca²⁺  ,  HCO₃^– ดังสมการ

            นอกจากนี้ในน้ำทะเลยังมีระบบบัฟเฟอร์อื่นๆ อีก เช่น กรดโบริก (H₃BO₃) และ ไดไฮโดรเจนโบเรตไอออน ( H₂BO₃^–)  ถ้าเติมกรดหรือเบส ลงในน้ำทะเล  H₃O⁺  และ OH^–  จะเข้าทำปฏิกิริยากับ H₃BO₃ และ H₂BO₃^– ดังสมการ

            จะเห็นได้ว่า H₃O⁺   และ  OH^–  ที่เติมลงไปถูกกำจัดโดยสารละลายบัฟเฟอร์ในน้ำทะเลจึงไม่ทำให้ pH ของน้ำทะเลเปลี่ยนแปลง

สารละลายบัฟเฟอร์ในสิ่งมีชีวิต 

1. ฟอสเฟตบัฟเฟอร์ H₂PO₄^– /  HPO₄^2- จะเกี่ยวข้องกับการทำงานของไต เมื่อเราออกกำลังกายนาน ๆ จะมีกรดเกิดขึ้นทำให้ pH ของ เลือดเปลี่ยนไป ระบบบัฟเฟอร์ H₂PO₄^– /  HPO₄^2-  ในเลือดจะเข้าทำปฏิกิริยาเพื่อลดความเข้มข้นของกรดได้

H₂PO₄^–  จะถูกกำกัดออกมาทางปัสสาวะ

2. ระบบ H₂CO₃/HCO₃^–  จะควบคุม pH ของพลาสมาในเลือดให้มีค่าอยู่ระหว่าง 7.35-7.45  ซึ่งเกิดปฏิกิริยาดังนี้

            เนื่องจากความเป็นกรด-เบสในร่างกายของสิ่งมีชีวิตเป็นเรื่องที่สำคัญมาก ถ้า  pH เปลี่ยนแปลงไปเพียง 0.2 หน่วย จากช่วง  7.35-7.45  อาจทำให้เจ็บป่วยได้

10. เอกสารอ้างอิง

1. ศรีลักษณ์ ผลวัฒนะ และคณะ. (2548) หนังสือเรียนเสริมมาตรฐานแม็ค ช่วงชั้นที่ 4 เรื่องกรด เบส. สำนักพิมพ์แม็ค จำกัด, กรุงเทพฯ
2. สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2547) หนังสือเรียนสาระการเรียนรู้พื้นฐานและเพิ่มเติม เคมี เล่ม 3 เรื่องกรด เบส ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 5. โรงพิมพ์ครุสภาลาดพร้าว, กรุงเทพ.
3. สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2547) คู่มือครูสาระการเรียนรู้พื้นฐานและเพิ่มเติม เคมี เล่ม 3  กลุ่มสาระวิทยาศาสตร์  เรื่องกรด เบส ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 5 โรงพิมพ์ครุสภาลาดพร้าว, กรุงเทพ.  
4. สุนทร  พรจำเริญ. เอกสารประกอบการสอนวิชาเคมี เรื่องกรด เบส โรงเรียน  มหิดลวิทยานุสรณ์.
5. สำราญ  พฤกษ์สุนทร. (2547) . หนังสือเรียนเพิ่มเติม เคมี เล่ม 3 037. ห้างหุ้นส่วนจำกัดเรืองแสงการพิมพ์ , กรุงเทพมหานคร
6. เว็บไซต์ http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html    
7. เว็บไซต์ http://www.montfort.ac.th/mcs/dept/science/scienceteachers/sunisa/content/tritrate.htm
8. เว็บไซต์ http://bcn.boulder.co.us/basin/data/BACT/info/pH.html
9. เว็บไซต์ http://www.camlab.co.uk/item.asp?itemid=21331&categoryid=204&browsecategoryid=307
10. เว็บไซต์ http://www.school.net.th/library/create-web/10000/science/10000-10122.html)
11. เว็บไซต์ http://ujutchemical.exteen.com/20060911/entry-3)
12. เว็บไซต์ http://www.il.mahidol.ac.th/e-media/acid-base/C8.HTM)
13. เว็บไซต์ http://www.lks.ac.th/student/kroo_su/chem22/indi.htm)

11. ผู้จัดทำ

นางสาวสุพรรณวดี ประสงค์

นางสาวรุ่งทิวา ถิระโคตร

ย่อ