กรด เบส น่ารู้
สร้างโดย : นางสาวสุพรรณวดี ประสงค์ และนางสาวรุ่งทิวา ถิระโคตร
สร้างเมื่อ พุธ, 21/10/2009 – 13:10
มีผู้อ่าน 323,767 ครั้ง (29/11/2022)
ที่มา : http://www.thaigoodview.com/node/40854
กรด เบส น่ารู้
เนื้อหาประกอบด้วย
- มารู้จัก กรด เบส กันเถอะ
- สารละลายอิเล็กโทรไลต์ และนอนอิเล็กโทรไลต์
- ทฤษฎี กรด เบส
- การแตกตัวของ กรด เบส
- pH ของสารละลายและอินดิเคเตอร์
- กรด เบส ในชีวิตประจำวัน
- ปฏิกิริยาของ กรด เบส
- การไทเทรต กรด เบส
- สารละลายบัฟเฟอร์
- เอกสารอ้างอิง
- ผู้จัดทำ
1. มารู้จัก กรด เบส กันเถอะ
ในชีวิตประจำวัน เราใช้สารที่มีสมบัติเป็นกรดหรือเบส หรือกลาง หลายชนิด บางชนิดอยู่ในอาหารหรือเครื่องดื่มที่เรารับประทาน เช่น น้ำส้มสายชู น้ำมะนาว น้ำอัดลม บางชนิด เป็นสารซักล้างการทำความสะอาด เครื่องสำอาง สารดังกล่าว ล้วนมีค่า ความเป็นกรด-เบส แตกต่างกัน ซึ่งการบอกความเป็นกรด-เบส สามารถบอกได้ด้วยค่าพีเอช (pH)
นอกจากนี้แล้วความเป็นกรด เบส ยังมีความสำคัญต่อสิ่งมีชีวิตมาก ถ้าของเหลวในสิ่งมีชีวิตมี pH เปลี่ยนไป การทำงานของระบบต่างๆ จะเกิดการผิดปกติตามไปด้วย
ค่า pH ของสารละลายกรด – เบส
pH มาจาก potential of hydrogen ion ซึ่งสามารถใช้บอกความเป็นกรด-เบสของสารละลายได้ ซึ่งค่า pH มีความสัมพันธ์กับความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน (H3O) ซึ่งปริมาณของไฮโดรเนียมไอออนยิ่งมาก(สารละลายกรด) ค่า pH จะน้อยแต่ถ้าปริมาณของไฮโดรเนียมไอออนน้อย (สารละลายเบส) ค่า pH จะมาก ซึ่งค่า pH สามารถบอกความเป็นกรด-เบสได้ ดังนี้
- pH = 7 สารละลายมีสมบัติเป็นกลาง
- pH > 7 สารละลายมีสมบัติเป็นเบส ยิ่งมี pH มาก ยิ่งเป็นเบสที่แรงขึ้น
- pH < 7 สารละลายมีสมบัติเป็นกรด ยิ่งมี pH น้อย ยิ่งเป็นกรดที่แรงขึ้น
(ที่มา : http://bcn.boulder.co.us/basin/data/BACT/info/pH.html)
อ่านเพิ่มเติม...
สมบัติทั่วไปของสารละลายกรดและสารละลายเบส
- สารละลายกรด
สารละลายกรด (acid solution) คือ สารละลายที่กรดละลายในน้ำ (กรดเป็นตัวละลายน้ำเป็นตัวทำละลาย) ซึ่งสามารถแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน (H+) เมื่อละลายน้ำ
สมบัติของสารละลายกรด สมบัติของสารละลายกรด มีดังนี้
- มีรสเปรี้ยว เช่น น้ำมะนาว (กรดซิตริก) น้ำส้มสายชู (กรดแอซีติก) วิตามินซี (กรดแอสคอร์บิก) เป็นต้น
- ทดสอบโดยการใช้กระดาษลิตมัส (มี 2 สี คือ สีแดงและสีน้ำเงิน) ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีน้ำเงินจะเกิดการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัสจากสีน้ำเงินเป็นสีแดง แต่ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีแดงจะไม่มีการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัส
- 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 - 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 - สารละลายกรดสามารถนำไฟฟ้าได้
- ทำปฏิกิริยากับเบสได้เกลือและน้ำ
- สารละลายเบส
สารละลายเบส (base solution) คือ สารละลายที่เบสละลายในน้ำ (เบสเป็นตัวละลายน้ำเป็นตัวทำละลาย) ซึ่งสามารถแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH–) เมื่อละลายน้ำ
สมบัติของสารละลายเบส สมบัติของสารละลายเบส มีดังนี้
- มีรสฝาด ขม
- เมื่อสัมผัสจะลื่นมือ
- ทดสอบกับกระดาษลิตมัส ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีแดงจะเกิดการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้ำเงิน แต่ถ้าใช้กระดาษลิตมัสสีน้ำเงินจะไม่มีการเปลี่ยนแปลงสีของกระดาษลิตมัส
- ทำปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนีย (NH4Y; Y = ธาตุอโลหะ เช่น คลอรีน (Cl) ได้เป็นแอมโมเนียมคลอไรด์ (NH4Cl) จะได้น้ำและแอมโมเนีย (NH3) เป็นผลิตภัณฑ์เสมอ เช่น ปฏิกิริยาของด่าง (NaOH, โซเดียมไฮดรอกไซด์) กับเกลือแอมโมเนียมคลอไรด์
- ไม่ทำปฏิกิริยากับโลหะ ยกเว้น อะลูมิเนียม (Al) ที่เมื่อทำปฏิกิริยาแล้วจะได้แก๊สไฮโดรเจน (H2)
- ผสมกับน้ำมันหรือไขมัน จะได้สบู่และกลีเซอรอล เรียกปฏิกิริยานี้ว่า ปฏิกิริยาการเกิดสบู่ (saponification reaction)
- สารละลายเบสนำไฟฟ้าได้
- 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)
- สารละลายมีทั้งชนิดที่นำไฟฟ้าและไม่นำไฟฟ้า
- สารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ ได้แก่ HCl, NaOH, KNO3, NaCl ตัวละลายแตกตัวให้ไอออนได้มากจึงนำไฟฟ้าได้ดีและอาจมีสมบัติเป็นกรด หรือเบส หรือกลางก็ได้
- สารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน ได้แก่ CH3COOH, NH4OH ตัวละลายแตกตัวเป็นไอออนได้น้อย จึงนำไฟฟ้าได้น้อย และอาจมีสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ก็ได้
- สารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ ได้แก่ C6H12O6, C2H5OH ตัวละลายไม่แตกตัวเป็นไอออนจึงไม่นำไฟฟ้าและมีสมบัติเป็นกลางเสมอ
- 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
- สารที่ทำหน้าที่เป็นกรด เมื่อให้ H+ ไปแล้ว อนุภาคที่เหลืออยู่สามารถรับ H+ ได้ จึงเรียกเบสที่เกิดขึ้นว่า “คู่เบสของกรด” หรือ “คู่เบส” (conjugate base)
- 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–, HPO42-, HS–, NO3–, SO42-, NH3, H2O ตามลำดับ
ตอบ ……………………………………………………………………………………..
จงบอกสารที่เป็นคู่เบสของ HCO3–, HPO42-, HS–, HSO4–, NH4+, H2O, CH3COOH ตามลำดับ
ตอบ ……………………………………………………………………………………..
3. สารหรือไอออนที่กำหนดให้ทำหน้าที่เป็นกรดหรือเบสตามทฤษฎีของเบรินสเตด-ลาวรี
- NH4+ ……………………………… H2O ………………………………
- HSO4– …………………………….. NO3– ……………………………..
- H2S ……………………………….. HS– ……………………………….
- HCO3– …………………………….. PO43- ……………………………..
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 HnX 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– > HPO42-
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
- pH จากของเหลวในร่างกายโดยปกติค่อนข้างมีค่าคงที่ อาจเปลี่ยนแปลงได้เล็กน้อย เช่น ชนิดของอาหารที่รับประทานจะทำให้ pH ของน้ำลายและปัสสาวะเปลี่ยนไปได้ การรับประทานเนื้อสัตว์มากทำให้ pH ของปัสสาวะลดลง คือ มีความเป็นกรดมากขึ้น หรือผู้ป่วยที่เป็นโรคเบาหวานอย่างรุนแรงค่า pH ของเลือดอาจต่ำกว่า 7.35 ทำให้เกิดอาการคลื่นไส้และถ้า pH ลดลงมากกว่านี้อาจเสียชีวิตได้
- pH จากของเหลวในอาหารที่ได้จากพืชหลายชนิดมี pH ต่ำกว่า 7
- ของเหลวในสิ่งแวดล้อมอาจมีสมบัติเป็นกรดหรือเบส ซึ่งอาจมีผลกระทบต่อสิ่งมีชีวิตและสิ่งแวดล้อม
- 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. เกลือที่มีฤทธิ์เป็นกลาง คือ เกลือที่เกิดจากกรดแก่ เบสแก่ ได้แก่ …………………………………….
- 2. เกลือที่มีฤทธิ์เป็นกรด คือ เกลือที่เกิดจากกรดแก่ เบสอ่อน ได้แก่ …………………………………….
- 3. เกลือที่มีฤทธิ์เป็นเบส คือ เกลือที่เกิดจากกรดอ่อน เบสแก่ ได้แก่ …………………………………….
- 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 (CO32-) ถ้าเติมกรดลงในน้ำทะเล pH จะเปลี่ยนแปลงน้อยมาก เพราะ H3O+ ในกรดที่เพิ่มลงไปจะทำปฏิกิริยา กับ HCO3– , CO32- 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– / HPO42- จะเกี่ยวข้องกับการทำงานของไต เมื่อเราออกกำลังกายนาน ๆ จะมีกรดเกิดขึ้นทำให้ pH ของ เลือดเปลี่ยนไป ระบบบัฟเฟอร์ H2PO4– / HPO42- 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
- ศรีลักษณ์ ผลวัฒนะ และคณะ. (2548) หนังสือเรียนเสริมมาตรฐานแม็ค ช่วงชั้นที่ 4 เรื่องกรด เบส. สำนักพิมพ์แม็ค จำกัด, กรุงเทพฯ
- สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2547) หนังสือเรียนสาระการเรียนรู้พื้นฐานและเพิ่มเติม เคมี เล่ม 3 เรื่องกรด เบส ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 5. โรงพิมพ์ครุสภาลาดพร้าว, กรุงเทพ.
- สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี. (2547) คู่มือครูสาระการเรียนรู้พื้นฐานและเพิ่มเติม เคมี เล่ม 3 กลุ่มสาระวิทยาศาสตร์ เรื่องกรด เบส ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 5 โรงพิมพ์ครุสภาลาดพร้าว, กรุงเทพ.
- สุนทร พรจำเริญ. เอกสารประกอบการสอนวิชาเคมี เรื่องกรด เบส โรงเรียน มหิดลวิทยานุสรณ์.
- สำราญ พฤกษ์สุนทร. (2547) . หนังสือเรียนเพิ่มเติม เคมี เล่ม 3 037. ห้างหุ้นส่วนจำกัดเรืองแสงการพิมพ์ , กรุงเทพมหานคร
- เว็บไซต์ http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_15.html
- เว็บไซต์ http://www.montfort.ac.th/mcs/dept/science/scienceteachers/sunisa/content/tritrate.htm
- เว็บไซต์ http://bcn.boulder.co.us/basin/data/BACT/info/pH.html
- เว็บไซต์ http://www.camlab.co.uk/item.asp?itemid=21331&categoryid=204&browsecategoryid=307
- เว็บไซต์ http://www.school.net.th/library/create-web/10000/science/10000-10122.html)
- เว็บไซต์ http://ujutchemical.exteen.com/20060911/entry-3)
- เว็บไซต์ http://www.il.mahidol.ac.th/e-media/acid-base/C8.HTM)
- เว็บไซต์ http://www.lks.ac.th/student/kroo_su/chem22/indi.htm)
11. ผู้จัดทำ
นางสาวสุพรรณวดี ประสงค์
นางสาวรุ่งทิวา ถิระโคตร
ย่อ