à©ÅÂ.......................................................................................................................... 133ºÃóҹءÃÁ....................................................................................................... 135
- 1. 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
- 2. - 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 2
- 3. 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-) โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 3
- 4. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 4
- 5. 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 NH3 (aq) + H2O (l) NH4 + (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+ โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 5
- 6. หัสเสม : เรียบเรียง 6 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- เบส กรด กรด เบส NH2 - + H2 O NH3 + OH- เบส กรด กรด เบส CH3COOH CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- กรด เบส กรด เบส CH3COOH + HClO4 CH3COOH2 + + ClO4 - เบส กรด กรด เบส
- 7. : เรียบเรียง 7 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. เบส ในปฏิกิริยาผันกลับได้ ระหว่างกรด – เบส ของทฤษฏีกรด – เบสของเบรินสเตต-ลาวรี จะเห็นว่า ทัÊงปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับ ต่างก็เป็นปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบส สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นกรดในปฏิกิริยาไปข้างหน้า กับ สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นเบสในปฏิกิริยาย้อนกลับ สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นเบสในปฏิกิริยาไปข้างหน้า กับ สารทÉีทำหน้าทÉีเป็นกรดในปฏิกิริยาย้อนกลับ เราเรียกปฏิกิริยาดังกล่าวว่า คู่กรด – เบส ตัวอย่าง 1 คู่กรด - เบส CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- กรด 1 เบส 2 กรด 2 เบส 1 คู่กรด - เบส CH3COOH เป็นคู่กรดของเบส (CH3COO-) CH3COO- เป็นคู่เบสของกรด (CH3COOH) H3O+ เป็นคู่กรดของเบส (H2O ) H2O เป็นคู่เบสของกรด (H3O+) ตัวอย่าง 2 คู่กรด - เบส NH3 + H2O NH4 + + OH- เบส 1 กรด 2 กรด 1 เบส 2 NH3 เป็นคู่เบสของของกรด (NH4 +) NH4 + เป็นคู่กรดของเบส (NH3) OH- เป็นคู่เบสของกรด (H2O) H2O เป็นคู่กรดของเบส (OH-) คู่กรด - เบส ตัวอย่าง 3 จงเขียนปฏิกิริยาของกรด HCN (aq) กับ H2O (l) และเขียน คู่กรด – เบส ของปฏิกิริยานีÊ คู่กรด - เบส HCN (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CN- (aq) กรด 1 เบส 2 กรด 2 เบส 1 คู่กรด - เบส โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 8
- 9. CH3COO- (aq) กับ H2O (l) และ เขียน คู่กรด – เบส ของปฏิกิริยานีÊ คู่กรด - เบส 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 คู่กรด - เบส H2CO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HCO3 - (aq) กรด 1 เบส 2 กรด 2 เบส 1 คู่กรด - เบส 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 คู่กรด - เบส โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 9
- 10. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 10
- 11. : เรียบเรียง 11 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
- 12. อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 12 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
- 13. เบสอ่อนเมÉือละลายนÊำแล้ว แตกตัวเป็นไอออนได้ไม่หมด จึงเกิดปฏิกิริยาผันกลับได้ เช่นเดียวกับกรดอ่อน ถ้าให้ NH3 เป็นเบสอ่อน เมÉือละลายนÊำ สามารถเขียนสมการแสดงการเปลÉียนแปลงได้ ดังนีÊ NH3 (aq) + H2O (l) NH4 + (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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 13
- 14. จากทีÉเคยศึกษา ทราบแล้วว่า นÊำ เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขัÊว และเป็นตัวทำละลายทÉีดี นÊำบริสุทธิÍ เช่น นÊำกลันÉ นักเรียนคิดว่าจะแตกตัวเป็นไอออนได้หรือไม่ มีวิธีการทดสอบอย่างไร ทำการทดลอง การนำไฟฟ้าของนÊำ ได้ผลดังนีÊ โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 14 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)
- 15. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 15
- 16. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 16
- 17. 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) โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 17
- 18. เบส โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 18 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 – เหลือง แดง – เหลือง แดง – นÊำเงิน เหลือง – นÊำเงิน เหลือง – แดง เหลือง – นÊำเงิน 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
- 19. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 19
- 20. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 20
- 21. อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 21 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)
- 22. ปฏิกิริยาในการไทเทรตกรด-เบส ปฏิกิริยา ทีÉเกีÉยวข้อง ในการไทเทรตกรด-เบสต่างๆ ได้แก่ 1. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ 2. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน 3. ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อนไม่นิยมนามาใช้ในการไทเทรตกรด-เบส เพราะทีÉจุดสมมูล หรือจุดทีÉกรดและเบสทำปฏิกิริยาพอดีกัน สังเกตการณ์เปลีÉยนแปลงได้ไม่ชัดเจน โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 22
- 23. point) ในการไทเทรตกรด-เบส จุดทÉีกรดและเบสทำปฏิกิริยากันพอดี (จุดสมมูล) โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 23 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 – เหลือง เหลือง – นÊำเงิน แดง – เหลือง แดง – เหลือง แดง – นÊำเงิน เหลือง – นÊำเงิน เหลือง – แดง เหลือง – นÊำเงิน ไม่มีสี - ชมพู คำถาม 1. ถ้าต้องการไทเทรต กรดแก่ กับเบสอ่อน ควรเลือกใช้อินดิเคเตอร์ชนิดใด 2. ถ้าต้องการไทเทรต กรดอ่อน กับเบสแก่ ควรเลือกใช้อินดิเคเตอร์ชนิดใด
- 24. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 24
- 25. 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) โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 25
- 26. 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 โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 26
- 27. : เรียบเรียง 27 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