(Acids and Bas es) - mwit.ac.th

ก ด-เเบสส กรด (Aciids and a Basses))

สาาขาวิชาเคมี า โ ยนมหิ โรงเรี ย ดลวิ ด ทยาานุสรณ ณ (องคคกรมหาาชน)

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน…………..

กรด-เบส (Acids and Bases) 1.กรด-เบส ใน ชีวิตประจําวัน (Acid Base in Everyday Life) ในชีวิตประจําของเรามีการสัมผัสกับสารจําพวกกรดและเบสมากมาย ตัวอย่างของกรดได้แก่มะนาวและ ส้ม ซึ่งมีรสเปรี้ยว ผลไม้ที่ยังไม่สุกจะมีรสเปรี้ยว เนื่องจากมีกรดซิตริก (Citric acid) เป็นองค์ประกอบ ในกระเพาะ อาหารของเราจะขับกรดเกลือออกมาเพื่อย่อยอาหาร เมื่อถูกมดกัดหรือถูกผึ้งต่อย เราจะรู้สึกปวด เนื่องมาจากกรดที่ เป็นของเหลวถูกฉีดเข้าไปในผิวหนัง ส่วนตัวอย่างสารที่มีสมบัติเป็นเบส สามารถพบได้มากมายเช่นกัน เช่นสบู่ น้ํา ปูนใส และยาสีฟัน เป็นต้น

รูปที่ 1 สารเคมีที่มีสมบัติเป็นกรดและเบสที่ใช้ในชีวิตประจําวัน

(ที่มา www.healthnet.in.th และwww.kanchanapisek.or.th) ตารางที่ 1 คุณสมบัติของกรดและเบส (Acid and Base Properties) คุณสมบัติของกรด เมื่อละลายน้ํา กรดมี สมบัติดังนี้ -นําไฟฟ้าได้ -เปลี่ยนกระดาษลิตมัสจากน้ําเงินเป็นแดง -มีรสเปรี้ยว เมื่อทําปฏิกิริยากับเบส จะเกิดเกลือขึ้น

คุณสมบัติของเบส เมื่อละลายน้ํา เบสมีสมบัติ ดังนี้ -นําไฟฟ้าได้ -เปลี่ยนกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้ําเงิน -มีรสฝาด -เมื่อทําปฏิกิริยากับกรด จะเกิดเกลือขึ้น

การศึ ก ษาเรื่อ งกรดและเบสจะพบว่า ต้อ งใช้ค วามรู้ เรื่ อ งสมดุล เคมี ม าเกี่ย วข้ อ งตลอดเวลา เพราะใน สารละลายกรดและเบสหลายชนิ ด มี ส มดุ ล เกิ ด ขึ้ น การเปลี่ ย นแปลงของสารที่ อ ยู่ ใ นภาวะสมดุ ล จะมี ทั้ ง การ เปลี่ยนแปลงไปข้างหน้าและการเปลี่ยนแปลงย้อนกลับเกิดขึ้นตลอดเวลา (สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และ เทคโนโลยี, 2545)

S c i 3 0 2 3 2 จ ล น ศ า ส ต ร์ เ ค มี แ ล ะ ส ม ดุ ล เ ค มี ; ก ร ด - เ บ ส

หน้า - 1 -


2.สารละลายอิเล็กโทรไลต์และสารละลายอิเล็กโทรไลต์ สารละลาย (Solution) คือ สารตั้ ง แต่ 2 ชนิ ดขึ้ น ไปมาผสมกั น แล้วมองเห็นเป็น เนื้อเดี ยว และ ประกอบด้วยตัวถูกละลายและตัวทําละลาย สารละลายแบ่งตามสภาพการนําไฟฟ้าเป็นเกณฑ์ แบ่งออกเป็น 2 ประเภท คือ 1.สารละลายอิเล็กโตรไลต์ (Electrolyte Solution) คือสารละลายที่นําไฟฟ้าได้ เพราะมีสารอิเล็กโตรไลต์เป็นตัว ถูกละลาย ซึ่งประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบ เคลื่อนที่ในสารละลาย เช่นสารละลายกรดและสารละลายเบส 2.สารละลายนอนอิเล็กโตรไลต์ (Non Electrolyte Solution) คือสารละลายที่ไม่นําไฟฟ้าได้ เพราะตัวถูกละลาย ไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนในตัวทําละลายได้ เช่นสารละลายน้ําตาลกูลโคส สารอิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte) เป็นสารประกอบที่สามารถนําไฟฟ้าได้ เมื่อหลอมเหลวแล้วแตกตัวเป็น ไอออนหรือละลายอยู่ในสารละลายแล้วแตกตัวเป็นไอออน สารละลายที่นําไฟฟ้าได้เรียกว่า สารละลายอิเล็กโทรไลต์ สารอิเล็กโทรไลต์สามารถแบ่งได้เป็น 2 ชนิดดังนี้ 1. สารอิเล็กโทรไลต์แก่ (Strong electrolyte) สารอิเล็กโทรไลต์ที่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้หมดหรือเกือบหมดในน้ําหรือในสารละลายเจือจาง ทําให้ ในสารละลายนั้นมีไอออนเป็นจํานวนมาก จึงนําไฟฟ้าได้ดี ได้แก่เกลือที่ละลายน้ําได้ กรดแก่ และเบสแก่ กรดแก่ ได้แก่ HBr HI HCl HClO4 HClO3 HNO3 และ H2SO4 เบสแก่ ได้แก่ ไฮดรอกไซด์ (OH-) ของโลหะไอออนหมู่ IA และ IIA เช่น LiOH NaOH KOH Ca(OH)2 และ Ba(OH)2 เป็นต้น เขียนสมการแสดงการแตกตัวของสารอิเล็กโทรไลต์แก่ โดยใช้ลูกศร ข้างหน้าเท่านั้น) เช่น HCl (aq)

NaOH (s)

H+ (aq) + Na+ (aq) +

(เกิดปฏิกิริยาไป Cl- (aq) OH- (aq)

2. สารอิเล็กโทรไลต์อ่อน (weak electrolyte) สารอิเล็กโทรไลต์ที่แตกตัวให้ไอออนได้น้อยหรือแตกตัวได้ ไม่หมดในสารละลายเจือจาง (แตกตัวได้น้อยกว่าร้อยละ 5) แสดงว่าสารอิเล็กโทรไลต์อ่อนนั้นโมเลกุลของตัวถูก ละลายบางส่วนเท่านั้นที่แตกตัวเป็นไอออนได้ โดยมีส่วนใหญ่ยังคงอยู่เป็นโมเลกุล จึงนําไฟฟ้าได้น้อย ได้แก่ -กรดอ่อน (ที่นอกเหนือจากกรดแก่ที่ได้กล่าวไว้แล้วข้างต้น) -เบสอ่อน (ที่นอกเหนือจากกรดแก่ที่ได้กล่าวไว้แล้วข้างต้น) เขียนสมการแสดงการแตกตัวของสารอิเล็กโทรไลต์อ่อน โดยใช้ลูกศร กลับได้) เช่น

CH3COOH (aq) + H2O

H3O+ (aq) +

(เกิดปฏิกิริยาผัน

OH- (aq)


หน้า - 2 -


แบบฝึกหัดเสริม จงตอบคําถามต่อไปนี้ 1. เมื่อนําสารละลาย A, B, C, D และ E ที่มีความเข้มข้นเท่ากันไปทดสอบการเปลี่ยนสีของกระดาษ ลิตมัสและความสามารถในการนําไฟฟ้าได้ข้อมูลดังนี้ สารละลาย A B C D E

การเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัส ไม่เปลี่ยนสี แดงเป็นน้ําเงิน น้ําเงินเป็นแดง ไม่เปลี่ยนสี น้ําเงินเป็นแดง

ความสว่างของหลอดไฟ สว่างมาก สว่างเล็กน้อย สว่างมาก ไม่สว่าง สว่างเล็กน้อย

จงตอบคําถามต่อไปนี้ 1.1 สารใดเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ ....................................................................................................................................................................................... .............................................................................................................................................. ....................................................................................................................................................................................... .............................................................................................................................................. 1.2 สารใดเป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อน ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................................... 1.3 สารใดเป็นนอนอิเล็กโทรไลต์ ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................................... 2. จงจัดประเภทของสารละลายต่อไปนี้ลงในตารางให้ถูกต้อง CH3COOH HCl NaOH H2SO4 H2S H3PO4 HClO4 H2CO3 NH4OH HCN HNO3 HBr HNO2 HCOOH และ C6H5COOH สารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน ................................................................ ................................................................ ................................................................ ................................................................

สารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ ................................................................. ................................................................. ................................................................ ................................................................


หน้า - 3 -


3. ไอออนในสารละลายกรดและสารละลายเบส จากการศึกษาสมบัติของสารละลายกรดและเบส พบว่าสารละลายทั้งสองประเภทนําไฟฟ้าได้ แสดงว่ามี ไอออนอยู่ในสารละลายนั้น ถ้านําผลการเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสมาพิจารณาด้วย นักเรียนคิดว่าในสารละลายกรด และสารละลายเบสจะมีไอออนเหมือนหรือแตกต่างกันอย่างไร 2.1 ไอออนในสารละลายกรดเป็นสารละลายอิเล็กโตรไลต์และเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากน้ําเงินเป็นแดง แสดงว่าในสารละลายกรดอาจมีไอออนบางชนิดเหมือนกัน ซึ่งไอออนชนิดนั้น คือ ไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) ตัวอย่างเช่น HCl (g)

CH3COOH (aq)

+

H3O+ (aq) + Cl- (aq) ไฮโดรเนียมไอออน คลอไรด์ไอออน

H2O (l)

+

H2O (l)

H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ไฮโดรเนียมไอออน แอซีเตดไอออน

เมื่อพิจารณาการเปลี่ยนแปลงของก๊าซไฮโดรเจนคลอไรด์และกรดแอซีติกในน้ํา พบว่าในสารละลายกรดทั้ง 2 ชนิดมีไอออนที่เหมือนกันคือ ไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) กับไอออนลบที่แตกต่างกันซึ่งขึ้นอยู่กับชนิดของกรด เนื่องจากไฮโดรเนียมไอออนไม่ได้อยู่เป็นไอออนเดี่ยว แต่จะมีโมเลกุลของน้ําล้อมรอบอยู่ด้วย ในบางสภาวะอาจอยู่ ในรูปของ H9O4+ (H3O+. 3H2O) ดังรูปที่ 2 แต่เพื่อสะดวกจึงนิยมเขียนเพียง H3O+ H H

O

H

H

O

H H

H

O

O

H

H

H O H H3O+

H

H9O4+

รูปที่ 2 สูตรโครงสร้างของ H3O+ และ H9O4+ 2.2 ไอออนในสารละลายเบสเป็นสารละลายอิเล็กโตรไลต์และเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้ําเงิน แสดงว่า ในสารละลายเบสอาจมีไ อออนบางชนิด เหมือนกัน ซึ่ง ไอออนชนิดนั้น คือ ไฮดรอกไซด์ ไ อออน (OH-) ตัวอย่างเช่น H2O (l)

Na+ (aq) + OH- (aq)

NaOH(g) H2O (l)

KOH(g) NH3 (aq)

+

H2O (l)

K+ (aq) + OH- (aq) NH4+ (aq) +

OH- (aq)


หน้า - 4 -


4.ทฤษฏีกรด-เบส มีนักวิทยาศาสตร์หลายท่านได้ศึกษาเรื่องนี้ เช่น อารีเนียสร์ (Arrhenius) บรอนสเตรท-ลาวรี่ (BrφnstedLowry) และ ลิวอิส (Lewis) ไว้ดังนี้ 4.1 Arrhenius Concept ได้ให้นิยามไว้ดังนี้ กรด คือ สารประกอบที่ละลายน้ําแล้วแตกตัวให้ H+ หรือ H3O+ H2O (l) HA

H+ (aq) + A- (aq)

เบส คือ สารประกอบที่ละลายน้ําแล้วแตกตัวให้ OH-

BOH

H2O (l)

B+ (aq) + OH- (aq)

ข้อจํากัดของทฤษฎีนี้คือ สารประกอบต้องละลายได้ในน้ํา และไม่สามารถอธิบายได้ว่าทําไมสารประกอบ บางชนิดเช่น NH3 และสาร Na2CO3 มีสมบัติเป็นเบส ทฤษฎีนี้ไม่สามารถอธิบาย ได้เช่นกัน เนื่องจากภายในสูตรโครงสร้างสารไม่มี OH- ดังนั้นจึงไม่สามารถ อธิบายได้ว่าเป็นเบส 4.2 Brφnsted-Lowry Theory ได้ให้นิยามไว้ดังนี้ กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอน (Proton donor) แก่สารอื่น เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอน (Proton acceptor) จากสารอื่น ดังนั้นทฤษฎีนี้ สามารถอธิบาย ว่า NH3 มีสมบัติเป็นเบส ได้แล้ว + H2O (l) NH3 (aq)

NH4+ (aq) +

OH- (aq)

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสจึงเป็นการถ่ายเทโปรตอนจากกรดไปยังเบสเช่น แอมโมเนียละลายในน้ํา NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH- (aq) เบส 1 กรด 2 กรด 1 เบส 2 ในปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH3 จะเป็นฝ่ายรับโปรตอนจาก H2O ดังนั้น NH3 จึงเป็นเบสและ H2O เป็นกรด แต่ในปฏิกิริยาย้อนกลับ NH4+ จะเป็นฝ่ายให้โปรตอนแก่ OH- ดังนั้น NH4+ จึงเป็นกรดและ OH- เป็นเบส คู่กรด-เบส เมื่อกรดมีการให้โปรตอนไปแล้วส่วนของกรดที่เหลือเรียกว่าคู่เบส (Conjugate base) ของกรด จะทํา หน้าที่เป็นเบส หรือกล่าวคือคู่เบสของกรดบรอนสเตดคือโมเลกุลหรือไอออนที่เหลืออยู่หลังจากกรดเสียโปรตอนไป แล้ว ในทางตรงข้ามเมื่อเบสรับโปรตอนแล้วจะได้คู่กรด (Conjugate acid) ของเบสซึ่งทําหน้าที่เป็นกรดก็คือสาร ผลิตภัณฑ์ของเบสที่ได้รับโปรตอน ตามทฤษฏีกรด-เบส ของ Brφnsted-Lowry Theory จะมีสารพวกหนึ่งที่มีโอกาสเป็นได้ทั้งกรดและเบส เรียกสารพวกนี้ว่า สารแอมฟิโพรติก (Amphiprotic substance) หรือแอมฟิโพรติกไอออน (Amphiprotic ion) ดัง ตารางที่ 2 และ 3


หน้า - 5 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตารางที่ 2 คู่กรดและคู่เบสของแอมฟิโพรติกไอออน คู่กรด แอมฟิโพรติกไอออน H2S HSH2CO3 HCO3H2SO3 HSO3H2C2O3 HC2O-4 H3PO4 H2PO4H2PO4HPO42-

คู่เบส S2CO32SO32C2O2-4 HPO42PO43-

ตารางที่ 3 คู่กรดและคู่เบสของสารแอมฟิโพรติก คู่กรด สารแอมฟิโพรติก + H3O H2O + NH4 NH3

คู่เบส OHNH2-

แบบฝึกหัดเสริม 1.จากสมการข้างล่างนี้ สารใดบ้างเป็นคู่กรด-เบสซึ่งกันและกัน HCO3- + HPO421.1 H2PO4- + CO32.................................................................................................................................................................. ................................................................................................................................................................... OH- + HSO31.2 H2O + SO32.................................................................................................................................................................. ................................................................................................................................................................... 2.จงหาคู่เบสของ HI , H2O, H2 และ HPO42....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... .................................................................................................................................................................................... 3. จงหาคู่กรดของ OH-, PO43-, NH3, และ NO-2 ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................................... 4. จงบอกว่าสารแต่ละตัวสารใดเป็นกรด และเบส CH3COOH + H2O

NH3

+

H2O

+

CH3COO-

NH4+

+

H3O+

OH-


หน้า - 6 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 4.3The Lewis Theory จากการพิจารณานิยามความเป็นกรด เบสข้างต้นจะเห็นได้ว่า หากโมเลกุลดังกล่าวไม่มีโปรตรอนจะไม่สามารถ อธิบายได้ว่าโมเลกุลดังกล่าวเป็นกรดหรือเบสได้ และสารบางตัวเช่น BF3 สามารถทําหน้าที่เป็นกรดได้ทั้งๆ ที่ไม่มี โปรตอนอยู่ในโมเลกุลซึ่งอธิบายโดยทฤษฎี Brφnsted-Lowry Theory ไม่ได้ ดังนั้นลิวอิส จึงนิยามความเป็นกรด เบสโดยอาศัยการรับและการให้คู่อิเล็กตรอน โดยกล่าวไว้ว่า กรด คือ สารที่สามารถรับอิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (Electron pair acceptor) จากสารอื่น เบส คือ สารที่สามารถให้อิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (Electron pair donor) แก่สารอื่น

รับคู่อิเล็กตรอน

ให้คู่อิเล็กตรอน

ดังนั้น สารประกอบ BF3 เป็น Lewis acid and สาร N(CH3)3 เป็น Lewis base

สาร Hydroxide ion ให้คู่อิเล็กตรอน เกิดเป็น น้ํา ดังนั้น OH1- จึงเป็น Lewis base The hydrogen ion รับอิเล็กตรอนคู่ จึงเป็น Lewis acid.

รับคู่อิเล็กตรอน

ให้คู่อิเล็กตรอน

ทฤษฎีนี้ใช้อธิบาย กรด-เบส ตาม Concept ของ Arrhenius และ Brφnsted-Lowry ได้ และมีข้อ ได้เปรียบคือสามารถอธิบาย กรด-เบส ในกรณีที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกัน และได้สารประกอบที่มีพันธะโควาเลนซ์ เช่นนักเรียนจงใช้ทฤษฏีของลิวอิสอธิบายการเกิดสารประกอบต่อไปนี้ OH- (aq) + CO2 (aq)

HCO3- (aq)

เหตุผล…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

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


หน้า - 7 -


แบบฝึกหัด จากนิยามของลิวอิสจงจําแนกกรดเบสต่อไปนี้ AlCl3 IZn2+ Zn2+ +

= ………………………………………………………………………………………….…… = …………………………………………………………………………………….………… = ……………………………………………………………………………………………… 4 NH3 Zn(NH3)42+

……

…… BF4-

BF3 + F.......

.......

ตารางที่ 4 สรุปทฤษฏีกรด-เบส ของนักวิทยาศาสตร์ ทฤษฏีกรด-เบส ของนักวิทยาศาสตร์ การทดสอบด้วยกระดาษลิตมัส กรด: เปลี่ยนกระดาษลิตมัสสีน้ําเงินเป็นแดง เบส: เปลี่ยนกระดาษลิตมัสสีแดงเป็นน้ําเงิน Arrhenius กรด : ละลายน้ําแล้วแตกตัวให้ H+ เบส : ละลายน้ําแล้วแตกตัวให้ OHกรด : สารที่ให้ H+ Brφnsted-Lowry เบส : สารที่รับ H+ Lewis กรด : สารที่รับคู่อิเล็กตรอน เบส : สารที่ให้คู่อิเล็กตรอน

5. การแตกตัวของกรดและเบส สารละลายกรดและเบสจัดเป็น สารละลายอิเล็ก โทรไลต์ สําหรับ กรดหรื อ เบสที่เป็น อิ เล็ กโทรไลต์แ ก่ เรียกว่า กรดแก่หรือเบสแก่ ส่วนกรดหรือเบสที่เป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อน เรียกว่า กรดอ่อนหรือเบสอ่อน ตามลําดับ 5.1 การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ เนื่องจากกรดแก่และเบสแก่เป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ที่แตกตัวเป็นไอออนได้มากหรือแตกตัวเป็นไอออนได้ อย่างสมบูรณ์ จึงเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าเพียงอย่างเดียว ถ้าทราบความเข้มข้นของกรดแก่หรือเบสแก่จะสามารถ บอกความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนหรือไฮดรอกไซด์ไออออนในสารละลายได้ เช่น สารละลาย HNO3 เข้มข้น 1 mol/ dm3 จะแตกตัวให้ H3O+ และ NO3- ชนิดละ 1 mol/ dm3 ดังนี้ HNO3 (aq)

+

H2O (l)

1 mol / dm3 H2O (l) NaOH (s) 0.1 M

H3O+ (aq)

NO3-

1 mol/ dm3

1 mol/ dm3

Na+ (aq)

OH-

0.1 M

0.1 M

H2O (l) Ba(OH)2 (s) 0.1 M

Ba2+ (aq) 0.1 M

2OH0.1X2 M


หน้า - 8 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตารางที่ 5 ตัวอย่างสารละลายกรดแก่และเบส กรดแก่ HBr HI HCl HClO4 HClO3 HNO3 H2SO4* • หมายเหตุ *มีการแตกตัวได้ 2 ขั้นตอน ดังนี้

เบสแก่ LiOH NaOH KOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2

1. H2SO4 (aq) +

H2O (l)

HSO4- (aq)

HSO4- (aq) +

H2O (l)

SO42- (aq)

2.

H3O+ (aq) H3O+ (aq)

การแตกตัวครั้งที่ 1 เท่านั้นที่จัดเป็นกรดแก่ ตัวอย่างที่ 1 สารละลาย HCl ปริมาตร 10 dm3 ละลายอยู่ 1.5 mol จะมีไอออนชนิดใดบ้างและแต่ละไอออนจะมี ความเข้มข้นเท่าใด วิธีทํา คํานวณหาความเข้มข้นของสารละลาย HCl ได้ดังนี้ ความเข้มข้นของสารละลาย HCl = 1.5 mol HCl / 10 dm3 ของสารละลาย = 0.15 mol/ dm3 สารละลาย HCl มีความเข้มข้นเท่ากับ 0.15 mol/ dm3 # HCl เป็นกรดแก่ จึงแตกตัวเป็นไอออนได้ทั้งหมด ดังสมการ HCl (aq) + 0.15 mol / dm3

H2O (l)

H3O+ (aq) 0.15 mol/ dm3

Cl0.15 mol/ dm3

ตัวอย่างที่ 2 สารละลาย Ca(OH)2 เป็นเบสแก่ จํานวน 200 cm3 มี Ca(OH)2 ละลายอยู่ 7.40 กรัม สารละลายนี้มี ไอออนชนิดใดบ้าง และความเข้มข้นเท่าใด (H= 1.0, O=16.0, Ca= 40.0) วิธีทํา ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ตัวอย่างที่ 3 สารละลาย Ba(OH)2 เข้มข้น 0.20 mol/ dm3 ถ้านําสารละลายนี้มาจํานวน 200 cm3 มาเติมน้ําลงไป 300 cm3 ความเข้มข้นของ OH- ก่อนเติมน้ําและหลังเติมน้ํามีค่าเท่าใด วิธีทํา ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..……


หน้า - 9 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ความแรงของกรดแก่ที่แตกตัวร้อยเปอร์เซ็นต์ เนื่องจากกรดแก่แตกตัวได้ร้อยเปอร์เซ็นต์ในน้ําเราจึงไม่สามารถเปรียบเทียบความเป็นกรดของกรดแก่ได้ เมื่อใช้น้ําเป็นตัวทําละลาย แต่การเปรียบเทียบกรดที่แตกตัวได้ 100% ในน้ําเราสามารถพิจารณาการแตกตัวได้ว่า กรดใดมีความเป็นกรดมากกว่า กันโดยเปลี่ยนตัวทํา ละลาย ปรากฏการณ์ ที่ตัวทํา ละลายไม่สามารถบอกความ แตกต่างของความแรงของกรดได้เรียกว่า ปรากฏการณ์การปรับระดับ (leveling effect) และตัวทําละลายตัวนั้นจะ เรียกว่าตัวทําละลายที่ให้ปรากฏการณ์การปรับระดับ (leveling solvent) เช่น ตัวอย่าง HClO4 + H2O HNO3 + H2O

H3O+ + ClO4H3O+ + NO3-

กรดใดแก่กว่ากันเมื่ออยู่ในน้ํา………………… Leveling solvent คือ H2O Leveling solvent ทําหน้าที่เป็น เบส สารที่ทําหน้าที่แบ่งแยกความแตกต่างระหว่างความแรงของกรดหรือเบสได้จะเรียกสารนั้นว่า ตัวทําละลาย ที่แยกความแตกต่าง (Differentiating solvent) จากภาพหากเราใช้น้ําเป็นตัวทําละลายเราจะไม่สามารถแยกกรด HClO4 และ H2SO4 ออกจากกันได้แต่ เมื่อเราเปลี่ยนตัวทําละลายเป็น HOAC จะสามารถบอกได้ว่ากรด HClO4 เป็นกรดที่แรงกว่า H2SO4 ตัวอย่างระดับ ความแรงของกรดแก่เป็นดังนี้ HClO4 > H2SO4 > HI > HCl > HBr > HNO3 แต่ต้องระลึกไว้เสมอว่าหากกรดเหล่านี้อยู่ในสารละลายที่เป็นน้ําจะไม่สามารถเปรียบเทียบความแรงของ กรดเหล่านี้ได้ กําหนด pH Range possible in different solvents


หน้า - 10 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่าง จงบอกวิธีการที่สามารถเปรียบเทียบความแรงของกรดต่อไปนี้ HClO4, HCl, HNO3 และ H2SO4 …………………………………………..…………………………………………………………………………. ………………………………………….…………………………………………………………………………. …………………………………………..…………………………………………………………………………. …………………………………………..…………………………………………………………………………. 5.2 การแตกตัวของกรดอ่อน กรดอ่อนจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อน เนื่องจากกรดอ่อนแตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วนและยังมีโมเลกุล ของกรดละลายอยู่ในสารละลาย การแตกตัวของกรดอ่อนเป็นการเปลี่ยนแปลงที่ผันกลับได้ ณ ภาวะสมดุลจึงมีทั้ง โมเลกุลของกรดอ่อนกับไอออนที่เกิดจากการแตกตัว การบอกความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนในสารละลายของ กรดอ่อนจึงทราบว่าโมเลกุลของกรดแตกตัวไปเท่าใด โดยนิยมบอกการแตกตัวเป็นร้อยละ เช่น HA เป็นกรดอ่อนที่ แตกตัวเป็นไอออนไม่หมด และมีภาวะสมดุลเกิดขึ้นดังนี้

ในสารละลายจึงมีโมเลกุลของ HA H3O+ และ A- ผสมอยู่ด้วยกัน ถ้าสารละลาย HA เข้มข้น 1.0 mol/ dm3 แตกตัวได้ร้อยละ 5 หมายความว่าในสารละลายปริมาตร 1.0 dm3 มีกรด HA ละลายอยู่ 1.0 mol เมื่อถึงภาวะสมดุลจะมีกรด HA เพียง 0.050 mol เท่านั้นที่แตกตัวเป็นไอออน ดังนั้นถ้าทราบจํานวนโมลของกรด อ่อนที่แตกตัวหรือทราบจํานวนโมลของไอออนที่เกิดขึ้น จะคํานวณหาปริมาณการแตกตัวเป็นร้อยละของกรดอ่อนได้

[H O ] × 100 +

ร้อยละการแตกตัวของกรดอ่อน = เมื่อ

3

C

C = ความเข้มข้นเริ่มต้นของกรดอ่อน หน่วย mol/ dm3 [H3O+] = ความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน ที่ภาวะสมดุล หน่วย mol/ dm3

จากความรู้เรื่องสมดุลเคมี ถ้าสารละลายกรดอ่อน HA ในน้ํา เมื่อปฏิกิริยาเข้าสู่ภาวะสมดุล จะเขียน สมการและค่าคงที่สมดุลได้ดังนี้

K=

[H O ] [A ] +

3

[HA]

−

[H O] 2

ในสารละลายมีน้ําอยู่เป็นปริมาณมากเมื่อเทียบกับปริมาณของตัวถูกละลาย จึงถือได้ว่าความเข้มข้นของ น้ํามีค่าคงที่ เมื่อจัดสมการให้อยู่ในรูปใหม่จะได้ค่าคงที่ใหม่ซึ่งเรียกว่า ค่าคงที่การแตกตัวของกรดอ่อน ใช้สัญลักษณ์ Ka ดังนี้


หน้า - 11 -


[H 3 O ] [A = K [H 2 O ] = [ ] +

Ka

-

]

HA

Ka =

[H 3O + ] [A -

]

[HA]

ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาจะบอกให้ทราบว่าปฏิกิริยาเกิดไปข้างหน้ามากน้อยเพียงใด ค่าคงที่การแตกตัว ของกรดอ่อนก็เช่นกัน จะบอกให้ทราบว่ากรดอ่อนนั้นแตกตัวเป็นไอออนได้มากน้อยเพียงใด กรดที่มีค่า Ka สูงจะ แตกตัวเป็นไอออนได้มากกว่ากรดที่มีค่า Ka ต่ํา ดังตารางที่ 6 ตารางที่ 6 ค่า Ka ของกรดอ่อนชนิดต่างๆ ชื่อสาร สูตรเคมี Hydrofluoric acid HF Nitrous acid HNO2 Benzoic acid HC7H5O2 Acetic acid HC2H3O2 Hypochlorous acid HClO Hydrocyanic acid HCN phenol HOC6H5

Ka 6.8 × 10-4 4.5 × 10-4 6.5× 10-4 1.8 × 10-5 3.0 × 10-8 4.9 × 10-10 1.3 × 10-10

การคํานวณ [H+] และ [คู่เบสของกรดอ่อน] ที่ภาวะสมดุล โดยอาศัยค่า Ka และร้อยละการแตกตัวของกรดอ่อน ทําได้ดังนี้ กําหนดให้

เป็นความเข้มข้นเริ่มต้นของกรดอ่อน (mol/ dm3) และ เป็นความเข้มข้นของกรดอ่อนที่แตกตัวได้

C X HA (aq) +

H3O+ (aq)

H2O (l)

+

A- (aq)

Initial

C

0

0

Change

-X

+X

+X

Equilibrium

C-X

X

X

Ka =

=

[H 3O + ] [A -

]

[HA ] (X ) (X ) (C - X )


หน้า - 12 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. =

X2 (C − X )

[H + ]2 หรือ K = ( เมื่อ X เป็นความเข้มข้นของ H C - [H + ]) a

+

+

[H + ]2 + K a [H + ]

- K a C = 0 ใช้สมการรากที่สองมาคํานวณ จะได้ค่า X หรือ [H ] ตามต้องการ แต่เพื่อ

ความสะดวกในการคํานวณนิยมใช้คํานวณโดยการประมาณ (approximation method) ดังนี้ กรณีที่ 1 ถ้า

C ≥ 1000 Ka

จะได้ว่า ความเข้มข้นของกรดอ่อนส่วนที่เหลือ ณ ภาวะสมดุล (C-X) หรือ (C-[H+]) จะมีค่าใกล้คียงกับ ความเข้มข้นของกรดอ่อนตอนเริ่มต้น C

[H ] ดังนั้น Ka =

+ 2

+

จะได้ (C-[H ]) ≈ C

C

+

[H ] = [คู่เบสของกรดอ่อน] = K a C (ความผิดพลาดไม่เกินร้อยละ 5) กรณีที่ 2 ถ้า

C < 1000 Ka

จะได้ว่า (C-[H+]) จะมีค่าแตกต่างกับค่า C มาก ดังนั้นคํานวณหา [H+] โดยใช้สูตรรากกําลังสอง

[H + ]2 + K a [H + ] - K a C = 0 สําหรับร้อยละหรือเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรดอ่อน หาได้ดังนี้

ร้อยละการแตกตัวของกรดอ่อน = ความเข้มข้นของ H+ ทีภ่ าวะสมดุล x 100 ความเข้มเริม่ ต้นของกรดอ่อน = ความเข้มข้นของ คูเ่ บสของกรดอ่อนทีภ่ าวะสมดุล x 100 ความเข้มเริม่ ต้นของกรดอ่อน

สรุป

ถ้า

C + ≥ 1000 , [H ] = [คู่เบสของกรดอ่อน] = Ka

ร้อยละการแตกตัว =

[H + ] C

× 100 =

KaC C

KaC

× 100

ร้อยละการแตกตัวที่คํานวณได้ ≤ 5


หน้า - 13 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างการคํานวณการแตกตัวของกรดอ่อน ตัวอย่างที่ 1 กรดอ่อน HA เข้มข้น 0.50 mol / L แตกตัวให้ H3O+ 0.010 mol / L จงหาร้อยละการแตกตัวของกรดนี้ มีค่าเท่าใด วิธีทํา HA

H3O+

+ H2O

+

A0.00 M

In.

0.50 M

0.00 M

Ex.

- 0.010 M

+ 0.010 M

+ 0.010 M

0.010 M

0.010 M

Eq.

(0.50- 0.010) M

ร้อยละการแตกตัว = =

[H O ] × 100 +

3

C

0.010 × 100 0.50

= 2.0 ตัวอย่างที่ 2 สารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/dm3 (Ka = 1 ×10-5) จงคํานวณหาความเข้มข้นของ H3O+ ในหน่วย โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. ตัวอย่างที่ 3 จงคํานวณร้อยละการแตกตัวของกรดแอซีติก (CH3COOH) ที่มีความเข้มข้น 10.0, 1.0 และ 0.10 โมลต่อ ลูกบาศก์เดซิเมตร ตามลําดับ (Ka = 1.0 ×10-5) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

NOTE….. กรออ่อนชนิดมอโนโพติกชนิดเดียวกัน เมื่อความเข้มข้นเริ่มต้นของกรดอ่อนลดลง ร้อยละการแตกตัวของ กรดจะเพิ่มขึ้น (ดังตัวอย่างที่ 3) S c i 3 0 2 3 2 จ ล น ศ า ส ต ร์ เ ค มี แ ล ะ ส ม ดุ ล เ ค มี ; ก ร ด - เ บ ส

หน้า - 14 -


ชนิดของกรดและเบส กรด แบ่งตามการแตกตัว แบ่งได้ 3 ชนิด 1.กรด Monoprotic แตกตัวให้ H3O+ หรือ H+ ได้ 1 ไอออน ได้แก่ HNO3, HClO3 , HClO4, HCN HClO3 (aq)

+

ClO3- (aq)

H2O (l)

H3O+ (aq)

ซึ่งจะมีค่าคงที่สมดุล (Ka) เพียง 1 ค่า 2.กรด Diprotic แตกตัว ให้ H3O+ หรือ H+ ได้ 2 ไอออน ได้แก่ H2SO4, H2CO3

การแตกตัวครัง้ ที่

1.

H2CO3 (aq)

+

H2O (l)

HCO3- (aq)

การแตกตัวครัง้ ที่

2.

HCO3- (aq)

+

H2O (l)

CO32- (aq)

[HCO ] [H O ] และ K =

ซึ่งจะมีค่าคงที่สมดุล (Ka) 2 ค่า คือ K a

1

[CO ] [H O ] = 3

3

[H 2 CO 3 ]

H3O+ (aq) 2-

+

-

3

H3O+ (aq)

a2

+

3

[HCO 3 2 ]

กรดไดโพรติกส่วนมากจะมีค่า Ka1 มากกว่าค่า Ka2 จึงใช้ค่า Ka1 ในการเปรียบเทียบความแรงของกรด เนื่องจากในสารละลายจะมีไอออนที่เกิดจากการแตกตัวในขั้นที่ 1 มากกว่าไอออนที่เกิดจากการแตกตัวในขั้นที่ 2 มาก อย่างไรก็ตามกรดไดโพรติกบางชนิดมีค่า Ka2 ไม่ต่ํา เช่นกรดซิตริก (H8C6O7) มีค่า Ka1 = 7.4×10-4 และ Ka2 =1.7 ×10-5 กรณีนี้จะถือว่าในสารละลายมีไอออนที่เกิดจากการแตกตัวในขั้นที่ 2 ด้วย วิธีดูว่า H+ ที่ได้มาจากค่าของ Ka1 และ Ka2 อาจใช้วิธีประมาณค่า ระหว่าง Ka1 และ Ka2 คือ

K a1 K a2

≥ 10 4 ถือว่า H+ ที่เกิดขึ้นทั้งหมดมาจากขั้นตอนการแตก

ตัวขั้นที่ 1 เท่านั้น 3.กรด Polyprotic แตกตัวให้ H3O+ หรือ H+ ได้ 3 ไอออนได้แก่ H3PO4 การแตกตัวของกรด Polyprotic แต่ละครั้งจะให้ H+ ไม่เท่ากัน แตกครั้งแรกจะแตกได้ดีมาก ค่า Ka สูง มาก แต่แตกครั้งต่อ ๆ ไปจะมีค่า Ka ต่ํามาก เพราะประจุลบในไอออนดึงดูด H+ ไว้ กรด Polyprotic มักมีค่า K1>> K2>> K3 ดังนั้น H+ ในสารละลายส่วนใหญ่จะได้มาจากการแตกตัวครั้งแรก


หน้า - 15 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างการคํานวณ กรดแอสคอบิก (Ascorbic acid) (H2C6H6O6 โจทย์นี้จะย่อเป็น H2Asc) เราทราบว่าเป็นวิตามินซี จัดเป็น กรดไดโพรติก Ka1= 1.0×10-5 และ Ka2= 5.0×10-12) จงคํานวณ [H2Asc], [HAsc-], [Asc2-], และ [H+] ของ สารละลาย H2Asc เข้มข้น 0.0500 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. ความแรงของกรดกับโครงสร้างโมเลกุล ความแรงของกรดสามารถดูได้จากเปอร์เซ็นต์การแตกตัว นอกจากนี้สามารถทํานายความแรงของกรดได้ จากโครงสร้างโมเลกุลของสารโดยควบคุมปัจจัยต่างๆ ที่มีผลต่อความเข้มข้นให้คงที่เช่น ความเข้มข้น ตัวทําละลาย อุณหภูมิ และความเข้มข้นของสารให้เหมือนกัน แล้วพิจารณาสูตรโครงสร้างที่ได้ การเปรียบเทียบจากโครงสร้างโมเลกุลพิจาณาจากความสามารถในการให้โปรตอนและรับโปรตอน ถ้าให้ โปรตอนได้ง่ายแสดงว่าสารนั้นเป็นกรดที่แรง และหากสารใดรับโปรตอนได้ดีแสดงว่าสารนั้นมีความเป็นเบสสูง ใน การพิจาณาแยกพิจารณาเป็นกรดไฮโดรและ กรดออกซี ดังนี้ 1 กรดไฮโดร คือกรดที่มีสูตรทั่วไป HX โดยที่ X คือเฮโลเจนที่เกิดเป็นกรดไบนารี เรียกกรดจําพวกนี้ว่า กรดไฮโดรแฮริก กรดจําพวกนี้หากเราพิจารณาที่ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีระหว่าง X กับ H พบว่า F ซึ่งเป็นโมเลกุลที่มี ค่า EN สูงที่สุดเมื่อเปรีบยเทียบกับ Cl Br และ I น่าจะเป็นกรดที่แรงที่สุด แต่พบว่าเป็นกรดอ่อน แต่พบว่าปัจจัยที่มี อิทธิพลมากกว่าซึ่งสามารถอธิบายความแรงของกรดไฮโดรได้แก่ความแข็งแรงของพันธะ (บอนด์เอนทาลปี) ซึ่งแสดง ดังตารางที่ 7 ตารางที่ 7 ความแข็งแรงของพันธะหรือบอนด์เอนทาลปีสําหรับไฮโดรเจนเฮไลด์ และความแข็งแรงของ กรดไฮโดร พันธะ H-F H-Cl H-Br H-I

บอนด์เอนทาลปี (kJ/mol) 568.2 431.9 366.1 298.3

ความแรงของกรด อ่อน แก่ แก่ แก่

2 กรดออกซี คือ กรดที่มีสูตทั่วไป OmE(OH)n ซึ่ง E เป็นอะตอมกลาง หากสูตรโครงสร้างเดียวกันแต่ อะตอมกลางต่างกันความแรงของกรดขึ้นอยู่กับสภาพทางไฟฟ้า (Inductive effect) สูตรโครงสร้างลิวอิสโดยทั่วไป คือ E O H


หน้า - 16 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. เราสามารถเปรียบเทียบกรดออกซีออกเป็นสองกลุ่มในการพิจารณาคือ กรดออกซีที่มีอะตอมกลางต่างกัน และกรดออกซีที่มีอะตอมกลางเหมือนกันแต่มีกลุ่มข้างเคียงต่างกัน 1) กรดออกซีที่มีอะตอมกลางต่างกัน แต่เป็นธาตุในหมู่เดียวกันและมีเลขออกซิเดชัน เท่ากัน ความเป็นกรดเพิ่มขึ้นตามค่าอิเล็กโทรเนกาตีวิตีของอะตอมกลางที่เพิ่มมากขึ้น เช่น HClO3 และ HBrO3 โดย Cl มีอิเล็กโทรเนกาตีวิตีมากกว่า Cl ดังนั้นความแรงของกรดคือ HClO3 > HBrO3 และเราสามารถเปรียบเทียบความ เป็นกรด HOI HOBr และ HOCl โดยเปรียบเทียบค่า Electronegativity ได้ดังนี้

2) กรดออกซีที่มีอะตอมกลางเหมือนกันแต่มีกลุ่มข้างเคียงต่างกัน ความแรงของความเป็น กรดขึ้นอยู่กับเลขออกซิเดชั้น เนื่องจากออกซิเจนเพิ่มมากขึ้นทําให้ดึงอิเล็กตรอนจากอะตอมกลางไปมาก ส่งผลให้ อะตอมกลางดึงอิเล็กตรอนสูงส่งผลให้ความแข็งแรงของพันธะระหว่าง OH น้อยลงจึงมีความเป็นกรดสูงดังรูป

(ที่มา: http://www3.ipst.ac.th/chemistry/index.php?option=com_content&view=article&catid=37:weblink&id=62:-8-)

ตัวอย่าง 1.จงเขียนโครงสร้างโมเลกุลของกรดต่อไปนี้ HIO4, HBrO4, และ HClO4 พร้อมทั้งเปรียบเทียบความแรงของกรดทั้ง 3 ชนิดว่าชนิดใดแรงกว่ากัน …………………………………………..…………………………………………………………………………. ………………………………………….…………………………………………………………………………. …………………………………………..…………………………………………………………………………. ………………………………………….…………………………………………………………………………. …………………………………………..…………………………………………………………………………. 2.จงเขียนโครงสร้างของกรด H3PO4, H2SO4 และ HClO4 พร้อมทั้งเรียงลําดับความแรงของกรด โดยให้เหตุผล ประกอบด้วย …………………………………………..…………………………………………………………………………. ………………………………………….…………………………………………………………………………. …………………………………………..…………………………………………………………………………. ………………………………………….…………………………………………………………………………. S c i 3 0 2 3 2 จ ล น ศ า ส ต ร์ เ ค มี แ ล ะ ส ม ดุ ล เ ค มี ; ก ร ด - เ บ ส

หน้า - 17 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. หากพิจารณาความเป็นกรด-เบสจากการแตกตัวตามคู่กรดเบสตามนิยามของเบรินสเตดและลาวลีระหว่าง HA กับ H2O ซึ่งเขียนความสัมพันธ์ได้ดังนี้ HA (aq) + H2O (l)

H3O+ (aq) + A- (aq)

เมื่อพิจารณาปฏิกิริยาที่ดําเนินไปข้างหน้า หาก HA แตกตัวไปข้างหน้าได้มาก ดังนั้นปริมาณของ H3O+ และ A- จะมีปริมาณมาก แสดงให้เห็นว่า HA ให้โปรตอนได้ดี และ H2O รับโปรตอนได้ดีและ เมื่อพิจารณาปฏิกิริยา ที่เกิดผันกลับจะเห็นได้ว่า A- รับโปรตอนจาก H3O+ ได้น้อยและ H3O+ ให้โปรตอนได้น้อยด้วย A- จึงเป็นเบสที่อ่อน กว่า H2O และ H3O+ เป็นกรดอ่อนกว่า HA ดังนั้นสรุปได้ว่า กรดแก่จะให้คู่เบสที่เป็นเบสอ่อน และ เบสแก่จะให้คู่ กรดที่เป็นกรดอ่อน ตารางที่ 8 ความสัมพันธ์ของคู่กรดเบสบางชนิด

(ที่มา: http://www3.ipst.ac.th/chemistry/index.php?option=com_content&view=article&catid=37:weblink&id=62:-8-)

ตัวอย่าง 1.กําหนดให้ความเป็นกรดจากแก่ไปอ่อนในเบส OH- คือ NH4+ > H2O > NH3 จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยากรด-เบส ตามนิยามของเบรินสเตด-ลาวรีและเปรียบเทียบความแรงของคู่เบสของกรด ทั้งสามชนิดนี้ ……………………………………………………..……………………………………………………………… …………………………………………………….……………………………………………………………… ……………………………………………………..……………………………………………………………… ……………………………………………………..……………………………………………………………… …………………………………………………….……………………………………………………………… ……………………………………………………..……………………………………………………………… ……………………………………………………..………………………………………………………………


หน้า - 18 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 2. กําหนดค่า Ka ของปฏิกิริยากรด-เบส ดังนี้ H3O+ + FKa = 6.7 × 10-4 HF + H2O H3O+ + CNKa = 4.0 × 10-10 HCN + H2O H3O+ + CH3COOKa = 1.8 × 10-5 CH3COOH + H2O จงเปรียบเทียบลําดับความแรงของกรดและความแรงของคู่เบสของกรดทั้ง 3 ชนิดนี้ ……………………………………………………..……………………………………………………………… ………………………………………………………..…………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………..……………………… 5.3 การแตกตัวของเบสอ่อน เบสอ่อนจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์อ่อน เนื่องจากเบสอ่อนแตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วนและยังมีโมเลกุล ของเบสละลายอยู่ในสารละลาย การแตกตัวของเบสอ่อนเป็นการเปลี่ยนแปลงที่ผันกลับได้ ณ ภาวะสมดุลจึงมีทั้ง โมเลกุลของเบสอ่อนกับไอออนที่เกิดจากการแตกตัว การบอกความเข้มข้นของไฮดรอกไซด์ไอออนในสารละลายของ เบสอ่อนจึงทราบว่าโมเลกุลของเบสแตกตัวไปเท่าใด โดยนิยมบอกการแตกตัวเป็นร้อยละ เช่น B เป็นเบสอ่อนที่แตก ตัวเป็นไอออนไม่หมด และมีภาวะสมดุลเกิดขึ้นดังนี้ B (aq) +

HB+ (aq)

H2O (l)

+

OH- (aq)

ในสารละลายจึงมีโมเลกุลของ B HB+ และ OH- ผสมอยู่ด้วยกัน ถ้าสารละลาย B เข้มข้น 1.0 mol/ dm3 แตกตัวได้ร้อยละ 5 หมายความว่าในสารละลายปริมาตร 1.0 dm3 มีเบส B ละลายอยู่ 1.0 mol เมื่อถึง ภาวะสมดุลจะมีเบส B เพียง 0.050 mol เท่านั้นที่แตกตัวเป็นไอออน ดังนั้นถ้าทราบจํานวนโมลของเบสอ่อนที่แตก ตัวหรือทราบจํานวนโมลของไอออนที่เกิดขึ้น จะสามารถคํานวณหาปริมาณการแตกตัวเป็นร้อยละของเบสอ่อนได้

[OH ] × 100 −

ร้อยละการแตกตัวของเบสอ่อน = เมื่อ

C

= ความเข้มข้นเริ่มต้นของเบสอ่อน หน่วย mol/ dm3 = ความเข้มข้นของไฮดรอกไซด์ไอออน ที่ภาวะสมดุล หน่วย mol/ dm3

C [OH-]

จากความรู้เรื่องสมดุลเคมี ถ้าสารละลายเบสอ่อน B ในน้ํา เมื่อปฏิกิริยาเข้าสู่ภาวะสมดุล จะเขียนสมการ และค่าคงที่สมดุลได้ดังนี้ B (aq)

+

HB+ (aq)

H2O (l)

K=

+

OH- (aq)

[OH ] [HB+ ] [B]

[H O] 2

ในสารละลายมีน้ําอยู่เป็นปริมาณมากเมื่อเทียบกับปริมาณของตัวถูกละลาย จึงถือได้ว่าความเข้มข้นของ น้ํามีค่าคงที่ เมื่อจัดสมการให้อยู่ในรูปใหม่จะได้ค่าคงที่ใหม่ซึ่งเรียกว่า ค่าคงที่การแตกตัวของเบส ใช้สัญลักษณ์ Kb ดังนี้


หน้า - 19 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. Kb

= K [H 2 O] = Kb =

[OH ] [HB + ] [B]

[OH ] [HB + ] [B]

ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาจะบอกให้ทราบว่าปฏิกิริยาเกิดไปข้างหน้ามากน้อยเพียงใด ค่าคงที่การแตกตัว ของเบสอ่อนก็เช่นกัน จะบอกให้ทราบว่าเบสอ่อนนั้นแตกตัวเป็นไอออนได้มากน้อยเพียงใด เบสที่มีค่า Kb สูงจะแตก ตัวเป็นไอออนได้มากกว่าเบสที่มีค่า Kb ต่ํา การคํานวณ [OH-] และ [คู่กรดของเบสอ่อน] ที่ภาวะสมดุล โดยอาศัยค่า Kb และร้อยละการแตกตัวของเบส อ่อน ทําได้ดังนี้ กําหนดให้

C เป็นความเข้มข้นเริ่มต้นของเบสอ่อน (mol/ dm3) และ X เป็นความเข้มข้นของเบสอ่อนที่แตกตัวได้

[BH + ] [OH -

Kb =

]

[B]

=

(X )(X ) (C - X)

=

X2 (C − X )

[OH ] เมื่อ X เป็นความเข้มข้นของ OHหรือ Kb = (C − [OH ]) − 2

−

ใช้สมการรากที่สองมาคํานวณ จะได้ค่า X หรือ [OH-] ตามต้องการ แต่ เพื่อความสะดวกในการคํานวณนิยมใช้คํานวณโดยการประมาณ (approximation method) ดังนี้

[OH ]2 + K b [OH - ]- K b C = 0 กรณีที่ 1 ถ้า

C ≥ 1000 Kb

จะได้ว่า ความเข้มข้นของกรดอ่อนส่วนที่เหลือ ณ ภาวะสมดุล (C-X) หรือ (C-[OH-]) จะมีค่าใกล้คียงกับ ความเข้มข้นของกรดอ่อนตอนเริ่มต้น C S c i 3 0 2 3 2 จ ล น ศ า ส ต ร์ เ ค มี แ ล ะ ส ม ดุ ล เ ค มี ; ก ร ด - เ บ ส

หน้า - 20 -


[OH ] ดังนั้น Kb=

− 2

-

จะได้ (C-[OH ]) ≈ C

C

-

[OH ] = [คู่กรดของเบสอ่อน] = K b C (ความผิดพลาดไม่เกินร้อยละ 5) กรณีที่ 2 ถ้า

C < 1000 Kb

จะได้ว่า (C - [OH-]) จะมีค่าแตกต่างกับค่า C มาก ดังนั้นคํานวณหา [OH-] โดยใช้สูตรรากกําลังสอง

[OH ] + K [OH ] -

2

--

b

- K bC = 0

สําหรับร้อยละหรือเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของเบสอ่อน หาได้ดังนี้

ร้อยละการแตกตัวของเบสอ่อน = ความเข้มข้นของ OH- ทีภ่ าวะสมดุล x 100 ความเข้มเริม่ ต้นของเบสอ่อน = ความเข้มข้นของ คูก่ รดของเบสอ่อนทีภ่ าวะสมดุล x 100 ความเข้มเริม่ ต้นของเบสอ่อน สรุป

ถ้า

C ≥ 1000 , [OH ] = [คู่กรดของเบสอ่อน] = Kb

[OH ]×100 = -

ร้อยละการแตกตัว =

C

K bC C

K bC

× 100

ร้อยละการแตกตัวที่คํานวณได้ ≤ 5 ตัวอย่างการคํานวณการแตกตัวของเบสอ่อน ตัวอย่างที่ 1 สารละลายเบส NH3 เข้มข้น 2.0 M จะมีความเข้มข้นของ OH- เท่าใด กําหนด Kb ของเบสนี้เท่ากับ 1.8×10-5 วิธีทํา + OH (aq) NH + (aq) NH (aq) + H O (l) 3

4

2

Initial

2.0 M

0.0 M

0.0 M

Change

-X

+X

+X

Equilibrium

(2.0 - X )

X

X


หน้า - 21 -


Kb =

1.8 × 10 -5 =

[NH 4 + ] [OH [NH 3 ]

]

(X ) (X ) (2.0 - X )

X = 6.0 × 10 -3 M

ความเข้มข้นของ OH- = 6.0×10-3 mol/dm3 # หรือคํานวณจากสูตร ได้ดังนี้ [OH-] = K b C ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

แบบฝึกหัดเสริม 1. กรดอ่อน HA 0.100 M มีค่า Ka = 1.0 ×10-7 ความเข้มข้นของ H3O+ ที่เกิดจากการแตกตัวของกรดนี้มีค่าเท่าใด และกรดนี้แตกตัวได้กี่ % ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. 2. เมื่อนําเบสอ่อนชนิดหนึ่ง 0.200 โมล ใส่ในน้ําแล้วทําให้สารละลายมีปริมาตร 100 cm3 ปรากฏว่า OH- อยู่ 0.0100 โมล ค่าคงที่สมดุลของเบสนี้มีค่าเท่าใด ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. 3. จากการทดลองครั้งหนึ่งพบว่าสารละลาย NH3 0.0100 mol / dm3 แตกตัวได้ 4.0 % ถ้าสารละลาย NH3 นี้ เข้มข้น 0.200 mol/dm3 จะแตกตัวได้กี่ % ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 4. นํา NH3 จํานวน 0.100 mol มาละลายน้ําได้สารละลายปริมาตร 1.0 ลิตร หลังจากนั้นเติม NaOH ลงไป 0.0500 โมล สารละลายใหม่จะมีความเข้มข้นของ OH- เท่าใด (Kb ของ NH3 = 1.0 ×10-5) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………


หน้า - 22 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 6. การแตกตัวเป็นไอออนของน้าํ เมื่อใช้เครื่องตรวจการนําไฟฟ้าวัดการนําไฟฟ้าของน้ํา พบว่าน้ํากลั่นซึ่งจัดเป็นน้ําบริสุทธิ์จะนําไฟฟ้าได้น้อย มาก และจะนําไฟฟ้าได้มากเมื่ออุณหภูมิสูงขึ้น น้ํากลั่นจึงจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก คือการแตกตัวเป็นไอออน ได้น้อย การแตกตัวของน้ํากลั่นเรียกว่า Autoprotolysis หรือ Self-ionization น้ําบริสุทธิ์ แตกตัวให้ H3O+ และ OH- และเกิดสมดุลเขียนได้ 2 แบบ คือ หรือ ที่อุณหภูมิ 25 องศาเซลเซียส น้ําบริสุทธิ์จะมีค่าความเข้มข้นของโมเลกุลน้ําที่ไม่แตกตัวในภาวะสมดุล [H2O] เท่ากับ 55.6 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร และมีค่าคงที่สมดุลเท่ากับ 1.8×10-16 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร สามารถจะคํานวณค่าผลคูณไอออนของน้ําได้ดังนี้ 2

K=

[H + ] [OH [H 2 O] [H + ] [OH -

] = 1.8 ×10 ] = 1.8 ×10

-16

-16

× 55.6

= 1.0 × 10 -14

[H + ] [OH -

] = 1.0 ×10

14

นั่นคือ ค่าผลคูณระหว่าง [H+] และ [OH-] ที่อุณหภูมิ 25 องศาเซลเซียส จะมีค่าเท่ากับ 1.0×10-14 เรียก ค่านี้ว่า ค่าคงที่สมดุลของการแตกตัวของน้ํา (Ionization constant of water; Kw) ค่าคงที่นี้สามารถใช้อธิบายได้ ทั้งน้ําบริสุทธิ์และสารละลายที่มีน้ําเป็นตัวทําละลาย ค่า Kw เป็นค่าคงที่ ผลคูณของไอออนของน้ําและจากการทดลองพบว่ามีค่า 1.0 × 10-14 ค่า Kw ที่เราใช้ใน การคํานวณโดยทั่วไปจะคิดที่ 25OC แต่ในความเป็นจริงเราทราบกันแล้วว่าค่าคงที่สมดุลเปลี่ยนเมื่ออุณหภูมิเปลี่ยน ดังนั้นค่า Kw จึงมีค่าตามอุณหภูมิเช่นกัน ค่า Kw แสดงดังตารางที่ 9 ตารางที่ 9 ค่า Kw ที่อุณหภูมิต่างๆ Temperature (OC) 0 10 25 37 45 60

Kw 1.1 × 10-15 2.9 × 10-15 1.0 × 10-14 2.4 × 10-14 4.0 × 10-14 9.6 × 10-14


หน้า - 23 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 7. ความสัมพันธ์ระหว่าง Ka Kb และ Kw ผลคูณระหว่างค่าคงที่สมดุลของกรดกับค่าคงที่สมดุลของเบสมีค่าเท่ากับค่าคงที่สมดุลของน้ํา เขียน ความสัมพันธ์ได้ดังนี้ Ka . K b = K w เช่น HCN (aq)

+ H2O (l)

H3O+ (aq)

+ CN- (aq)

HCN (aq)

+ OH- (aq)

Ka=……………………………… CN- (aq)

+ H2O (l)

Kb=……………………………………………………….………………… Ka . Kb =………………………………………………………………… ตัวอย่าง

สารละลาย B เป็นเบสอ่อน เข้มข้น 0.0100 mol/L จะมีความเข้มข้นของ H30+ เท่าใด ถ้าการแตกตัวของ เบสอ่อนเป็นดังนี้ (กําหนดค่า Kb ของเบสนี้เท่ากับ 1.0x10-6) B (aq)

+ H2O (l)

BH+ (aq)

+ OH- (aq)

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

แบบฝึกหัดเสริม 1. จากตารางแสดงค่าความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- ของสารละลาย A B C D และ E จงเติมค่าความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- ลงในช่องว่างพร้อมทั้งระบุความเป็นกรด-เบสของสาระลาย สารละลาย A B

ความเข้มข้น (M) [H3O+] [OH-] 2.0×10-5 ……………… ……………………. 1.0×10-2

ความเป็นกรด-เบสของสารละลาย …………………………………. ……………………………….


หน้า - 24 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. สารละลาย C D E

ความเข้มข้น (M) [H3O+] [OH-] 3.0×10-5 ……………… -9 1.0×10 ……………… ……………….. 1.0×10-5

ความเป็นกรด-เบสของสารละลาย ………………………………. ………………………………. ……………………………….

2. สารละลายปริมาตร 500 cm3 ที่มีแก๊ส HCl ปริมาตร 1.20 dm3 ที่ STP ละลายอยู่ จะมีความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- เท่าใด ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. 3. เมื่อละลายโซเดียมไฮดรอกไซด์ 0.0100 mol ในน้ํา และทําให้สารละลายมีปริมาตร 500 cm3 จงหาความเข้มข้น ของ H3O+ ในสารละลายนี้ ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. 4. หลอดหยดอันหนึ่ง เมื่อหยดสารละลาย 20 หยด จะมีปริมาตร 1.0 cm3 เมื่อหยดสารละลาย HCl เข้มข้น 2.0 mol / dm3 1.0 หยดลงไปในน้ําปริมาตร 5.0 ลิตร จะมีความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- เท่าใด ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. 8. pH และ pOH ของสารละลาย ความเข้มข้นของ H+ และ OH- ของสารละลายในภาวะสมดุลจะมีค่าเปลี่ยนแปลงในช่วงกว้าง ตั้งแต่ 1.0 M ถึง 1.0×10-14 M ดังนั้นถ้าเขียนความเข้มข้นของ H+และ OH- ด้วยเลขยกกําลังติดลบจะเกิดการ ผิดพลาดได้ง่าย จึงได้มีการเสนอแนะให้มาตรส่วนใหม่ที่สะดวกกว่าเรียกว่า มาตราส่วนพีเอช (pH-Scale) โดย กําหนดให้ [H+] = 10-pH pH = -log [H+] ในทํานองเดียวกัน pOH ก็เป็นค่ากําหนดเพื่อบอกความเข้มข้นของ OH- ในสารละลาย โดยกําหนดว่า pOH = -log[OH-] เราสามารถหาความสัมพันธ์ระหว่าง pH กับ pOH ได้ดังนี้


หน้า - 25 -


[OH - ][H + ] = 1.0 × 10

-14

(- log[OH - ]) + ( - log[H + ]) = 14 pOH + pH = 14

สรุป

pH = -log[H3O+]

[H+] = 10-pH

pOH = -log[OH-]

[OH-] = 10-pOH

pH + pOH = 14 [H3O+] 〉 10-7 mol / dm3

pH 〉 7.0 สารละลายเป็นเบส

[H3O+] 〈 10-7 mol / dm3

pH 〈 7.0 สารละลายเป็นกรด

[H3O+] = 10-7 mol / dm3

pH = 7.0 สารละลายเป็นกลาง

ตารางที่ 10 ค่า pH, pOH, [H3O+] และ [OH-] ของสารละลาย pH 14 13 12 11 10 9 8 pH 7 6 5 4 3 2 1 0

[H3O+] 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 [H3O+] 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10

[OH-] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 [OH-] 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

pOH 0 1 2 3 4 5 6 pOH 7 8 9 10 11 12 13 14

ความเป็นเบส ลดลง

เป็นกลาง ความเป็นกรด เพิ่มขึ้น

จากตาราง จะได้ว่า ค่า pH ยิ่งต่ํามากเท่าใด สารละลายเป็นกรดมาก ในทางกลับกัน ค่า pH ยิ่งสูง มาก สารละลายเป็นเบสมาก


หน้า - 26 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. การทดสอบความเป็นกรด - เบส การทดสอบความเป็นกรด-เบสของสารละลาย สามารถทดสอบได้ด้วย อินดิเคเตอร์ (Indicators) ซึ่ง สามารถจําแนกได้เป็น 3 ประเภท คือสารที่มีสมบัติเป็นกรด เป็นเบส และเป็นกลาง เครื่องมือและอุปกรณ์ที่ใช้ วัดความเป็นกรด-เบสของสาร ได้แก่ กระดาษลิตมัส ยูนิเวอร์แซลอินดิเคเตอร์ และเครื่อง pH-Meter 1. ใช้กระดาษลิตมัส -สารที่เป็นกรด จะเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากสีน้ําเงินเป็นสีแดง -สารที่เป็นเบส จะเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้ําเงิน -สารที่เป็นกลาง จะไม่เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัส

รูปกระดาษลิตมัส 2. ใช้ยูนิเวอร์แซลอินดิเคเตอร์ กรด-เบสจะทําให้ ยูนิเวอร์แซล อินดิเคเตอร์ เปลี่ยนเป็นสีต่างๆได้ที่ค่า pH ต่างกัน ทําให้ทราบได้ว่าสารใดเป็นกรด เบส หรือ กลาง และสามารถทราบค่า pH ของสารได้อย่างคร่าวๆ

รูปการเปลี่ยนสีของยูนิเวอร์แซล อินดิเคเตอร์ รูปอินดิเคเตอร์ (ที่มา: http://www.e-learning.sg.or.th/ac3_14/content7.html) 3. ใช้เครื่องมือตรวจสอบ pH หรือเรียกว่า พีเอซมิเตอร์ (pH-meter ) การตรวจสอบด้วย pH-meter ทําให้ทราบ ค่า pH ที่แน่นอน สามารถบอกสมบัติความเป็นกรด-เบสได้ชัดเจน ซึ่งมี รายละเอียด ดังนี้ - ค่า pH ต่ํากว่า 7.0 สารมีสมบัติเป็นกรด - ค่า pH เท่ากับ 7.0 สารมีสมบัติเป็นกลาง - ค่า pH มากกว่า 7.0 สารมีสมบัติเป็นเบส

รูป pH-meter (ที่มา: seafriends.org.nz) S c i 3 0 2 3 2 จ ล น ศ า ส ต ร์ เ ค มี แ ล ะ ส ม ดุ ล เ ค มี ; ก ร ด - เ บ ส

หน้า - 27 -


แบบฝึกหัดเสริม 1. จงคํานวณหา [H3O ] [OH ] pH และ pOH ของสารละลาย HCl เข้มข้น 0.00800 M กําหนดค่า log 8 = 0.90 และ log 1.25 = 0.096 ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… +

-

2. จงคํานวณหาความเข้มข้นของ [H3O+] ในสารละลายที่มี pH เท่ากับ 4.70 ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. 3. จงคํานวณหา pH และ pOH ของสารละลาย NaOH เข้มข้น 5.0×10-2 M กําหนดค่า log 5 = 0.69 log 2 = 0.30 ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 4. จงคํานวณหา pH ของสารละลายแบเรียมไฮดรอกไซด์เข้มข้น 0.00230 M กําหนดค่า log 4.6 = 0.66 log 2.3 = 0.36 ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 5. จงคํานวณหา pH และ pOH ของสารละลาย HOAc ซึ่งเป็นกรดอ่อน เข้มข้น 1.0×10-1 M (Ka=1.0x10-5) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 6. จงคํานวณหาค่า pH และ pOH ของสารละลาย NH3 เข้มข้น 1.0×10-1 M (Kb =1.0x10-5) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………… 7. จงคํานวณหา pH ของสารละลายฟีนอล (PhOH) ซึ่งเป็นเบสอ่อน เข้มข้น 5.0×10-1 M (Ka=1.0×10-10) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………


หน้า - 28 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 8. สารละลายกรดไฮโดรไซยานิก (HCN) 0.0500 mol/dm3 ที่ 25 องศาเซลเซียส มี pH = 5.4 จงคํานวณหาค่า Ka ของกรด HCN นี้ ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. 9. สารละลายกรด HCl มี pH = 1.0 จํานวน 10.0 cm3 เติมน้ําเป็นสารละลาย 100.0 cm3 จงหา pH ของ สารละลายนี้ ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. 9. อินดิเคเตอร์สําหรับกรด-เบส นักเรียนเคยตรวจสอบความเป็นกรดหรือเบส ของสารละลายโดยใช้กระดาษลิตมัสมาแล้ว ซึ่งการเปลี่ยนสี ของกระดาษลิตมัสจะบอกให้ทราบแต่เพียงว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบสเท่านั้น แต่ไม่สามารถบอกได้ว่า สารใดมี ความเป็นกรดหรือเบสมากน้อยเพียงใด นอกจากกระดาษลิตมัสแล้วยังมีสารอื่นที่ใช้ตรวจสอบความเป็นกรด-เบส ของสารละลายได้ สารที่ใช้บอกความเป็นกรด-เบสของสารละลาย เราเรียกว่าอินดิเคเตอร์ สําหรับกรด-เบส อินดิเคเตอร์เป็นสารอินทรีย์ประเภทกรดอ่อนหรือด่างอ่อน ซึ่งจะให้สีต่างกันที่ช่วง pH หนึ่งๆ ช่วงการ เปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิดแตกต่างกันตามคุณสมบัติเฉพาะตัว ดังตัวอย่างในตาราง 11 ตาราง 11 ช่วงการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ อินดิเคเตอร์ Bromphenol blue Brommthymol blue Phenolphthalein Methyl orange Methyl red Phenol red

pKa 3.98 7.0 9.2 3.5 5.25 7.6

ช่วงการ เปลี่ยน pH 3.0-5.0 6.0-8.0 8.2-10.2 3.1-4.4 4.2-6.3 6.8-8.4

acid เหลือง เหลือง ไม่มีสี แดง แดง เหลือง

การเปลี่ยนแปลงสี Transition Basic ม่วง เขียว น้ําเงิน เขียว ชมพู ชมพู ส้ม-เหลือง ส้ม เหลือง-แดง เหลือง แดง ส้ม-แดง

อินดิเคเตอร์สําหรับกรด-เบส มีลักษณะที่สําคัญ ดังต่อไปนี้ -เป็นสารอินทรีย์ที่มีสี (จัดเป็นสารประเภทสีย้อม) -มีสมบัติเป็นกรดอ่อนแทนด้วย HIn หรือมีสมบัติเป็นเบสอ่อนแทนด้วย In -เป็นสารอินทรีย์ที่มีโมเลกุลซับซ้อน (Complex organic molecule) -ไม่ละลายน้ํา แต่ละลายในแอลกอฮอล์ (ที่นิยมใช้คือ เมทานอลและเอทานอล) หรืออาจละลายในตัวทํา ละลายผสมระหว่างน้ํากับแอลกอฮอล์ -สีของอินดิเคเตอร์เป็นกรดอ่อน (HIn) จะต่างจากเมื่ออยู่ในรูปของคู่เบส (In-) ดังสมการ


หน้า - 29 -


H3O+ (aq) + In- (aq)

HIn (aq) + H2O (l) Kind =

[H3O+][In-] [HIn]

เมื่อ Kind = ค่าคงที่สมดุลของอินดิเคเตอร์ ตามหลักของเลอเชาเตอลิเออ เมื่อเพิ่มความเข้มข้นของ H3O+ สมดุลใหม่เลื่อนไปทางซ้าย จึงเห็นสี ของ HIn แต่ถ้าเติม OH- ลงไปจะทําให้ H3O+ มีความเข้มข้นลดลง สมดุลใหม่เลื่อนไปทางขวา จึงเห็นสีของ In- ถ้า สารละลาย ของ HIn เข้มข้นสูงกว่า In- 10 เท่า สารละลายจะมีสีของ HIn แต่ถ้าสารละลายของ In- เข้มข้นสูงกว่า HIn 10 เท่า สารละลายจะมีสีของ Inอินดิเคเตอร์ที่ใช้ในห้องปฏิบัติการ ส่วนใหญ่อยู่ในรูปสารละลายที่มีน้ําหรือแอลกอฮอล์ เป็นตัวทําละลาย โดยปกติจะใช้ความเข้มข้นประมาณร้อยละ 0.1 และใช้เพียง 2-3 หยด ก็สามารถสังเกตสีได้ชัดเจน อินดิเคเตอร์แต่ ละชนิดเปลี่ยนสีได้ในช่วง pH ที่มีค่าเฉพาะและแต่ต่างกัน เช่น เมทิลออร์เรนจ์ เปลี่ยนสีที่ pH 3.2-4.4 (แดง-เหลือง) ซึ่งหมายความว่า ที่ pH 3.2 หรือต่ํากว่า 3.2 จะมีสีแดง ที่ pH 4.4 หรือสูงกว่า 4.4 จะมีสีเหลือง ที่ pH ระหว่าง 3.2 ถึง 4.4 จะมีสีส้ม ซึ่งเป็นสีผสมระหว่างสีแดงกับสีเหลือง ตารางที่ 12 อินดิเคเตอร์ และช่วง pH ของการเปลี่ยนสี อินดิเคเตอร์ ไทมอลบลู (กรด) โบรโมฟีนอลบลู คองโกเรด เมทิลออร์เรนจ์ โบรโมครีซอลกรีน เมทิลเรด อะโซลิตมิน(ลิตมัส) โบรโมครีซอลเพอร์เพิล โบรโมไทมอลบลู ครีซอลเรด ฟีนอลเรด ไทมอลบลู (เบส) ฟีนอล์ฟทาลีน ไทมอล์ฟทาลีน อะลีซาลินเยลโล

ช่วง pH ของการเปลี่ยนสี 1.2-2.8 3.0-4.6 3.0-5.0 3.2-4.4 3.8-5.4 4.2-6.3 5.0-8.0 5.2-6.8 6.0-7.6 7.0-8.8 6.8-8.4 8.0-9.6 8.3-10.0 9.4-10.6 10.1-12.0

สี่ที่เปลี่ยน แดง-เหลือง เหลือง-น้ําเงิน น้ําเงิน-แดง แดง-เหลือง เหลือง-น้ําเงิน แดง-เหลือง แดง-น้ําเงิน เหลือง-ม่วง เหลือง-น้ําเงิน เหลือง-แดง เหลือง-แดง เหลือง-น้ําเงิน ไม่มีสี-สีชมพู ไม่มีสี-สีน้ําเงิน เหลือง-แดง

เนื่องจากอินดิเคเตอร์แต่ละชนิดเปลี่ยนสีในช่วง pH ที่มีค่าเฉพาะและแตกต่างกัน การใช้อินดิเคเตอร์เพียง ชนิดเดียวทดสอบความเป็นกรด-เบสจึงบอกค่า pH ได้ช่วงกว้าง ๆ แต่ถ้านําอินดิเคเตอร์หลายชนิดและแต่ละชนิดมี ช่วงเปลี่ยนสีในช่วง pH แตกต่างกัน เมื่อนํามาผสมกันในสัดส่วนที่เหมาะสม จะได้อินดิเคเตอร์ที่ใช้บอกค่า pH ของ สารละลายได้ละเอียดขึ้น เรียกว่าอินดิเคเตอร์ผสมนี้ว่า ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์


หน้า - 30 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. การคิดช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ หลักการทํางานของอินดิเคเตอร์เหมือนการรบกวนสมดุลที่เกิดขึ้น ซึ่งพิจารณาได้ดังต่อไปนี้ ถ้าให้สูตร โมเลกุลของ HIn แทนลิตมัสในรูปของกรดซึ่งมีสีแดง และ In- แทนในรูปของเบสซึ่งมีสีน้ําเงินดังนั้นเขียนภาวะสมดุล ได้ H+

HIn(aq) สีแดง

+

Inสีน้ําเงิน

ถ้าเพิ่ม H+ สมดุลเลื่อนไปทางซ้ายสีที่เกิดขึ้นคือสีแดง ถ้าเพิ่ม OH- สมดุลเลื่อนไปทางขวาสีที่เกิดขึ้นคือสีน้ําเงิน หากค่าคงที่สมดุลของอินดิเคเตอร์มีค่าประมาณ 1 × 10-7 เขียนค่าคงที่สมดุลของอินดิเคเตอร์ได้

K HIn

[H + ][In − ] [H + ][In − ] = หรือ K I = [HIn] [HIn]

แทนค่าคงที่สมดุลจะได้ 1 × 10 −7 =

[H + ][In − ] [HIn]

10 −7 [In − ] = [H + ] [HIn]

จะได้

ดังนั้นถ้า pH = 5 หรือต่ํากว่าจะได้ pH = -log[H+] [H+] = 10-5

10 −7 [In − ] = 10 -5 [HIn] 1 [In − ] เพราะฉะนั้นจะได้ = 100 [HIn]

พบว่า [HIn] มีความเข้มข้นเป็นร้อยเท่าของ [In-] ดังนั้นสีที่เห็นจะเป็นสีแดง จากการศึกษาข้างต้น จะเห็นได้ว่าอินดิเคเตอร์จะเปลี่ยนสีที่ pH เท่าใดก็ตามจะขึ้นอยู่กับค่าคงที่สมดุลของ อินดิเคเตอร์นั้นๆ จากความรู้เบื่องต้นที่กล่าวมาเราสามารถหาช่วง pH ได้ดังนี้ จากความสัมพันธ์ pKa = -logKa จะได้

pKHIn = -logKHIn หรือ pKI = -logKI

จากสมดุลของอินดิเคเตอร์ HIn(aq) + H2O(l)

H3O+(aq) + In-(aq)

[H 3 O + ][In − ] [HIn] [HIn]K I [H 3 O + ] = [In − ]

KI (ค่าคงที่ Indicator) =

Take –log ทั้งสองข้าง จะได้


หน้า - 31 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. - log[H 3 O + ] = (-logK I ) + (-log

จะได้

pH = pK I + log

[HIn] [In - ]

)

[HIn] [In − ]

การเปลี่ยนแปลงสีของอินดิเคเตอร์จะสามารถปรากฏสีได้ 2 กรณี คือ กรณีที่ 1 [HIn] = 10 จะปรากฏสีรูปกรด [In − ] จะได้ pH = pK I + 1

ถ้า

กรณีที่ 2 [HIn] 1 = จะปรากฏสีรูปเบส [In − ] 10 จะได้ pH = pK I − 1

ถ้า

ดังนั้นช่วง pH ที่คํานวณได้จะมีคา่ เท่ากับ pH = pKI ± 1 ค่าที่ได้จากการคํานวณจากความสัมพันธ์นั้นเป็นค่าประมาณเท่านั้น จริงๆ จะต้องทําการทดลองเพื่อที่จะ ได้ค่าช่วง pH ของอินดิเคเตอร์

แบบฝึกหัดเสริม 1. ข้อมูลต่อไปนี้ใช้ประกอบการตอบคําถามข้อ 1.1-1.2 อินดิเคเตอร์ ช่วง pH เมทิลออเรนจ์ 3.1-4.4 ฟีนอล์ฟทาลีน 8.0-9.8

สีในช่วง pH ต่ํา แดง ไม่มีสี

สีในช่วง pH สูง เหลือง ชมพู

1.1 เมื่อเติม เมทิลออเรนจ์ ลงไปในสารละลายชนิดหนึ่ง ปรากฎว่าสารละลายมีสีเหลือง สารละลายนี้มี ช่วง pH เท่าใด …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 1.2 ถ้าหยดฟีนอล์ฟทาลีนลงในสารละลาย A จะได้สารละลายไม่มีสี แต่ถ้าหยดเมทิลออเรนจ์ลงไปใน สารละลาย A จะเป็นสีแดง แสดงว่าสารละลาย A มีช่วงการเปลี่ยนแปลง pH เท่าใด …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………


หน้า - 32 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 2. กําหนดช่วง pH ของการเปลี่ยนแปลงสีของอินดิเคเตอร์ให้ดังนี้ อินดิเคเตอร์ ช่วง pH ของการเปลี่ยนสี A 4.2-6.3 B 6.0-7.6 C 8.3-10.0

สีที่เปลี่ยน แดง-เหลือง เหลือง-น้ําเงิน ไม่มีสี-ชมพู

ถ้าสารละลาย X ให้สีเหลืองกับอินดิเคเตอร์ A ให้สีเขียวแกมเหลืองกับอินดิเคเตอร์ B และไม่ให้สีกับอินดิ เคเตอร์ C ควรสรุปว่าสารละลาย X มี pH ตามข้อใด …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 3. นําสารละลาย HCl เข้มข้น X โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ใส่ในหลอดทดลอง 3 หลอด หลอดละ 2 ลูกบาศก์ เดซิเมตร แต่ละหลอดหยดอินดิเคเตอร์ 2-3 หยด ได้ผลดังตาราง หลอดที่ 1 2 3

ชนิด คองโก โบรโมครีซอลเพอร์เพิล ฟีนอลเรด

อินดิเคเตอร์ ช่วง pH 3.0-5.0 5.2-6.8 6.8-8.4

สีที่เปลี่ยน น้ําเงิน-แดง เหลือง-ม่วง เหลือง-แดง

สีที่เปลี่ยนใน สารละลาย HCl แดง เหลือง เหลือง

สารละลาย X มีความเข้มข้น กี่โมลต่อลิตร …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 4. A เป็นอินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่งมี pKI = 7.1 รูปกรดมีสีเหลือง ส่วนรูปเบสมีสีน้ําเงิน เมื่อนําอินดิเคเตอร์ A มาหยดลง ในสารละลายที่มี pH 6.5, 5.2 และ 9.1 จะมีสีเป็นอย่างไร ตามลําดับ …………………………………………………………………………………………….…………………………………………… ……………………………………………………………………………………………….………………………………………… ………………………………………………………………………………………..…………………………………………………


หน้า - 33 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 10.ปฏิกิริยาสะเทิน (Neutralization Reaction) โดยทั่วไปปฏิกิริยาสะเทิน หมายถึงปฏิกิริยาระหว่างกรดกับน้ําในสารละลายน้ํา ผลิตผลของปฏิกิริยาจะได้ น้ํากับเกลือ เช่น เกลือแกง (NaCl) ซึ่งเป็นผลิตผลจากปฏิกิริยาของกรด HCl และเบส NaOH ดังสมการ HCl (aq) + กรด

NaOH (aq) เบส

NaCl (aq) + H2O (l) เกลือ

เกลือ

เกลือจัดเป็นสารประกอบไอออนิก ประกอบด้วย ไอออนบวกที่เป็นโลหะหรือแอมโมเนียมไอออน (NH4+) กับไอออนลบที่เป็นอโลหะ สารประกอบเกลือส่วนมากละลายน้ํา แต่บางชนิดไม่ละลายน้ํา โดยสมบัติของเกลือ เป็น ดังนี้ 1. แตกตัวเป็นไอออนบวกและลบได้ 100 % เช่นเดียวกับกรดแก่หรือเบสแก่ 2. สารละลายเกลือเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ นําไฟฟ้าดี 3. ส่วนมากละลายน้ํา 4. ส่วนใหญ่มีสีขาว ยกเว้นเกลือของโลหะแทรนซิชันมีสีต่าง ๆ เกลือที่เกิดจากปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส มี 4 แบบ คือ 1. เกลือของกรดแก่-เบสแก่ เช่น NaCl (HCl+NaOH) และ KNO3 (HNO3+KOH) เป็นต้น 2. เกลือของกรดแก่-เบสอ่อน เช่น NH4Cl (HCl+NH3), และ (NH4)2SO4 (H2SO4+NH3) เป็นต้น 3. เกลือของกรดอ่อน-เบสแก่ เช่น Na2CO3 (H2CO3+NaOH) และ CH3COONa (CH3COOH+NaOH) เป็นต้น 4. เกลือของกรดอ่อน-เบสอ่อน เช่น CH3COONH4 (CH3COOH+NH3) และ NH4CN (HCN+NH3) เป็น ต้น

แบบฝึกหัดเสริม สารประกอบเกลือต่อไปนี้เกิดจากกรดกับเบสชนิดใด เขียนสมการแสดงการเกิดปฏิกิริยาด้วย 1. KBr …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 2. NaNO3 …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 3. MgSO4 …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 4. K2CO3 …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 5. NaHSO4 …………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………


หน้า - 34 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 6. CaCO3 …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 7. Na2S …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 8. CH3COOK …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 9. Ba3(PO4)2 …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 10. Mg(ClO4)2 …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 11.ปฎิกิริยาไฮโดรไลซิส ไฮโดรไลซิสโดยทั่วไปหมายถึงปฏิกิริยาของสารกับน้ํา ซึ่งปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสจัดเป็นปฏิกิริยาผันกลับของ ปฏิกิริยาสะเทินที่เกิดขึ้นจากกรดที่ทําปฏิกิริยากับเบส ซึ่งแสดงความสัมพันธ์ดังนี้

ไฮโดรไลซิส เกลือ

+

น้ํา

ปฏิกริ ยิ าสะเทิน

กรด

+ เบส

ไฮโดรไลซิสของเกลือ หมายถึงปฏิกิริยาของเกลือกับน้ําแล้วทําให้สารละลายของเกลือนั้นมีสมบัติเป็นกรด อ่อนหรือเป็นเบสอ่อนเพราะไอออนบางชนิดที่แตกตัวออกจากเกลือเมื่อเป็นสารละลายจะไปทําปฏิกิริยากับน้ําแล้ว ให้ H3O+ หรือ OHเมื่อนําเกลือมาละลายน้ํา จะทําให้ pH เปลี่ยนแปลงหรือไม่นั้นเกิดจากเกลือที่เกิดขึ้นนั้นสามารถทํา ปฏิกิริยากับน้ําได้หรือไม่ เมื่อทําปฏิกิริยาแล้วทําให้เกิดไฮโดรเนียมไอออนหรือไฮดรอกไซด์ไออนเกิดขึ้น ถ้าเกิดไฮโดร เนียมไอออนขึ้นจะทําให้สารละลายเป็นกรดและถ้าเกิดไฮดรอกไซด์ไอออนจะเป็นเบสเกิดขึ้นดังตัวอย่าง เช่น ตัวอย่างที่ 1 เมื่อนําเกลือ CH3COONa ไปละลายน้ําจะแตกตัวให้ โซเดียมไอออนและอะซิเตตไอออน จากนั้นอะซิเตตไอออนสามารถเกิดไฮโดรไลซิสกับน้ําเป็นอะซิติกและไฮดรอกไซด์ไอออนเกิดขึ้น ทําให้สารละลายที่ ได้มีสมบัติเป็นเบส ส่วนโซเดียมไอออนจะไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสเกิดขึ้นเพราะมาจากเบสแก่ซึ่งแตกตัวได้ 100 % แล้วจึงไม่มีผลต่อปฏิกิริยา CH3COONa (s) CH3COO-(aq) + H2O Na+(aq) + H2O(l)

H2O

Na+(aq) + CH3COO-(aq) CH3COOH(aq) + OH-(aq)


หน้า - 35 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างที่ 2 เมื่อนําเกลือ NH4Cl มาละลายน้ํา ทําให้เกิดการแตกตัวเป็นแอมโมเนียมไอออนและคลอไรด์ ไอออน พบว่า แอมโมเนียมไอออนสามารถเกิดไฮโดรไลซิสกับน้ําเกิดไฮโดรเนียมไอออนขึ้น ทําให้สารละลายที่ได้มี สภาพเป็นกรด

H2O NH4Cl(s) NH4+(aq) + H2O Cl-(aq) + H2O(l)

NH4+ (aq) + Cl-(aq) NH3(aq) + H3O+(aq)

ตัวอย่างที่ 3 เมื่อนํา NaCl มาละลายน้ําจะสามารถแตกตัวได้โซเดียมไอออนและไฮดรอกไซด์ไอออน เกิดขึ้นทั้งโซเดียมไอออนและไฮดรอกไซด์ไอออน ไม่สามารถเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสขึ้นจึงทําให้สารละลายที่ได้มี สภาวะเป็นกลาง NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Na+(aq) + H2O(l) Cl-(aq) + H2O(l) จากตัวอย่างสารข้างต้นเราสามารถสรุปได้ว่า -เกลือที่ได้จากกรดแก่เบสแก่ นําไปละลายน้ําจะได้สารละลายที่เป็นกลาง -เกลือที่ได้จากกรดแก่กับเบสอ่อน นําไปละลายน้ําจะได้สารละลายที่เป็นกรด -เกลือที่ได้จากกรดอ่อนกับเบสแก่ นําไปละลายน้ําจะได้สารละลายที่เป็นเบส -เกลือที่ได้จากกรดอ่อนกับเบสอ่อน สารละลายที่ได้อาจเป็นกรด เบส หรือ กลางก็ได้ การคํานวณหาปริมาณ H3O+ OH- และ pH ของเกลือที่เกิดจากปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ํา 1. สารละลายเกลือที่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ําที่มีสมบัติเป็นกรด พบว่าส่วนที่เป็นไอออนบวกของเกลือที่ได้จากการแตกตัวของเกลือเท่านั้นที่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ํา สมมติให้เกลือดังกล่าวเป็น BH+X+

BH+X- (aq)

(เกลือ) +

BH (aq)

BH (aq)

X- (aq)

+

เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ํา ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ํา +

H2O (l)

B (aq)

[B] [H3O+] Kh =

+

H3O+

(aq)

(1)

[BH+]

จากสมการ (1)

Kh = ค่าคงที่ของปฏิกิริยไฮโดรไลซีส


หน้า - 36 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. [ OH- ]

[B] [H3O+] Kh =

x +

[ OH- ]

[BH ] [B]

Kh =

x

[ OH- ] [H3O+]

(2)

[BH+] [OH- ]

B (aq)

+

BH+ (aq) +

H2O (l)

OH-

(aq)

[BH+] [OH-] (3)

Kb = [B] [B] 1

(4)

=

[BH+] [OH-]

Kb

(5)

Kw = [ OH- ][ H3O+ ]

นําสมการ (4) และ (5) ไปแทนในสมการ (2) จะได้

Kh =

[B] x

[ OH- ] [H3O+]

(2)

[BH+] [OH- ] Kw 1 Kb [B] [H3O+]

Kw Kh =

= Kb

(6)

[BH+]


หน้า - 37 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 2. สารละลายเกลือที่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ําที่มีสมบัติเป็นเบส พบว่าส่วนที่เป็นไอออนลบของเกลือที่ได้จากการแตกตัวของเกลือเท่านั้นที่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ํา สมมติ ให้เกลือดังกล่าวเป็น Y+A+

Y+A- (aq)

Y (aq)

(เกลือ) A- (aq)

A- (aq)

+

ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ํา เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ํา +

H2O (l)

HA (aq)

+

OH-

(aq)

[ HA ] [ OH- ] (1)

Kh = [ A- ]

จากสมการ (1)

Kh = ค่าคงที่ของปฏิกิริยไฮโดรไลซีส [H3O+]

[ HA ] [ OH- ] Kh =

x -

[H3O+]

[A ] [ HA ]

Kh =

[ OH- ] [H3O+]

x

(2)

[ A- ] [H3O+] HA (aq)

+

H3O+ (aq)

H2O (l)

+

A-

(aq)

[H3O+] [A -] (3)

Ka = [ HA ] [ HA ]

1

(4)

=

Ka

+

-

[ H3O ] [ A ]

Kw = [ OH- ] [ H3O+ ]

(5)

นําสมการ (4) และ (5) ไปแทนในสมการ (2) จะได้


หน้า - 38 -


Kh =

[ HA ]

[ OH- ] [H3O+]

x

(2)

[H3O+] [ A- ] Kw 1 Ka [HA] [ OH- ]

Kw Kh =

(6)

= Ka

-

[A ]

ตัวอย่างการคํานวณหาปริมาณ pH และร้อยละของการไฮโดรไลซีสของเกลือ 1.จงคํานวณหา pH และร้อยละของการไฮโดรไลซีสของเกลือ NH4Cl เข้มข้น 0.10 โมลต่อลูกบาศก์ เดซิเมตร (Kb ของ NH3 = 1.0×10-5 ) …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 2.จงคํานวณหา pH และร้อยละของการไฮโดรไลซีสของเกลือ CH3COONa เข้มข้น 0.10 โมลต่อลูกบาศก์ เดซิเมตร (Ka ของ CH3COOH = 1.0×10-5 ) …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… 3.จงหา pH ของการไฮโดรไลซีสของเกลือ NH4CN 0.100 mol / dm3 ซึ่งเกลือชนิดนี้เกิดจากกรดอ่อน และเบสอ่อน (กําหนด Ka ของ HCN = 4.0×10-10 Kb ของ NH3 = 1.0 ×10-5) …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………


หน้า - 39 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 4.สารละลาย X สามารถเปลี่ยนสีของกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้ําเงิน เมื่อนําสารละลาย X เข้มข้น 0.0100 M มา 3.0 cm3 เติมสารละลาย Ca(OH)2 เข้มข้น 0.0100 M ลงไป 1.0 cm3 พบว่ามีตะกอนขาวเกิดขึ้น และกระดาษลิตมัสยังคงเปลี่ยนสีจากแดงเป็นน้ําเงิน ถ้านําสารละลายอีกส่วนหนึ่ง 3.0 cm3 เติม HCl เข้มข้น 0.0100 M ลงไป 4.0 cm3 ปรากฏว่ามีฟองก๊าซเกิดขึ้น และเมื่อทดสอบสารละลายใหม่นี้ด้วยกระดาษลิตมัสปรากฏ ว่ากระดาษลิตมัสเปลี่ยนจากน้ําเงินเป็นแดง จากการทดลองนี้สาร X ควรเป็นสารในข้อใดมากที่สุด และให้นักเรียน เขียนสมการที่เกิดขึ้น 1. CH3COONa 2. NaHCO3 3. KNO3 4. NH4Cl คําตอบคือ............................................................................................................................................ เหตุผลทําไมถึงเลือกคําตอบข้อนี้………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………. 5.สารละลายเกลือที่มีความเข้มข้น 0.0500 mol / dm3 ต่อไปนี้ ข้อใดมี pH สูงสุด 2. NH4NO3 3. NH4Br 4. เท่ากันทั้ง 3 ข้อ 1. NH4Cl คําตอบคือ.................................................................................................................................................. เหตุผลทําไมถึงเลือกคําตอบข้อนี้……………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………….………… …………………………………………………………………………………………………………...…………. 12. การไทเทรตกรด-เบส การไทเทรต (Titration) คือ กระบวนการของปฏิกิริยาเคมีสําหรับหาปริมาณสารระหว่างสารละลาย 2 ชนิด ทําปฏิกิริยาพอดีกัน โดยสารละลายชนิดหนึ่งทราบความเข้มข้น แต่สารละลายอีกชนิดหนึ่งไม่ทราบความ เข้มข้น และวัดปริมาตรของสารละลายทั้งสองที่ทําปฏิกิริยาพอดีกัน การไทเทรตมีหลายแบบ เช่น การไทเทรตกรดเบส และการไทเทรตแบบรีดอกซ์ เป็นต้น การไทเทรตกรด-เบส เป็นกระบวนการที่สําคัญที่สุดอย่างหนึ่งในการวิเคราะห์ทางเคมี วัตถุประสงค์ก็เพื่อ จะหาปริมาณกรดและเบสทําปฏิกิริยากันพอดี แล้วนําไปใช้ในการคํานวณความเข้มข้นของกรดและเบส จุดที่กรด และเบสทําปฏิกิริยาพอดีกันเรียกว่า จุดสมมูล (Equivalent point) ซึ่งจุดสมมูลของกรดและเบสแต่ละคู่จะมี pH ต่างกัน ขึ้นอยู่กับชนิดของกรดและเบสนั้น ๆ กระบวนการหาจุดสมมูล หรือจุดยุติ สามารถทําได้ 2 วิธี คือ 1.ใช้การนําฟ้าของสารละลาย คือการหาจุดยุติที่เป็นจุดที่มีสภาพการนําไฟฟ้าได้น้อยที่สุดของ สารละลาย 2.ใช้การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ คือการหาจุดยุติที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสี 1.การนําไฟฟ้าของสารละลายกับการไทเทรตกรด-เบส การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของ H+หรือ OH- ในสารละลายเป็นสาเหตุทําให้เกิดการเปลี่ยนแปลงสภาพ การนําไฟฟ้าในสารละลาย เมื่อนํากรดและเบสมาทําปฏิกิริยาจะเกิดเกลือขึ้น เรียกปฏิกิริยานี้ว่าปฏิกิริยาสะเทิน ซึ่ง ปฏิกิ ริย านี้ ขึ้น อยู่กั บ การเปลี่ ยนแปลงความเข้ มข้ น ของไอออนในปฏิกิ ริย าซึ่ ง วัด ได้ จ ากสภาพการนํา ไฟฟ้า ของ สารละลาย ณ จุดที่การนําไฟฟ้าเปลี่ยนกลับกัน เรียกจุดนี้ว่าจุดยุติ


หน้า - 40 -


รูปการไทเทรตสารละลายกรด-เบส โดยใช้การนําไฟฟ้า ตัวอย่างอุปกรณ์การไทเทรต โดยใช้การนําไฟฟ้า

เครือ่ งอ่านค่า หัววัด

รูปเครื่องมือ Data Logger รุ่น Easy sense Advance ถ้านําสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.100 M จํานวน 20.00 cm3บรรจุอยู่ในขวดชมพู่ จากนั้นนําเครื่องวัด การนําไฟฟ้ามาต่อให้ครบวงจร โดยมีเครื่องกําเนิดไฟฟ้ากระแสตรง 4 โวลต์ ส่วนในบิวเรตบรรจุสารละลายกรด HCl เข้มข้น 0.100 M แล้วไทเทรตสารละลายกรด HCl ลงในเบส NaOH ครั้งละ 1.00 cm3 แล้วอ่านค่ากระแสไฟฟ้า จากเครื่องมิลลิแอมมิเตอร์ ซึ่งเครื่องนี้สามารถบอกสภาพการนําไฟฟ้าได้ แล้วบันทึกผลการทดลองซึ่งเมื่อนําค่า สภาพการนําไฟฟ้าไปเขียนกราฟกับปริมาณของกรด HCl ที่เติมลงไป (cm3) จะได้กราฟดังแสดง

รูปกราฟการไทเทรตเบสแก่ ด้วยกรดแก่


หน้า - 41 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. จากกราฟอธิบายได้ว่า ที่จุด A สภาพการนําไฟฟ้าสูง เพราะในสารละลายมี NaOH มีปริมาณ OH- มาก ที่จุด A – B สภาพการนําไฟฟ้าลดลง เพราะ OH- ลดลง แต่ Cl- เพิ่มขึ้น (OH- นําไฟฟ้าได้ดีกว่า Cl-) ที่จุด B จุดยุติ (ใกล้จุดสมมูล) สภาพการนําไฟฟ้าต่ําที่สุด เมื่อปฏิกิริยาเกิดการสะเทิน พอดีสภาพการนําไฟฟ้าไม่เป็นศูนย์ เพราะในสารละลายยังคงมีไอออนคือ Na+ และ Cl- อยู่ ที่จุด B – C สภาพการนําไฟฟ้าเพิ่มขึ้น เนื่องจากกรด HCl (กรดแก่) เพิ่มขึ้น ทําให้เกิด H+ เคลื่อนที่มากขึ้น เส้นกราฟจะสูงขึ้นตามปริมาณ H+ เพิ่มขึ้น ตัวอย่างที่ 2 การนําไฟฟ้าของการไทเทรตระหว่างเบสแก่ (NaOH เข้มข้น 0.100 M) ด้วยกรดอ่อน (CH3COOH) เข้มข้น 0.100 M

รูปกราฟการไทเทรตเบสแก่ ด้วยกรดอ่อน ที่จุด A ที่จุด A – B ที่จุด B ที่จุด B – C

......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... .........................................................................................................................


หน้า - 42 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างที่ 3 การนําไฟฟ้าของการไทเทรตระหว่างเบสอ่อน (NH3 เข้มข้น 0.100 M) ด้วยกรดแก่ (HCl) เข้มข้น 0.100 M

รูปกราฟการไทเทรตเบสอ่อน ด้วยกรดแก่ ที่จุด A ที่จุด A – B ที่จุด B ที่จุด B – C

......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... .........................................................................................................................

ตัวอย่างที่ 4 การนําไฟฟ้าของการไทเทรตสารละลายกรดซัลฟิวริก เข้มข้น 0.10 M ด้วยสารละลายแบเรียมไฮดรอก ไซด์เข้มข้น 0.10 M

รูปกราฟการไทเทรตกรดแก่ด้วยเบสแก่ เกิดเกลือที่ตกตะกอน ที่จุด A ที่จุด A – B ที่จุด B ที่จุด B – C

......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... ......................................................................................................................... .........................................................................................................................


หน้า - 43 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างที่ 5 จงเปรียบเทียบกราฟตรงจุด B ของรูปที่ ก. และ ข. ว่าเพราะเหตุใดกราฟจึงไม่เหมือนกันในเมื่อเป็น การไทเทรตระหว่างกรดแก่กับเบสแก่เหมือนกัน จงอธิบาย

เหตุผลเพราะ............................................................................................................................................ ................................................................................................................................................................. ................................................................................................................................................................. ................................................................................................................................................................. 2. ใช้การกระบวนการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ การไทเทรตกรด-เบส เป็นกระบวนการวิเคราะห์หาปริมาณของกรดหรือเบส ให้ทําปฏิกิริยาพอดีกันกับ สารละลายมาตรฐาน กรดหรือเบส ซึ่งเป็นสารละลายที่ทราบความเข้มข้นที่แน่นอนแล้ว และใช้อินดิเคเตอร์เป็นสาร ที่บอกจุดยุติ ซึ่งสังเกตจากการเปลี่ยนสี เมื่อ pH เปลี่ยนไป อินดิเคเตอร์ที่ดีจะบอกจุดยุติ ใกล้เคียงกับจุดสมมูล (เป็น จุดที่กรดกับเบสทําปฏิกิริยาพอดีกัน) จุดสมมูล (จุดสะเทิน (Equivalent point)) คือจุดที่กรดและเบสทําปฏิกิริยาพอดีกัน จุดยุติ (End point) คือ จุดที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีขณะที่ไทเทรตกรด-เบสอยู่ จุดยุติจะใกล้เคียงกับจุด สมมูลได้นั้นต้องเลือกอินดิเคเตอร์เหมาะสมในทางปฏิบัติ ถือว่าจุดยุติเป็นจุดสมมูล เครื่องมือและอุปกรณ์สําหรับการไทเทรตกรด-เบส

ปิเปต

ขวดชมพู่

บิวเรต

รูปเครื่องมือและอุปกรณ์ที่ใช้ในการไทเทรตกรด-เบส (ที่มา:เคมีทบวงมหาวิทยาลัย) อินดิเคเตอร์ที่ใช้ในการไทเทรตนั้นขึ้นอยู่ว่าเราจะไทเทรตกรด-เบสแบบใด โดยอินดิเคเตอร์ที่ดีควรจะบอก จุดยุติได้ตรงกับจุดสะเทินพอดี หรือมีค่าใกล้เคียงกับจุดสะเทินมากที่สุด


หน้า - 44 -


รูปอินดิเคเตอร์ชนิดต่าง ๆ สารละลายมาตรฐาน คือ สารละลายที่ทราบความเข้มข้นที่แน่นนอน สารละลายที่จะหาความเข้มข้น คือสารที่ต้องการจะคํานวณหาความเข้มข้น การไทเทรตกรด-เบส นิยมใส่สารละลายมาตรฐานไว้ในบิวเรต ส่วนสารที่ไม่ทราบความเข้มข้นตวงใส่ขวด ชมพู่ โดยจะทราบปริ ม าณของสารละลายแล้ ว หยดอิ น ดิ เ คเตอร์ ที่ เ หมาะสมลงไป จากนั้ น ก็ นํ า ไปไทเทรตกั บ สารละลายมาตรฐานในบิวเรตจนถึงจุดยุติซึ่งเป็นจุดที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสี วัดปริมาตรของสารละลายมาตรฐานที่ใช้ แล้วนําข้อมูลต่าง ๆ จากผลการทดลองไปคํานวณหาความเข้มข้นของสารละลายที่ต้องการได้

รูปอุปกรณ์การไทเทรตสารละลายกรด-เบส โดยใช้อินดิเคเตอร์บอกจุดยุติ

ก่อนการไทเทรต

(ไม่มสี )ี

หลังการไทเทรต

(สีชมพูออ่ น)

รูปการไทเทรตสารละลายกรด-เบส ด้วยอินดิเคเตอร์ฟีนอฟล์ทาลีน การไทเทรตกรด-เบส เป็นการวิเคราะห์ทางเคมีเพื่อหาปริมาณของกรด-เบสที่ทําปฏิกิริยาพอดีกันแล้ว นําไปใช้ในการคํานวณหาความเข้มข้นของกรด-เบสที่ไม่ทราบค่า จุดที่กรดและเบสทําปฏิกิริยพอดีกันเรียกว่าจุด สมมูล (Equivalence point) ที่จุดสมมูลของการไทเทรตระหว่างกรด-เบสแต่ละคู่ จะไม่เท่ากันขึ้นอยู่กับชนิดของ กรด-เบสที่ทําปฏิกิริยากัน ดังนั้นก่อนการไทเทรตระหว่างกรด-เบสจะต้องศึกษาถึงการเปลี่ยนแปลง pH ของ


หน้า - 45 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. สารละลายขณะทําการไทเทรตโดยเฉพาะ pH ที่จุดสมมูลด้วย โดยการสร้างเส้นโค้งของการไทเทรต (titration curve) เส้นโค้งของการไทเทรตได้จากการเขียนกราฟระหว่าง pH ของสารละลายผสมขณะไทเทรตกับปริมาณ ของสารที่ค่อย ๆ เติมลงไป (โดยทั่วไปจะเป็นการวัดปริมาตรของสารละลายที่เติมลงไปโดยบรรจุไว้ในอุปกรณ์วัด ปริมาตรที่เรียกว่าบิวเรตสําหรับอ่านค่าปริมาตรส่วนที่เติมลงไปได้สะดวก) (รูปก.) ลักษณะของกราฟที่ได้จะเป็นเส้น โค้ง จึงเรียกเส้นโค้งของการไทเทรต เช่นการไทเทรตระหว่างกรดแก่(HCl)กับเบสแก่(NaOH) โดยเติมเบสที่ทราบ ความเข้มข้น 0.1 M จากบิวเรตลงไปในสารละลายกรดที่ทราบความเข้มข้นและปริมาตรแล้ว ก่อนการไทเทรต สารละลายจะมีค่า pH ค่าหนึ่ง เมื่อค่อย ๆ เติมเบสลงไป เบสจะทําปฏิกิริยากับกรดทําให้ pH ของสารละลายผสม ค่อย ๆ เพิ่มขึ้น ทุกครั้งที่เติมเบสจํานวนหนึ่งลงไปสามารถคํานวณหา pH ของสารละลายผสมได้ หรืออ่านค่าจาก pH-meter เมื่อเขียนเขียนกราฟระหว่าง pH ของสารละลายผสมกับปริมาตรของเบสที่เติมลงไปจะได้เส้นโค้งของ การไทเทรตระหว่างกรดกับเบสคู่นี้ ดังรูป ข.

การเลือกใช้อินดิเคเตอร์ในการไทเทรต อินดิเคเตอร์เป็นสารอินทรีย์ที่มีโครงสร้างสลับซับซ้อน และเปลี่ยนสีได้เมื่อ pH ของสารละลาย เปลี่ยนแปลงไปเป็นค่าที่เหมาะสม ตัวอย่างเช่น เมทิลออเรนจ์จะมีสีแดงในสารละลายที่มี pH ต่ํากว่า 3.1 และมีสี เหลืองในสารละลายที่มี pH สูงกว่า 4.5 แต่ถ้าสารละลายมี pH อยู่ระหว่าง 3.1-4.5 สีของอินดิเคเตอร์จะเป็นสีผสม ระหว่างสีเหลืองกับสีแดง ดังนั้น การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์จึงขึ้นอยู่กับ pH ของสารละลาย โดยนัยนี้จึงใช้อินดิเค เตอร์ในการบอก pH ของสารละลายได้ อินดิเคเตอร์มีสมบัติเป็นกรดอ่อนหรือเบสอ่อน และเนื่องจากสีของอินดิเคเตอร์มักเข้ม ดังนั้น การใช้อินดิ เคเตอร์ในการหา pH จึงใช้สารละลายเจือจางของอินดิเคเตอร์เพียง 2-3 หยด เติมลงไปในสารละลายที่สนใจ ซึ่งไม่มี ผลทําให้ความเป็นกรด-เบสของสารละลายเปลี่ยนแปลงไป การเลือกอินดิเคเตอร์สําหรับการไทเทรต สามารถพิจารณาได้จาก 1.การพิจารณาจาก pH ที่จุดสมมูล ถ้าเราเลือกอินดิเคเตอร์ที่เปลี่ยนสีตรงช่วง pH ของจุดสมมูลพอดีก็จะ ได้จุดยุติตรงกับจุดสมมูลหรือใกล้เคียงกับจุดสมมูลมากที่สุด เช่นที่จุดสมมูลสารละลายมี pH = 7 อินดิเคเตอร์ที่ เลือกควรมีช่วงการเปลี่ยนสีระหว่างจุดสมมูล เมื่อพิจารณาจากช่วง pH ของการเปลี่ยนสีจากตารางช่วง pH พบว่า บรอมไทมอลบลู ครีซอลเรด ฟีนอลเรด เหมาะสําหรับใช้ในการไทเทรตได้


หน้า - 46 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตารางช่วง pH ของการเปลี่ยนสี อินดิเคเตอร์ ช่วง pH ของการเปลี่ยนสี บรอมไทมอลบลู 6.0-7.6 ครีซอลเรด 7.0-8.8 ฟีนอลเรด 6.8-8.4

สี่ที่เปลี่ยน เหลือง-น้ําเงิน เหลือง-แดง เหลือง-แดง

แต่ถ้าเลือกอินดิเคเตอร์ไม่เหมาะสม จุดยุติก็จะห่างจากจุดสมมูล และถ้านําปริมาตรที่จุดยุติไปใช้ในการ คํานวณโดยถือเป็นปริมาตรที่จุดสมมูล ค่าที่ได้ก็จะผิดพลาดไปมาก 2.การพิจารณาจากเส้นโค้งของการไทเทรต (กราฟการไทเทรต) โดยวิธีนี้จะเลือกอินดิเคเตอร์สําหรับการ ไทเทรตได้หลายชนิด โดยสามารถนําอินดิเคเตอร์ที่มีการเปลี่ยนแปลงสีในช่วง pH ที่อยู่ในแนวดิ่งมาใช้ในการ ไทเทรต เช่น กราฟการไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่

(ที่มา: ทบวงมหาวิทยาลัย, 2541) การไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่ จากกราฟข้างบน จะเห็นว่าเมื่อใกล้ถึงจุดสมมูล pH ของสารละลายจะ เปลี่ยนอย่างรวดเร็วจาก 4 7 10 ดังนั้น อินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH 4 10 จะเปลี่ยนสีที่ จุดยุติ ใกล้กับจุดสมมูล กราฟการไทเทรตเบสอ่อนกับกรดแก่

4

(ที่มา: ทบวงมหาวิทยาลัย, 2541) การไทเทรตเบสอ่อนกับกรดแก่ จากกราฟข้างบน เมื่อใกล้ถึงจุดสมมูล pH ของสารละลายจะเปลี่ยนจาก 5.28 6 ดังนั้น อินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมจึงควรมีช่วง pH 4 6 กราฟการไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่

(ที่มา: ทบวงมหาวิทยาลัย, 2540) S c i 3 0 2 3 2 จ ล น ศ า ส ต ร์ เ ค มี แ ล ะ ส ม ดุ ล เ ค มี ; ก ร ด - เ บ ส

หน้า - 47 -


7.0

การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ จากกราฟข้างบน เมื่อใกล้ถึงจุดสมมูล pH ของสารละลายจะเปลี่ยนจาก 8.72 10 ดังนั้น อินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมจึงควรมีช่วง pH 7.0 10

ตัวอย่างอินดิเคเตอร์ และช่วง pH ของการเปลี่ยนสี อินดิเคเตอร์ ไทมอลบลู (กรด) โบรโมฟีนอลบลู คองโกเรด เมทิลออร์เรนจ์ โบรโมครีซอลกรีน อะโซลิตมิน(ลิตมัส) โบรโมครีซอลเพอร์เพิล บรอมไทมอลบลู ครีซอลเรด ฟีนอลเรด ไทมอลบลู (เบส) ฟีนอล์ฟทาลีน ไทมอล์ฟทาลีน อะลิซาลินเยลโล

ช่วง pH ของการเปลี่ยนสี 1.2-2.8 3.0-4.6 3.0-5.0 3.2-4.4 3.8-5.4 5.0-8.0 5.2-6.8 6.0-7.6 7.0-8.8 6.8-8.4 8.0-9.6 8.3-10.0 9.4-10.6 10.1-12.0

สี่ที่เปลี่ยน แดง-เหลือง เหลือง-น้ําเงิน น้ําเงิน-แดง แดง-เหลือง เหลือง-น้ําเงิน แดง-น้ําเงิน เหลือง-ม่วง เหลือง-น้ําเงิน เหลือง-แดง เหลือง-แดง เหลือง-น้ําเงิน ไม่มีสี-สีชมพู ไม่มีสี-สีน้ําเงิน เหลือง-แดง

สรุปการไทเทรตระหว่างกรดกับเบสชนิดต่าง ๆ กันในการเลือกใช้อินดิเคเตอร์ ชนิดของกรดกับเบสที่ นํามาไทเทรต กรดแก่กับเบสแก่

กรดอ่อนกับเบสแก่ กรดแก่กับเบสอ่อน กรดอ่อนกับเบสอ่อน

pH ของสารละลาย ผลิตภัณฑ์ เมื่อถึง จุดสมมูล เท่ากับ 7

ช่วง pH ที่เลือก อินดิเคเตอร์

อินดิเคเตอร์ที่เลือก ใช้ไทเทรต

4-10

เมทิลออเรนจ์ (ช่วง pH 3.1-4.4) บอมไทมอลบลู (ช่วง pH 6.0-8.0) ฟีนอล์ทาลีน (ช่วง pH 8.3-10.0) มากกว่า 7 7-10 ฟีนอล์ทาลีน (ช่วง 8.3-10.0) น้อยกว่า 7 4-6 เมทิลออเรนจ์ (ช่วง pH 3.1-4.4) บอกไม่ได้ ขึ้นอยู่ชนิดของ ช่วง pH ที่จะเลือกแคบมาก เลือกอินดิเคเตอร์ยาก ถ้า กรดกับเบสนั้น อาจตกอยู่ ใ นช่ ว งกรดหรื อ หลี ก เลี่ ย งการไทเทรต เบส ขึ้นอยู่กับชนิดกรดอ่อน กรดอ่ อ นกั บ เบสอ่ อ นได้ และเบสอ่อนที่ใช้นั้น จะเป็นการดี


หน้า - 48 -


แบบฝึกหัดเสริม ข้อมูลต่อไปนี้ใช้ประกอบการตอบคําถามข้อ 1 - 4 ชนิดของพืช ช่วง pH สีในช่วง pH ต่ํา สีในช่วง pH สูง อัญชัน (ม่วง) 1-3 แดง ม่วง กระเจี๊ยบ 6-7 แดง เขียว ผกากรอง 10-11 ไม่มีสี เหลือง ดาวเรือง 9-10 ไม่มีสี เหลือง จงเลือกใช้อินดิเคเตอร์จากชนิดของพืชในตารางนี้ เพื่อบอกจุดยุติในการไทเทรตสารละลายกรด-เบสคู่ต่อไปนี้ พร้อม เหตุผล 1. NH3 (aq) + HNO3 (aq) อินดิเคเตอร์ที่ใช้คือ (ตอบได้มากกว่า 1 ชนิด) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………..……………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. 2. KOH (aq) + HCl (aq) อินดิเคเตอร์ที่ใช้คือ (ตอบได้มากกว่า 1 ชนิด) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………..……………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 3. Ca(OH)2 (aq) + H2SO4 (aq) อินดิเคเตอร์ที่ใช้คือ (ตอบได้มากกว่า 1 ชนิด) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………..……………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… 4. NaOH (aq) + HCOOH (aq) อินดิเคเตอร์ที่ใช้คือ (ตอบได้มากกว่า 1 ชนิด) ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………..……………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………


หน้า - 49 -


13 การคํานวณค่า pH ของการไทเทรตกรด-เบส 13.1 การไทเทรตกรดแก่-เบสแก่ เมื่อหยดสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ L จากบิวเรต ลงในสารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL แล้ววัดหรือคํานวณ pH ของสารละลายจะได้ผลดังตารางที่ 11 เมื่อเขียนกราฟ ระหว่างปริมาตรของ NaOH กับ pH จะได้กราฟดังรูปที่ 10 ตารางที่ 11 pH ของสารละลายเมื่อหยด NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ลงในสารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL ปริมาตรของ NaOH (mL) 0.00 10.00 20.00 30.00 40.00 45.00 49.00 49.90 หมายเหตุ

pH 1.00 1.18 ................ 1.60 …………. 2.27 3.00 …………..

ปริมาตรของ NaOH (mL) 49.99 50.00 50.01 51.00 55.00 60.00 70.00 80.00

pH 5.00 7.00 10.00 ………….. 11.08 11.96 ……………… …………………

ช่องว่างที่เว้นไว้ให้นักเรียนลองคิดหาคําตอบให้สมบูรณ์

รูปที่ 10 กราฟแสดงการไทเทรตสารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL กับ NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ L (ที่มา: ทบวงมหาวิทยาลัย, 2540)


หน้า - 50 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างการคํานวณก่อนถึงจุดสมมูลของการไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่ การคํานวณ pH ของสารละลายเมื่อหยด NaOH เข้มข้น 0.100 mol/L ปริมาตร 49.00 mL ลงใน สารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL

จากโจทย์พบว่าปริมาตร NaOH ที่เติมลงไป 49.00 mL พบว่าเป็ นปริมาตรที่ยงั ไม่ถงึ จุดยุติ เพราะปริมาตรที่จุดยุติ คือ 50.00 mL

NaCl

NaOH + HCl

+ H2O

M1V1 = M2V2 0.100 x 50.00 = 0.100 x V2 V2 = 50.0 mL หาจํานวนมิลลิโมลของ H+ ก่อนทําปฏิกิริยา (เริ่มต้นที่ยังไม่เติม NaOH) สารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL มีจํานวนมิลลิโมล =

0.100mol × 50.00mL = 5.00 mmol L

หาจํานวนมิลลิโมลของ OH- ที่เติมลงไป (ซึ่งเท่ากับจํานวน H+ ที่ใช้ไป หรือเท่ากับ จํานวน NaCl ที่เกิดขึ้น) เมื่อหยดสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.100 mol/L ปริมาตร 49.00 mL มีจํานวนมิลลิโมล =

0.100 mol × 49.00mL = 4.90mmol L

จํานวนของมิลลิโมลของ H+ ที่เหลือเท่ากับจํานวนมิลลิโมลของ H+ ก่อนทําปฏิกิริยา – จํานวนมิลลิโมลของ OH- ที่ เติมลงไป = 5.00 - 4.90 mmol = 0.100 mmol ปริมาตรรวมของสารละลาย = 50.00 mL + 49.00 mL = 99.00 mL

[H + ] = 0.100 mmol = 0.00100 mol/L 99.00mL

pH = -log [H+] = -log 0.00100 = 3.00


หน้า - 51 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างการคํานวณหลังจุดสมมูลของการไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่ การคํานวณ pH ของสารละลายเมื่อหยด NaOH เข้มข้น 0.100 mol/L ปริมาตร 60.00 mL ลงใน สารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL

จากโจทย์พบว่าปริมาตร NaOH ที่เติมลงไป 60.00 mL พบว่าเป็ นปริมาตรที่ยงั ไม่ถงึ จุดยุติ เพราะปริมาตรที่จุดยุติ คือ 50.00 mL

NaCl

NaOH + HCl

+ H2O

M1V1 = M2V2 0.100x 50.00 = 0.100 x V2 V2 = 50.0 mL หาจํานวนมิลลิโมลของ H+ ก่อนทําปฏิกิริยา (เริ่มต้นที่ยังไม่เติม NaOH) สารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL มีจํานวนมิลลิโมล =

0.100mol × 50.00mL = 5.00 mmol L

หาจํานวนมิลลิโมลของ OH- ที่เติมลงไป เมื่อหยดสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ Lปริมาตร 60.00 mL มีจํานวนมิลลิโมล =

0.100mol × 60.00mL = 6.00mmol L

จํานวนของมิลลิโมลของ OH- ที่เกินมาเท่ากับจํานวนมิลลิโมลของ OH- ที่เติมลงไป– จํานวนมิลลิโมลของ H+ ก่อน ทําปฏิกิริยา = 6.00 – 5.00 mmol = 1.00 mmol ปริมาตรรวมของสารละลาย = 50.00 mL + 60.00 mL = 110.00 mL

[OH ] = 1.00 mmol = 9.09 ×10 -3 mol/L 110.00mL

pH = 14.0-log [OH-] = 14.0-2.04 = 11.9


หน้า - 52 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 13.2 การไทเทรตกรดอ่อน-เบสแก่ เมื่อหยดสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ L จากบิวเรต ลงในสารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL แล้ววัดหรือคํานวณ pH ของสารละลายจะได้ผลดังตารางที่ 12 เมื่อเขียนกราฟ ระหว่างปริมาตรของ NaOH กับ pH จะได้กราฟดังรูปที่ 12 ตารางที่ 12 pH ของสารละลายเมื่อหยด NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ลงในสารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL ให้นักเรียนเติมคําตอบลงในช่องว่างที่เว้นไว้ถูกต้อง ปริมาตรของ NaOH (mL) 0.00 10.00 20.00 30.00 40.00 45.00 49.00 49.90

pH 2.87 4.14 4.57 4.92 …………. 5.70 6.44 …………..

ปริมาตรของ NaOH (mL) 49.99 50.00 50.01 50.10 51.00 55.00 60.00 80.00

pH 8.44 8.72 9.00 ………….. 11.00 11.68 ……………… …………………

รูปที่ 12 กราฟแสดงการไทเทรตสารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL กับ NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ L (ที่มา: ทบวงมหาวิทยาลัย, 2541)


หน้า - 53 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. กราฟไทเทรชันของกรดอ่อนกับเบสแก่

ในการสร้างกราฟไทเทรชันของกรดอ่อนด้วยเบส แก่ จะต้องมีการคํานวณ pH ของสารละลาย ณ ทีจ่ ุด ต่าง ๆ กันระหว่างการไทเทรต ได้ดงั นี้ 1. จุดเริม่ ต้นทีย่ งั ไม่เติมสารทีเ่ ป็ นไท แทรนต์จากบิวเรต 2. จุดทีเ่ มือ่ เติมสารละลายไทแทรนต์ จํานวนหนึ่งลงไป แต่ยงั ไม่ถงึ จุดทีส่ ารทําปฏิกริ ยิ า พอดีกนั (จุดสมมูล) 3. จุดสมมูล 4. จุดทีเ่ ลยบริเวณจุดทีส่ ารทัง้ สองทํา ปฏิกริ ยิ าพอดีกนั (เลยจุดสมมูล) 1. ที่จุดเริ่มต้นยังไม่เติมสารที่เป็นตัวไทแทรนต์จากบิวเรต สารละลายจะประกอบด้วยกรดอ่อน อย่างเดียว pH ของสารละลายคํานวณหาได้จากความเข้มข้นเป็น โมลาร์ของกรดอ่อน และค่าคงที่ของการแตกตัว ของมัน 2. จุดที่เมื่อเติมสารละลายไทแทรนต์จํานวนหนึ่งลงไป แต่ยังไม่ถึงจุดที่สารทําปฏิกิริยาพอดีกัน สารละลายจะประกอบด้วยเกลือที่ เกิดจากกรดอ่อน และกรดอ่อนที่เหลือจากปฏิกิริยา สารละลายที่ไ ด้จึงเป็น สารละลายบัฟเฟอร์ pH ของสารละลาย คํานวณได้จากอัตราส่วนของความเข้มข้นเป็นโมลาร์ของสารที่เกิดเป็น ผลิตภัณฑ์ และสารที่เหลือของกรดอ่อน 3. จุดที่สารละลายทั้ง สองทําปฏิกิริยาพอดีกัน (Equivalence point) สารละลายประกอบด้วยเกลือ ของกรดอ่อน 4. ที่บริเวณเลยจุดที่สารทั้งสองทําปฏิกิริยาพอดีกัน(จุดสมมูล) สารละลายจะประกอบด้วยเบสแก่ที่ เติมลงไปมากเกินพอและเกลือที่เกิดจากกรดและเบสทําปฏิกิริยาพอดีกัน แต่พบว่าความแรงของเบสแก่ที่เกินมามีผล มากกว่า ซึ่งจะเป็นสาเหตุให้สารละลายมีฤทธิ์เป็นเบส pH ของสารละลายจะผันแปรตามปริมาณของเบสที่เติมลงไป มากเกินพอ จึงคิดเพียงการแตกตัวของเบสแก่ก็ได้ เพราะค่าที่ได้ไม่แตกต่างกันกับการที่คิดการแตกตัวของเบสที่เติม เกินมากับเกลือที่เกิดขี้น


หน้า - 54 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างการคํานวณก่อนถึงจุดสมมูลของการไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ การคํานวณ pH ของสารละลายเมื่อหยด NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 30.00 mL ลงใน สารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL (Ka ของ CH3COOH = 1.8×10-5)

จากโจทย์พบว่าปริมาตร NaOH ทีเ่ ติมลงไป 30.00 mL พบว่า เป็ น ปริม าตรที่ย งั ไม่ถึง จุ ด ยุ ติ เพราะปริม าตรที่จุ ด ยุ ติคือ 50.00 mL

NaOH + CH3COOH

CH3COONa

+ H2O

M1V1 = M2V2 0.100 x 50.00 = 0.100 x V2 V2 = 50.0 mL

ตอนนี้ในขวดชมพู่จะมีทั้ง CH3COOH ที่เหลืออยู่ และเกลือ CH3COONa ที่เกิดขึ้น จึงได้เป็นสารละลายบัฟเฟอร์ การคํานวณจึงต้องใช้สูตรบัฟเฟอร์ การคํานวนโดยใช้สูตรบัฟเฟอร์ pH = pKa − log

[CH 3 COOH ]

[CH COO ] −

3

หาจํานวนมิลลิโมลของ H+ ก่อนทําปฏิกิริยา (เริ่มต้นที่ยังไม่เติม NaOH) สารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL มีจํานวนมิลลิโมล =

0.100mol × 50.00mL = 5.00 mmol L

หาจํานวนมิลลิโมลของ OH- ที่เติมลงไป (ซึ่งเท่ากับจํานวน H+ ที่ใช้ไป หรือเท่ากับ จํานวน CH3COONa ที่เกิดขึ้น) เมื่อหยดสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ Lปริมาตร 30.00 mL มีจํานวนมิลลิโมล =

0.100 mol × 30.00mL = 3.00mmol L

จํานวนของมิลลิโมลของ H+ ที่เหลือเท่ากับจํานวนมิลลิโมลของ H+ ก่อนทําปฏิกิริยา – จํานวนมิลลิโมลของ OH- ที่ เติมลงไป = 5.00 – 3.00 mmol = 2.00 mmol ปริมาตรรวมของสารละลาย = 50.00 mL + 30.00 mL = 80.00 mL


หน้า - 55 -


[CH 3COOH ] = 2.00mmol = 0.0250mol/L 80.00mL

[CH 3COO- ] = 3.00mmol = 0.0375mol/L 80.00mL pH = pKa − log

[CH 3 COOH ]

[CH COO ] −

3

แทนค่า pH = - log(1.8 × 10 −5 ) − log

[0.0250] [0.0375]

pH = 4.75-0.30+0.47 pH = 4.92 ตัวอย่างการคํานวณจุดสมมูลของการไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ การคํานวณ pH ของสารละลายเมื่อหยด NaOH เข้มข้น 0.100 mol/ Lปริมาตร 50.00 mL ลงใน สารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL (Ka ของ CH3COOH = 1.8×10-5)

จากโจทย์พบว่าปริมาตร NaOH ทีเ่ ติมลงไป 50.00 mL พบว่า เป็ นปริมาตรจุดยุติ เพราะปริมาตรทีจ่ ุดยุตคิ อื 50.00 mL

NaOH + CH3COOH

CH3COONa

+ H2O

M1V1 = M2V2 0.100x 50.00 = 0.100x V2 V2 = 50.0 mL

ตอนนี้ในขวดชมพู่จะมีเกลือ CH3COONa อย่างเดียว จํานวนมิลลิโมลของ CH3COONa ทีเกิดขึ้นจะเท่ากับจํานวนมิลลิโมลของเบสที่เติมลงไปซึ่งมีค่า = 50.00x0.100 = 5.00 mmol ปริมาตรรวมของสารละลาย เท่ากับ 50.00+50.00 = 100.00 mL ดังนั้น ความเข้มข้นของ CH3COONa = 5.0x10-2 M CH3COONa จะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ําได้สารละลายมีสมบัติเป็นเบส


หน้า - 56 -


CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

CH3COONa (s) 5.0x10-2 M CH3COO- (aq) Inital Change Eq

5.0x10-2 M

CH3COOH (aq) +

+ H2O (l)

5.0x10-2 M -X

OH- (aq

0.0 M

0.0 M

+X

+X

X

X

=(5.0x10-2-X)

[ CH3COOH ] [ OH- ]

Kh = Kh =

5.0x10-2 M

[ CH3COO- ] Kw

=

Ka

= -

[OH ] =

[ CH3COOH ] [ OH- ] X2

[ CH3COO- ]

K w (5x10 Ka

-2

)

= 0.53X10-5 M pOH = -log (0.53x10-5) =5.28 pH = 14-5.28 = 8.72


หน้า - 57 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. ตัวอย่างการคํานวณหลังถึงจุดสมมูลของการไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ การคํานวณ pH ของสารละลายเมื่อหยด NaOH เข้มข้น 0.100 mol/Lปริมาตร 51.00 mL ลงใน สารละลาย CH3COOH เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL (Ka ของ CH3COOH = 1.8×10-5)

จากโจทย์พบว่าปริมาตร NaOH ทีเ่ ติมลงไป 51.00 mL พบว่า เป็ นปริมาตรทีย่ งั เกินจุดยุติ เพราะปริมาตรทีจ่ ุดยุตคิ อื 50.00 mL

NaOH + CH3COOH

CH3COONa

+ H2O

M1V1 = M2V2 0.100x 50.00 = 0.100 x V2 V2 = 50.0 mL

ตอนนี้ในขวดชมพู่จะมีทั้ง NaOH ที่เกินมา และเกลือที่เกิดขึ้น แต่เราคิดเพียงเบสที่เกินมาอย่างเดียวก็ได้ค่า pH ไม่ แตกต่าง (ปริมาตรรวมของสารละลายเท่ากับ 101.00 cm3) จํานวนโมลของ NaOH ทีเกิดขึ้น =

(51.00 - 50.00)(0.100) 1000

= 1.00X10-4 mol ปริมาตรรวมของสารละลาย เท่ากับ 50.00+51.00 = 101.00 mL 1.0 x10 -4 ความเข้มข้นของ NaOH = [OH ] = = 10-3 M 101.00 -

pOH = -log 10-3 = 3 pH = 14 -3 = 11


หน้า - 58 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. กราฟไทเทรชันของเบสอ่อนด้วยกรดแก่

ในการสร้า งกราฟไทเทรชัน ของเบสแก่ ด้ว ยกรด อ่อน จะต้องมีการคํานวณ pH ของสารละลาย ณ ที่ จุดต่าง ๆ กันระหว่างการไทเทรต ได้ดงั นี้ 1. จุดเริม่ ต้นทีย่ งั ไม่เติมสารทีเ่ ป็ นไท แทรนต์จากบิวเรต 2. จุ ด ที่ เ มื่ อ เติ ม สารละลายไทแทรนต์ จํานวนหนึ่ งลงไป แต่ยงั ไม่ถึงจุดที่สารทําปฏิกิริยา พอดีกนั (จุดสมมูล) 3. จุดสมมูล 4. จุ ด ที่ เ ลยบริ เ วณจุ ด ที่ ส ารทัง้ สองทํ า ปฏิกริ ยิ าพอดีกนั (เลยจุดสมมูล)

1. ที่จุดเริ่มต้นยังไม่เติมสารที่เป็นตัวไทแทรนต์จากบิวเรต สารละลายจะประกอบด้วยเบสอ่อน อย่างเดียว pH ของสารละลายคํานวณหาได้จากความเข้มข้นเป็น โมลาร์ของเบสอ่อนและค่าคงที่การแตกตัวของมัน 2. จุดที่เมื่อเติมสารละลายไทแทรนต์จํานวนหนึ่งลงไป แต่ยังไม่ถึงจุดที่สารทําปฏิกิริยาพอดีกัน สารละลายจะประกอบด้วยเกลือที่เกิดจากเบสอ่อน และเบสอ่อนที่เหลือ จากปฏิกิริยา สารละลายที่ไ ด้ จึง เป็น สารละลายบัฟเฟอร์ pH ของสารละลาย คํานวณได้จากอัตราส่วนของความเข้มข้นเป็นโมลาร์ของสารที่เกิดเป็น ผลิตภัณฑ์ และสารที่เหลือของเบสอ่อน 3. จุดที่สารละลายทั้ง สองทําปฏิกิริยาพอดีกัน (Equivalence point) สารละลายประกอบด้วยเกลือ ของเบสอ่อน 4. ที่บริเวณเลยจุดที่สารทั้งสองทําปฏิกิริยาพอดีกัน สารละลายจะประกอบด้วยกรดแก่ที่เติมลง ไปมากเกินพอและเกิดเกลือด้วย แต่ให้คิดแต่กรดแก่ที่เติมเกินมาก็พอเพราะกรดแก่แตกตัวได้ดีกว่า ดังนั้นสารละลาย จึงมีฤทธิ์เป็นกรด ซึ่ง pH ของสารละลายจะผันแปรตามปริมาณของกรดที่เติมลงไปมากเกินพอ


หน้า - 59 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 13.3 การไทเทรตเบสอ่อนกับกรดแก่ ตัวอย่างการคํานวณ จงหา pH ของสารละลายเมื่อหยด HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L ลงในสารละลาย NH3 เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 cm3 ก. เมื่อหยด HCl 0.00 cm3 ข. เมื่อหยด HCl 10.00 cm3 ค. เมื่อหยด HCl 50.00 cm3 ง. เมื่อหยด HCl 60.00 cm3 (Kb ของ NH3 = 1.0x10-5 ) ก. เมื่อหยด HCl 0.00 cm3 ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ข. เมื่อหยด HCl 10.00 cm3 ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ................................................................................................................................................................................... ค. เมื่อหยด HCl 50.00 cm3 ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... .................................................................................................................................................................................... ง. เมื่อหยด HCl 60.00 cm3 ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... .....................................................................................................................................................................................


หน้า - 60 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. เมื่อหยดสารละลาย HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L จากบิวเรต ลงในสารละลาย NH3 เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL แล้ววัดหรือคํานวณ pH ของสารละลายจะได้ผลดังตารางที่ 13 ตารางที่ 13 pH ของสารละลายเมื่อหยด HCl เข้มข้น 0.1000 mol/ L ลงในสารละลาย NH3 เข้มข้น 0.1000 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL นักเรียนจงเติมคําตอบลงในช่องว่างที่เว้นให้ถูกต้อง พร้อมทั้งเขียนกราฟ ปริมาตรของ HCl (mL) 0.00 10.00 20.00 30.00 40.00 45.00 49.00 49.90

pH …………. …………. …………. …………. …………. …………. …………. ………….

ปริมาตรของ HCl (mL) 49.99 50.00 50.01 50.10 51.00 55.00 60.00 80.00

pH …………. …………. …………. …………. …………. …………. …………. ………….

จากข้อมูลในตารางที่ 13 เมื่อนํามาเขียนกราฟระหว่างปริมาตรของ HCl กับ pH จะได้กราฟดังรูปที่ 13

รูปที่ 13 กราฟแสดงการไทเทรตสารละลาย NH3 เข้มข้น 0.100 mol/ L ปริมาตร 50.00 mL กับ HCl เข้มข้น 0.100 mol/ L

แบบฝึกหัด 1. ผสมสารละลาย HCl เข้มข้น 0.200 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ปริมาตร 10.00 ลูกบาศก์เซนติเมตร กับ สารละลาย NH3 เข้มข้น 0.200 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ปริมาตร 20.00 ลูกบาศก์เซนติเมตร สารละลายใหม่ที่ได้มี pH เท่าไร (Kb ของ NH3 = 10-15) ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... .......................................................................................................................................................................................


หน้า - 61 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. 2. ผสมสารละลาย HCl เข้มข้น 0.200 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ปริมาตร 20.00 ลูกบาศก์เซนติเมตร กับ CH3COONa เข้มข้น 0.200 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ปริมาตร 60.00 ลูกบาศก์เซนติเมตร สารละลายใหม่ที่ได้มี pH เท่าไร (Ka ของ CH3COOH = 10-5) ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... 3. นํา Ca(OH)2 หนัก 1.48 กรัม ผสมกับสารละลาย HCl 0.0200 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ปริมาตร 1.00 ลูกบาศก์ เดซิเมตร เมื่อปฏิกิริยาสิ้นสุด สารละลายจะมี pH เท่าไร (กําหนด log 2 = 0.30) ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ..................................................................................................................................................................................... 4. เมื่อเติมของแข็ง Zn(OH)2 ลงไปในสารละลาย HBr เข้มข้น 0.500 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ปริมาตร 40.00 ลูกบาศก์เซนติเมตร พบว่าสารละลายที่ได้ยังเป็นกรดอยู่ นําสารละลายที่ได้นี้ไปไทเทรตกับสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.500 โมลต่อลูกบาศก์เดซิเมตร ต้องใช้ปริมาตร 16.50 cm3 จึงสะเทินพอดี น้ําหนักของ Zn(OH)2 ที่ใส่ไป ครั้งแรกมีกี่กรัม .................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ....................................................................................................................................................................................... ...................................................................................................................................................................................... 14.สารละลายบัฟเฟอร์ (Buffer solution) สารละลายบัฟเฟอร์ (Buffer solution) คือ สารละลายที่สามารถควบคุมค่า pH ไว้ได้เกือบคงที่ เมื่อ เติมกรด หรือเบสลงไปเล็กน้อย ประเภทของสารละลายบัฟเฟอร์ สามารถแบ่งได้ดังนี้ 1. สารละลายบัฟเฟอร์ของกรดอ่อนกับเกลือของกรดอ่อน สารละลายบัฟเฟอร์ของกรดอ่อนกับเกลือของกรดอ่อน สารละลายบัฟเฟอร์พวกนี้ pH 〈 7 มีคุณสมบัติ เป็นกรดเช่น กรดอ่อน CH3COOH HF H2CO3

เกลือของกรดอ่อน CH3COONa KF NaHCO3

สารละลายบัฟเฟอร์ CH3COOH+ CH3COONa HF + KF H2CO3 + NaHCO3

ข. สารละลายบัฟเฟอร์ของเบสอ่อนกับเกลือของเบสอ่อน สารละลายบัฟเฟอร์ของเบสอ่อนกับเกลือของเบสอ่อน สารละลายบัฟเฟอร์พวกนี้ pH 〉 7 มีคุณสมบัติ เป็นเบสเช่น


หน้า - 62 -

……..สาขาวิ ชาเคมี โรงเรียนมหิ ดลวิ ทยานุสรณ์ องค์การมหาชน………….. เบสอ่อน NH3 (aq) NH4OH Fe(OH)2 N2H4 (aq)

เกลือของเบสอ่อน NH4Cl NH4NO3 FeCl2 N2H5+ (aq)

สารละลายบัฟเฟอร์ NH3 (aq) + NH4Cl NH4OH+ NH4NO3 Fe(OH)2 + FeCl2 N2H4 (aq) + N2H5+ (aq)

การคํานวน pH ของสารละลายบัฟเฟอร์ pH = pKa − log

[acid] (หลังจากการเติม) [salt ]

ผลของการเติมกรดและเบสลงไปในสารละลายบัฟเฟอร์ ตัวถูกละลายที่สําคัญในสารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารหนึ่งทําหน้าที่เป็นกรดอ่อนและอีกสารหนึ่งทําหน้าที่ เป็นเบสอ่อน ดังนั้นสารละลายบัฟเฟอร์ส่วนมากจะประกอบด้วยกรดอ่อนและคู่เบสของมันหรือไม่ก็เบสอ่อนและคู่ กรดของมันละลายปนกันอยู่ในสารละลาย ในกรณีที่สารละลายบัฟเฟอร์ประกอบด้วยกรดอ่อนและคู่เบสของมันเช่น สารละลายที่มี HA ละลายปนอยู่กับ NaA สมดุลเคมีที่เกิดขึ้นในสารละลายจะเป็น HA

H3O+ +

+ H2O

A-

HA จะทําหน้าที่ละลาย OH- ที่มาจากเบสที่เติมเข้าไปในสารละลาย HA

+ OH-

H2O +

A-

H 2O +

HA

ผลของการทําลายครั้งนี่จะทําให้ปริมาณของ HA ลดน้อย และ A- มีปริมาณมากขึ้น ส่วน A- ในสารละลาย จะทําหน้าที่กําจัด H3O+ จากกรดที่ถูกเติมเข้าไปในระบบ A- + H3 O+

ผลทําให้ปริมาณของ A- ในสารละลายลดน้อยลง และ HA มีปริมาณมากขึ้น แต่อย่างไรก็ดี ถ้าปริมาณของ กรดหรือเบสที่ถูกเพิ่มลงไปในระบบไม่มากนัก ก็จะมีผลทําให้อัตราส่วนของ

M * HA ยังมีค่าคงที่อยู่ pH M * A−

ของ

สารละลายในระบบก็จะคงที่ หมายเหตุ *M คือ ความเข้มข้น ตัวอย่าง จงหาค่า pH ของสารละลายที่เปลี่ยนแปลงไปเนื่องจากเติม 100 cm3 ของสารละลาย ก. 0.050 M NaOH ข. 0.050 M HCl 3 ลงในสารละลาย 400 cm ของสารละลายชนิดหนึ่งซึ่งประกอบด้วย 0.200 M HOAc และ 0.300 M NaOAc (Ka ของ HOAc = 1.75×10-5 ) วิธีคิด -หาปริมาณ pH ของสารละลายบัฟเฟอร์เริ่มต้น [HOAc] = M HOAc = 0.200 [OAc-] = M NaOAc = 0.300 H3O+ +

HOAc + H2O Ka =

OAc-

[H O ][OAc ] +

−

3

[HOAc]


หน้า - 63 -


[H O ] = Ka [HOAc] [OAc ] +

−

3

=1.75×10-5× =1.16×10-5 pH = 4.94

0.200 0.300

ก. เมื่อเติม 100 cm3 0.050 M NaOH ลงไป 0.200x400 0.050x100 ⎞ 1000 ความเข้มข้นของ HOAc = ⎛⎜ − ⎟x

⎝

1000

1000

⎠ 100 + 400

= 0.150 M 0.300x400 0.050x100 ⎞ 1000 ความเข้มข้นของ NaOAc = ⎛⎜ + ⎟x

⎝

1000

1000

⎠ 100 + 400

= 0.250 M


−

3

=1.75×10-5×

0.150 0.250

=1.05×10-5 pH = 4.98 Δ pH= 4.98-4.94 = 0.04 ข. เมื่อเติม 100 cm3 0.050 M HCl ลงไป 0.200x400 0.050x100 ⎞ 1000 ความเข้มข้นของ HOAc = ⎛⎜ + ⎟x

⎝

1000

1000

⎠ 100 + 400

= 0.170 M 0.300x400 0.050x100 ⎞ 1000 ความเข้มข้นของ NaOAc = ⎛⎜ − ⎟x

⎝

1000

1000

⎠ 100 + 400

= 0.230 M


3

−

=1.75×10-5×

0.170 0.230

=1.29×10-5 pH = 4.89 S c i 3 0 2 3 2 จ ล น ศ า ส ต ร์ เ ค มี แ ล ะ ส ม ดุ ล เ ค มี ; ก ร ด - เ บ ส

หน้า - 64 -


Δ pH = 4.89-4.94 = -0.05 จากตัวอย่างข้างต้น จะเห็นว่าต้องเติมสารละลาย 0.050 M ของกรดหรือของเบสมีปริมาตรถึง 100 cm3 จึงทําให้ pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงไป 0.050 หน่วย แต่ถ้าเราเติมกรดแก่หรือเบสแก่ที่มีจํานวนเล็กน้อย เช่น 1.00 cm3 0.050 M HCl จะทําให้ pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงไปน้อยมากหรือแทบจะไม่เปลี่ยนแปลงเลย


หน้า - 65 -


เอกสารอ้างอิง ทบวงมหาวิทยาลัย. (2541). เคมี 1. กรุงเทพฯ:อักษรเจริญทัศน์. พิมพ์ครั้งที่ 11. หน้าที่ 398-452. สุดจิต สงวนเรือง, จุนเจือ โลห์สุวรรณ และ นันธมน คูณแสง. (2548). เคมีทั่วไป เล่ม3 ทฤษฎี แบบฝึกหัด และเฉลย. มหาวิทยาลัยเกษตรศาสตร์ คณะวิทยาศาสตร์ ภาควิชาเคมี กรุงเทพฯ. หน้าที่ 130-217. ชัยยุทธ ช่างสาร และ เลิศณรงค์ ศรีพนม (2545). เคมีสําหรับวิศวกร. กรุงเทพ ฯ : เพ็ชร สกุลจํากัด รานี สุวรรณพฎษษ์. (2545). เคมีทั่วไป 1. กรุงเทพ ฯ : โอ.เอส.พริ้นติ้ง เฮ้าส์. สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี (2545). คู่มือครูวิชาเคมีโครงสร้าง 3 เล่ม 3 ว 037. กรุงเทพ ฯ : โรงพิมพ์คุรุสภา. สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี (2545). หนังสือเรียนวิชาเคมีโครง สร้าง 3 เล่ม 3 ว 037. กรุงเทพ ฯ : โรงพิมพ์คุรุสภา. สุธาทิพย์ ศิริไฟศาลพิพัฒน์ และคณะ. (2542). เคมีวิทยาศาสตร์. กรุงเทพ ฯ : โอ.เอส. พริ้นติ้ง เฮ้าส์. สาโรจน์ บุญเส็ง. (2552). เอกสารประกอบการสอนเรื่องกรด-เบส สาขาวิชาเคมี โรงเรียนมหิดลวิทยานุสรณ์ จังหวัดนครปฐม Brady, J.E. (1990)., Genneral Chemistry. John Wiley and Sons, New York Brady J.E. and Holum J.R., (1993). Chemistry : The Study of Matter and Its Changes, John Wiley and Sons, New York Goldberg D.E.., (1989). Schaum’ s 3000 Solved Problems in Chemistry, Mc Graw-Hill Petrucci R.H. and Harwood W.S.., (1993). General Chemistry. Priciples and Modern Applications, 6th ed., Macmillan, New York Roberts R.M., Gilbert J.C. and Martin S.F., (1993). Experimental Organic Chemistry, Saumders


หน้า - 66 -

(Acids and Bas es) - mwit.ac.th

Recommend Documents