การเตรียมสารละลาย

        การเตรียมสารละลาย คือการนำตัวถูกละลายมาเติมตัวทำละลายให้มีความเข้มข้นและปริมาตรตามที่ต้องการ อาจจะเตรียมได้หลายวิธี ดังนี้

          วิธีที่ 1 การเตรียมสารละลายจากสารบริสุทธิ์ 

          เป็นการเตรียมสารละลายจากสารบริสุทธิ์ โดยการนำสารบริสุทธิ์ เช่น ของแข็ง ของเหลว และก๊าซ ละลายในตัวทำละลาย ซึ่งอาจจะทำได้โดยการชั่งสารบริสุทธิ์แล้วนำมาละลายในตัวทำละลาย โดยการคำนวณล่วงหน้าว่าถ้าต้องการเตรียมสารละลายที่มีความเข้มข้นและปริมาตรตามต้องการ จะต้องชั่งสารหนักกี่กรัม  การชั่งสารจะต้องใช้เครื่องชั่งอย่างละเอียด  นำสารที่ชั่งแล้วเทใส่ขวดวัดปริมาตรที่เตรียมไว้ แล้วเติมน้ำลงไปจนถึงขีดบอกปริมาตร  จะได้สารละลายที่มีความเข้มข้นตามต้องการ

          การเตรียมสารละลายแบบนี้ เทคนิคส่วนใหญ่จะอยู่ที่การชั่งน้ำหนักสารและการวัดปริมาตรสารละลาย ดังนั้น สารละลายที่เตรียมได้จะมีความเข้มข้นถูกต้องมากน้อยเพียงใดขึ้นอยู่กับหลักการดังนี้

• การเตรียมสารละลายจากของแข็ง ส่วนใหญ่จะใช้วิธีการชั่งของแข็ง แล้วนำไปละลายในตัวทำละลาย

• การเตรียมสารละลายจากของเหลว อาจจะใช้วิธีการชั่งน้ำหนัก หรือใช้วัดปริมาตรของของเหลว ซึ่งจะต้องคำนวณออกมาเป็นน้ำหนัก โดยใช้ความหนาแน่นเข้าช่วย

• การเตรียมสารละลายจากก๊าซ ส่วนใหญ่จะใช้วิธีการวัดปริมาตร เมื่อละลายในน้ำ หรือในตัวทำละลาย จะได้สารละลายตามต้องการ

• การคำนวณเกี่ยวกับการเตรียมสารละลายอาศัยหลักการที่ว่า “เมื่อนำสารบริสุทธิ์ (ของแข็ง ของเหลว หรือก๊าซ) มาละลายในน้ำ มวลของสารในขณะที่เป็นสารบริสุทธิ์ ย่อมเท่ากับมวลของสารในขณะที่อยู่ในสารละลาย”

         ในแง่ของโมล “จำนวนโมลของสารที่เป็นสารบริสุทธิ์ ย่อมเท่ากับจำนวนโมลของสารที่เป็นสารละลาย”

                   โมลสารบริสุทธิ์    =  โมลของสารละลาย

                   W/M     =    VC/1000

                    w  =  มวลของสารบริสุทธิ์ (ตัวถูกละลาย)  เป็นกรัม

                    M  =  มวลโมเลกุลของตัวถูกละลาย

                    V  =  ปริมาตรของสารละลายเป็น  cm³

                    C  =  ความเข้มข้นของสารละลายเป็น  mol/dm³

          สูตรนี้สามารถใช้คำนวณเกี่ยวกับการเตรียมสารละลายได้โดยตรง พิจารณาจากสูตรพบว่ามีตัวแปร  3  ตัว คือ w,  V  และ  C  ซึ่งการคำนวณโดยทั่วๆ ไปโจทย์จะกำหนดตัวแปรให้  2  ตัว แล้วถามตัวที่ 3 เช่น กำหนด w, V  และถาม  C  หรือกำหนด w, V  ถาม C  เป็นต้น 

           การกำหนดมวล (w)  ของสารบางครั้งอาจจะกำหนดให้ทางอ้อม เช่น กำหนดผ่านปฏิกิริยาเคมี  กำหนดผ่านความหนาแน่นและปริมาตร (ในกรณีของเหลว)

            w    =  ปริมาตร  x  ความหนาแน่น

        ตัวอย่างที่ 1 ถ้าต้องการสารละลายโพแทสเซียมไอโอไดด์ (KI)  เข้มข้น 0.2 โมล/ลิตร จำนวน  200 cm³  จะต้องใช้  KI  กี่กรัม

        วิธีทำ  จากสูตร         

          โมลสารบริสุทธิ์    =  โมลของสารละลาย

           W/M     =    VC/1000

                   w  =  มวลของ  KI  กรัม

                   M  =  มวลโมเลกุลของ  KI  =  166

                   V  =  ปริมาตรของสารละลาย=  200  cm³

                   C  =  ความเข้มข้นของสารละลายเป็น 0.2 mol/dm³

                     w/166  =  (200x0.2)/1000

                     w    =   6.64  กรัม

          จะต้องใช้  KI  6.64  กรัม

          วิธีที่ 2 การเตรียมสารละลายโดยการทำให้เจือจาง

          ทำได้โดยนำสารละลายที่ทราบความเข้มข้นที่แน่นอนแล้วมาเติมน้ำให้เจือจางลงให้ได้ความเข้มข้นใหม่ ปกติต้องคำนวณปริมาตรของสารละลายเข้มข้นล่วงหน้าเช่นเดียวกับกรณีชั่งน้ำหนัก หลังจากคำนวณหาปริมาตรที่ต้องการแล้ว จึงใช้ปิเปตดูดสารละลายขึ้นมา นำไปถ่ายลงในขวดวัดปริมาตรที่เตรียมไว้ แล้วเติมน้ำจนถึงขีดบอกปริมาตร จะได้สารละลายที่มีความเข้มข้นใหม่ตามต้องการ

          จะเห็นได้ว่าการเตรียมสารละลายโดยการทำให้เจือจางนั้น เทคนิคต่างๆ จะอยู่ที่การใช้ปิเปตดูดสารละลายเข้มข้นขึ้นมาและการวัดปริมาตรในขวดวัดปริมาตร ดังนั้นสารละลายที่ได้จะมีความเข้มข้นถูกต้องเพียงใดก็ขึ้นอยู่กับขั้นตอนดังกล่าว

          การคำนวณเกี่ยวกับการเจือจางอาศัยหลักการที่ว่า “เมื่อเติมน้ำลงไปในสารละลาย จะทำให้ปริมาตรและความเข้มข้นของสารละลายเปลี่ยนแปลงไป แต่จำนวนโมลของสาร (ตัวถูกละลาย)จะเท่าเดิม”

                             จำนวนโมลก่อนเติมน้ำ  =  จำนวนโมลหลังเติมน้ำ

                                                V₁C₁   =  V₂C₂

                             และ                     V α  1/C

          หมายความว่า ถ้าปริมาตรของสารละลายเพิ่มขึ้น (V) ความเข้มข้น (C) ของสารละลายจะลดลง “ยิ่งมีปริมาตรเพิ่มขึ้นเท่าใด ความเข้มข้นก็จะยิ่งลดลงเท่านั้น”  เช่น ถ้าเติมน้ำลงไปจนปริมาตรของสารละลายเป็น 10 เท่าของตอนแรก ความเข้มข้นจะลดลงเหลือ  1/10 เท่าของตอนแรก

          ในทางกลับกัน ถ้าต้องการให้สารละลายมีความเข้มข้นเพิ่มมากขึ้น ก็อาจจะทำได้โดยการนำสารละลายไปเคี่ยวให้น้ำระเหยไปบางส่วน ซึ่งการคำนวณก็ใช้หลักการในทำนองเดียวกัน คือ จำนวนโมลของสารก่อนนำไปเคี่ยวและจำนวนโมลของสารหลังจากนำไปเคี่ยวแล้วจะต้องเท่ากัน

          พิจารณาตัวอย่างเกี่ยวกับการเจือจางสารละลายต่อไปนี้

ตัวอย่างที่ 2 ถ้านำสารละลาย HCl  1.0 โมล/ลิตร มา 20 cm³  แล้วเติมนำจนมีปริมาตรเป็น 300 cm³  จะได้สารละลายเข้มข้นกี่โมล/ลิตร

วิธีทำ

                   โมลก่อนเจือจาง  =  โมลหลังเจือจาง

                          V₁C₁        =         V₂C₂

                                    V₁  =  20  cm³

                                    V₂  =  300  cm³

                                    C₁  =  1.0  โมล/ลิตร

                                    C₂  =   ?   โมล/ลิตร

                   แทนค่าจะได้

                             20 x 1.0   =  300 x C₂

                             C₂           =   0.067   โมล/ลิตร

                   จะได้สารละลายเข้มข้น  0.067  โมล/ลิตร

          วิธีที่ 3 การเตรียมสารละลายโดยการผสมสารละลายเข้าด้วยกัน

          ใช้หลักการที่ว่า  เมื่อนำสารละลายชนิดเดียวกันที่มีความเข้มข้นต่างๆ กัน มาผสมกัน  “จำนวนโมลของตัวถูกละลายก่อนผสมกัน ย่อมเท่ากับจำนวนโมลของตัวถูกละลายหลังผสมกัน”

• จำนวนโมลของตัวถูกละลายแต่ละความเข้มข้นคิดได้จาก   n  =  VC/1000

• จำนวนโมลของตัวถูกละลายก่อนผสมคิดจาก V และ C  ของแต่ละความเข้มข้น

• จำนวนโมลของตัวถูกละลายภายหลังผสมคิดจาก V รวม และ C รวม

          เช่น ผสมสารละลายกรดที่มีปริมาตรและความเข้มข้นต่างๆ กันดังนี้

                   โมลก่อนผสม    =  โมลหลังผสม

                           n₁  +   n₂ =     n

                  V₁C₁  +  V₂C₂ =    VC

          เมื่อ   V  =  ปริมาตรรวม  =  V₁  +  V₂  + ….

          หน่วย  V,  V₁  ,  V₂  , …  เป็นหน่วยปริมาตรอย่างไรก็ได้แต่ต้องเป็นหน่วยเดียวกัน

ตัวอย่างที่ 3  เมื่อผสมสารละลาย NaCl  เข้มข้น  0.1 ,  0.2,  และ  0.5  mol/dm³  จำนวน  100 ,  200  และ  300  cm³ ตามลำดับ จะได้สารละลายรวมที่มีความเข้มข้นเป็นกี่ mol/dm³

วิธีทำ

                       V₁ = 100 V₂ = 200   V₃ = 300          V = V₁ + V₂ + V₃

                       C₁ = 0.1  C₂ = 0.2    C₃ = 0.5           V =  600

                                                  โมลก่อนผสม   =  โมลหลังผสม

                                                n₁  +  n₂  +  n₃ =      n

                                 V₁C₁  +  V₂C₂  +  V₂C₃  =    VC

           (100 x 0.1) + (200 x 0.2) + (300 x 0.5) = 600 x C

                                                              C       =   0.33  mol/dm³

                       ได้สารละลายเข้มข้น  0.33   mol/dm³

แหล่งที่มา

สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี (สสวท.). (2551).หนังสือเรียนรายวิชาพื้นฐาน เคมี ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 4-6 เล่ม 2 กลุ่มสาระการเรียนรู้วิทยาศาสตร์ ตามหลักสูตรแกนกลางการศึกษาขั้นพื้นฐาน พ.ศ. 2551. กรุงเทพฯ : คุรุสภาลาดพร้าว.

 สมบัติบางประการของสารละลาย

          สมบัติคอลลิเกตีฟ หมายถึง สมบัติทางกายภาพของสารละลายที่ขึ้นอยู่กับจำนวนอนุภาคของตัวถูกละลาย โดยไม่ขึ้นอยู่กับชนิดของตัวถูกละลาย หมายความว่า ถ้าสารละลายนั้นมีความเข้มข้นของตัวถูกละลายเท่ากัน จะต้องมีสมบัติคอลลิเกตีฟเท่ากัน สมบัติคอลลิเกตีฟได้แก่ ความดันที่ลดลง จุดเดือดที่เพิ่มขึ้น  จุดเยือกแข็งที่ลดลง และความดันออสโมซิส (osmotic pessure)สมบัติคอลลิเกตีฟ จะใช้ได้ดีกับตัวถูกละลายที่ระเหยยาก และไม่แตกตัวเป็นไอออน สารละลายที่มีตัวทำละลายชนิดเดียวกัน ถ้ามีความเข้มข้นของตัวถูกละลาย (ชนิดระเหยยากและไม่แตกตัวเป็นไออน) เป็น mol/kg  เท่ากัน จะมีจุดเดือดและจุดหลอมเหลว ซึ่งเป็นสมบัติคอลลิเกตีฟเท่ากัน ตัวอย่างเช่น เมื่อละลายกลูโคส 1 โมล ในน้ำ  1000 กรัม จะทำให้สารละลายมีจุดเดือดเพิ่มขึ้น 0.51 ⁰C (เดือดที่ 100.51 ⁰C)  และจุดเยือกแข็งลดลง 1.86 ⁰C (จุดเยือกแข็งเท่ากับ -1.86 ⁰C ) ในทำนองเดียวกัน เมื่อนำซูโครส  1  โมล ในน้ำ  1000  กรัม จะได้สารละลายมีจุดเดือดเพิ่มขึ้น 0.51 ⁰C (เดือดที่ 100.51 ⁰C)  และจุดเยือกแข็งลดลง 1.86 ⁰C (จุดเยือกแข็งเท่ากับ -1.86 ⁰C ) เช่นเดียวกับกลูโคส ทั้งนี้เพราะสมบัติคอลลิเกตีฟของสารละลายขึ้นอยู่กับธรรมชาติของตัวทำละลาย แต่ไม่ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของตัวถูกละลาย  ขึ้นอยู่กับปริมาณของตัวถูกละลาย แต่ไม่ขึ้นกับชนิดของตัวถูกละลาย

         อย่างไรก็ตาม ถ้าใช้สารละลายที่มีความเข้มข้นต่างกัน แม้ว่าจะมีตัวทำละลายชนิดเดียวกัน จุดเดือดและจุดหลอมเหลวจะไม่เท่ากัน เช่น ถ้าเพิ่มความเข้มข้นของกลูโคสเป็น  2 โมล ในน้ำ  1000 กรัม จะได้สารละลายที่มีจุดเยือกแข็งเป็น -3.72 ⁰C และมีจุดเดือดเป็น 100.02 ⁰C  เป็นต้น ถ้าใช้ความเข้มข้นของตัวถูกละลายเท่ากัน แต่ใช้ตัวทำละลายต่างกันก็จะได้จุดเดือดและจุดเยือกแข็งไม่เท่ากัน กล่าวโดยสรุป คือ “จุดเดือดและจุดเยือกแข็งของสารละลายที่มีตัวทำละลายชนิดเดียวกันจะไม่ขึ้นอยู่กับชนิดของตัวถูละลาย แต่จะขึ้นอยู่กับปริมาณ (จำนวนโมล) ของตัวถูกละลาย” ตัวอย่างเช่น เบนซีน มีจุดเดือด 80.10 ⁰C มีจุดเยือกแข็ง 5.50 ⁰C ถ้านำตัวถูกละลายใดๆ เช่น โทลูอีน, แนพธาลีน, ฯลฯ  จำนวน  1  โมล ใส่ในเบนซีน 1  กิโลกรัม ทำให้ได้สารละลายเข้มข้น  1  โมลต่อกิโลกรัม (หรือ 1 โมแลล) จะทำให้สารละลายมีจุดเดือดเป็น 82.63 ⁰C (จุดเดือดเพิ่มขึ้น 2.53 ⁰C เท่ากัน) และมีจุดเยือกแข็ง 0.60 ⁰C (จุดเยือกแข็งลดลง 4.90 ⁰C เท่ากัน) หรือสารละลายที่มีกรดอะซิติกเป็นตัวทำละลายและมีความเข้มข้น 1 โมล/กิโลกรัม จะมีจุดเดือด 120.97 ⁰C  (เพิ่มขึ้น 3.07 ⁰C) และจุดเยือกแข็ง 12.7 ⁰C (ลดลง 3.90 ⁰C) เสมอ ไม่ว่าตัวถูกละลายจะเป็นสารใด

ค่าคงที่ของการเพิ่มของจุดเดือด (molal boiling point elevation constant)

         ค่าคงที่ของการเพิ่มของจุดเดือด ใช้สัญลักษณ์เป็น K_b เนื่องจากจุดเดือดของสารละลายที่เข้มข้นเท่ากันจะเพิ่มขึ้นเท่ากันและเป็นค่าคงที่สำหรับตัวทำละลายชนิดหนึ่งๆ จึงได้มีการกำหนดค่าคงที่ขึ้นมาเรียกว่า ค่าคงที่ของการเพิ่มของจุดเดือด ซึ่งหมายถึง “ผลต่างระหว่างจุดเดือดของสาระละลายที่มีความเข้มข้น 1 โมล/กิโลกรัม กับจุดเดือดของตัวทำละลายบริสุทธิ์” หรือหมายถึง “จุดเดือดที่เพิ่มขึ้นของสารละลายเข้มข้น 1 โมล/กิโลกรัม”

          K_b  =  จุดเดือด(ของสารละลาย 1 mol/kg) - จุดเดือด (ตัวทำละลาย)

ค่าคงที่ของการลดของจุดเยือกแข็ง (molal freezing point depression constant)

         ใช้สัญลักษณ์ K_f ซึ่งมีความหมายในทำนองเดียวกับ K_b ของจุดเดือด คือ หมายถึง “ผลต่างระหว่างจุดเยือกแข็งของตัวทำละลายบริสุทธิ์กับจุดเยือกแข็งของสารละลายที่มีความเข้มข้น 1 โมล/กิโลกรัม” ซึ่งมีค่าคงที่ หรือ หมายถึง “จุดเยือกแข็งที่ลดลงของสารละลายที่มีตัวถูกละลายเข้มข้น 1 โมล/กิโลกรัม”

          K_f  =  จุดเยือกแข็ง(ตัวทำละลาย) - จุดเยือกแข็ง (สารละลาย 1 mol/kg)

         ค่า  K_b  และ K_f  เป็นค่าคงที่เฉพาะตัวของตัวทำละลายชนิดหนึ่งๆ ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของตัวทำละลายเท่านั้น ไม่เกี่ยวข้องกับตัวถูกละลาย

ตารางที่ 1  จุดเดือด,   K_b ,  จุดเยือกแข็งและ  K_f  ของตัวทำละลายบางชนิด

         ก. การคำนวณเกี่ยวกับจุดเยือกแข็งที่ลดลง

         พิจารณาจุดเยือกแข็งที่ลดลง (ΔT_f) ของสารละลายยูเรียในน้ำดังต่อไปนี้

ตารางที่ 2 ความสัมพันธ์ระหว่างจุดเยือกแข็งที่ลดลงกับความเข้มข้นของสารละลายยูเรีย

          จะเห็นได้ว่า   เมื่อความเข้มข้นของสารละลายเพิ่มขึ้น จุดเยือกแข็งของสารละลายจะลดลงมากขึ้น จึงนำมาสรุปได้ว่า

         “จุดเยือกแข็งที่ลดลงของสารละลายจะแปรผันโดยตรงกับปริมาณ (ความเข้มข้น) ของตัวถูกละลาย”

         ถ้า   ΔT_f     =  จุดเยือกแข็งของสารละลายที่ลดลง

                          =  จุดเยือกแข็งของตัวทำละลาย  -  จุดเยือกแข็งของสารละลาย

                 m      =  ความเข้มข้นของสารละลายเป็น  mol/kg หรือ molal

         จะได้           ΔT_f        m

         หรือ

                                          ΔT_f    =    K_fm

         ซึ่ง     K_f   =  ค่าคงที่ของการลดของจุดเยือกแข็ง

แหล่งที่มา

สถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี (สสวท.). (2551).หนังสือเรียนรายวิชาพื้นฐาน เคมี ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 4-6 เล่ม 2 กลุ่มสาระการเรียนรู้วิทยาศาสตร์ ตามหลักสูตรแกนกลางการศึกษาขั้นพื้นฐาน พ.ศ. 2551. กรุงเทพฯ : คุรุสภาลาดพร้าว.