บทเรียนที่ 2 ไอออนในสารละลายกรด และสารละลายเบส

จากการศึกษาสมบัติของสารละลาย พบว่า สารละลายกรดและสารละลายเบส เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ นำไฟฟ้าได้ เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัส ทำปฏิกิริยากับโลหะและเกลือ กรดและเบสสามารถแตกตัวเป็นไอออน เมื่อเป็นสารละลาย เราจะศึกษาต่อไปถึงไอออนในสารละลายกรดและเบส ซึ่งทำให้สารละลายแสดงสมบัติเฉพาะตัวดังกล่าว

ไอออนในสารละลายกรด

ในสารละลายกรดทุกชนิด จะมีไอออนที่เหมือนกันอยู่ส่วนหนึ่งคือ H+หรือ เมื่อรวมกับน้ำได้เป็น H3O+( ไฮโดรเนียมไอออน) ทำให้กรดมีสมบัติเหมือนกัน ตัวอย่างเช่น สารละลายกรดไฮโดรคลอริก (HCl) ซึ่งเกิดจากกรด HCl ละลายในน้ำ โมเลกุลของ HCl และ น้ำต่างก็เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้ว ทำให้เกิดแรงดึงดูดระหว่างขั้วของ HCl และน้ำ โดยที่โปรตอน (H+) ของ HCl ถูกดึงดูดโดยโมเลกุลของน้ำเกิดเป็นไฮโดรเนียมไอออน (H++ H2OH3O+) ในบางครั้งเขียนแทน H3O+ด้วย H+โดยเป็นที่เข้าใจว่า H+นั้นจะอยู่รวมกับโมเลกุลของน้ำในรูป H3O+เสมอ

HCl (g) + H2O (l)H3O+(aq) + Cl-(aq)

ไฮโดรเนียมไอออนในน้ำไม่ได้อยู่เป็นไอออนเดียว แต่จะมีน้ำหลายโมเลกุลมาล้อมรอบอยู่ด้วย เช่น อาจอยู่ในรูปของ H5O2+, H7O3+, H9O4+เป็นต้น

ไอออนในสารละลายเบส

ในสารละลายเบสทุกชนิดจะมีไอออนที่ี่เหมือนกันอยู่คือ ไฮดรอกไซด์ไอออน ( OH-) ซึ่งทำให้เบสมีสมบัติเหมือนกัน และมีสมบัติต่างไปจากกรด ตัวอย่างเช่น เมื่อ NaOH ละลายน้ำจะแตกตัวได้ OH-ดังนี้

NaOH (s)Na+(aq) + OH-(aq)

KOH (s)K+(aq) + OH-(aq)

NH3(g) + H2O (l)NH4+(aq) + OH-(aq)

ประโยชน์ของสารละลายกรดและเบสในชีวิตประจำวัน

สารละลายกรดและเบสมีบทบาทที่สำคัญในชีวิตประจำวัน ทั้งมีอยู่ในธรรมชาติและที่สังเคราะห์ขึ้นใช้ประโยชน์ในด้านต่างๆ เช่น ในด้านอาหาร อุตสาหกรรม การแพทย์ ตัวอย่างเช่น น้ำส้มสายชู น้ำส้ม น้ำมะนาว เหล่านี้ล้วนเป็นสารละลายกรด น้ำส้มสายชู ประกอบด้วยกรดแอซิติก น้ำส้มและน้ำมะนาวประกอบด้วยกรดซิตริก นอกจากนั้น ก็มีกรดคาร์บอนิกในน้ำโซดา กรดซัลฟิวริกในสารละลายที่อยู่ในแบตเตอรี่ สารละลายเบสที่คุ้นเคยในชีวิตประจำวันได้แก่ โซดาทำขนม (NaHCO3), หรือโซดาแอส (NaCO3), โซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) หรือโซดาไฟ

บทเรียนที่ 3 ทฤษฎีกรด-เบส(ตอนที่ 1)

ทฤษฎีกรด - เบส

ในการที่จะให้นิยามของกรด- เบส และในการจำแนกสารต่างๆ ว่าเป็นกรดหรือเบสนั้นได้มีนักวิทยาศาสตร์ ได้ศึกษาและตั้งทฤษฎีกรด- เบส ขึ้นหลายทฤษฎีด้วยกัน ทฤษฎีกรด- เบสที่สำคัญมีดังนี้

ทฤษฎีกรด- เบสของอาร์เรเนียส

อาร์เรเนียส เป็นนักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดน ได้ตั้งทฤษฎีกรด- เบส ในปี ค. ศ. 1887 ( พ. ศ. 2430) อาร์เรเนียสศึกษาสารที่ละลายน้ำ (Aqueous solution) และการนำไฟฟ้าของสารละลายนั้น เขาพบว่าสารอิเล็กโทรไลต์จะแตกตัวเป็นไอออน เมื่อละลายอยู่ในน้ำและให้นิยามกรดไว้ว่า

“ กรด คือ สารที่เมื่อละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน” เช่น

HCl (g)H+(aq) + Cl-(aq)

HClO4(l)H+(aq) + ClO4-(aq)

CH3COOH (l)H+(aq) + CH3COO-(aq)

H2SO4(l)H+(aq) + SO22-(aq)

H2CO3(l)H+(aq) + HCO3-(aq)

“เบสคือสารที่เมื่อละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน” เช่น

NaOH (s)Na+(aq) + OH-(aq)

Ca(OH)2(s)Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

KOH (s)K+(aq) + OH-(aq)

NH4OH (l)NH4+(aq) + OH-(aq)

ทฤษฎีกรด- เบส อาร์เรเนียส จะเน้นเฉพาะการแตกตัวในน้ำ ให้เป็น H+และ OH-ไม่รวมถึงตัวทำละลายอื่นๆ ทำให้อธิบายความเป็นกรด- เบสได้จำกัด

• สารที่จะเป็นกรดได้ต้องมี H+อยู่ในโมเลกุล และสารที่ี่จะเป็นเบสได้ก็ต้องมี OH-อยู่ในโมเลกุล

บทเรียนที่ 4 ทฤษฎีกรด-เบส (ตอนที่ 2)

ทฤษฎีกรด- เบส ของเบรินสเตต- เลารี

โจฮันส์ นิโคลัส เบรินสเตต นักเคมีชาวเดนมาร์ก และ โทมัส มาร์ติน ลาวรี นักเคมีชาวอังกฤษ ได้ศึกษาการให้และรับโปรตอนของสาร เพื่อใช้ในการอธิบายและจำแนกกรด- เบสได้กว้างขึ้น และได้ตั้งทฤษฎีกรด- เบสขึ้นในปี ค. ศ.1923 ( พ. ศ.2466)

กรด คือสารที่สามารถให้โปรตอนกับสารอื่นๆ ได้ (Proton donor)

เบส คือสารที่สามารถรับโปรตอนจากสารอื่นได้ (Proton acceptor)

พิจารณาตัวอย่างต่อไปนี้

1.

HCl เป็นสารที่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น HCl จึงเป็นกรด
H2O เป็นสารที่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น H2Oจึงเป็นเบส

2.

NH4+เป็นสารที่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น NH4+จึงเป็นกรด
H2Oเป็นสารที่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น H2Oจึงเป็นเบส

3.

H2Oเป็นสารที่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น H2Oจึงเป็นกรด
NH3เป็นสารที่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น NH3จึงเป็นเบส

จากปฏิกิริยาทั้ง 3 ปฏิกิริยา จะมีสารที่ให้และรับโปรตอนในแต่ละปฏิกิริยา และมี H3O+และ OH-เกิดขึ้น 

ทฤษฎีกรด- เบสของเบรินสเตต- ลาวรี ใช้อธิบายสมบัติของกรด- เบส ได้กว้างกว่าทฤษฎีของอาร์เรเนียส แต่ยังมีข้อจำกัดคือ สารที่จะทำหน้าที่เป็นกรดจะต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนั้น

 (Amphoteric)

สารบางตัวทำหน้าที่เป็นทั้งกรด เมื่อทำปฏิกิริยากับสารตัวหนึ่ง และทำหน้าที่เป็นเบส เมื่อทำปฏิกิริยากับอีกสารหนึ่ง นั่นคือเป็นได้ทั้งกรดและเบส สารที่มีลักษณะนี้เรียกว่า สารเอมโพเทอริก(Amphoteric) เช่น H2O , HCO3-เป็นต้น

กรณีของ H2O

ในกรณีนี้ H2O เป็นกรดเมื่อทำปฏิกิริยากับ NH3และเป็นเบสเมื่อทำปฏิกิริยากับNH4+

กรณีของ HCO3-

ในกรณีนี้ HCO3-เป็นเบสเมื่อทำปฏิกิริยากับ HCl และเป็นกรดเมื่อทำปฏิกิริยากับ OH-

ดังนั้นอาจจะสรุปได้ว่า สารที่เป็นเอมโฟเทอริก ถ้าทำปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ดีกว่า ตัวมันเองจะรับโปรตอน ( ทำหน้าที่เป็นเบส) แต่ถ้าไปทำปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ไม่ดี ตัวมันเองจะเป็นตัวให้โปรตอนกับสารนั้น ( ทำหน้าเป็นกรด) 

ในปี ค. ศ. 1923 ( พ. ศ. 2466) ลิวอีสไดเสนอนิยามของกรดและเบสดังนี้

กรด คือสารที่สามารถรับอิเล็กตรอนคู่ จากเบส แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์

เบส คือสารที่สามารถให้อิเล็กตรอนคู่ในการเกิดพันธะโคเวเลนต์

ปฏิกิริยาระหว่างกรด- เบส ตามทฤษฎีนี้ อธิบายในเทอมที่มีการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกัน กรดรับอิเล็กตรอนเรียกว่าเป็น Electrophile และเบสให้อิเล็กตรอนเรียกว่าเป็น Nucleophile และตามทฤษฎีนี้สารที่เป็นเบสต้องมีอิเล็กตรอนคู่อิสระ เช่น

ในกรณีนี้ NH3เป็นเบส มีอิเล็กตรอนคู่ 1 คู่ จะให้อิเล็กตรอนคู่กับกรดในการเกิดพันธะโคเวเลนต์ และ BF3รับอิเล็กตรอนจาก NH3BF3จึงเป็นกรด

ทฤษฎีของลิวอิสนี้มีข้อดีคือ สามารถจำแนกกรด- เบส ที่ไม่มีทั้ง H หรือ OH-ในสารนั้น และแม้ว่าสารนั้นไม่ได้อยู่ในรูปสารละลาย แต่อยู่ในสถานะแก๊สก็สามารถใช้ทฤษฎีลิวอิสอธิบายความเป็นกรดเบสได้

ตัวอย่างอื่นๆ เช่น

ตัวอย่างที่ 4ปฏิกิริยาต่อไปนี้ สารตั้งต้นใดทำหน้าที่เป็นกรด สารใดทำหน้าที่เป็นเบสตามทฤษฎีของอาร์เรเนียส

ก. HSO4-(aq) + H2O (l)SO42-+ H3O + H2O

ข. LiOH (s)Li2++ OH-

ค. H2O + H2OH3O + + OH-

วิธีทำ

ก. HSO4-(aq) + H2O (l)SO42-+ H3O+

HSO4-ให้ H+ในน้ำ HSO4--ทำหน้าที่เป็นกรด

ข. LiOH (s) เป็นเบสเพราะ แตกตัวให้ OH-ในน้ำ

ค. H2Oเป็นทั้งกรดและเบส โมเลกุลหนึ่งให้ H3O+( เป็นกรด) อีกโมเลกุลหนึ่งแตกตัวให้ OH-( เป็นเบส)

ตัวอย่างที่ 5ในปฏิกิริยาต่อไปนี้ HCO3-ไอออนทำหน้าที่เป็นกรดในปฏิกิริยาใด

ก. HCO3-(aq) + H2O (l)H2CO3(aq) + OH-(aq)

ข. HCO3-(aq) + OH-(aq)H2O (l) + CO32-(aq)

ค. HCO3-(aq) + HSO4-(aq)H2CO3(aq) + SO42-(aq)

ง. HCO3-(aq) + CH3COOH (aq)H2O (l) + CO2(g) + CH3COO-(aq)

วิธีทำ

ก. HCO3-(aq) ไม่ใช่กรด แต่เป็นเบสเพราะรับ H+

ข. HCO3-(aq) เป็นกรด เพราะให้ H+กับ OH-

ค. HCO3-(aq) เป็นเบส เพราะรับ H+

ง. HCO3-(aq) เป็นเบส เพราะรับH+จาก CH3COOH (aq) ได้ H2O (l) + CO2(g)

ตัวอย่างที่ 6สารต่อไปนี้ ข้อใดทำหน้าที่ได้ทั้งกรดและเบส

ก. HC2O42-

ข. CO32-

ค. CN-

ง. HSO4-

เฉลย

ข้อ ก และ ง เป็นได้ทั้งกรดและเบส เพราะสามารถให้ และรับ H+ได้

ข้อ ข และ ค. เป็นเบสได้เพียงอย่างเดียว เพราะให้โปรตอนไม่ได้เนื่องจากไม่มี H แต่สามารถรับโปรตอนได้ กลายเป็น HCO3-และ HCN ตามลำดับ

บทเรียนที่ 5 คู่กรดเบสและความแรงของกรดและเบส

ไหมว่ากรด-เบส นี้มีคู่ด้วยนะเรียกว่า คู่กรด-เบส จะเป็นอย่างไรนั้นเดี๋ยวจะอธิบายต่อไป

จากปฏิกิริยาของกรดกับเบสที่กล่าวถึงแล้ว ตามทฤษฎีของเบรินสเตต- ลาวรี จะเห็นว่าในปฏิกิริยาหนึ่งๆ อาจจะจัดคู่กรด- เบสได้ 2 คู่ด้วยกัน ตัวอย่างเช่น

ปฏิกิริยาตัวอย่างนี้ ปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH4+ทำหน้าที่เป็นกรด เพราะให้ H+กับ H2O แล้วได้เป็น NH3และ H2O รับ
H+ทำหน้าที่เป็นเบส ส่วนปฏิกิริยาย้อนกลับ H3O+เป็นกรด เพราะให้ H+กับ NH3ซึ่งเป็นเบส แล้วได้ H2O และ NH4+ตามลำดับ

เรียก NH4+ว่าคู่กรดของ NH3( เบส)

H2O ว่าคู่เบสของ H3O+( กรด)

NH3ว่าคู่เบสของ NH4+(กรด)

H3O+ว่าคู่กรดของ H2O ( กรด)

จะเห็นได้ว่า คู่กรด- เบสนั้นจะมีจำนวนโปรตอน (H) ต่างกัน 1 ตัว หรืออาจกล่าวได้ว่า จำนวนโปรตอนของคู่กรด จะมากกว่าโปรตอนคู่เบสอยู่ 1 ตัวเสมอ

ตัวอย่าง คู่กรด - เบส

::กลับด้านบน::

ความแรงของกรดและเบส

การเปรียบเทียบความแรงของกรดและเบส อาจจะพิจารณาได้ดังนี้

1. ดูจากการแตกตัวของกรด

กรดที่มีการแตกตัวมาก มีความเป็นกรดมาก กรดและเบสที่แตกตัวได้ 100% จะเรียกว่ากรดแก่ และเบสแก่ ตามลำดับ ซึ่งสามารถนำไฟฟ้าได้ดี แต่ถ้ากรดและเบสนั้นแตกตัวได้เพียงบางส่วนก็จะเรียกว่า กรดอ่อน หรือเบสอ่อน ตามลำดับ ซึ่งการนำไฟฟ้าจะไม่ดี

สำหรับการพิจารณาค่าการแตกตัวของกรดและเบสนั้น นอกจากจะคิดจากเปอร์เซ็นต์การแตกตัว หรืออาจจะดูได้จากค่าคงที่สมดุลของการแตกตัวของกรดหรือเบส (Kaหรือ Kb) เช่น

ความแรงของเบส พิจารณาจากค่า Kbกล่าวคือ ถ้ามีค่า Kbมาก มีความเป็นเบสมากกว่า Kbน้อย เช่น

NH3Kb= 1.76 x 10-5

N2H4Kb= 9.5 x 10-7

C6H5NH2Kb= 4.3 x 10-10

ความเป็นเบส NH3> N2H4> C6H5NH2

2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน

กรดแก่ ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้มาก

กรดอ่อน ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้น้อย

เบสแก่ ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้มาก

เบสอ่อน ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้น้อย

โดยมีข้อสังเกตเกี่ยวกับคู่กรด- เบส ดังนี้

• ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น

HCl (aq) + H2OH3O+(aq) + Cl-(aq)

กรดแก่ เบสอ่อน

• ถ้ากรดเป็นกรดอ่อน คู่เบสจะเป็นเบสแก่ เช่น

HS-(aq) + H2OH3O++ S2-(aq)

กรดอ่อน เบสแก่

• ถ้าเบสเป็นเบสแก่ คู่กรดจะเป็น กรดอ่อน เช่น

H3O++ S2-(aq)HS-(aq) + H2O

เบสแก่ กรดอ่อน

• ถ้าเบสเป็นเบสอ่อน คู่กรดจะเป็น กรดแก่ เช่น

Cl-(aq) + H3O+HCl + H2O

เบสอ่อน กรดแก่

ตารางลำดับความแรงของกรดและเบสตัวอย่างตามทฤษฎีของเบรินสเตต- ลาวรี

3. ดูจากการเรียงลำดับในตารางธาตุ

การพิจารณาความแรงของกรดและเบสดูจากการเรียงลำดับของธาตุที่อยู่ในกรดนั้้้น ตามตารางธาตุ ซึ่งแบ่งออกได้เป็น

3.1 กรดออกซีหมายถึง กรดที่ประกอบด้วย H, O และธาตุอื่นอีก เช่น HNO3,H3PO4,H3AsO4,HClO4ถ้าจำนวนอะตอมออกซิเจนเท่ากัน ความแรงของกรดเรียงลำดับดังนี้

ดังนั้น H2SO4> H2SeO4, H3PO4> H3AsO4

3.2 กรดที่ไม่มีออกซิเจนเช่น HCl, HBr, HF, และ HI ความแรงของกรดแรงลำดับดังนี้

HI > HBr > HCl > HF

H2S > H2O

บทเรียนที่ 6 การแตกตัวของกรดแก่ และเบสแก่  

การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่

การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ จะแตกตัวได้หมด 100% หมายถึง การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ เป็นไอออนได้หมดในตัวทำละลายซึ่งส่วนใหญ่เป็นน้ำ เช่น การแตกตัวของกรด HCl จะได้ H+หรือ H3O+และ Cl-ไม่มี HCl เหลืออยู่ หรือการแตกตัวของเบส เช่น NaOH ได้ Na+และ OH-ไม่มี NaOH เหลืออยู่

การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่เขียนแทนด้วยลูกศร ซึ่งแสดงการเปลี่ี่ยนแปลงไปข้างหน้าเพียงอย่างเดียว เช่น

การคำนวณเกี่ยวกับการแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่

ตัวอย่างที่ 1จงคำนวณหา [H3O+] , [NO3-] ในสารละลาย 0.015 M HNO3

วิธีทำ

HNO3+H2OH3O++ NO3-

0.015

เพราะฉะนั้น [H3O+] = [NO3-] = 0.015 โมล/ ลิตร

ตัวอย่างที่ 2ถ้า KOH 0.1 โมล ละลายน้ำและสารละลายมีปริมาตร 2 ลิตร ในสารละลายจะมีไอออนใดบ้างอย่างละกี่ี่โมลต่อลิตร

วิธีทำ

KOH (s)K+(aq) + OH-(aq)

0.1โมล/ 2 ลิตร

สารละลาย KOH 2 ลิตร มี KOH 0.1 โมล

สารละลาย KOH 1 ลิตร มี KOH= 0.05 โมล/ ลิตร

ดังนั้น KOH จะแตกตัวให้ K+และ OH-อย่างละ 0.05 โมล/ ลิตร

ตัวอย่างที่ 3สารละลายกรดแก่ (HA) 250 ลูกบาศก์เซนติเมตร มีปริมาณ H3O+ไอออน 0.05 โมล สารละลายนี้ี้มีความเข้มข้นเท่าใด ถ้าเติมกรดนี้ี้ลงไปอีก 0.2 โมล โดยที่ี่สารละลายมีปริมาตรคงเดิม สารละลายที่ี่ได้จะมีความเข้มข้นเท่าใด

วิธีทำ

HAH3O+(aq) + A-(aq)

0.05 โมล/ 250 cm3

สารละลาย HA 250 cm3มี HA 0.05 โมล

สารละลาย HA 1000 cm3มี HA == 0.20 โมล

เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 0.20 โมล/ ลิตร

ถ้าเติมกรดอีก 0.2 โมล

สารละลายมี HA รวมทั้งหมด = 0.05 + 0.2 = 0.25 โมล

สารละลาย HA 250 cm3มี HA 0.25 โมล

สารละลาย HA 1000 cm3มี HA == 1.00 โมล

เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 1.00 โมล/ ลิตร

ตัวอย่างที่ 4จงหาความเข้มข้นของ OH-ที่ี่เกิดจากการเอา NaOH 10.0 กรัม ละลายในน้ำทำเป็นสารละลาย 0.2 dm3(Na = 23, O = 16, H = 1)

วิธีทำ

จำนวนโมลของ NaOH == 0.25 mol

สารละลาย 0.2 dm3มีเนื้อของ NaOH = 0.25 โมล

สารละลาย 1 dm3มี NaOH == 1.25 โมล/ ลิตร

เพราะฉะนั้นสารละลายมีความเข้มข้น 1.25 โมล/ ลิตร

และปฏิกิริยาการแตกตัวของ NaOH เป็นดังนี้

NaOH (aq)Na+(aq) + OH-(aq)

1.25 โมล 1.25 โมล 1.25 โมล

เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ OH-= 1.25 โมล/ ลิตร

บทเรียนที่ 7 การแตกตัวของกรดอ่อน

การแตกตัวของกรดอ่อน

สารละลายกรดอ่อน เช่น กรดแอซิติก (CH3COOH) เมื่อละลายน้ำ จะนำไฟฟ้าได้ไม่ดี ทั้งนี้ เพราะกรดแอซิติกแตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วน เขียนแทนโดยสมการจะใช้ลูกศรเพื่อชี้ว่าปฏิกิริยาเกิดขึ้นทั้งปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ และอยู่ในภาวะสมดุลกัน เช่น

CH3COOH (aq) + H2O (l)H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

ปริมาณการแตกตัวของกรดอ่อน นิยมบอกเป็นร้อยละ เช่น กรด HA แตกตัวได้ร้อยละ 10 ในน้ำ หมายความว่า กรด HA 1 โมล เมื่อละลายน้ำ จะแตกตัวให้ H+
เพียง 0.10 โมล

การแตกตัวของกรดของกรดอ่อนชนิดเดียวกัน จะเพิ่มขึ้นเมื่อสารละลายมีความเจือจางมากขึ้น เช่น กรดแอซิติก CH3COOH ความเข้มข้นต่างกันจะมีเปอร์เซ็นต์การแตกตัวต่างกัน ดังนี้

CH3COOH 1.0 M แตกตัวได้ 0.42 %

CH3COOH 0.10 M แตกตัวได้ 1.30 %

CH3COOH 0.010 M แตกตัวได้ 4.20 %

การแตกตัวของกรดมอนอโปรติก (monoprotic acid dissociation)

กรดมอนอโปรติก คือกรดที่แตกตัวให้ H+ได้เพียง 1 ตัว เช่น HCOOH และ CH3COOH

HCOOH (aq)H+(aq) + HCOO-(aq)

CH3COOH (aq)H+(aq) + CH3COO-(aq)

การแตกตัวของกรดพอลิโปรติก (polyprotic acid dissociation)

กรดพอลิโปรติก หมายถึงกรดที่มีโปรตอนมากกว่า 1 ตัว และสามารถแตกตัวให้ H+ได้มากกว่า 1 ตัว ถ้าแตกตัวได้ H+
2 ตัว เรียกว่า กรดไดโปรติก เช่น H2CO3, H2S , H2C2O4เป็นต้น

H2SH++ HS-

HS-H++ S2-

H2CO3H++ HCO3-

HCO3-H++ CO32-

กรดที่ี่แตกตัวให้ H+ได้ 3 ตัว เรียกว่า กรดไตรโปรติก เช่น H3PO4, H3PO3

H3PO3H++ H2PO4-

H2PO4-H++ HPO42-

HPO42-H++ PO43- 

ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (Ka)

กรดอ่อนแตกตัวได้เพียงบางส่วน ปฏิกิริยาการแตกตัวไปข้างหน้า และปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึ้นได้พร้อมกัน และปฏิกิริยาการแตกตัวของกรดอ่อนนี้ี้จะอยู่ในภาวะสมดุล ค่าคงที่สมดุลนี้ี้จะหาได้ดังนี้

ค่าคงที่ี่สมดุลของกรดนี้ใช้เปรียบเทียบความแรงของกรดได้ ถ้าค่า Kaมีค่ามากแสดงว่ากรดมีความแรงมาก แตกตัวได้ดี ถ้าค่า Kaน้อยแสดงว่ากรดแตกตัวได้น้อย มีความแรงน้อย สำหรับกรดที่ี่แตกตัวได้ 100% จะไม่มีค่า Ka

ตัวอย่างค่า Ka

ถ้าเปรียบเทียบความแรงของกรดโดยใช้ Ka

Ka(HF) > Ka(CH3COOH) > Ka(HCN)

เพราะฉะนั้นความแรงของกรด HF > CH3COOH > HCN

• กรณีกรดไดโปรติก

• กรณีกรดไตรโปรติก
  

การคำนวณเกี่ยวกับกรดอ่อน

ตัวอย่างที่ 5จงคำนวณเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรด HA 1 โมล/ ลิตร ซึ่งมี H3O+0.05 โมล/ ลิตร

วิธีทำHA (aq) + H2O (l)H3O++ A-(aq)

เริ่มต้น 1โมล/ ลิตร 0 0

ภาวะสมดุล 1 - 0.05 0.05 0.05 โมล/ ลิตร

ตัวอย่างที่ 6สารละลายกรด HA มีค่า Kaเป็น 6.8 x 10-4สารละลายกรดนี้มีความเข้มข้น 1 โมล/ ลิตร สารละลายกรดนี้จะมีความเข้มข้นของ H3O+เท่าใด

วิธีทำHA (aq) + H2O (l)H3O++ A-(aq)

เริ่มต้น 1 0 0

ภาวะสมดุล 1 - x x x

ตัวอย่างที่ 7ที่ 250C กรดแอซิติก (CH3COOH) เข้มข้น 0.1 โมล/ ลิตร แตกตัวได้ 1.34 % จงคำนวณหาความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน แอซิเตตไอออน และ Ka

วิธีทำ

0.1 mol/dm3CH3COOH แตกตัวได้ 1.34 % หมายความว่า

CH3COOH 100 mol/dm3แตกตัวได้ = 1.34 mol/dm3

CH3COOH 0.1 mol/dm3แตกตัวได้ == 0.00134 mol/dm3

CH3COOH + H3OH3O++ CH3COO-

เริ่มต้น 0.1 0 0

ภาวะสมดุล 0.1- 0.00134 0.00134 0.00134

ตัวอย่างที่ 8จงคำนวณหาความเข้มข้นของ H+, SO42-, และ HSO4-ของสารละลายกรด H2SO4เข้มข้น 0.05 โมล/ ลิตร กำหนดค่า
Ka2= 1.26 x 102-

วิธีทำ

กรด H2SO4เป็นกรดแก่แตกตัวได้ 100 % ในขั้นที่ 1

H2SO4(aq)H+(aq) + HSO4-(aq)

0.50 โมล/ ลิตร

ขั้นที่ 2 HSO4-(aq) แตกตัวให้ H+และ SO42-(aq) ดังนี้

HSO4-(aq)H+(aq) + SO42-(aq)

เริ่มต้น 0.50 0.50 0 ( ความเข้มข้นของ HSO4-และ H+ได้จากการแตกตัวขั้นที่ี่1)

ภาวะสมดุล 0.50-x 0.50+x x

บทเรียนที่ 8 การแตกตัวของเบสอ่อน

การแตกตัวของเบสอ่อน

เบสอ่อนเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวเป็นไอออนเพียงบางส่วน และปฏิกิริยาการแตกตัวของเบสอ่อน เป็นปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ เช่น แอมโมเนีย เมื่อละลายน้ำจะมีภาวะสมดุลเกิดขึ้น ดังสมการ

NH3(aq) + H2O (l)NH4+(aq) + OH-(aq)

Kbคือ ค่าคงที่สมดุลของเบส ค่า Kbนี้เป็นค่าคงที่และใช้เปรียบเทียบความแรงของเบสได้ เช่นเดียวกับค่า Ka

• โมโนโปรติกเบส (monoprotic base) จะรับ H+ได้ 1 ตัว และมีค่า Kbเพียงค่าเดียว เช่น NH3
• โพลิโปรติกเบส (polyprotic base) จะรับ H+ได้มากกว่า 1 ตัว และมีค่า Kbได้หลายค่า เช่น ไฮดราซีน H2NNH2

H2NNH2+ H2OH2NNH3++ OH-; Kb1 = 9.1 x 10-7

H2NNH3++ H2OH3NNH3++ OH-; Kb2 = 1.0 x 10-15

ตารางที่ 1ค่าคงที่สมดุลของเบสอ่อนบางตัว

นอกจาก การบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อน ในลักษณะของค่า Kbแล้วก็ยังสามารถบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อนได้ในลักษณะของเปอร์เซ็นต์ของการแตกตัว ดังนี้

ตัวอย่างการคำนวณ

ตัวอย่างที่ 9จงเขียนค่าคงที่สมดุลของเบสอ่อนต่อไปนี้ C6H5NH2, N2H2

วิธีทำ

ตัวอย่างที่ 10จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH - ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0.200 โมล/ ลิตร กำหนดค่า K b = 1.77 x 10-5

วิธีทำ

ตัวอย่างที่ 11เมื่อแอมโมเนียละลายน้ำจะแตกตัวให้ NH4+และ OH-ถ้าแอมโมเนียจำนวน 0.106 โมล ละลายในน้ำ 1 ลิตร ที่ภาวะสมดุลแตกตัวให้ NH4+และ OH-เท่ากัน คือ 1.38 x 10-3โมล จงหาค่าคงที่ี่ของการแตกตัวของ NH3

วิธีทำ

ตัวอย่างที่ 12สารละลาย NH30.10 โมล/ ลิตร แตกตัวให้ NH4+และ OH-= 1.88 x 10-3โมล/ ลิตร จะแตกตัวได้กี่ี่เปอร์เซ็นต์ และถ้าสารละลายเบสเข้มข้น 0.20 โมล/ ลิตร จะแตกตัวได้กี่ี่เปอร์เซ็นต์

วิธีทำ

กรณีสารละลายเบสเข้มข้น 0.2 โมล/ ลิตร

บทเรียนที่ 9 การแตกตัวของน้ำ

การแตกตัวของน้ำบริสุทธิ์เป็นอย่างไร

น้ำเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก แตกตัวได้น้อยมาก ดังนั้น การนำไฟฟ้าของน้ำจะน้อย จนไม่สามารถตรวจสอบได้ด้วยการนำไฟฟ้าผ่านหลอดไฟ แต่ตรวจได้ด้วยเครื่องวัดกระแส (เป็นแอมมิเตอร์) อาจอนุโลมได้ว่าน้ำบริสุทธิ์เป็นสารนอนอิเล็กโทรไลต์

ตัวอย่างการวัดการนำไฟฟ้าของน้ำชนิดต่างๆ ได้แก่ น้ำกลั่นที่ี่อุณหภูมิห้อง น้ำกลั่นที่ี่อุณหภูมิ 60 - 70 องศาเซลเซียส น้ำคลอง น้ำประปา และน้ำฝน จะได้ผลดังตาราง

ตารางตัวอย่างการนำไฟฟ้าของน้ำชนิดต่างๆ

ตามทฤษฎีของเบรินสเตตและลาวรี น้ำทำหน้าที่ี่เป็นทั้งกรดและเบส ไอออนที่เกิดขึ้นจากการแตกตัวของน้ำ และมีการถ่ายเทโปรตอนกันเองได้ ( ออโตไอออนไนเซชัน)

โมเลกุลของน้ำที่เสีย H+จะเปลี่ยนเป็น OH-ซึ่งมีประจุลบและโมเลกุลของน้ำที่ได้รับ H+จะเปลี่ยนเป็น H3O+ซึ่งมีประจุบวก เราอาจเขียนสมการกรด- เบส ได้ง่ายๆ ดังนี้

H2O (l) + H2O (l)H3O+(aq) + OH-(aq)

เนื่องจากระบบนี้อยู่ในภาวะสมดุล สามารถเขียนสมการค่าคงที่สมดุลของ H2O ได้ดังนี้

Kwคือค่าคงที่การแตกตัวของน้ำ มีค่าเท่ากับ 1 x 10-14ที่ 250C เนื่องจากน้ำบริสุทธิ์แตกตัวเป็นไอออนจะให้ความเข้มข้นของ H3O+และ OH-เท่ากัน

ดังนั้น น้ำบริสุทธิ์จึงมีสภาพเป็นกลางเนื่องจากปริมาณ H3O+เท่ากับ OH-ค่าคงที่ี่สมดุลของน้ำมีค่าเปลี่ยนแปลงตามอุณหภูมิ แสดงดังตารางต่อไปนี้

ตารางค่า Kwของน้ำที่อุณหภูมิต่างๆ

บทเรียนที่ 10 PH ของสารละลาย

เราสามารถบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายโดยค่า pH

pH ย่อมาจากคำว่า positive potential of the hydrogen ions คือ ค่าที่แสดงถึงความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน (H+) หรือไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) ใช้บอกความเป็นกรดหรือเบสของสารละลาย โดยค่า pH ของสารละลายเป็นค่าลอการิทึมของความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน

pH = -log [H3O+]
หรือ [H3O]+= 10-pHโดยที่ [H3O+] คือ ความเข้มข้นของ H3O+หรือ H+เป็นโมล/ลิตร
น้ำบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 250C จะมี [H3O+] = 1 x 10-7โมล/ลิตร
ดังนั้น pH = -log [H3O+] = -log [1 x 10-7] = 7
นั่นคือ pH ของน้ำบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 25 0C เท่ากับ 7 ถือว่ามีสภาพเป็นกลาง คือไม่มีความเป็นกรดหรือเบส
ถ้า [H3O+]= 1 x 10-5;pH=-log [H3O+]=-log [1 x 10-5]=5(เป็นกรด)
ถ้า [H3O+]= 1 x 10-9;pH=-log [H3O+]=-log [1 x 10-9]=9 (เป็นเบส)

ดังนั้นสรุปว่า
pH < 7 สารละลายเป็นกรด
pH = 7 สารละลายเป็นกลาง
pH > 7 สารละลายเป็นเบส
หรืออาจจะเขียนเป็นสเกลได้ดังนี้

นอกจากจะบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายด้วยค่า pH แล้วยังสามารถบอกค่าความเป็นกรด-เบส ได้โดยใช้ค่า pOHp ของสารละลาย คือ ค่าที่บอกความเข้มข้นของ OH-

pOH = -log[OH-]

โดย pH + pOH = 14

ตารางแสดง สเกล pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นต่างๆ กัน

วิธีวัด pH ของสารละลายวัดได้ 2 วิธี ดังนี้

1. วิธีเปรียบเทียบสีวิธีนี้เป็นการวัด pH โดยประมาณ (มีความถูกต้อง 0.5 หน่วย pH) ซึ่งทำได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมลงไปในสารละลายที่ต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบกับสารละลาย ทำได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมลงไปในสารละลายที่ต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบสีกับสารละลายบัฟเฟอร์ที่ทราบค่า pH แน่นอน ซึ่งได้เติมอินดิเคเตอร์ชนิดเดียวกันไปแล้ว หรือใช้กระดาษชุบอินดิเคเตอร์ (กระดาษ pH) จุ่มลงไปแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐาน
2. วิธีวัดความต่างศักย์วิธีนี้วัด pH ได้อย่างละเอียด (มีความถูกต้อง 0.01 หน่วย pH) โดยการใช้เครื่องมือที่เรียกว่า พีเอชมิเตอร์ ซึ่งวัด pH ของสารละลายได้โดยการวัดความต่างศักย์ระหว่างขั้วไฟฟ้า 2 ขั้ว

ภาพแสดงเครื่องพีเอชมิเตอร์

ตัวอย่างที่ 1ให้หาค่า pH ของสารละลายที่มี H3O+เท่ากับ 1 x 10-11และ 6 x 10-14โมล/ลิตร
วิธีทำ
[ H3O+] = 1 x 10-11

pH = -log[ H3O+] = -log[1 x 10-11] = 11

[ H3O+] = 6 x 10-4

pH = -log[ H3O+] = -log[6 x 10-4] = 4 - log6 = 4 - 0.78 = 3.22

ตัวอย่างที่ 2จงหา pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นของ H3O+= 4.8 x 10-13โมล/ลิตร
วิธีทำpH = -log[ H3O+]

= -log[4.8 x 10-13]

= 13 - log 4.8

= 12.32

ตัวอย่างที่ 3สารละลายชนิดหนึ่งมี pH = 4.00 จะมีความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนเป็นเท่าใด
วิธีทำpH = -log[ H3O+]

4 = -log[ H3O+]

[ H3O+] = 10-4

= 1 x 10-4

ตัวอย่างที่ 4จงคำนวณหา [H+], [OH-] , pH , และ pOH ของสารละลายที่มีกรดแก่ HX 0.01 โมลในน้ำ 500 cm3
วิธีทำ
กรดแก่ HX แตกตัวได้ 100 %
[HX] = 0.1 โมล/ลิตร = 0.02 โมล/ลิตร
HX H+(aq) + X-(aq)
0.02 โมล/ลิตร 0.02 โมล/ลิตร

เพราะฉะนั้น [H+] = 0.02 โมล/ลิตร

จาก [H+][OH-] = 1 x 10-14โมล/ลิตร
[OH-] = = 5.0 x 10--13
เพราะฉะนั้น [OH-] = 5.0 x 10--13โมล/ลิตร

pH = -log[H+] = -log(0.02) = 1.70
pH + pOH = 14
pOH = 14 - pH = 14 - 1.70 = 12.30

บทเรียนที่ 11 อินดิเคเตอร์

อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้บอกความเป็นกรด-เบส ของสารละลายได้อย่างหนึ่ง สารประกอบที่เปลี่ยนสีได้ที่ pH เฉพาะตัว จะถูกนำมาใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ เช่น ฟีนอล์ฟทาลีน จะไม่มีสีเมื่ออยู่ในสารละลายกรด และจะเปลี่ยนเป็นสีชมพู เมื่ออยู่ในสารละลายเบสที่มี pH 8.3

ภาพฟีนอล์ฟทาลีน

อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส เป็นสารอินทรีย์ อาจเป็นกรดหรือเบสอ่อนๆ ซึ่งสามารถเปลี่ยนจากรูปหนึ่งไปเป็นอีกรูปหนึ่งได้ เมื่อ pH ของสารละลายเปลี่ยน

การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์

HIn เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปกรด (Acid form)
In-เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปเบส (Basic form)
รูปกรดและรูปเบสมีภาวะสมดุล เขียนแสดงได้ด้วยสมการ ดังนี้

HIn (aq) + H2O (l)H3O+(aq) + In-(aq)
ไม่มีสี * สีชมพู* ; (* = กรณีเป็นฟีนอล์ฟทาลีน)
(รูปกรด) (รูปเบส)

Kind=

HIn และ In-มีสีต่างกันและปริมาณต่างกัน จึงทำให้สีของสารละลายเปลี่ยนแปลงได้ ถ้าปริมาณ HInมากก็จะมีสีของรูปกรด ถ้ามีปริมาณ In-มากก็จะมีสีของรูปเบส การที่จะมีปริมาณ HIn หรือ In มากกว่าหรือน้อยกว่านั้นขึ้นอยู่กับปริมาณ H3O+ในสารละลาย ถ้ามี H3O+มากก็จะรวมกับ In-ได้เป็น HIn ได้มากจะเห็นสารละลายใสไม่มีสีของ HIn แต่ถ้าอยู่ในสารละลายที่มี OH-มาก OH-จะทำปฏิกิริยากับ H3O+ทำให้H3O+ลดลง ซึ่งจะมีผลทำให้เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าได้ In-มากขึ้น จะเห็นสารละลายในรูปของ In-คือเห็นเป็นสีชมพู

ช่วง pH ที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีจากรูปหนึ่งไปเป็นอีกรูปหนึ่ง สารละลายจะมีสีผสมระหว่างรูปกรดและรูปเบส เรียกว่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ (pH range หรือ pH interval)
ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์หาได้จากค่า Kindของอินดิเคเตอร์ดังนี้

HIn (aq) + H2O (l)H3O+(aq) + In-(aq)
ไม่มีสี * (รูปกรด) สีชมพู* (รูปเบส) ; (* = กรณีเป็นฟีนอล์ฟทาลีน)

Kind=

[H3O+] =Kind

-log [H3O+] = -logKind

pH = pKind

- จะเริ่มเห็นสีของรูปกรดเมื่อ

pH = pKind- log10
pH = pKind- 1

- จะเริ่มเห็นสีของรูปเบสเมื่อ

pH = pKind- log

pH = pKind+ 1

นั่นคือ ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ = pKind1 หมายความว่า สีของอินดิเคเตอร์จะเริ่มเปลี่ยนแปลงเมื่อ pH = pKind1 ซึ่งเป็นค่าโดยประมาณ แต่ถ้า [HIn] มากกว่าหรือน้อยกว่า [In-] 10 เท่าขึ้นไป อาจถึง 100 เท่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ก็จะเปลี่ยนไป ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ที่ถูกต้องจริงๆ ของแต่ละอินดิเคเตอร์หาได้จากการทดลอง
ตัวอย่างเช่น เมทิลเรด มีช่วง pH 4.4 - 6.2 หมายความว่า สารละลายที่หยดเมทิลเรดลงไป จะเปลี่ยนสีจากรูปกรด (แดง) ไปเป็นรูปเบส (เหลือง) ในช่วง pH ตั้งแต่ 4.4 - 6.2 นั่นคือ

- ถ้า pH < 4.4 จะให้สีแดง (รูปกรด)
- pH อยู่ระหว่าง 4.4 - 6.2 จะให้สีผสมระหว่างสีแดงกับเหลือง คือ สีส้ม
- pH > 6.2 จะให้สีเหลือง (รูปเบส)

สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด จะเปลี่ยนในช่วง pH ที่ต่างกัน ซึ่งแสดงได้ดังภาพ

ภาพแสดงสีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด

อย่างไรก็ตาม อินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่งๆ จะใช้หาค่า pH ของสารละลายได้อย่างคร่าวๆ เท่านั้น เช่น เมื่อนำสารละลายมาเติม เมทิลออเรนจ์ลงไป (ช่วง pH ของเมทิลออเรนจ์เท่ากับ 3.0 - 4.4 และสีที่เปลี่ยนอยู่ในช่วง สีแดงเหลือง) ถ้าสารละลายมีสีเหลืองหลังจากหยดเมทิลออเรนจ์ แสดงว่าสารละลายนี้มี pH ตั้งแต่ 4.4 ขึ้นไป ซึ่งอาจมีฤทธิ์เป็นกรด กลางหรือ เบส ก็ได้ ดังนั้น การหาค่า pH ของสารละลายหนึ่งๆ อาจจะต้องใช้อินดิเคเตอร์หลายๆ ตัว แล้วนำข้อมูลมาวิเคราะห์ pH ของสารละลายร่วมกัน

ตัวอย่างการทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึ่ง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผลการทดลองเป็นดังนี้

ให้หาค่า pH ของสารละลายจากข้อมูลการทดลองข้างต้น

แนวคิด จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 1 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 4 จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 2 แสดงว่า pH ของสารละลายอยู่ระหว่าง 4.4-6.2 จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 3 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 5.4 จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 4 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 6 จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 5 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 8.0 สรุปได้ว่า สารละลายมี pH อยู่ระหว่าง 5.4 - 6

การหา pH ของสารละลายโดยใช้อินดิเคเตอร์หลายๆ ชนิดนี้ ไม่สะดวกในการใช้ จึงมีการคิดที่จะนำอินดิเคเตอร์หลายๆ ชนิด ซึ่งเปลี่ยนสีในช่วง pH ต่างๆ กันมาผสมกันในสัดส่วนที่เหมาะสม จะสามารถใช้บอกค่า pH ของสารละลายได้ละเอียดขึ้น อินดิเคเตอร์ผสมนี้เรียกว่า ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ ซึ่งสามารถเปลี่ยนสีได้ในสารละลายที่มี pH ต่างๆ กันเกือบทุกค่า
การใช้ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ หยดยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ลงในสารละลายที่ต้องการหาค่า pH ประมาณ 3 หยดต่อสารละลาย 3 cm3สังเกตสีของสารละลายแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐานของยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ที่ pH ต่างๆ ว่าสีของสารละลายตรงกับสีมาตรฐานที่ pH ใด ก็จะมีค่าเท่ากับ pH นั้น

ตาราง การเปลี่ยนสีของสารละลาย เมื่อใช้ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์

บทเรียนที่ 12 สารละลายกรด-เบสในชีวิตประจำวัน

สารละลายกรด-เบส ในชีวิตสารละลายกรด-เบสในชีวิตประจำวันประจำวัน

ค่า pH ของสารละลายในสิ่งมีชีวิตมีค่าเฉพาะตัว เช่น pH ของเอนไซม์ในกระเพาะอาหารมีค่าประมาณ 1.5 pH ของเลือดและน้ำลาย มีค่าเท่ากับ 7.4 และ 6.8 ตามลำดับ

ตารางแสดงค่า pH ของสารละลายในร่างกาย

นอกจากสารละลายในร่างกายเราจะมีค่า pH เฉพาะตัวแล้ว ก็จะพบว่าสารละลายกรดและสารละลายเบสที่พบในชีวิตประจำวันนั้น มีทั้งกรดอ่อนจนถึงกรดแก่ และเบสอ่อนถึงเบสแก่ น้ำบริสุทธิ์มีสภาพเป็นกลางไม่เป็นกรดหรือเบส ในขณะที่น้ำฝนจะมีความเป็นกรดอ่อนๆ เนื่องจากในอากาศมีแก๊ส CO2ซึ่งรวมกับน้ำได้กรดคาร์บอนิก ซึ่งเป็นกรดอ่อน ส่วนในน้ำทะเลจะมีเกลือแร่ต่างๆ ซึ่งเมื่อละลายในน้ำจะได้สารละลายไฮดรอกไซด์ ซึ่งมีสภาพเป็นเบส

นกรด (Acid rain)

น้ำฝนที่มี pH ประมาณ 5.6 - 6.0 ซึ่งมีภาวะเป็นกรดอ่อนๆ ปัจจุบันในประเทศอุตสาหกรรม pH ของน้ำฝนมีค่าต่ำกว่า 5.6 ทั้งนี้เนื่องจากมีการเผาไหม้เชื้อเพลิง เช่น ถ่านหิน น้ำมัน เป็นต้น ซึ่งเชื้อเพลิงเหล่านี้มีสารซัลเฟอร์ (S) อยู่ ทำให้เกิดแก๊สSO2ซึ่งเมื่อถูกปล่อยออกมาสู่บรรยากาศ และละลายในน้ำ หรือถูกออกซิไดส์ต่อเป็นSO3แล้วละลายในน้ำฝนได้กรดH2SO4แล้วจะไปเพิ่มความเป็นกรดให้กับน้ำฝน ซึ่งอาจจะทำให้ pH ต่ำกว่า 3 ในบริเวณที่มีสภาพแวดล้อมไม่ดี

SO3(g) + H2O (l)H2SO4(aq)

ผลที่เกิดขึ้นคือ ฝนกรดจะไปทำลายต้นไม้ ทำลายชีวิตสัตว์น้ำ ทำให้โลหะเกิดการผุกร่อน หินถูกกัดเซาะ เป็นต้น
SO2อาจจะรวมกับน้ำได้เป็น H2SO3และนอกจากสารประกอบของซัลเฟอร์แล้วก็อาจมีสารประกอบของ N ซึ่งจะถูกเปลี่ยนเป็น NO2, HNO2และ HNO3ได้เช่นกัน ซึ่งเมื่อละลายในน้ำฝนก็จะไปเพิ่มความเป็นกรดให้กับน้ำฝนได้ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ

2NO (g) + O2(g)2NO2(g)
2NO (g) + H2O (l)HNO2(aq) + HNO3(aq)

ความเป็นกรดเบสของน้ำและดินมีความสำคัญต่อการเพาะปลูกและการเลี้ยงสัตว์น้ำ เช่น กุ้ง ซึ่งในการเลี้ยงกุ้ง pH ของน้ำต้องเป็นกลาง กุ้งจึงจะเจริญเติบโตได้ดี เป็นต้น และโดยทั่วไปดินที่มี pH ต่ำ เกินไปอาจจะไม่เหมาะสมต่อการเจริญเติบโตของพืช พืชแต่ละชนิดจะเติบโตในภาวะที่ต่างกัน ข้าวจะเจริญเติบโตในดินเปรี้ยว คือ เป็นกรดเล็กน้อย ดังนั้น จึงต้องมีการตรวจวัด pH ของดินและน้ำ เพื่อช่วยให้เกษตรสามารถจัดการกับการเพาะปลุกได้ดี เช่น ถ้า pH ต่ำมากก็อาจใช้ปูนขาว หรือขึ้เถ้าโรยลงไปในดินเพื่อลดความเป็นกรดของดินได้

บทเรียนที่ 13 ปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบส

1.ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส

จากทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตตและลาวรี กรดคือสารที่ให้โปรตอน และเบสคือ สารที่รับโปรตอน เมื่อกรดทำปฏิกิริยากับเบส จึงมีการถ่ายโอนโปรตอนระหว่างกรดและเบสนั่นเอง ตัวอย่างเช่น ปฏิกิริยาระหว่าง HCl และ NaOH สามารถเขียนปฏิกิริยาได้ดังนี้

HCl (aq) + NaOH (aq)NaCl (aq) + H2O

HCl เป็นกรดจะให้โปรตอน (H+) กับเบส NaOH ได้เกลือ NaCl กับน้ำ โปรตอนถ่ายโอนจากกรด HCl ไปให้กับเบส NaOH เมื่อเขียนสมการไอออนิกสุทธิระหว่างกรดและเบสจะได้ดังนี้

H+(aq) + OH-(aq)H2O (l)
ปฏิกิริยาระหว่าง H+จากสารละลายกรดกับ OH-จากสารละลายเบสได้ H2O เรียกว่า ปฏิกิริยาสะเทิน (Neutralization reaction) ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส จะได้เกลือกับน้ำเป็นส่วนใหญ่ แต่จะมีบางปฏิกิริยาที่ได้เกลือเพียงอย่างเดียว เช่น ปฏิกิริยาระหว่าง HCl กับ NH3ได้เกลือ NH4Cl ซึ่งเกลือ NH4Cl จะแตกตัวให้ NH4+และ Cl-ทำให้สารละลายนำไฟฟ้าได้

HCl (aq) + NH3NH4Cl (aq)

NH4Cl (aq) NH4+(aq) + Cl-(aq)

ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่างกรดซัลฟิวริกกับแบเรียมไฮดรอกไซด์จะได้ตะกอน BaSO4กับน้ำ

H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq)BaSO4(s) + 2H2O (l)

สารละลาย H2SO4และสารละลาย BaSO4นำไฟฟ้าได้ แต่เมื่อนำมาผสมเข้าด้วยกันแล้วสารละลายที่ได้ไม่สามารถนำไฟฟ้าได้เพราะ BaSO4เป็นของแข็งที่ละลายน้ำได้น้อยมาก จึงมีไอออนที่จะนำไฟฟ้าได้อยู่น้อยมาก ซึ่งไอออนที่เกิดขึ้นอาจเกิดขึ้นเนื่องจากการแตกตัวของน้ำ ทำให้สารละลายผสมสามารถนำไฟฟ้าได้เล็กน้อย

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส สามารถแบ่งได้ดังนี้

1.ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่

เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่ HCl กับเบสแก่ KOH ได้เกลือ KCl และน้ำ ดังนี้
HCl (aq) + KOH (aq)KCl (aq) + H2O (l)

2.ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน

เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่ HCl กับเบสอ่อน NH4OH ได้เกลือ NH4Cl และน้ำ
HCl (aq) + NH4OH (aq)NH4Cl (aq) + H2O (l)

3.ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่

เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรด CH3COOH และเบส NaOH ได้เกลือโซเดียมแอซิเตต (CH3COONa) และน้ำ
CH3COOH (aq) + NaOH (aq)CH3COONa (aq) + H2O (l)

4.ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อน

เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรด HCN กับเบส NH4OH ได้เกลือ NH4CN และน้ำ
HCN (aq) + NH4OH (aq)NH4CN (aq) + H2O (l)

ปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบสในน้ำนี้จะทำให้สารละลายที่ได้แสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลางได้ ซึ่งพิจารณาได้เป็น 2 กรณี
1.ในกรณีกรดและเบสทำปฏิกิริยากันแล้วมีกรดหรือเบสเหลืออยู่ ถ้ามีกรดเหลืออยู่สารละลายแสดงสมบัติเป็นกรด ถ้ามีเบสเหลืออยู่สารละลายก็จะแสดงสมบัติเป็นเบส
2.ถ้ากรดกับเบสทำปฏิกิริยากันหมดพอดี ได้เกลือกับน้ำ สารละลายของเกลือที่ได้จากปฏิกิริยา จะแสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ขึ้นอยู่กับชนิดของเกลือนั้นว่ามาจากกรดและเบสประเภทใด ทั้งนี้เพราะเกลือแต่ละชนิดจะเกิดการแตกตัวและทำปฏิกิริยากับน้ำ เรียกว่า ไฮโดรไลซีส ซึ่งจะทำให้สารละลายแสดงสมบัติกรด-เบสต่างกัน รายละเอียดอยู่ในหัวข้อต่อไป

2.ปฏิกิริยาของกรดหรือเบสกับสารบางชนิด

กรดนอกจากจะสามารถทำปฏิกิริยาสะเทินกับเบสได้เกลือกับน้ำ แล้วยังสามารถทำปฏิกิริยากับโลหะบางชนิด เช่น Zn, Fe, ได้แก๊ส H2และเกลือของโลหะนั้น หรือทำปฏิกิริยากับเกลือคาร์บอนเนต เช่น CaCO3, Na2CO3หรือเกลือ NaHCO3ได้แก๊ส CO2
ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่าง HCl กับ CaCO3จะได้เกลือและแก๊ส CO2

HCl(aq) + CaCO3(s)CaCl2(aq) + CO2(g)

เบสก็เช่นเดียวกันนอกจากจะทำปฏิกิริยาสะเทินกับกรดได้เกลือกับน้ำแล้ว ยังสามารถทำปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนียมเช่น NH4Cl, (NH4)2SO4, จะได้แก๊ส NH3หรือทำปฏิกิริยากับเกลือ เช่นปฏิกิริยาระหว่าง NaOH กับ FeCl3ได้สารผลิตภัณฑ์ดังนี้

3NaOH (aq) + FeCl3(aq)Fe(OH)2(s) + 3NaCl (aq)

ดังนั้น จะเห็นได้ว่ากรดและเบสทำปฏิกิริยากันเองได้ และทั้งกรดและเบสก็สามารถทำปฏิกิริยากับสารอื่นได้ด้วย

บทเรียนที่ 14 ปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบส (2)

นอกจากจะสามารถทำปฏิกิริยาสะเทินกับเบสได้เกลือกับน้ำ แล้วยังสามารถทำปฏิกิริยากับโลหะบางชนิด เช่น Zn, Fe, ได้แก๊ส H2 และเกลือของโลหะนั้น หรือทำปฏิกิริยากับเกลือคาร์บอนเนต เช่น CaCO3, Na2CO3หรือเกลือ NaHCO3ได้แก๊ส CO2
ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่าง HCl กับ CaCO3จะได้เกลือและแก๊ส CO2

HCl(aq) + CaCO3(s)CaCl2(aq) + CO2(g)

เบสก็เช่นเดียวกันนอกจากจะทำปฏิกิริยาสะเทินกับกรดได้เกลือกับน้ำแล้ว ยังสามารถทำปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนียมเช่น NH4Cl, (NH4)2SO4, จะได้แก๊ส NH3หรือทำปฏิกิริยากับเกลือ เช่นปฏิกิริยาระหว่าง NaOH กับ FeCl3ได้สารผลิตภัณฑ์ดังนี้

3NaOH (aq) + FeCl3(aq)Fe(OH)2(s) + 3NaCl (aq)

ดังนั้น จะเห็นได้ว่ากรดและเบสทำปฏิกิริยากันเองได้ และทั้งกรดและเบสก็สามารถทำปฏิกิริยากับสารอื่นได้ด้วย

เกลือ (Salt)

เกลือเป็นสารประกอบไอออนิก ประกอบด้วยไอออนบวก (แคตไอออน) และไอออนลบ (แอนไอออน) ยกเว้น OH-ตัวอย่างเช่น NaCl ประกอบด้วยโซเดียมไอออน (Na+) และคลอไรด์ไอออน (Cl-) แบเรียมซัลเฟต (BaSO4) ประกอบด้วยแบเรียมไอออน (Ba2+) และซัลเฟตไอออน (SO42-) เกลือ NaCl ละลายในน้ำได้ดีและให้ Na+และ Cl-แต่เกลือ BaSO4เป็นเกลือที่ไม่ละลายน้ำ ทำให้สารละลายของเกลือ NaCl นำไฟฟ้าได้ดี แต่สารละลายของเกลือ BaSO4ไม่นำไฟฟ้า

เราอาจจำแนกเกลือออกได้เป็นประเภทต่างๆ ดังนี้

1.เกลือปกติ (Normal salt)

เกลือปกติเป็นเกลือที่ไม่มีไฮโดรเจนหรือไฮดรอกไซด์ไอออนที่อาจถูกแทนที่ ดังนั้น จึงประกอบด้วยไอออนบวกคือโลหะ หรือกลุ่มธาตุที่เทียบเท่าโลหะ เช่น NH4+(แอมโมเนียมไอออน) กับไอออนลบซึ่งเป็นอนุมูลกรด (Acid radical) ตัวอย่างของเกลือปกติ เช่น NaCl, K2SO4, Ca3(PO4)2, NH4NO3, (NH4)2SO4, ZnSO4เป็นต้น

2.เกลือกรด (Acid salt)

เกลือประเภทนี้มี H อะตอมอยู่ในโมเลกุลของเกลือ ซึ่งสามารถไอออไนซ์ได้ (แตกตัวเป็นไอออนได้) เช่น NaHSO4, NaHCO3, Na2HPO4, NaH2PO4เป็นต้น

3.เกลือเบสิก (Base salt)

เกลือประเภทนี้มีไอออนลบ OH-และไอออนบวก เช่น Pb(OH)Cl, Bi(OH)2Cl เป็นต้น

4.เกลือสองเชิง (Double salt)

เกิดจากเกลือปกติสองชนิดรวมกันเป็นโมเลกุลใหญ่ เช่น K2SO4, Al(SO4)3.24H2O เป็นต้น

5.เกลือเชิงซ้อน (Complex salt)

ประกอบด้วยไอออนลบที่ไอออนเชิงซ้อน เช่น K3Fe(CN)6เป็นต้น

การเรียกชื่อเกลือ

1.ให้อ่านโลหะแล้วตามด้วยอนุมูลกรด เช่น
NaCl = โซเดียมคลอไรด์
KI = โพแทสเซียมไอโอไดด์
MgS = แมกนีเซียมซัลไฟด์

ถ้าอนุมูลกรดมาจากกรดที่ลงท้ายด้วย ous ต้องเปลี่ยนเป็น ite แต่ถ้าลงท้ายด้วย ic ต้องเปลี่ยนเป็น ate เช่น

Na2CO3= โซเดียมคาร์บอเนต
Ca3(PO4)2= แคลเซียมฟอสเฟต
K2SO4= โพแทสเซียมซัลเฟต
Na2SO4= โซเดียมซัลเฟต

2.ถ้าโลหะมีเลขออกซิเดชัน (ประจุไฟฟ้า) มากกว่า 1 ค่าให้บอกไว้ในวงเล็บหลังโลหะนั้น แล้วอ่านตามด้วยอนุมูลกรด เช่น

Fe(NO3)2= ไอร์ออน (II) ไนเตรต
Fe(NO3)3= ไอร์ออน (III) ไนเตรต
SnCl2= ทิน (II) คลอไรด์
SnCl4= ทิน (IV) คลอไรด์

วิธีการเตรียมเกลือ

1.เตรียมจากปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส

กรด + เบสเกลือ + น้ำ

เช่น HCl (aq) + NaOH (aq)NaCl (aq) + H2O (l)
H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq)BaSO4(s) + 2H2O (l)

“เกลือที่เกิดจากกรดและเบสทำปฏิกิริยากัน ไอออนบวกของเกลือจะมาจากเบส ส่วนไอออนลบของเกลือมาจากกรด”

เกลือที่เกิดจากปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส แบ่งออกได้เป็น

1.1 เกลือที่เกิดจากกรดแก่และเบสแก่ ตัวอย่างเช่น
- NaCl เกิดจากกรด HCl กับเบส NaOH,
HCl (aq) + NaOH (aq)NaCl (aq) + H2O (l)
- Ca(NO3)2เกิดจาก HNO3และ Ca(OH)2
HNO3(aq) + Ca(OH)2(aq)Ca(NO3)2(aq) + H2O (l)

1.2 เกลือที่เกิดจากกรดอ่อนกับเบสแก่ เช่น
- NaClO เกิดจาก HClO และ NaOH
HClO (aq) + NaOH (aq)NaClO (aq) + H2O (l)
- Ba(C2H3O2)2เกิดจาก C2H3O2H และ Ba(OH)2
C2H3O2H(aq) + Ba(OH)2(aq)Ba(C2H3O2)2(aq) + H2O (l)

1.3 เกลือที่เกิดจากกรดแก่กับเบสอ่อน เช่น
- NH4Cl เกิดจาก HCl กับ NH3
HCl (aq) + NH3(g)NH4Cl (aq) + H2O (l)
- Al(NO3)3เกิดจาก HNO3(aq) และ Al(OH)3(aq)
HNO3(aq) + Al(OH)3(aq)Al(NO3)3(aq) + H2O (l)

1.4 เกลือที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน เช่น
- NH4CN เกิดจากกรด HCN กับเบส NH3
HCN(aq) + NH3(g)NH4CN (aq) + H2O (l)
- FeCO3เกิดจากกรด H2CO3(aq) กับเบส Fe(OH)2(aq)
H2CO3(aq) + Fe(OH)2(aq)FeCO3(aq) + H2O (l)

2. เตรียมจากปฏิกิริยาของโลหะกับกรด

โลหะ + กรดเกลือ + แก๊ส
โลหะ + กรดเกลือ + น้ำ + แก๊ส
เช่น
Mg (s) + 2HCl (aq)MgCl2(aq) + H2(g)
Zn(s) + H2SO4(aq)ZnSO4(aq) + H2(g)
3Cu(s) + 8HNO3(aq)3Cu(NO3)2(aq) + H2O (l) + 2NO (g)

3. เตรียมจากปฏิกิริยาของโลหะออกไซด์กับกรด

โลหะออกไซด์ + กรดเกลือ + น้ำ

เช่น CaO (s) + H2SO4(aq)CaSO4(s) + H2O (l)
CuO (s) + H2SO4(aq)CuSO4(s) + H2O (l)
MgO (s) + 2HCl (aq)MgCl2(aq) + H2O (l)

4. เตรียมจากปฏิกิริยาของเกลือกับกรด เช่น

FeS(s) + 2HCl (aq)FeCl2(aq) + H2S (g)
Na2CO3(s) + H2SO4(aq)Na2SO4(aq) + H2CO3(aq)
NaHCO3(s) + HCl(aq)NaCl(aq) + H2O (l) + CO2(g)
BaCO3(s) + 2HCl (aq)BaCl2(aq) + H2O (l) + CO2(g)

5.เตรียมจากปฏิกิริยาของเกลือกับเกลือ

NaCl (aq) + AgNO3(aq)AgCl(s) + NaNO3(aq)
BaCl2(aq) + Na2SO4(aq)BaSO4(s) + 2NaCl (aq)
ZnCl2(aq) + Na2S (aq)ZnS (s) + 2NaCl (aq)

6.โดยการรวมตัวกันโดยตรงของโลหะกับอโลหะ

2Na(s) + Cl2(g)2NaCl (aq)
Fe (s) + S (s)FeS

ประโยชน์ของเกลือ

เกลือหลายชนิดมีประโยชน์มากทั้งในชีวิตประจำวัน และในอุตสาหกรรม ดังแสดงในตาราง

ตัวอย่างที่ 1จงเขียนสมการ และเรียกชื่อเกลือที่เกิดจากปฏิกิริยาระหว่างสาร ต่อไปนี้
ก. กรดคาร์บอนิก กับแคลเซียมไฮดรอกไซด์
ข. โซเดียมซัลไฟด์กับกรดซัลฟิวริก
ค. เหล็กกับกรดไฮโดรคลอริก
วิธีทำ
ก. H2CO3(aq) + Ca(OH)2(aq)CaCO3(s) + 2H2O (l)
แคลเซียมคาร์บอเนต
ข. Na2S (s) + H2SO4(aq)Na2SO4(aq) + H2S (g)
โซเดียมซัลเฟต
หรืออาจเกิดปฏิกิริยาได้อีกแบบหนึ่งดังนี้
Na2S (s) + 2H2SO4(aq)2NaHSO4(aq) + H2S (g)
โซเดียมไฮโดรเจนซัลเฟต
ค. Fe(s) + 2HCl(aq)FeCl2(aq) + H2(g)
ไอร์ออน(II) คลอไรด์

ตัวอย่างที่ 2จะต้องใช้สาระลายกรดและเบสคู่ใดทำปฏิกิริยากันจึงจะได้เกลือต่อไปนี้
ก. KBr
ข. NH4NO3
ค. BaSO4
ง. NH4HCO3
วิธีทำ
ก. KOH (aq) + HBr (aq)KBr (aq) + H2O (l)
ข. NH4OH (aq) + HNO3(aq)NH4NO3(aq) + H2O (l)
ค. H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq)BaSO4(s) + H2O (l)
ง. H2CO3(aq) + NH4OH (aq)NH4HCO3(aq) + H2O (l)

ตัวอย่างที่ 3จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยา ระหว่างสารต่อไปนี้พร้อมทั้งเรียกชื่อเกลือที่เกิดขึ้นด้วย
ก. CH3COOH กับ Ca(OH)2
ข. HCl กับ Na2CO3
ค. H2SO4กับ NaOH
วิธีทำ
ก. CH3COOH (aq) + Ca(OH)2(aq)(CH3COO)2Ca (aq) + 2H2O (l)
แคลเซียมแอซิเตต
ข. 2HCl (aq) + Na2CO3(s)2NaCl (aq) + H2O (l) + CO2(g)
โซเดียมคลอไรด์
ค. H2SO4(aq) + NaOH (aq)NaHSO4(aq) + H2O (l)
โซเดียมไฮโดรเจนซัลเฟต
หรือ
H2SO4(aq) + 2NaOH (aq)Na2SO4(aq) + H2O (l)
โซเดียมซัลเฟต

3.ปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสของเกลือ (Hydrolysis of Salts)

ไฮโดรไลซีส หมายถึง ปฏิกิริยาระหว่างสาร(เกลือ) กับน้ำ
ไฮโดรไลซีสของเกลือ หมายถึง ปฏิกิริยาระหว่างเกลือกับน้ำ เกลือเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ เมื่อเกลือละลายในน้ำ เกลือจะแตกตัวออกเป็นไอออนบวกและไอออนลบทั้งหมด ดังนั้น สมบัติของสารละลายของเกลือ จึงขึ้นอยู่กับไอออนบวกและไอออนลบในสารละลายนั้น ไอออนบางตัวสามารถที่จะทำปฏิกิริยากับน้ำและให้ H+หรือ OH-ได้ ปฏิกิริยานี้จึงเรียกว่า ปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส เช่น
- ไอออนลบ เช่น X-เมื่อทำปฏิกิริยากับน้ำ จะเขียนสมการได้ดังนี้

X-(aq) + H2O (l)HX (aq) + OH-(aq)

จะเห็นว่าจากปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสของไอออนลบ X-ที่เกิดขึ้น X- (aq) จะรับ H+จากน้ำแล้วได้ OH-(aq) ดังนั้นสารละลายที่ได้จึงมีสมบัติเป็นเบส
- สำหรับไอออนบวก เช่น NH4+(aq) เมื่อทำปฏิกิริยากับน้ำ จะเขียนสมการได้ดังนี้

NH4+(aq) + H2O(l)NH3(g) + H3O+(aq)

จะเห็นว่าจากปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสของไอออนบวก NH4+(aq) ที่เกิดขึ้น NH4+จะให้โปรตอนกับ H2O (l) แล้วได้ H3O+(aq) ดังนั้นสารละลายที่ได้จึงมีสมบัติเป็นกรด
ดังนั้นจึงอาจสรุปได้ว่า “ถ้าไอออนลบของเกลือเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสจะทำให้สารละลายแสดงสมบัติความเป็นเบส และถ้าไอออนบวกของเกลือเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส จะทำให้สารละลายแสดงสมบัติความเป็นกรด”

- การพิจารณาว่าไอออนลบใดจะเกิดไฮโดรไลซีสหรือไม่นั้นมีหลักพิจารณาดังนี้
1. ถ้าเป็นไอออนลบของกรดแก่ เช่น Cl-, Br-, I-, NO3-, และ ClO4-จะไม่ทำปฏิกิริยากับน้ำ ดังนั้น จะไม่มีผลต่อค่าความเป็นกรด-เบสของสารละลาย
2. ไอออนลบของกรดอ่อน เช่น CH3COO-, ClO-, CN-, และ CO32-สามารถรับโปรตอนจากน้ำเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสได้สารละลายที่เป็นเบส เช่น ปฏิกิริยาของ CH3COO-กับน้ำ

CH3COO-(aq) + H2O (l)CH3COOH (aq) + OH-(aq)

- การพิจารณาว่าไอออนบวกใดจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสหรือไม่มีหลักพิจารณาดังนี้
1. ไอออนบวกของโลหะหมู่ IA หรือ IIA (ยกเว้น Be) ได้แก่ Li+ , Na+ , K+ , Mg2+ , Ca2+ และ Ba2+ จะไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส รวมทั้งไอออนบวกของเบสแก่ทั้งหมด
2. แอมโมเนียมไอออนของเกลือแอมโมเนียมจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส และทำให้สารละลายเป็นกรด

1. การไฮโดรไลซีสของเกลือที่เกิดจากกรดแก่และเบสแก่

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายในน้ำจะไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ำ ทั้งนี้เพราะ ทั้งไอออนบวกที่มาจากเบสแก่ และไอออนลบที่มจากกรดแก่ ต่างก็ไม่ทำปฏิกิริยากับน้ำ เช่น NaCl เมื่อละลายน้ำได้ Na+และ Cl-ทั้ง Na+ซึ่งมาจากเบสแก่ และ Cl-ซึ่งมาจากกรดแก่ HCl จะไม่ทำปฏิกิริยากับน้ำ ไม่มีผลต่อค่า pH ของสารละลาย สารละลายจึงเป็นกลาง คือมี [H3O+] และ [OH-] ที่แตกตัวจากน้ำมีปริมาณเท่ากัน pH ของสารละลายเท่ากับ 7

2. การไฮโดรไลซีสของเกลือที่เกิดจากกรดอ่อนกับเบสแก่

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้ำจะได้ไอออนลบที่มาจากกรดอ่อนที่มีสมบัติเป็นคู่เบสที่แรงพอสมควร ไอออนลบที่เกิดขึ้นจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ำได้ OH-ไอออนทำให้สารละลายแสดงสมบัติความเป็นเบส
ตัวอย่างเช่น NaClO เมื่อละลายน้ำจะให้ Na+และ ClO-ดังนี้

NaClO (s)Na+(aq) + ClO-(aq)
ClO-จะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส โดยรับโปรตอนจากน้ำได้เป็น HClO และ OH-ตามสมการ

ClO-(aq) + H2O (l)HClO (aq) + OH-(aq)

สำหรับ Na+(aq) ไอออน ซึ่งมาจากเบสแก่ NaOH ไม่เกิดการไฮโดรไลซีส
ดังนั้นสารละลายที่เกิดจากการละลายของเกลือ NaClO ในน้ำแล้วเกิดการไฮโดรไลซีสของ ClO-(aq) จะได้ OH-ไอออน จึงแสดงสมบัติเป็นเบส pH ของสารละลายมีค่ามากกว่า 7

3. การไฮโดรไลซีสของเกลือที่เกิดจากกรดแก่กับเบสอ่อน

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้ำจะให้ไอออนบวกที่มาจากเบสที่เป็นคู่กรด ที่มีความแรงพอสมควร ไอออนบวกนี้จะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ำให้ H3O+ทำให้สารละลายแสดงสมบัติเป็นกรด
ส่วนไอออนลบซึ่งมาจากกรดแก่ ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส ตัวอย่างเช่น
NH4Cl ซึ่งเกิดจากกรดแก่ HCl กับเบสอ่อน NH3
NH4Cl แตกตัวในน้ำได้ NH4+และ Cl-ทั้งหมด

NH4Cl (aq)NH4+(aq) + Cl-(aq)

Cl-ไม่เกิดการไฮโดรไลซีส แต่ NH4+เกิดไฮโดรไลซีส โดย NH4+จะให้โปรตอนกับ H2O ได้เป็น NH3(aq) และ H3O (aq) ดังสมการ

NH4+(aq) + H2O (l)NH3(aq) + H3O+ (aq)

จะเห็นได้ว่าผลจากการไฮโดรไลซีสของ NH4Cl จะได้ H3O+ ดังนั้นสารละลายของเกลือ NH4Cl จึงแสดงสมบัติเป็นกรด pH ของสารละลายมีค่าน้อยกว่า 7

4.การไฮโดรไลซีสของเกลือที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้ำได้ไอออนบวกและไอออนลบ ซึ่งไอออนทั้งสองนี้ สามารถเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสได้ทั้งคู่ ไอออนบวกของเกลือจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสได้ H3O+ ส่วนไอออนลบได้ OH-ดังนั้นความเป็นกรด-เบสของสารละลายจึงขึ้นอยู่กับว่าไอออนบวกหรือไอออนลบเกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซีสได้ดีกว่ากัน โดยพิจารณาจากค่าคงที่ของการแตกตัวของคู่เบส (Kb) (ไอออนลบ) หรือค่าคงที่การแตกตัวของคู่กรด Ka (ไอออนบวก)
ตัวอย่างเช่น เกลือ NH4CN ที่เกิดจากกรดอ่อน HCN และเบสอ่อน NH4OH
NH4OH แตกตัวในน้ำให้ NH4+และ CN-ดังสมการ

NH4CN (aq)NH4+(aq) + CN-(aq)

NH4+และ CN-เกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซีสดังนี้

NH4+(aq) + H2O (l)NH3(aq) + H3O+(aq) ; Ka= 5.6 x 10-10
CN-(aq) + H2O (l)HCN (aq) + OH-(aq) ; Kb= 5.6 x 10-5

เนื่องจาก ค่า Kb> Kaดังนั้นแสดงว่า CN-เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสให้ OH-ได้ดีกว่า NH4+ดังนั้น [OH-] > [NH3] สารละลายของเกลือ NH4CN จึงแสดงสมบัติเป็นเบส pH มีค่ามากกว่า 7

ตัวอย่างที่ 4 จงเขียนสมการแสดงการละลายน้ำของเกลือโซเดียมแอซิเตต และให้บอกว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบส
วิธีทำ
เกลือโซเดียมแอซิเตต มีสูตรโมเลกุลเป็น CH3COONa เมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ Na+และ CH3COO-หมดดังสมการ

CH3COONa (s)Na+(aq) + CH3COO-(aq)
Na+ไอออน ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส
CH3COO-เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส โดย CH3COO-รับโปรตอนจากน้ำได้เป็นกรดแอซิติก

CH3COO-(aq) + H2O (l)CH3COOH (aq) + OH-(aq)

จะเห็นว่าผลจากการเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสได้ OH-ดังนั้นสารละลายของเกลือโซเดียมแอซิเตตจึงมีสมบัติเป็นเบส

ตัวอย่างที่ 5 F-ไอออนเกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซีสหรือไม่ ถ้าเกิดสารละลายเป็นกรดหรือเบส
วิธีทำ F-ไอออนเป็นไอออนลบของเกลือที่เกิดจากกรดอ่อน HF ดังนั้น F-ไอออนเป็นคู่เบสที่มีความแรงเมื่อทำปฏิกิริยากับน้ำจึงสามารถรับโปรตอนจากน้ำได้เป็น HF และ OH-ดังสมการ

F-(aq) + H2O (l)HF(aq) + OH-(aq)

จะเห็นได้ว่าผลจากการเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสของ F-จะได้ OH-ดังนั้นสารละลายจึงแสดงสมบัติความเป็นเบส

ตัวอย่างที่ 6 NH4Br เมื่อละลายน้ำจะมีผลต่อค่า pH ของสารละลายอย่างไร ?
วิธีทำ NH4Br ละลายในน้ำจะแตกตัวให้NH4+และ Br-
NH4Br (s)NH4+(aq) + Br-(aq)
Br- มาจากกรดแก่ HBr จึงไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส
NH4+เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสได้ H3O+ทำให้สารละลายแสดงสมบัติความเป็นกรดโดย ให้ H+กับน้ำได้ NH3(aq) และ H3O+(aq) ดังนี้

NH4+(aq) + H2O (l)NH3(aq) + H3O+(aq)

5.การไฮโดรไลซีสของไอออนลบของเกลือที่เกิดจากกรดพอลิโปรติก

ไอออนลบของเกลือที่เกิดจากกรดพอลิโปรติก เช่น CO32-, PO43-สามารถเกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซีสได้หลายขั้น เนื่องจากสามารถรับ H+จาก H2O ได้มากกว่า 1 โปรตอน เช่น
ปฏิกิริยาการไฮโดรไลซีสของเกลือ Na2CO3(s)
เมื่อ เกลือ Na2CO3(s) ละลายน้ำ จะเกิดการแตกตัวเป็นไอออนได้หมด คือ

Na2CO3(s)Na+(aq) + CO32-(aq)

Na+ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส เนื่องจากมาจาก เบสแก่ NaOH
CO32-(aq) เกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซีสได้ 2 ขั้นตอนดังนี้

CO32-(aq) + H2O (l)HCO3-(aq) + OH-(aq)

และ HCO3-(aq) + H2O (l)H2CO3(aq) + OH-(aq)

บทเรียนที่ 15 การไทเทรตกรด-เบส

การไทเทรตกรด-เบส|อินดิเคเตอร์กับการไทเทรตกรด-เบส|การทดลองไทเทรต

การไทเทรตกรด-เบส (Acid-base titration)

การไทเทรตกรด-เบส หมายถึง กระบวนการหาปริมาณสาร โดยวิธีใช้สารละลายมาตรฐานที่ทราบค่าความเข้มข้นที่ แน่นอน ให้ทำปฏิกิริยากับสารตัวอย่าง โดยอาศัยหลักการเกิดปฏิกิริยาระหว่างสารละลายกรดและเบสที่เข้าทำปฏิกิริยากันพอดี ทำให้คำนวณหาความเข้มข้นหรือปริมาณของสารตัวอย่างดังกล่าวได้

วิธีการไทเทรตกรด-เบส คือ นำสารละลายกรดหรือเบสตัวอย่างที่ต้องการวิเคราะห์หาปริมาณ มาทำการไทเทรตกับสารละลายเบสหรือกรดมาตรฐานที่ทราบค่าความเข้มข้นที่แน่นอน กล่าวคือ ถ้าสารละลายตัวอย่างเป็นสารละลายกรด ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นเบส นำมาทำการไทเทรต แล้วบันทึกปริมาตรของสารละลายมาตรฐานที่ใช้ในการทำปฏิกิริยาพอดีกัน จากนั้นนำไปคำนวณหาปริมาณของสารตัวอย่างต่อไป หรือทางตรงกันข้าม ถ้าใช้สารละลายตัวอย่างเป็นเบส ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นกรด

ตัวอย่างเช่น การหาค่าสารละลายกรด HCl ว่ามีความเข้มข้นเท่าใดเราอาจใช้สารละลายมาตรฐาน NaOH เข้มข้น 0.100 โมล/ลิตร มาทำการไทเทรตกับสารละลาย HCl ตัวอย่าง จำนวนหนึ่ง (อาจจะเป็น 50 cm3) เมื่อทราบปริมาตรของ NaOH ที่ใช้ในการทำปฏิกิริยาพอดีกับ HCl จำนวน 50 cm3นี้โดยอินดิเคเตอร์เป็นตัวบอกจุดยุติ แล้วเราก็สามารถคำนวณหาความเข้มข้นของกรด HCl ได้

สารละลายมาตรฐาน ที่ทราบความเข้มข้นแน่นอน บรรจุอยู่ในเครื่องแก้วที่เรียกว่า บิวเรตต์ ซึ่งจะมีก๊อกไขปิด-เปิดเพื่อหยดสารละลายมาตรฐานมายังขวดรูปกรวยที่บรรจุสารละลายตัวอย่างที่ต้องการวิเคราะห์ ในการไทเทรต ค่อยๆ หยดสารละลายมาตรฐานลงมาทำปฏิกิริยากับสารตัวอย่างในขวดรูปกรวย เขย่าหรือหมุนขวดรูปกรวยเพื่อให้สารผสมกันพอดี ไทเรตจนกระทั่งอินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีก็หยุดไทเทรต แล้วบันทึกปริมาตรสารละลายมาตรฐานที่ใช้ เพื่อนำไปคำนวณหา pH สารละลายต่อไป

เครื่องแก้วเชิงปริมาตร ที่ใช้ในการถ่ายเทของเหลวตัวอย่าง ลงในขวดรูปกรวยจะใช้เครื่องแก้วที่สามารถ อ่านปริมาตรได้ค่าที่ละเอียด และมีค่าถูกต้องมากที่สุด นั่นคือจะใช้ ปิเปตต์ (จะไม่ใช้กระบอกตวงเพราะให้ค่าที่ไม่ละเอียด และความถูกต้องน้อย) ซึ่งมีขนาดต่างๆ ให้เลือกใช้ เช่น ขนาด 1 cm3, 5, 10, 25, 50 cm3เป็นต้น วิธีใช้ปิเปตต์จะใช้ลูกยางช่วยในการดูดสารละลาย โดยในตอนแรก บีบอากาศออกจากลูกยาง ที่อยู่ปลายบนของปิเปตต์ แล้วจุ่มปลายปิเปตต์ ลงในสารละลายที่ต้องการปิเปตต์ แล้วค่อยๆ ปล่อยลูกยาง สารละลายจะถูกดูดขึ้นมาในปิเปตต์ เมื่อสารละลายอยู่เหนือขีดบอกปริมาตร ดึงลูกยางออก รีบใช้นิ้วชี้กดที่ปลายปิเปตต์ค่อยๆ ปล่อยสารละลายออกจนถึงขีดบอกปริมาตรบน จากนั้นก็ปล่อยสารละลาย ออกจากปิเปตต์สู่ขวดรูปกรวยจนหมด

การไทเทรตกรด-เบส

รูปแสดงการใช้ปิเปตต์

รูปแสดงการใช้บิวเรตต์

อินดิเคเตอร์กับการไทเทรตกรด-เบส

อินดิเคเตอร์กรด-เบส ที่เหมาะสมกับปฏิกิริยาการไทเทรตจะต้องมีค่า pH ที่จุดกึ่งกลางช่วงการเปลี่ยนสีใกล้เคียงหรือเท่ากับ pH ที่จุดสมมูลของปฏิกิริยา นอกจากนี้ การเลือกใช้อินดิเคเตอร์กรด-เบส ต้องพิจารณาสีที่ปรากฎ จะต้องมีความเข้มมากพอที่จะมองเห็นได้ง่าย หรือเห็นการเปลี่ยนสีได้ชัดเจน ช่วงการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ จะเกิดขึ้นในช่วง 2 หน่วย pH

ตัวอย่างเช่น การไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่ pH ของสารละลายผลิตภัณฑ์ที่เกิดจากปฏิกิริยาการไทเทรต เมื่อถึงจุดสมมูลมีค่าใกล้เคียง 7 ก็ควรเลือกใช้อินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH ของการเปลี่ยนสีใกล้เคียงกับ 7 เช่น อาจใช้โบรโมไทมอลบลูหรือ ฟีนอล์ฟทาลีน ซึ่งจะเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีชมพู ในช่วง pH 8.20-10.00 เป็นต้น ดังนั้น ถ้าทราบ pH ของสารละลายที่จุดสมมูลของปฏิกิริยาการไทเทรตก็สามารถเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมได้

การเลือกอินดิเคเตอร์ ก็ขึ้นอยู่กับชนิดของปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส เพราะที่จุดสมมูลของแต่ละปฏิกิริยานั้น มีค่า pH ที่ต่างกัน

การฟของการไทเทรตจะช่วยในการเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมได้ดี เพราะกราฟจะแสดงค่า pH ของสารละลายขณะไทเทรต ตั้งแต่ก่อนจุดสมมูล ที่จุดสมมูล และหลังจุดสมมูล จุดที่ pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงมาก ซึ่งเป็นจุดสมมูลนั้น จะบอกช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ที่จะเลือกใช้ ในการพิจารณาเลือกอินดิเคเตอร์ จากกราฟของการไทเทรต จะแบ่งออกตามชนิดของปฏิกิริยาดังนี้

1.อินดิเคเตอร์สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่

รูปกราฟของการไทเทรตระหว่างกรดแก่และเบสแก่ จะแสดง pH ที่จุดสมมูลอยู่ที่ pH ใกล้เคียง 7

จากกราฟ จะเห็นว่าค่า pH เปลี่ยนแปลงรวดเร็วที่จุดใกล้ๆ จุดยุติ (ตั้งแต่ pH 4-10) ดังนั้นอินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH ของการเปลี่ยนแปลงสีระหว่าง 4 ถึง 10 ก็สามารถนำมาใช้ได้ ซึ่งอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมที่อาจใช้ได้ ได้แก่ เมทิลเรด (4.4-6.2) โบรโมไทมอลบลู (6.0-7.5) และฟีนอล์ฟทาลีน (8.2-10.0) ดังแสดงในภาพ แต่เรามักจะนิยมใช้ฟีนอล์ฟทาลีน เพราะสังเกตการเปลี่ยนแปลงสีได้ชัดเจน สำหรับ โบรโมคลีซอล กรีน (3.8-5.4) ไม่เหมาะสมที่จะใช้เป็นอินดิเคเตอร์สำหรับกรดแก่และเบสแก่ เพราะช่วงเปลี่ยนสีที่เป็นรูปเบสของอินดิเคเตอร์ จะเกิดก่อนจุดสมมูล ทำให้เกิดความคลาดเคลื่อนในการบอกจุดยุติ

2.อินดิเคเตอร์สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่

การเลือกอินดิเคเตอร์สำหรับการไทเทรตกรดอ่อน เช่น กรดแอซิติก กับเบสแก่ เช่น NaOH จะมีข้อจำกัดมากกว่าที่จุดสมมูลของการไทเทรต สารละลายจะมีโซเดียมแอซิเตต ทำให้สารละลายเป็นเบส มี pH มากกว่า 7

รูปกราฟแสดงการไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่และอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสม

จากกราฟจะเห็นได้ว่า เมทิลเรด จะเปลี่ยนสีก่อนจุดสมมูลจึงไม่เหมาะที่จะใช้เป็นอินดิเคเตอร์สำหรับกรดแอซิติกกับ NaOH (เข้มข้น 0.100 M) ฟีนอล์ฟทาลีนเปลี่ยนสีที่ช่วงจุดสมมูลพอดี โบรโมไทมอลบลู อาจจะใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ดี เมื่อใช้สีมาตรฐานเทียบ

3.อินดิเคเตอร์สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน

การเปลี่ยนแปลง pH ของสารละลายขณะไทเทรตเบสอ่อน เช่น NH3กับกรดแก่ เช่น HCl จะค่อยๆ ลดลง เมื่อใช้ HCl เป็นสารมาตรฐาน ที่จุดยุติจะได้เกลือ NH4Cl และ pH < 7 ในการไทเทรต 0.100 M NH3กับ 0.100 M HCl จะได้กราฟของการไทเทรต (ดังภาพ)

รูปกราฟของการไทเทรตระหว่าง 0.1000 M NH3กับ 0.1000 M HCl
จากกราฟ เราสามารถพิจารณาชาวง pH 3-7.5 ในการเลือกอินดิเคเตอร์ ซึ่งเราอาจใช้โบรโมไทมอลบลูหรือเมทิลเรดได้ แต่ไม่ควรใช้ฟีนอล์ฟทาลีนเพราะช่วง pH ของฟีนอล์ฟทาลีนมากกว่า 7 ทำให้เกิดความคลาดเคลื่อนในการบอกจุดสมมูล

ตัวอย่างที่ 1กำหนดช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ให้ดังนี้

จงเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมที่สุดในการไทเทรตระหว่างสารละลาย 0.1 โมล/ลิตร HCN จำนวน 50 cm3กับ 0.1 โมล/ลิตร จำนวน 50 cm3กำหนดค่า Kaของกรด HCN = 7.2 x 10-10 ที่ 250C และ log 8.4 = 0.92
วิธีทำ
HCN (aq) + NaOH(aq)NaCN (aq) + H2O (l)

เพราะฉะนั้นจำนวนโมลของ HCN =		= 5 x 10-3โมล
เพราะฉะนั้นจำนวนโมลของ NaOH =		= 5 x 10-3โมล

ดังนั้นสารละลายทั้งสองทำปฏิกิริยากันพอดีด้วยจำนวนโมลเท่ากันได้ผลิตภัณฑ์เป็น NaCN = 5 x 10-3 โมล ในปริมาตร 50 + 50 = 100 cm3

เพราะฉะนั้น [NaCN] =

x 5 x 10-3= 0.05 โมล/ลิตร

NaCN แตกตัวได้ 100 % ดังนี้
NaCN (aq)Na+(aq) + CN-(aq)
0.05 0.05 0.05 โมล/ลิตร

CN-(aq) + H2OHCN (aq) + OH-(aq)
ความเข้มข้นเริ่มต้น 0.05 0 0
ความเข้มข้นที่เปลี่ยนไป -x +x +x
ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.05-x x x

1.4 x 10-5=
1.4 x 10-5=		(x มีค่าน้อยมาก 0.05-x0.05)

x = 8.4 x 10-4= [OH-]
pOH = -log[OH-] = -log[8.4 x 10-4] = -0.92 + 4 = 3.08
pH = 14 - pOH = 14 - 3.08 = 10.92
เนื่องจาก pH ของสารละลายหลังไทเทรตเท่ากับ 10.92 ดังนั้นจะต้องเลือกใช้อินดิเคเตอร์ไทมอลทาลีน ซึ่งมีช่วงการเปลี่ยนแปลง pH อยู่ระหว่าง 10.2-11.7 จึงจะเหมาะสมที่สุด

ตัวอย่างที่ 2นำสารละลาย HA ซึ่งเป็นกรดอ่อนชนิดหนึ่งปริมาตร 50.00 cm3ไปไทเทรตกับสารละลายมาตรฐาน NaOH เข้มข้น 0.15 โมล/ลิตร พบว่าเมื่อเติม NaOH ลงไป 12.00 cm3จะทำให้สารละลายที่ได้มี pH 7 และเมื่อเติม NaOH ลงไป 16.00 cm3จะถึงจุดยุติพอดี สารละลายกรด HA มีความเข้มข้นเริ่มต้นเท่าใด และการไทเทรตกรด-เบสคู่นี้ควรใช้อินดิเคเตอร์ชนิดใด (กำหนด Kaของกรดอ่อน HA = 1.7 x 10-6) กำหนดให้

วิธีทำ
ที่จุดยุติจำนวนโมล NaOH = 0.1500 xmol
สมมติความเข้มข้นเริ่มต้นของ HA = X โมล/ลิตร
HA + NaOHNaA + H2O
จำนวนโมล HA : NaOH = 1 : 1
เพราะฉะนั้นจำนวนโมล HA = 0.1500 xด้วย
= X()
X() = 0.1500 x
X = 0.048
ความเข้มข้นเริ่มต้น = 0.048 โมล/ลิตร
เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ NaA = 0.048 โมล/ลิตร
การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ที่จุดยุติ มี NaA ซึ่งแตกตัวให้ A-
A-(aq) + H2O (l)HA (aq) + OH-(aq)
ความเข้มข้นเริ่มต้น 0.048 0 0
ความเข้มข้นที่เปลี่ยนไป -x +x +x
ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.048-x x x

5.88 x 10-9=
1.4 x 10-5=(x มีค่าน้อยมาก 0.048-x0.048)
x = 1.68 x 10-5= [OH-]
pOH = -log[OH-] = -log[1.68 x 10-5] = 4.77
pH = 14 - pOH = 14 - 4.77 = 9.22
ดังนั้น ควรใช้ฟีนอล์ฟทาลีนเป็นอินดิเคเตอร์