Transcript กรดและเบส Acid and Base Acid and Base 1. สารละลายอิเล็กโทรไลต์ 2. นิยามกรด-เบส ความแรงของกรด การแตกตัว 3. การแตกตัวของนา้ 4. พีเอช (pH) 5.

กรดและเบส
Acid and Base
1
Acid and Base
1. สารละลายอิเล็กโทรไลต์
2. นิยามกรด-เบส
ความแรงของกรด
การแตกตัว
3. การแตกตัวของนา้
4. พีเอช (pH)
5. อินดิเคเตอร์
6. ปฏิกิริยาสะเทิน
ไฮโดรไลซิส
7. การไทเทรต การเขียนกราฟ
8. สมดุลไอออนของเกลือที่
ละลายนา้ ได้ น้อย
9. สมดุลไอออนเชิงซ้ อน
10. สารละลายบัฟเฟอร์
2
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte solution)
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ คือ สารที่ละลายนา้ แล้ วแตกตัว
เป็ นไอออนแล้ วนาไฟฟ้าได้ หรื อสารที่อยู่ในสภาพ
หลอมเหลวแล้ วสามารถนาไฟฟ้าได้ แบ่ งเป็ น
1. strong electrolyte แตกตัวได้ อย่ างสมบูรณ์ ในนา้ เช่ น กรดแก่
เบสแก่ เกลือ ได้ แก่ HCl HNO3 NaOH KOH NH4Cl ฯลฯ
2. weak electrolyte แตกตัวได้ น้อยในนา้ เช่ น กรดอ่ อน เบส
อ่ อน ได้ แก่ HNO2 HClO2 CH3COOH NH4OH
3. Non electrolyte สารที่ไม่ แตกตัวในนา้ และไม่ นาไฟฟ้า
เช่ น กลูโคส ซูโครส
3
นิยามของกรดและเบส
1. อาร์ เรเนียส (Arrhenius)
• กรด คือ สารที่ละลายนา้ แล้ วแตกตัวให้ H+
HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)
HCN(aq)
H+(aq) + CN-(aq)
• เบส คือ สารที่ละลายนา้ แล้ วแตกตัวให้ OHKOH(aq)  K+(aq) + OH-(aq)
ความแรงขึน้ กับการแตกตัวให้ ไอออน
4
นิยามของกรดและเบส
ข้ อจากัดของอาร์ เรเนียส
- สารจะต้ องละลายในนา้ เท่ านัน้
- สารนัน้ ต้ องมี H+ หรื อ OH- ในโมเลกุล
- สารนัน้ ทาปฏิกริ ิยากับนา้ แล้ วให้ H+ หรื อ OH- จะไม่
จัดเป็ นกรดหรื อเบส ตามนิยามของอาร์ เรเนียส เช่ น
NH3 + H2O  NH4+ + OHNH4Cl  NH4+ + ClNH4+ + H2O  NH3 + H3O+
5
นิยามของกรดและเบส
2. บรอนสเตด-ลาวรี (Bronsted-Lowry)

กรด คือ สารที่ให้ H+

เบส คือ สารที่รับ H+
คู่กรด-เบส (conjugate acid-base pairs)
HA เป็ นคู่กรดของ A- และ A- เป็ นคู่เบสของ HA
BH+ เป็ นคู่กรดของ B และ B เป็ นคู่เบสของ BH+
6
คู่กรด-เบส (conjugate acid-base pairs)
HF + H2O
F- + H3O+
กรด 1 เบส 2
เบส 1 กรด 2
คู่กรด-เบส คือ HF กับ F- และ H3O+ กับ H2O
HF เป็ นคู่กรดของ F- และ F- เป็ นคู่เบสของ HF
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
เบส 1 กรด 2
กรด 1 เบส 2
คู่กรด-เบส คือ NH4+ กับ NH3 และ H3O+ กับ H2O
NH4+ เป็ นคู่กรดของ NH3 และ NH3 เป็ นคู่เบสของ NH4+
7
คู่กรด-เบส (conjugate acid-base pairs)
HNO2 + H2O
H3O+ + NO2กรด 2 เบส 1
กรด 1 เบส 2
คู่กรด-เบส คือ HNO2 กับ NO2- และ H3O+ กับ H2O
HNO2 เป็ นคู่กรดของ NO2- และ NO2- เป็ นคู่เบสของ HNO2
NH3 + H2O
NH4+ + OHกรด 2 เบส 1
เบส 2 กรด 1
คู่กรด-เบส คือ NH4+ กับ NH3 และ H2O กับ OHNH4+ เป็ นคู่กรดของ NH3 และ NH3 เป็ นคู่เบสของ NH4+
8
คู่กรด-เบส (conjugate acid-base pairs)
ข้ อสังเกต



นา้ เป็ นได้ ทงั ้ กรดและเบส เรี ยกว่ า amphoteric
substance ตัวอย่ างเช่ น HSO4-, HCO3-, HS-, HPO42กรดและเบสอาจอยู่ในรู ปโมเลกุลหรื อไอออน
กรดแก่ มี คู่เบสเป็ นเบสอ่ อน
(HClO4 กรดแก่ : ClO4- เบสอ่ อน)
เบสแก่ มี คู่กรดเป็ นกรดอ่ อน
(NH- เบสแก่ : CH3NH2 กรดอ่ อน)
9
แบบฝึ กหัด
จงบอกคู่กรดของเบสต่ อไปนี ้
1.
2.
3.
4.
HSNH3
H2PO4CO32-
………
………
………
………
H2S
NH4+
HCOOH
HCO3-
………
………
………
………
5.
6.
7.
8.
PO43HSO4HCO3Cl-
………
………
………
………
HPO42H2SO4
HCO3HCN
………
………
………
………
จงบอกคู่เบสของกรดต่ อไปนี ้
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
10
นิยามของกรดและเบส
3. Lewis acid


กรด คือ สารที่สามารถรั บคู่อเิ ล็กตรอน
เบส คือ สารที่สามารถให้ ค่ ูอเิ ล็กตรอน
H+ + OH-
กรด
 HOH
เบส
11
สารที่เป็ นกรดตาม Lewis (Lewis acid)
1. แคตไอออน : Na+ Be2+ Mg2+ Ag+
2. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีอิเล็กตรอนไม่ ครบแปด BF3
3. มีพนั ธะคู่กับอะตอมที่มีค่า EN ต่ างกัน SO3
สารที่เป็ นเบสตาม Lewis (Lewis base)
1. แอนไอออน : OH-
2. อะตอมกลางที่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว เช่ น H2O NH3
3. สาร hydrocarbon (CH) ที่มีพนั ธะคู่
12
Lewis acid - base
13
ความแรงของคู่กรด-เบส
14
ความแรงของกรด
กรดมี 2 ชนิดใหญ่ ๆ
1. Hydrohalic acids ประกอบด้ วย H และ ธาตุอโลหะ
อโลหะในคาบเดียวกันถ้ าค่ า EN สูงความแรงกรดจะเพิ่ม
PH3  H2S  HCl
NH3  H2O  HF
อโลหะหมู่เดียวกัน ความแรงกรดเพิ่ม ตามแนวโน้ ม
ของพลังงานในการสลายพันธะ
HF  HCl  HBr  HI
15
ความแรงของกรด
2. Oxo acid ประกอบด้ วย H อโลหะ และ O
กรดออกโซที่มีอโลหะต่ างกัน ความแรงของกรดเพิ่มขึน้
เมื่ออิเล็กโตรเนกาติวิตี (EN) ของอโลหะเพิ่มขึน้
HlO4  HBrO4  HClO4
กรดออกโซที่มีอะตอมชนิดเดียวกัน ความแรงจะเพิ่ม
ตามจานวนเลข ON ของอโลหะ
+1
+3
+5
+7
HClO  HClO2  HClO3  HClO4
16
ความแรงของเบส
1. ไฮดรอกไซด์ ของโลหะหมู่ IA เป็ นเบสแก่
โลหะขนาดใหญ่ ขนึ ้ ความแรงเบสเพิ่ม : KOH > NaOH
2. ไอออนลบอะตอมเดี่ยว
 จานวนประจุไอออนเพิ่มความแรงเบสเพิ่ม :
N3-  O2-  F ในหมู่เดียวกัน ค่ า EN เพิ่มความแรงเบสเพิ่ม : O2- > S2 ในคาบเดียวกันค่ า EN ลดลงจากขวาไปซ้ าย
-  OH-  FNH
ความแรงเบสเพิ่ม
2
17
การแตกตัวของกรด - เบส
1. กรดแก่ -เบสแก่ แตกตัวได้ 100%
HCl  H+ + Cl1 mol/L 1 mol/L 1 mol/L
Mg(OH)2  Mg2+ + 2OH0.5 mol/L
0.5 mol/L 2 x 0.5 mol/L
กรดแก่ (Strong acids)
เบสแก่ (Strong base)
หมู่ IA : LiOH, NaOH KOH etc.
HCl HBr HI
HNO3 H2SO4 HClO4 หมู่ IIA : Ba(OH)2, Ca(OH)2 etc.
18
การแตกตัวของกรดอ่ อน

กรดอ่ อน-เบสอ่ อน แตกตัวน้ อยกว่ า 100 %
(เป็ นปฏิกริ ิยาผันกลับ )
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + OH-(aq)
[H3O+] [OH-]
Ka =
[HA]
Ka = ค่ าคงที่การแตกตัวของกรดอ่ อน
19
การแตกตัวของกรดอ่ อน

กรดโมโนโปรติก: กรด 1 โมเลกุลแตกตัวให้ H+ 1 ตัว
CH3COOH(aq) + H2O(l)
Ka =
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
[H3O+] [CH3COO- ]
[CH3COOH]
20
การแตกตัวของกรดอ่ อน

กรดโพลิโปรติก: 1 โมเลกุลแตกตัวให้ H+  1 ตัว เช่ น
H3PO4 H2CO3 H2S เป็ นต้ น
H3PO4 + H2O
H3O++ H2PO4- K1 = 7.5 x 10-3
H2PO4- + H2O
H3O++ HPO42- K2 = 6.2 x 10-8
HPO42- + H2O
H3O++ PO43- K3 = 3.6 x 10-13
H3PO4 + 3H2O
3H3O++ PO43Ka = K 1 x K 2 x K 3
K 1 > K2 > K3
Ka
21
การแตกตัวของเบสอ่ อน
NH3 + H2O
Kb =
NH4++ OH[NH4+] [OH- ]
[NH3]
Kb = ค่ าคงที่การแตกตัวของเบสอ่ อน
22
การบอกความสามารถในการแตกตัว
1. ระดับขัน้ การแตกตัว ( )
จานวนโมลที่แตกตัวไป
 =
จานวนโมลทัง้ หมดเมื่อเริ่ มต้ น
2. % การแตกตัว =  x100
[H+]
[OH-]
x 100 % =
x 100
% =
[กรด]เริ่มต้ น
[เบส]เริ่มต้ น
3. ค่ าคงที่การแตกตัว Ka
23
% การแตกตัวของกรดอ่ อน
H3O++ CH3COO[H3O+]
 =
[CH3COOH]
[H3O+]
% การแตกตัว =
x 100
[CH3COOH]
CH3COOH + H2O
24
% การแตกตัวของเบสอ่ อน
NH3 + H2O
NH4++ OH-
[OH- ]
 =
[NH3]
[OH- ]
% การแตกตัว =
x 100
[NH3]
25
Ex 1. สารละลายกรด HCN 0.02 M แตกตัวให้ [H3O+]
1.2 x10-5 M จงหา % การแตกตัว
วิธีทา
HCN + H2O
H3O++ CN-
[H3O+]
(1.2 x 10-5 M)
 =
=
(0.02 M)
[HCN]
(1.2 x 10-5 M)
x 100
% การแตกตัว =
(0.02 M)
= 0.06%
26
Ex 2. สารละลายกรด HCN 0.2 M แตกตัวให้ [H3O+]
4.0 x 10-3 M จงหาค่ า Ka
วิธีทา
HCN + H2O
H3O+ + CN-เริ่มต้ น 0.2 M
ปป.
-x
+x
+x
4.0 x 10-3 4.0 x 10-3
สมดุล
0.2 - 4.0 x 10-3
[H3O+] [CN- ]
(0.004)(0.004)
Ka =
=
[HCN]
(0.196)
Ka = 8.16x10-5
27
Ex 3. จงหา [H+] ในสารละลาย CH3COOH เข้ มข้ น 1.0 M
ที่ 250C Ka = 1.8 x 10-5
CH3COOH + H2O
H3O++ CH3COOเริ่มต้ น 1.0 M
ปป.
-x
+x
+x
+x
+x
สมดุล 1.0 - x
[H3O+] [CH3COO- ]
Ka =
[CH3COOH]
(x)
(x)
1.8 x 10-5 =
(1.0 - x)
28
Ex 3. (ต่ อ)
x2 + (1.8x10-5)x - 1.8x10-5 = 0
จาก ax2 + bx + c = 0
จะได้
x = -b  b2 – 4ac
2a
แทนค่ า a = 1, b = 1.8x10-5, c = -1.8x10-5
จะได้ x = 4.2 x 10-3 mol dm-3
[H+] = 4.2 x 10-3 mol dm-3 Ans
29
Ex 3. (ต่ อ)
เนื่องจาก [H+] มีค่าน้ อยมากเมื่อเทียบกับความเข้ มข้ น
เริ่มต้ น อาจตัดค่ า x ในเทอม 1.00-x ออกได้
(x)
(x)
(x)
(x)
=
1.8 x 10-5 =
0
(1.0)
(1.0 - x)
x2 = 1.8 x 10-5 x 1.0
x = 18 x 10-6 = 4.2 x 10-3 mol dm-3
% การแตกตัว = 4.2 x 10-3 x 100 = 0.42
1
30
หมายเหตุ
ถ้ าสารมีการแตกตัวน้ อยกว่ า 5% เมื่อเทียบกับ ความ
เข้ มข้ นเริ่มต้ น หรื อ Ka < 10-4 ให้ ตัดปริมาณการแตก
ตัว (x) จาก HA ได้ หรื อ x = 0
CH3COOH + H2O
เริ่มต้ น 1.0 M
0
ที่สมดุล (1.0 - x M)  1.0
H3O++ CH3COOxM
xM
31
Ex 4. สารละลายเบส NH3 0.10 M มีค่า Kb = 1.8 x 10-5 จง
หาร้ อยละการแตกตัว
วิธีทา
NH3 + H2O
NH4+ + OHเริ่มต้ น 0.1 M
ปป.
-x
+x
+x
+x
+x
สมดุล 0.1 - x
[NH4+] [OH- ]
(x)(x)
Kb =
1.8 x 10-5 =
0
[NH3]
(0.1 - x)
32
Ex 4.
x2 = 1.8 x 10-5 x 0.1
x = 1.8 x
[OH-] x 100
% การแตกตัว =
[NH3]
(1.34 x 10-3 M)
x 100
=
(0.10 M)
= 1.34%
10-6
= 1.34 x 10-3 mol dm-3
33
แบบฝึ กหัด
1. ที่ 25oC สารละลายกรดแอซิตกิ (CH3COOH) 0.1 M แตกตัว
ได้ 1.34% จงหาค่ า Ka ของกรดแอซิตกิ
2. จงหาร้ อยละการแตกตัวของกรดแอซิตกิ (CH3COOH) 1.0 M
ที่ 25oC (Ka = 1.8 x 10-5)
3. จงเปรียบเทียบร้ อยละการแตกตัวของกรดไฮโดรไซยานิก
(HCN) เข้ มข้ น 0.1 M และ 0.001 M (Ka = 4.0 x 10-10)
4. จงหาเปอร์ เซ็นต์ การแตกตัวของกรด H2SO3 0.01 M เมื่อ
[H3O+] = 1.5 x 10-4 M
5. จงหาความเข้ มข้ นของ OH- ในสารละลาย Ba(OH)2 0.05 M
34
การแตกตัวของนา้ (Hydrolysis)
H2O
หรื อ H2O + H2O
H+ + OHH3O+ + OH-
[H3O+] [OH- ]
K =
[H2O] [H2O]
[H2O] = คงที่
K [H2O]2 = [H3O+] [OH- ]
Kw = [H3O+] [OH- ]
35
Kw = ค่ าคงที่ผลคูณไอออนของนา้
Kw = [H3O+] [OH- ] = 1.008 x 10-14 (mol dm-3)2 ที่ 250C
Kw = [H3O+] [OH- ] = 2.95 x 10-14 (mol dm-3)2 ที่ 400C
ที่ 250C [H3O+] = [OH- ] = 1.0 x 10-7 mol dm-3 เป็ นกลาง
สารละลายกรด [H3O+] > 10-7 mol dm-3
[OH- ] < 10-7 mol dm-3
สารละลายเบส [H3O+] < 10-7 mol dm-3
[OH- ] > 10-7 mol dm-3
36
พีเอช (pH)
มาตรส่ วน pH (pH scale)
pH = - log [H3O+]
[H3O+] = 10-pH
[OH-]
[OH-] = 10-pOH
pOH = - log
นา้ บริสุทธิ์ [H3O+] = [OH- ] = 1.0 x 10-7 mol dm-3
pH = - log (1.0 x 10-7 )
pH = 7  (เป็ นกลาง)
[H3O+]  10-7 mol dm-3 pH  7 เป็ นสารละลายกรด
[H3O+]  10-7 mol dm-3 pH  7 เป็ นสารละลายเบส
37
pH Scale
Shows the range of H+
concentrations
High H+
concentration
Low H+
concentration
ความสัมพันธ์ ของ pH และ pOH
pH = - log [H3O+]
Kw = [H3O+] [OH- ] = 1.0x10-14
-14
1.0
x
10
pH = - log
[OH-]
-14
= -(log10 ) - log [OH ]
pH = 14 - pOH
pH + pOH = 14
39
Ex 5. สารละลาย CO2 อิ่มตัวมี [H3O+] = 1.3 x 10-4 mol dm-3
จงคานวณ pH ของสารละลาย
วิธีทา
pH = - log [H3O+]
= - log (1.3 x 10-4)
= - log 1.3 + 4 log10
= 4 – log1.3
= 4 - 0.11
= 3.89
40
Ex 6.จงหา pH ของสารละลาย 0.2 M NH4OH Kb=1.8 x 10-5
วิธีทา
เริ่มต้ น
ปป.
สมดุล
NH3 + H2O
0.2 M
-x
0.2 - x
[NH4+] [OH- ]
Kb =
[NH3]
(x)(x) 0
-5
1.8 x 10 =
0.2 - x
NH4+ + OH+x
+x
+x
+x
41
Ex 6. (ต่ อ)
x2 = 1.8 x 10-5 x 0.2 = 0.36 x 10-5
x = 3.6 x 10-6 = 1.90 x 10-3 mol dm-3
[OH-] = 1.90 x 10-3 mol dm-3
pOH = - log [OH-] = -log 1.90 x 10-3
= 3 – log 1.90
= 3 – 0.28
= 2.72
pH + pOH = 14
pH = 14 – 2.72 = 11.28
42
แบบฝึ กหัด
1. จงหา [H3O+] ของสารละลายที่มี pH = 4.4
(antilog 0.6 = 4 antilog 0.4 = 2.5)
2. จงคานวณ [H3O+] และ [OH-] ของสารละลายที่มี
pH = 4.5 (antilog 0.5 = 3.2)
3. จงหา pH ของสารละลาย 0.01 M NaOH
4. จงหา pH ของสารละลาย 0.001 M HCl
5. จงหา pH ของสารละลาย 0.2 MCH3COOH Ka=1.8x10-5
43
อินดิเคเตอร์ (Indicator)
สารอินทรี ย์ท่ มี ีโครงสร้ างซับซ้ อนและเปลี่ยนสีได้ เมื่อ
pH ของสารละลายเปลี่ยน
Hin
H+ + In แดง
นา้ เงิน
[H+] [In-]
KIn =
[HIn]
[HIn]
pH = pKIn - log [In ]

44
การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์
สีของสารละลายขึน้ กับ [In-] / [HIn]
[In-]
[HIn]
10
=
1
สารละลายสีนา้ เงิน
[In-]
[HIn]
1
=
10
สารละลายสีแดง
45
กระดาษลิตมัส ช่ วง pH 5 – 8 สีแดง - สีนา้ เงิน
pH  5 มีสีแดง
pH  8 มีสีนา้ เงิน
pH 5 - 8 มีสีผสมระหว่ างแดงกับนา้ เงิน
[HIn]  [In- ] 100 เท่ า จึงมีสีกรดเพียงอย่ างเดียว
[In- ]  [HIn] 100 เท่ า จึงมีสีเบสเพียงอย่ างเดียว
46
ตัวอย่ างอินดิเคเตอร์
Indicator
pH
สีท่ เี ปลี่ยน
Thymol blue
1.2-2.8 แดง-เหลือง
Bromphenol blue
3.0-4.6 เหลือง-นา้ เงิน
Congo red
3.0-5.0 นา้ เงิน-แดง
Methyl orange
3.1-4.4 แดง-เหลือง
Bromocresol green
3.8-5.4 เหลือง-นา้ เงิน
47
ตัวอย่ างอินดิเคเตอร์ (ต่ อ)
Indicator
pH
สีท่ เี ปลี่ยน
Methyl red
4.2-6.3 แดง-เหลือง
Azolitmin (litmus)
5.0-8.0 แดง-นา้ เงิน
Bromocresol purple
5.2-6.8 เหลือง-ม่ วง
Bromthymol blue
6.0-7.6 เหลือง-นา้ เงิน
Phenol red
6.8-8.4 เหลือง - แดง
Phenolphthalein
8.3-10.0 ไม่ มีสี-ชมพู
48
Reactions between
acids and bases
When and acid and a base
react with each other, the
characteristic properties of
both are destroyed. This is
called neutralization.
Reactions between
acids and bases
General formula for acid base reaction:
Acid + Base → H2O + Salt
“Salt” means any ionic
NOT JUST
compound formed from NaCl !!
an acid/base reaction
Neutralization Reaction Animation
Neutralization
HCl + NaOH → H2O + NaCl
acid
base
water
salt
Neutralization
Another Example
HNO3 + KOH → H2O + KNO3
H NO3
acid
K OH
base
water
salt
การแยกสลายด้ วยนา้ (Hydrolysis)

ไอออนของเกลือทาปฏิกริ ิยากับนา้
 ได้ สารละลายที่มีความเป็ น กรด, เบส หรื อ กลาง
เกลือที่เกิด Hydrolysis ได้ คือ
1. เกลือที่เกิดจากกรดอ่ อน-เบสแก่ เบส
เช่ น CH3COONa, KCN, NaHCO3 เป็ นต้ น
2. เกลือที่เกิดจากกรดแก่ -เบสอ่ อน กรด
เช่ น NH4Cl
3. เกลือที่เกิดจากกรดอ่ อน-เบสอ่ อน Ka > Kb กรด
เช่ น CH3COONH4
Kb > Ka เบส
53
การไทเทรต (Titrametric analysis)
การไทเทรต เป็ นการวิเคราะห์ หาปริมาณสารหรื อความ
เข้ มข้ นของสารละลาย โดยการนาสารละลายที่ต้องการ
วิเคราะห์ มาทาปฏิกริ ิยากับสารที่ทราบความ เข้ มข้ นที่
แน่ นนอน
สารที่ทราบความเข้ มข้ นที่แน่ นอน เรี ยกว่ า
สารละลายมาตรฐาน (Standard solution)
54
การไทเทรต (Titrametric analysis)
สารละลายมาตรฐาน  titrant
(standard solution)
ทราบ ความเข้ มข้ น, ปริมาตร
สารละลายตัวอย่ าง  titrand
(sample solution)
ทราบปริมาตร
55
การไทเทรตระหว่ างกรด-เบส
เมื่อกรด-เบสทาปฏิกริ ิยากันสมมูลพอดี เรี ยก
ปฏิกริ ิยาสะเทินระหว่ างกรด-เบส
 จุดที่สาร 2 ชนิดทาปฏิกร
ิ ิยากันพอดี เรี ยกว่ า จุดสมมูล
(equivalent point)
 จุดที่สารละลายเปลี่ยนสี (เกิดจาก indicator) เรี ยกว่ า:
จุดยุติ (end point)
 หา pH ของสารละลายระหว่ างการไทเทรตจาก
- การวัดด้ วย pH meter
- การคานวณ
- Titration curve ระหว่ าง pH กับ ปริมาตร

56
1. การไทเทรตระหว่ างกรดแก่ -เบสแก่
(1.0 M HCl 25 mL+ 1.0 M NaOH) ณ จุดสมมูล pH =7
pH
range
5-9
1.0 M NaOH
อินดิเคเตอร์ ท่ เี หมาะสม
1.0 M HCl 25 mL
• Phenol red 6.8-8.4
(yellow- red)
• Bromthylmol blue 6.0-7.6
(yellow – blue)
57
2. การไทเทรตระหว่ างกรดอ่ อน-เบสแก่
0.1 M CH3COOH 25 mL + 0.1 M NaOH ณ จุดสมมูล
pH
=
9
1.0 M NaOH
pH range 8-10
1.0 M CH COOH 25 mL
อินดิเคเตอร์ ท่ เี หมาะสม
3

Phenolphthalein 8.3-10.0
(no color – pink)
58
3. การไทเทรตระหว่ างกรดแก่ -เบสอ่ อน
1.0 M NH3 40 mL + 1.0 M HCl ณ จุดสมมูล pH  5
1.0 M HCl
1.0 M NH3 40 mL
pH range 4-7
อินดิเคเตอร์ ท่ เี หมาะสม
• Methyl red 4.2-6.3
red-yellow
• Bromocresol green 3.8-5.4
yellow-blue
59
คานวณการไทเทรต
HCl + NaOH  NaCl + H2O
mol HCl
mol NaOH
=
1
1
CaVa
CbVb
=
1000
1000
CaVa
=
CbVb
60
คานวณการไทเทรต
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O
mol H2SO4 mol NaOH
=
1
2
CaVa
CbVb
=
1000
2 x 1000
CaVa
=
CbVb
2
61
Ex 11. จงคานวณหาความเข้ มข้ นของกรดอะซิตกิ ใน
นา้ ส้ มสายชู เมื่อนานา้ ส้ มสายชูมา 25.00 mL มาไทเทรตกับ
0.01 M NaOH พบว่ าใช้ NaOH ไป 30.50 mL
62
Ex 12. จงคานวณหาความเข้ มข้ นของกรดซัลฟิ วริก เมื่อนา
กรดซัลฟิ วริกมา 20.00 mL มาไทเทรตกับ 0.50 M NaOH
พบว่ าใช้ NaOH ไป 25.35 mL
63
Ex 13. จงคานวณ pH ของสารละลาย เมื่อหยด 0.10 M
NaOH 49 cm3 ลงใน 0.1 M HCl 50 cm3
64
สมดุลของเกลือที่ละลายนา้ ได้ น้อย
เช่ น AgCl, BaSO4, Ag2SO4
AgCl ละลายในนา้
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
[Ag+] [Cl-]
K =
[AgCl(s)]
Ksp = [Ag+] [Cl-]
Ksp : ค่ าคงที่ผลคูณการละลายได้
[Ag+][Cl-] : ผลคูณไอออน (ion product)
65
สมดุลของเกลือที่ละลายนา้ ได้ น้อย
ion product < Ksp สามารถเกิดการละลายได้ อีก
ion product = Ksp สมดุล (สารละลายอิ่มตัว)
ion product > Ksp เกิดตะกอนขึน้ ในสารละลาย
ประโยชน์ ของ Ksp ใช้ ในการแยกไอออนออกจากกัน
สารมีค่า Ksp ต่า จะตกตะกอนได้ ง่าย
สารมีค่า Ksp สูง จะละลายได้ มากหรื อตกตะกอนได้ ยาก
66
Ksp BaSO4 = 1.1 x 10-10
Ksp CaSO4 = 1.1 x 10-5
CaSO4 ละลายนา้ ได้  BaSO4
นั่นคือ ถ้ าในสารละลายมี [Ba2+ ] = [Ca2+ ] เมื่อเติม SO42จะเกิดตะกอนของ BaSO4 ก่ อน และถ้ าใช้ [SO42-] ที่
เหมาะสมจะแยก BaSO4 ได้ หมด
67
Ex 14. AgCl มีค่า Ksp = 2.80 x 10-10 จงคานวณหาค่ าการ
ละลายของ AgCl
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
Ksp = [Ag+] [Cl-] = 2.8 x 10-10
[Ag+] = [Cl-]
[Ag+]2 = 2.8 x 10-10
[Ag+] = (2.8 x 10-10)1/2
= 1.67 x 10-5
เกลือ AgCl ละลายได้ 1.67 x 10-5 mol dm-3
68
ผลของไอออนร่ วม (Commom ion effect)
คือ การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึน้ เมื่อเติมไอออนที่มีอยู่ใน
ระบบ เช่ น เติม NaCl ในสารละลายอิ่มตัว AgCl
AgCl(s)
เติม
NaCl(s) 
Ag+(aq) + Cl- (aq)
Na+(aq) + Cl- (aq)
[ Cl- ] เพิ่มขึน้ [ Ag+ ] [ Cl- ]  Ksp
ทาให้ สมดุลเลื่อนทางซ้ าย
[ Ag+ ] ลดลงจน [ Ag+ ] [ Cl- ] = Ksp
ไอออนร่ วม
69
Ex 15. ในสารละลายซึ่งประกอบด้ วย Cl- 0.10 mol dm-3 และ
CrO42- 0.10 mol dm-3 ถ้ าค่ อยๆ เติม AgNO3 ลงไปในสารละลาย
อยากทราบว่ า AgCl หรือ Ag2CrO4 จะตกตะกอนออกมาก่ อน
(Ksp ของ AgCl = 1.8 x 10-10, Ksp ของ Ag2CrO4 = 1.9 x 10-12)
สารเริ่มตกตะกอนเมื่อ ion product > Ksp ดังนัน้ ต้ องคานวณ
[Ag+] ที่ทาให้ AgCl และ Ag2CrO4 ตกตะกอน
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
Ksp = [Ag+][Cl-] = 1.8 x 10-10
[Ag+](0.1) = 1.8 x 10-10
[Ag+]
= 1.8 x 10-9 mol/dm3
70
Ex 15. (ต่ อ)
Ag2CrO4(s)
Ksp =
[Ag+]2(0.1) =
[Ag+]2
=
[Ag+]
=
2Ag+(aq) + CrO42-(aq)
[Ag+]2[CrO42-] = 1.9 x 10-12
1.9 x 10-12
1.9 x 10-11 = 19 x 10-12
4.36 x 10-6 mol/dm3
แสดงว่ า AgCl เริ่มตกตะกอนเมื่อมี Ag+ อยู่ในสารละลาย
1.8 x 10-9 M ส่ วน Ag2CrO4 จะเริ่มตกตะกอนเมื่อมี Ag+ อยู่
ในสารละลาย 4.36 x 10-6 M
ดังนัน้ AgCl ตกตะกอนก่ อน Ag2CrO4
71
สมดุลของไอออนเชิงซ้ อน
ไอออนของโลหะที่อยู่ในสารละลายมักไม่ อยู่อย่ างอิสระ
แต่ จะรวมตัวกับไอออนหรือโมเลกุลอื่นๆ ที่เรียกว่ า ลิแกนด์
(Ligand) เพื่อให้ ไอออนของโลหะนัน้ ๆ เสถียรยิ่งขึน้ ใน
สารละลาย ไอออนของโลหะที่รวมอยู่กับลิแกนด์ เรี ยกว่ า
ไอออนเชิงซ้ อน (complex ion)
M
=
อะตอมกลาง
(โลหะแทรนซิ
ช
ั
น
)
L
L
เช่ น Fe3+, Cu2+, Ag+, Zn2+,Co2+
M
L = ลิแกนด์ ได้ แก่
L
L
- ไอออนลบ เช่ น Cl-, F-, CN- กลาง เช่ น NH3, H2O, CO
พันธะโคออดิเนตโคเวเลนต์
72
ตัวอย่ าง AgCl ละลายนา้ ได้ น้อยมาก ถ้ าหยดสารละลาย NH3
มากเกินพอลงไป จะทาให้ AgCl ละลายได้ มากขึน้ ทัง้ นีเ้ นื่องจาก
เกิดไอออนเชิงซ้ อนในสารละลาย
AgCl(s) + 2NH3
[Ag (NH3)2]+ + Cl-(aq)
ไอออนเชิงซ้ อน
ไอออนเชิงซ้ อนที่เกิดขึน้ จะมีสมบัตคิ ล้ ายเล็กโทรไลต์
อ่ อน คือ แตกตัวได้ บ้างเล็กน้ อย และแตกตัวแล้ วจะมีสมดุล
เกิดขึน้ ด้ วยดังปฏิกริ ิยา
Ag+ + 2NH3
[Ag (NH3)2]+
[Ag (NH3)2]+
Kf =
[Ag+][NH3]2
73
ค่ าคงที่สมดุลนี ้ เรียกว่ า ค่ าคงที่การเกิดของไอออนเชิงซ้ อน
(formation constant, Kf) บางที่เรียกว่ า ค่ าคงที่ความเสถียร
(Stability constant, Kstab)
ถ้ า Kf มาก แสดงว่ า เกิดไอออนเชิงซ้ อนได้ ดีมาก
ค่ าคงที่สมดุลอีกค่ าหนึ่งที่นิยมใช้ กับไอออนเชิงซ้ อนก็
คือ ค่ าคงที่การแตกตัวของไอออนเชิงซ้ อน (dissociation
constant, Kd) บางที่เรียกว่ า ค่ าคงที่ความไม่ เสถียร (instability
constant) ซึ่งมีค่าเป็ นส่ วนกลับของ Kf
1
Kd =
Kf
74
สารละลายบัฟเฟอร์ (Buffer solution)
สารละลายที่ pH ไม่ เปลี่ยนแปลงเมื่อเติมกรดแก่ หรื อ
เบสแก่ ลงไปเล็กน้ อย หรื อเจือจาง
 สารละลายบัฟเฟอร์ เตรี ยมได้ จาก
1. กรดอ่ อน+เกลือของกรดอ่ อนนัน้ เช่ น
CH3COOH + CH3COONa, H3PO4 + NaH2PO4

2. เบสอ่ อน+เกลือของเบสอ่ อนนัน้ เช่ น
NH3 + NH4Cl
75
1. สารละลายบัฟเฟอร์ กรด
กรดอ่ อน (HA) + เกลือของกรดอ่ อน (NaA)
HA + H2O
H3O+ + A+ AH
O
3
+
NaA  Na + A
+ HA ANa
A- + H2O
HA + OH[H3O+] [A- ]
ที่สภาวะสมดุล Ka =
[HA]
[HA]
[H3O+] = Ka [A ]

76
pH ของสารละลายบัฟเฟอร์ กรด
-log
[H3O+]
[HA]
= -log Ka [A ]
[HA]
= -log Ka - log [A ]
pH
[acid]
= pKa - log
[salt ]
pH
[salt]
= pKa + log
[acid]
หรื อ
H 3O+ A Na+ HA A-
77
2. สารละลายบัฟเฟอร์ เบส

เบสอ่ อน (B) + เกลือของเบสอ่ อน (BH+)
B + H2O
BH++ OH+] [OH- ]
[BH
Kb =
[B]
[B]
[OH- ] = Kb
[BH+]
[salt]
[base]
pOH = pKb + log
pOH = pKb - log
[base]
[salt]
78
การเติมกรดแก่ -เบสแก่ ในบัฟเฟอร์
 pH ไม่ เปลี่ยนแปลงหรื อเปลี่ยนเล็กน้ อย
สารละลายบัฟเฟอร์ 1 ลิตร มี CH3COOH 0.1 mol
และ CH3COONa 0 .1 mol
pH = pKa – log [CH3COOH]
[CH3COONa]
pH = 4.745 – log (0.1/0.1)
pH = 4.745
79
ถ้ าเติม HCl 1.0 M ปริมาตร 1
ให้ สารละลายมี pH เท่ าไร

วิธีคดิ HCl 1.0 M 1
3
cm
CH3COOH + H2O
HCl
H+ + CH3COO0.001 mol ลด 0.001 mol
3
cm
จะทา
มีจานวนโมล = 0.001 mol
+
H3O +
CH3COO
H++ ClCH3COOH
เพิ่ม 0.001 mol
80
เมื่อเติม HCl แล้ วต้ องคิดความเข้ มข้ นใหม่
[CH3COOH] = (0.1 + 0.001) mol/ 1001mL = 0.101 M
[CH3COO-] = (0.1 - 0.001) mol/ 1001mL = 0.099 M
[CH3COOH]
จาก
pH = pKa - log
[CH3COO- ]
(0.101)
= 4.745 - log
(0.099)
= 4.745 - 0.009
= 4.736 (pH ใกล้ เคียงเดิม)
81
 ถ้ าเติม NaOH 1.0 M ปริมาตร 1
จะทาให้
สารละลายมี pH เท่ าไร
CH3COOH + H2O
H3O++ CH3COONaOH
Na++ OHOH- + CH3COOH
CH3COO- + H+
3
cm
จานวนโมลของ NaOH ที่เติม = 0.001 mol
เมื่อเติม NaOH แล้ วความเข้ มข้ นของสารเปลี่ยนไป
82
OH- + CH3COOH
0.001mol ลด 0.001mol
CH3COO - + H2O
เพิ่ม 0.001mol
[CH3COOH] = (0.1 - 0.001) mol/ 1001mL = 0.099 M
[CH3COO-] = (0.1 + 0.001) mol/ 1001mL = 0.101 M
(0.099)
pH = pKa - log
(0.101)
= 4.749 (pH ใกล้ เคียงเดิม)
83
การเติมน้าในสารละลายบัฟเฟอร์
CH3COOH + H2O
เติมนา้
CH3COO
H2O
+
+
H
CH3COOH + OH-
+
H3O +
+
H+
CH3COO
OH
CH3COOH
H2O + CH3COO-
 ความเข้ มข้ นของไอออนต่ าง ๆ คงเดิม pH จึงคงที่
84
การเตรียมสารละลายบัฟเฟอร์
เลือกกรด หรื อเบสที่มี pKa หรื อ pKb ใกล้ เคียงกับ pH
หรื อ pOH ที่ต้องการ หรื ออยู่ใน ช่ วง pKa  1 หรื อ pKb
 1 เช่ น

[HA]
pH = pKa - log [A ]
1
10
[กรด]
[เบส]

หรือ
10 1
[เกลือ]
[เกลือ]
85
Ex 7. จงหาอัตราส่ วนจานวนโมลของกรดอะซิตกิ
(CH3COOH) และโซเดียมอะซิเตด (CH3COONa)
เพื่อเตรียมบัฟเฟอร์ ท่ มี ี pH = 5.7 (Ka = 1.8 x 10-5)
[CH3COOH]
pH = pKa - log
[CH3COO- ]
[CH3COOH]
5.7 = pKa - log
[CH3COO- ]
[CH
COOH]
-5
3
5.7 = - log 1.8 x 10 - log
[CH3COO ]
86
Ex 7. (ต่ อ)
[CH
COOH]
3
5.7 = - log 1.8 x
- log
[CH3COO- ]
[CH
COOH]
3
5.7 = 4.75 - log
[CH3COO- ]
[CH
COOH]
3
log
= 4.75 - 5.7 = -0.95
[CH3COO ]
[CH3COOH]
-0.95
=
antilog
(-0.95)
=
10
[CH3COO ]
-5
10
= antilog (-1 + 0.05) = 1.1 x 10-1
= 0.11
87
Ex 8. จงคานวณ pH ของบัฟเฟอร์ 0.4 M CH3COOH +
0.4 M CH3COONa (Ka =1.8 x 10-5)
[CH3COOH]
วิธีทา pH = pKa - log
[CH3COO- ]
(0.4)
= - log Ka - log
(0.4)
= - log 1.8 x 10-5
= - log 1.8 – log 10-5 = 5 - log 1.8
= 5 - 0.25
= 4.75
88
Ex 9. จงคานวณ pH ของบัฟเฟอร์ ระหว่ าง 0.1 M NH3 400
cm3 และ 0.2 M NH4NO3 400 cm3 (Kb=1.8 x 10-5)
0.1 x 400 mol
3
0.1 M NH3 400 cm มีจานวนโมล =
1000
0.2 x 400 mol
3
0.2 M NH4NO3 400 cm มีจานวนโมล =
1000
ปริมาตรรวม = 400 + 400 = 800 cm3
0.1 x 400 1000
0.4
[NH3]
=
x
=
= 0.05 M
1000
8
800
0.2 x 400 1000
0.8
x
=
= 0.1 M
[NH4NO3] =
1000
8
800
89
Ex 9. (ต่ อ)
[NH3]
pOH = pKb - log
[NH4+]
= - log (1.8 x 10-5) – log (0.05/0.1)
= 5 – log 1.8 – log 0.5
= 5 – 0.25 + 0.30 = 5.05
pH = 14 - pOH
= 14.00 - 5.05
= 8.95
90
Ex 10. จงหา pH ของสารละลายบัฟเฟอร์ ท่ มี ี 0.50 M
CH3COOH ผสมกับ 0.25 M CH3COONa Ka=1.80 x 10-5
[acid]
+
[H3O ] = Ka
[salt]
(1.8 x 10-5)(0.50)
=
0.25
= 3.6 x 10-5
pH = -log 3.6 x 10-5
= 5 - log 3.6 = 5 – 0.56
= 4.44
91
ขอขอบคุณ
สาขาวิชาวิทยาศาสตร์
คณะวิทยาศาสตร์ และวิศวกรรมศาสตร์ มหาวิทยาลัยเกษตรศาสตร์ วิทยาเขต
เฉลิมพระเกียรติ จังหวัดสกลนคร
92