กรด-เบส Acid-Base

เพราะแตกตัวเป็นไอออนได้ สารละลายอิเล็กโทรไลต์ Electrolyte สารที่ละลายน้ำแล้ว สามารถนำไฟฟ้าได้ เพราะแตกตัวเป็นไอออนได้ ไอออนบวก(Cation) ไอออนลบ(anion) เคลื่อนที่ในสารละลาย

ตัวอย่างสารละลายอิเล็กโทรไลต์ 1) อิเล็กโตรไลต์แก่ อาจแตกตัวได้ 100% นำไฟฟ้าได้ดีมาก กรด HCl HClO4 HNO3 H2SO4 เบส LiOH NaOH Ba(OH)2 Ca(OH)2 เกลือส่วนมาก เกลือ กรดแก่ เบสแก่ และเกลือ

2) อิเล็กโตรไลต์อ่อน แตกตัวได้บางส่วน นำไฟฟ้าได้น้อย กรด HClO H2S HF H3PO4 H2CO3 H2SO3 เบส NH3 และเบสอินทรีย์ เกลือ เกลือเฮไลด์ ไซยาไนด์ และไทโอไซยาเนต ของ Zn Cd และ Hg(II)

1. นิยามของกรดและเบส 1.1 นิยามของอาร์เรเนียส 1.1 นิยามของอาร์เรเนียส 1.2 นิยามของบรอนสเตด-เลารี 1.3 นิยามของลิวอิส กรดและเบสมีวิวัฒนาการโดยเริ่มจาก (1) ,(2)ม (3) และ (4) พบว่านิยามเหล่านี้มีความถูกต้องและใช้กันอยู่ในปัจจุบัน การเลือกใช้นิยามขึ้นอยู่กับสภาวการณ์ที่เหมาะสมกับนิยามนั้นๆ การศึกษาในระดับนี้ใช้น้ำเป็นตัวทำละลายมากที่สุด ดังนั้นจึงใช้ (2) มากที่สุด

1.1 นิยามของอาร์เรเนียส กรด คือ สารที่ละลายน้ำ แล้ว แตกตัวให้ H+ 1.1 นิยามของอาร์เรเนียส กรด คือ สารที่ละลายน้ำ แล้ว แตกตัวให้ H+ HCl H+ + Cl- H2SO4 H+ + HSO4- HCO3- H+ + CO32-

เบส คือ สารที่ ละลายน้ำ แล้วแตกตัวให้ OH- เช่น NaOH Na+ + OH- Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

ปฏิกิริยาสะเทินของกรดและเบส จะเป็นปฏิกิริยาระหว่าง H+ และ OH- เกิดเป็น น้ำ

H+ + OH- H2O(l) HCl + NaOH NaCl + H2O กรด + เบส เกลือ + น้ำ

ข้อจำกัดของนิยามอาร์เรเนียส สารที่จะเป็นกรดหรือเบสต้องละลายน้ำเท่านั้น สารที่ไม่มี H+ หรือ OH- ในโมเลกุลไม่จัดว่าเป็นกรด หรือเบส เช่น NH4Cl NH3 CH3COONa H+ จะอยู่ในรูป hydrate ion เสมอ เขียนแทนด้วย H3O+เรียกว่า ไฮโดรเนียมไอออน หรือ ไฮดรอกโซเนียมไอออน

1.2 นิยามของบรอนสเตด-เลารี กรด คือ สารที่ ให้ H+ เบส คือ สารที่ รับ H+

HCl(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) กรด1 เบส2 กรด2 เบส1 HCl และ Cl- เป็น คู่กรด-เบส คู่ที่ 1(conjugate acid-base) H3O+ และ H2O เป็น คู่กรด-เบส คู่ที่ 2 (conjugate acid-base)

HCl(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) เบส NH3 + H2O NH4+ + OH- กรด H2O เป็นได้ทั้งกรดและเบส สารที่เป็นได้ทั้งให้และรับ H+ เรียกว่า แอมโฟเทอริก (amphoteric)

ข้อจำกัด สารที่ทำหน้าที่เป็นกรดต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนั้น สำหรับคู่กรด-เบสคู่หนึ่ง ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น HCl เป็น กรดแก่ Cl- เป็น เบสอ่อน NH3 เป็น เบสอ่อน NH4+ เป็น กรดแก่ สารที่ทำหน้าที่เป็นกรดต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนั้น

1.3 นิยามของลิวอิส กรด คือ สารที่รับคู่ e- จากเบสได้ แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์ เบส คือ สารที่ให้คู่ e- ในการเกิดพันธะโคเวเลนต์ .. .. H+ + :O-H - H-O-H .. .. F H H F H-N: + F-B H-N B-F F H H F เบส กรด

คู่กรด-คู่เบส NH4+ + H2O NH3 + H3O+ NH4+ เป็นคู่กรดของ NH3 กรด1 เบส2 เบส1 กรด2 NH4+ เป็นคู่กรดของ NH3 H2O เป็นคู่เบสของ H3O+ **คู่กรด-เบส จะมีจำนวนโปรตอนต่างกัน 1 ตัว

จำนวนโปรตอนของคู่กรด จะมากกว่าคู่เบส อยู่ 1 ตัวเสมอ ตัวอย่าง จงเขียนคู่กรด-เบส ของสารต่อไปนี้ - คู่เบสของ H2O และ HNO3 วิธีทำ คู่เบสของ H2O คือ OH- คู่เบสของ HNO3 คือ NO3-

ค่าคงที่ของสมดุล สมดุลของกรด ถ้ามี กรด HA ชนิดหนึ่ง ซึ่งมีการแตกตัวดังสมการ HA(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+ A-(aq) จะมีค่าสมดุลดังนี้ Ka = [H3O+][A-] [HA] เมื่อ Ka เป็นค่าคงที่ของการแตกตัวของกรด

สมดุลของเบส ถ้ามีเบส B ชนิดหนึ่ง ซึ่งมีการแตกตัวดังสมการ B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq) จะมีค่าสมดุลดังนี้ Kb = [BH+][OH-] [B] เมื่อ Kb เป็นค่าคงที่ของการแตกตัวของเบส

ความแรงของกรดและเบส *กรดที่แตกตัวได้ 100% จะไม่มีค่า Ka พิจารณาจากการแตกตัวของกรด ค่าคงที่สมดุล(K)ของกรด ใช้เปรียบเทียบความแรงของกรด ค่าคงที่สมดุล(K) แปรผันตรงกับ ความแรงกรด-เบส *กรดที่แตกตัวได้ 100% จะไม่มีค่า Ka

กรดแก่และเบสแก่ กรดแก่ เบสแก่ HCl HNO3 HI HBr HClO4 H2SO4 NaOH KOH LiOH เบสของธาตุหมู่ 1 และ 2

การแตกตัวของกรดอ่อน และเบสอ่อน

3.1 การแตกตัวของกรดโมโนโปรติก กรดที่แตกตัวให้ H+ ได้เพียง 1 ตัว HOAc + H2O H3O+ + OAc- โดย Ka = [H3O+][OAc-] [HOAc] เมื่อ Ka = ค่าคงที่ของการแตกตัวเป็นไอออนกรด

3.2 การแตกตัวของกรดโพลีโปรติก Ka1 = 4.5 x 10-7 H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3- HCO3- + H2O H3O+ + CO3- Ka2 = 4.7 x 10-11 โดยกรดโพลีโปรติก จะมี Ka = Ka1 x Ka2 x Ka3 x...

ร้อยละการแตกตัวของกรด = โมลของกรดที่แตกตัว โมลของกรดทั้งหมด ร้อยละการแตกตัวของกรด = โมลของกรดที่แตกตัว โมลของกรดทั้งหมด x100

3.3 การแตกตัวของเบสอ่อน NH3 + H2O NH4+ + OH- 3.3 การแตกตัวของเบสอ่อน เบสจะเกิดการแตกตัวในน้ำเหมือนกับกรด NH3 + H2O NH4+ + OH- 1-x x x โดย Kb = [NH4+][OH-] [NH3] เมื่อ Kb = ค่าคงที่ของการแตกตัวของไอออนเบส

3.4 ค่าคงที่ผลคูณไอออนของน้ำ (Kw) น้ำ แอมโฟเทอริก เกิดปฏิกิริยา ดังนี้ HOH + HOH H3O+ + OH- กรด1 เบส1 เบส2 กรด2 เรียกปฏิกิริยานี้ว่า การแตกตัวได้เองของน้ำ (autoprotolysis หรือ self-ionization)

ในน้ำบริสุทธิ์ ;ที่ 25 oC [H3O+] = [OH-] = (10-14)1/2 = 10-7 M Kw = [H3O+][OH-] หรือ Kw = [H+][OH-] ในน้ำบริสุทธิ์ ;ที่ 25 oC [H3O+] = [OH-] = (10-14)1/2 = 10-7 M

ความสัมพันธ์ระหว่าง Ka, Kb และ Kw Kw = Ka x Kb

pH ของสารละลาย [H+] = 10- pH pOH เป็นค่าที่บอกความเข้มข้นของ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) pH = -log [H+] [H+] = 10- pH หรือ

pH + pOH = 14 สารละลาย pH กรด <7 กลาง 7 เบส >7 กรด <7 กลาง 7 เบส >7 ดังนั้น ในน้ำบริสุทธิ์ : [H3O+] = [OH-] = 10-7 M pH = pOH = 7 pH + pOH = 14

ตัวอย่างที่ 7 พลาสมาของโลหิต(blood plasma) ที่ 25 °c มี pH เท่ากับ 7 ตัวอย่างที่ 7 พลาสมาของโลหิต(blood plasma) ที่ 25 °c มี pH เท่ากับ 7.4 จงคำนวณ [H3O+] และ [OH-] จาก [H+] = 10-pH = 10-7.4 = 3.9x10-8 M [H+] = 3.9x10-8 M จาก Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 [OH-] = Kw = 10-14 = 2.6x10-7 M [H+] 3.9x10-8

สารละลายบัฟเฟอร์ สารละลายผสมระหว่างกรดอ่อนและเกลือของกรดอ่อน หรือ สารละลายผสมระหว่างเบสอ่อนและเกลือของเบสอ่อน

เมื่อพิจารณาสมดุลระหว่าง HOAc และ NaOAc ดังสมการ HOAc + H2O OAc -+ H3O+ Ka = [OAc-][H3O+] [H3O+] = Ka [HOAc] [HOAc] [OAc-] [H3O+] = Ka [กรด] [เกลือ] pH = pKa - log [กรด] [เกลือ]

จะมี H+ มาทำปฏิกิริยากับ OAc- = 0.001 โมล ตัวอย่างที่ 8 สารละลายที่มี HOAc 0.1 โมล และ NaOAc 0.1 โมล ใน 1 dm3 (Ka = 1.8x10-5) บัฟเฟอร์กรด pH = pKa = 4.74 ก. เมื่อเติมน้ำลงไป : pH = 4.74 ข. เมื่อเติม 1M HCl ลงไป 1 cm3 จะมี H+ มาทำปฏิกิริยากับ OAc- = 0.001 โมล H3O+ + OAc- HOAc + H2O HOAc = 0.1 + 0.001 = 0.101 mol OAc- = 0.1- 0.001 = 0.099 mol

จาก pH = pKa - log [กรด] [เกลือ] = 4.74 - log 0.101 0.099 = 4.731

อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส เป็นสารอินทรีย์ที่มีโครงสร้างซับซ้อนและเปลี่ยนสีได้ เมื่อ pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงไปเป็นค่าที่ เหมาะสม เป็นกรดอ่อนหรือเบสอ่อน อินดิเคเตอร์จะเปลี่ยนสีที่ pH เท่าใดขึ้นอยู่กับ ค่าคงที่ของสมดุลของอินดิเคเตอร์

ช่วง pH ของสารละลายที่อินดิเคเตอร์ค่อยๆเปลี่ยนสีจากสีหนึ่งไปเป็นอีกสีหนึ่ง เรียกว่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์

การไทเทรตกรด-เบส จุดที่กรดและเบสทำปฏิกิริยาพอดีกัน เรียกว่า จุดสมมูล เป็นกระบวนการหาปริมาณกรดและเบสที่ทำปฏิกิริยาพอดี แล้วนำไปคำนวณความเข้มข้นของกรดหรือเบส จุดที่กรดและเบสทำปฏิกิริยาพอดีกัน เรียกว่า จุดสมมูล ซึ่งจะมีค่าแตกต่างกันไปขึ้นอยู่กับชนิดของกรดและเบส จุดที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสี เรียกว่า จุดยุติ ดังนั้นควรเลือกอินดิเคเตอร์ที่เปลี่ยนสีตรงช่วงจุดสมมูล หรือใกล้เคียงมากที่สุด

การไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่ จุดสมมูลของสารละลายมี pH เท่ากับ 7