กรด - เบส ครูกนกพร บุญนวน

1. การสืบค้นข้อมูลและอภิปรายสารละลายอิเล็กโทรไลต์ ทฤษฎีกรด- เบส ผลการเรียนรู้ 1. การสืบค้นข้อมูลและอภิปรายสารละลายอิเล็กโทรไลต์ ทฤษฎีกรด- เบส คู่กรด-เบส การแตกตัวของสารละลายกรด การแตกตัวของสารละลายเบส และการแตกตัวของน้ำ อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส 2. คำนวณการแตกตัวของกรด-เบสและการแตกตัวของน้ำ 3 .การสืบค้นข้อมูลและอภิปรายปฏิกิริยาระหว่างกรดเบส ปฏิกิริยาไฮโดรลิซิส การไทเทรตกรด-เบส อินดิเคเตอร์สำหรับการไทเทรตกรด-เบส สารละลายบัฟเฟอร์ สารละลายบัฟเฟอร์ในธรรมชาติ

การทดลอง 8.1 สมบัติบางประการของสารละลาย จุดประสงค์การทดลอง 1. ทำการทดลองเพื่อศึกษาสมบัติบางประการของสารละลาย อิเล็กโทรไลต์และสารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ได้ 2. อธิบายเหตุผลที่สารละลายอิเล็กโทรไลต์นำไฟฟ้าได้แตกต่างกัน 3. จำแนกประเภทของสารละลาย โดยใช้การเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสและการนำไฟฟ้าของสารละลายเป็นเกณฑ์ได้ 4. อธิบายและสรุปได้ว่าสารใดเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่หรืออิเล็กโทรไลต์อ่อน

อุปกรณ์ 1. บีกเกอร์ 12 ใบ 2. เครื่องตรวจการนำไฟฟ้า 3. กระบอกตวง 4. กระดาษลิตมัสสีแดงและสีน้ำเงิน

สารเคมี 1. HCl 2. CH3COOH 3. NaCl 4. KNO3 5. NaOH 6. KOH 7. NH3 8. CH3COONa 9. NH4Cl 10. C2H5OH 11. C12H22O11 12. น้ำกลั่น

การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ สารละลาย การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ การเปลี่ยนสีของลิตมัส การนำไฟฟ้า ความสว่างของหลอดไฟ HCl CH3COOH NaCl KNO3 NaOH KOH NH3 CH3COONa NH4Cl C2H5OH C12H22O11 (NH2)2CO การทดลอง 8.1 สมบัติบางประการของสารละลาย จุดประสงค์การทดลอง 1. ทำการทดลองเพื่อศึกษาสมบัติบางประการของสารละลาย อิเล็กโทรไลต์และสารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ได้ 2. อธิบายเหตุผลที่สารละลายอิเล็กโทรไลต์นำไฟฟ้าได้แตกต่างกัน 3. จำแนกประเภทของสารละลาย โดยใช้การเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสและการนำไฟฟ้าของสารละลายเป็นเกณฑ์ได้ 4. อธิบายและสรุปได้ว่าสารใดเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่หรืออิเล็กโทรไลต์อ่อน

การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ ผลการทดลอง สารละลาย การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ การเปลี่ยนสีของลิตมัส การนำไฟฟ้า ความสว่างของหลอดไฟ HCl CH3COOH NaCl KNO3 NaOH KOH NH3 CH3COONa NH4Cl C2H5OH C12H22O11 (NH2)2CO น้ำเงิน แดง ไม่เปลี่ยนสี แดง น้ำเงิน นำ ไม่นำ สว่างมาก สว่างน้อย สว่างปานกลาง ไม่สว่าง

คำถามท้ายการทดลอง 1. เมื่อใช้สมบัติการเปลี่ยนสีของกระดาษลิตมัสเป็นเกณฑ์ สามารถจำแนกสารละลายได้กี่ประเภท อะไรบ้าง - ได้เป็น 3 ประเภทคือ 1.1 สารละลายที่เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสน้ำเงินเป็นแดง แสดงว่ามีสมบัติเป็นกรดได้แก่ สารละลาย HCl, CH3COOH และ NH4Cl 1.2 สารละลายที่เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสแดงเป็นน้ำเงิน แสดงว่ามีสมบัติเป็นเบส ได้แก่ สารละลายNaOH KOH NH3 และ CH3COONa 1.3 สารละลายที่ไม่เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสทั้งสีน้ำเงินและสีแดง แสดงว่ามีสมบัติเป็นกลาง ได้แก่สารละลาย NaCl KNO3 C2H5OH C12H22O11 และ (NH2)2CO

คำถามท้ายการทดลอง 2. ถ้าใช้สมบัติการนำไฟฟ้าของสารละลายเป็นเกณฑ์ สามารถจำแนกสารละลายได้กี่ประเภท อะไรบ้าง - เมื่อใช้สมบัติการนำไฟฟ้าเป็นเกณฑ์จำแนกสารละลายได้เป็น 2 ประเภทคือ 2.1 สารละลายที่นำไฟฟ้า ได้แก่ สารละลายที่มีสมบัติเป็นกรดและเบส ทุกชนิดและสารละลายที่มีสมบัติเป็นกลางบางชนิด คือ NaCl KNO3 2.2 สารละลายที่ไม่นำไฟฟ้า ได้แก่ สารละลายที่มีสมบัติเป็นกลาง บางชนิดได้แก่ C2H5OH C12H22O11 และ (NH2)2CO

คำถามท้ายการทดลอง 3. สารละลายที่นำไฟฟ้าได้แต่ละชนิด ทำให้หลอดไฟสว่างเท่ากันหรือไม่ อย่างไร สารละลายที่นำไฟฟ้าได้แต่ละชนิดจะนำไฟฟ้าได้แตกต่างกัน ซึ่งสังเกตได้จากหลอดไฟสว่างไม่เท่ากัน แสดงว่าตัวละลายแตกตัวเป็นไอออนได้ต่างกัน 3.1 สารละลายที่นำไฟฟ้าได้ดี จัดเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ ได้แก่ HCl NaOH KOH NaCl KNO3 3.2 สารละลายที่นำไฟฟ้าได้น้อยหรือนำไฟฟ้าได้ไม่ดี จัดเป็นสารละลาย อิเล็กโทรไลต์อ่อนได้แก่ CH3COONa NH4Cl และ NH3 3.3 สารละลายที่ไม่นำไฟฟ้า จัดเป็นสารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ ได้แก่ C2H5OH C12H22O11 และ (NH2)2CO

สรุปผลการทดลอง 1. สารละลายที่แตกตัวเป็นไอออน เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าลงไปสามารถนำไฟฟ้าได้เรียกว่า สารละลายอิเล็กโทรไลต์ ส่วนสารละลายที่ไม่แตกตัวเป็นไอออน จึงไม่สามารถนำไฟฟ้าได้ เรียก สารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ 2. สารละลายที่มีสมบัติเป็นกรดและเบสทุกชนิดเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ 3. สารละลายที่มีสมบัติเป็นกลางมีทั้งนำไฟฟ้าและไม่นำไฟฟ้า 4. การนำไฟฟ้าของสารละลายมีความสัมพันธ์กับจำนวนไอออนในสารละลาย ถ้าแตกตัวเป็นไอออนได้มาก หลอดไฟก็จะสว่างมาก แสดงว่าสารละลายนำไฟฟ้าได้ดี จัดเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ ส่วนสารละลายที่แตกตัวเป็นไอออนได้น้อย หลอดไฟจะสว่างน้อย แสดงว่าสารละลายนำไฟฟ้าได้น้อยจัดเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์

1.สารละลายอิเล็กโทรไลต์ สารละลาย(Solution) แบ่งตามการนำไฟฟ้า สารละลายอิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte solution) สารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ (Non – electrolyte solution) สารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ (Strong electrolyte) สารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Weak electrolyte)

สารละลายอิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte solution) คือ สารละลายที่นำไฟฟ้าได้ เพราะมีสารอิเล็กโทรไลต์เป็นตัวละลาย ซึ่ง ประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบ ตัวอย่าง สารละลายกรดเบส ทุกชนิดและสารละลายที่เป็นกลางบางชนิด สารละลายกรด HCl สารละลายเบส NH3 สารละลายที่เป็นกลาง NaCl

คือ สารละลายที่ไม่นำไฟฟ้าเพราะตัวละลายไม่แตกตัวเป็น ไอออนในตัวทำละลาย สารละลายนอนอิเล็กโทรไลต์ (non-electrolyte) คือ สารละลายที่ไม่นำไฟฟ้าเพราะตัวละลายไม่แตกตัวเป็น ไอออนในตัวทำละลาย ตัวอย่างเช่น C12H22O11 สารละลายของน้ำตาลทราย C2H5OH เอทานอล

สารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ (strong electrolyte) คือ สารละลายที่นำไฟฟ้าได้ดีเกิดไอออนบวกและไอออนลบปริมาณมาก ตัวอย่างเช่น HCl สารละลายกรดแก่ NaOH สารละลายเบสแก่

สารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (weak electrolyte) คือ สารละลายที่นำไฟฟ้าได้น้อยให้ไอออนได้เพียงบางส่วน ตัวอย่างเช่น CH3COOH สารละลายกรดอ่อน NH3 สารละลายเบสอ่อน

2.สารละลายกรดและสารละลายเบส แบ่งตามการเปลี่ยนสีของกระดาษลิตมัส น้ำเงิน แดง ไม่เปลี่ยนสี แดง น้ำเงิน กรด(acid) กลาง เบส(bass)

สารละลายกรด(acids) * มีรสเปรี้ยว มีฤทธิ์กัดกร่อน * เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากสีน้ำเงินเป็นสีแดง * ค่า pH น้อยกว่า 7 * มี H3O+ ( ไฮโดรเนียมไอออน) อยู่ในสารละลาย * ทำปฏิกิริยากับโลหะได้ แก๊ส H2 * ทำปฏิกิริยากับสารประกอบคาร์บอเนตหรือ สารประกอบไฮโดรเจนคาร์บอเนตได้แก๊ส (CO2) * ทำปฏิกิริยาสะเทินกับเบสได้เกลือกับน้ำ

สารละลายเบส(Bases) * มีรสฝาดขม ลื่นมือคล้ายสบู่ * มีรสฝาดขม ลื่นมือคล้ายสบู่ * เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้ำเงิน * ค่า pH มากกว่า 7 * มี OH - ( ไฮดรอกไซด์ไอออน ) อยู่ในสารละลาย * ไม่ทำปฏิกิริยากับโลหะ * ทำปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนียมได้ก๊าซแอมโมเนีย(NH3) * ทำปฏิกิริยาสะเทินกับกรดได้เกลือกับน้ำ

สารละลายที่เป็นกลาง * ไม่เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัส สารละลายของน้ำตาลทราย * ค่า pH เท่ากับ 7 C12H22O11 สารละลายของน้ำตาลทราย C2H5OH เอทานอล

สมการกรด-เบส กรด HCl(g) H+ (aq) + Cl-(aq) HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) +Cl-(aq) เบส NaOH(s) Na+ (aq) + OH-(aq) NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq)+OH-(aq) H2O H2O

แบบฝึกหัด 8.1

3. ทฤษฎีกรด-เบส ทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตด - ลาวรี ทฤษฎีกรด-เบสของอาร์เรเนียส ทฤษฎีกรด-เบสของลิวอิส

3.1 ทฤษฎีกรด-เบสของอาร์เรเนียส กรด คือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน(H+) เมื่อรวมตัวกับน้ำจะเกิดเป็นไฮโดรเนียมไอออน(H3O+) เช่น HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) เบส คือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) เช่น LiOH(s) + H2O(l) Li+(aq) + OH-(aq)

3.2 ทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตด - ลาวรี กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอนแก่สารอื่นได้ H2O NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl-(aq) H+ NH4+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NH3(aq) กรด เบส

เบส คือ สารที่รับโปรตอนจากสารอื่นได้ เบส คือ สารที่รับโปรตอนจากสารอื่นได้ H2O CH3COONa(s) Na+(aq) + CH3COO-(aq) H+ CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq) เบส กรด

3.3 ทฤษฎีกรด-เบสของลิวอิส กรด คือ สารที่รับคู่อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจากสารอื่น เรียกว่า อิเล็กโทรไฟล์ ( electrophile ) เบส คือ สารที่ให้คู่อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแก่สารอื่น เรียกว่า นิวคลีโอไฟล์ ( nucleophile ) เบส กรด

4. คู่กรด - เบส NH3 + H2O NH4+ + OH- เบส 1 กรด 2 กรด1 เบส2 คู่กรดคือสารที่ทำหน้าที่เป็นกรด คู่เบส คือสารที่ทำหน้าที่เป็นเบส โมเลกุลที่เป็นคู่กรด-เบสกันจะมีโปรตอนต่างกัน 1 โปรตอน NH3 + H2O NH4+ + OH- เบส 1 กรด 2 กรด1 เบส2 ดังนั้น NH3 และ NH4+ , H2O และ OH - เป็นคู่กรด-เบสซึ่งกันและกัน

สารแอมฟิโปรติก (Amphiprotic substance) สารแอมฟิโปรติก(สารแอมโฟเทอริก)คือสารที่ทำหน้าที่เป็นได้ทั้งกรดและเบส เพราะ สามารถให้และรับโปรตอนได้ CO-3(aq)+OH-(aq) H2O(l)+CO2-3(aq) กรด CO-3(aq)+ H2O (l) OH-(aq)+H2CO3(aq) เบส H+ H H+ H

ตัวอย่างที่ 1 จงเขียนสูตรเคมีของคู่เบสของสารต่อไปนี้ ตัวอย่างที่ 1 จงเขียนสูตรเคมีของคู่เบสของสารต่อไปนี้ ก. HNO2 ข. H2SO4 ค. HS- ง. HCOOH จ. HCO3- NO2- HSO4- S2- HCOO- CO32-

ตัวอย่างที่ 2 จงเขียนสูตรเคมีของคู่กรดของสารต่อไปนี้ ตัวอย่างที่ 2 จงเขียนสูตรเคมีของคู่กรดของสารต่อไปนี้ ก. HPO42- ข. HSO4- ค. ClO- ง. CH3NH2 จ. HCO3- H2PO4- H2SO4 HClO CH3NH3+ H2CO3

ตัวอย่างที่ 3 ระบุกรด-เบสในปฏิกิริยาต่อไปนี้ ตัวอย่างที่ 3 ระบุกรด-เบสในปฏิกิริยาต่อไปนี้ ก. HF(aq) + NH3(aq) F-(aq) + NH4+(aq) กรด 1 เบส 2 เบส 1 กรด 2 ข. CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq) กรด 1 เบส 2 เบส 1 กรด 2 ค. C6H5NH2(aq) + HNO3(l) C6H5NH3+(aq) + NO3-(aq) เบส 1 กรด 2 กรด 1 เบส 2

แบบฝึกหัด 8.2

การแตกตัวของเบส การแตกตัวของเบสแก่ การแตกตัวของเบสอ่อน 5. การแตกตัวของกรดและเบส การแตกตัวของกรด การแตกตัวของกรดแก่ การแตกตัวของกรดอ่อน การแตกตัวของเบส การแตกตัวของเบสแก่ การแตกตัวของเบสอ่อน

การแตกตัวของกรดแก่ กรด monoprotic คือกรดที่แตกตัวได้แค่ 1 ครั้ง HClO4 , HCl , HBr , HI , HNO3 กรด diprotic คือกรดที่แตกตัวได้ 2 ครั้ง H2SO4 H2SO4 + H2O HSO4 - + H3O+ Ka1 HSO4 - + H2O SO4 2- + H3O+ Ka2 Ka2 ย่อมน้อยกว่า Ka1 เสมอ เพราะในขั้นที่ 2 ต้องแยกโปรตอนจากไอออนลบซึ่งต้องใช้พลังงานมากกว่าการแยกจากสภาวะที่เป็นกลาง

เพราะฉะนั้น [H3O+] = [NO3-] = 0.015 mol/dm3 1. จงคำนวณหา [H3O+] , [NO3-] ในสารละลาย HNO3 0.015 mol/dm3 HNO3 + H2O  H3O+ + NO3- 0.015 0.015 0.015 เพราะฉะนั้น [H3O+] = [NO3-] = 0.015 mol/dm3

2. สารละลาย HBr ปริมาตร 5 dm3 มี HBr ละลายอยู่ 1 2. สารละลาย HBr ปริมาตร 5 dm3 มี HBr ละลายอยู่ 1.5 mol จะมีไอออนชนิดใดบ้าง และมีความเข้มข้นเท่าใด สารละลาย HBr มีความเข้มข้น 0.3 mol/dm3 จะมี H3O+ และ Br- อย่างละ 0.3 mol/dm3

3. นำ HCl 0.5 mol ละลายในน้ำ 500 cm3 จะมีความเข้มข้นของ H3O+ กี่ mol/dm3

4. มีสารละลาย HNO3 เข้มข้น 0 4. มีสารละลาย HNO3 เข้มข้น 0.2 mol/l ปริมาตร 500 cm3 ถ้าเติม น้ำไปอีก 500 cm3 สารละลายใหม่ที่ได้จะมีความเข้มข้นของ H3O+ กี่ mol/dm3 [H3O+] = 0.1 mol/dm3

5. สารละลายกรดแก่ (HA) 250 ลูกบาศก์เซนติเมตร มีปริมาณ H3O+ ไอออน 0 HA  H3O+ (aq) + A- (aq) 0.05 0.05 0.05 mol/ 250 cm3 สารละลาย HA 250 cm3 มี HA 0.05 mol สารละลาย HA 1000 cm3 มี HA 0.20 mol เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 0.20 mol/dm3 ถ้าเติมกรดอีก 0.2 mol สารละลายมี HA รวมทั้งหมด = 0.05 + 0.2 = 0.25 mol สารละลาย HA 250 cm3 มี HA 0.25 mol สารละลาย HA 1000 cm3 มี HA 1.00 mol เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 1.00 mol/dm3

เบสเเก่ คือ เบสที่เเตกตัวเป็นไอออนในน้ำได้หมด การแตกตัวของเบส การแตกตัวของเบสแก่ เบสเเก่ คือ เบสที่เเตกตัวเป็นไอออนในน้ำได้หมด เป็นการเปลี่ยนแปลงไปข้างหน้าอย่างเดียว ได้เเก่ ไฮดรอกไซด์ของโลหะหมู่ 1 เเละหมู่ 2 ยกเว้น Be เช่น LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2 , Sr(OH)2 , Ba(OH)2 ,Ra(OH)2 NaOH(s) + H2O(l) Na+(aq) + OH-(aq) Ca(OH)2(s) + H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

6. นำ NaOH 40 กรัม ละลายในน้ำ 500 cm3 จะมีความเข้มข้นของ OH - เท่าใด เนื่องจาก NaOH เป็นเบสแก่ จะแตกตัวให้ OH - 100 % ดังนั้นมีความเข้มข้น OH - = 2 mol/dm3

7. ถ้า KOH 0.1 โมล ละลายน้ำและสารละลายมีปริมาตร 2 ลูกบาศก์เดซิเมตร ในสารละลายจะมีไอออนใดบ้างอย่างละกี่ mol/dm3 KOH (s)  K+ (aq) + OH- (aq) 0.1 0.1 0.1 โมล/ 2 ลิตร 0.05 0.05 0.05 โมล/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  

8. สารละลาย Ba(OH)2 เข้มข้น 0 8. สารละลาย Ba(OH)2 เข้มข้น 0.1 mol/dm3 ปริมาตร 100 cm3 จะมี OH - กี่โมล ถ้าเติมน้ำให้มีปริมาตรเป็น 400 cm3 ความเข้มข้นของ OH - จะเป็นเท่าใด สารละลาย Ba(OH)2 100 cm3 มี Ba(OH)2 ละลายอยู่ 0.02 mol สารละลาย Ba(OH)2 400 cm3 มีความเข้มข้น OH – 0.05 mol/dm3

9. จงหาความเข้มข้นของ OH- ที่เกิดจากการเอา NaOH 10 9. จงหาความเข้มข้นของ OH- ที่เกิดจากการเอา NaOH 10.0 กรัม ละลายในน้ำทำเป็นสารละลาย 0.2 dm3 (Na = 23, O = 16, H = 1) การแตกตัวของ NaOH เป็นดังนี้ NaOH (aq)  Na+ (aq) + OH- (aq) 1.25 mol 1.25 mol 1.25 mol เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ OH- 1.25 mol/dm3

การแตกตัวของกรดอ่อน กรดอ่อน คือ กรดที่แตกตัวได้บางส่วน เช่น CH3COOH, HF

การบอกปริมาณการแตกตัวของกรดอ่อนบอกเป็นร้อยละหรือ ค่าคงที่สมดุล (Ka) ร้อยละการแตกตัวของกรดอ่อน =

การคำนวณแตกตัวของกรดอ่อน 10. สารละลายกรดอ่อน HA C mol/dm3 ซึ่งแตกตัวได้ X mol/dm3 คำนวณหาค่าคงที่สมดุลของสารละลายกรดอ่อน HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) เริ่มต้น C - 0 0 เปลี่ยนแปลง -X - +X +X ภาวะสมดุล C-X - +X +X [H3O+] [A-] [HA] X2 C-X ( ถ้า C > X มากๆ ไม่ต้องนำ X มาลบ ) Ka = Ka =

11. สารละลายกรด HB เข้มข้น 0. 2 mol/dm3 แตกตัวได้เพียง 0 11. สารละลายกรด HB เข้มข้น 0.2 mol/dm3 แตกตัวได้เพียง 0.05 mol/dm3 จงคำนวณหาปริมาณการแตกตัวเป็นร้อยละ สารละลายกรด HB แตกตัวได้ร้อยละ 25

ตัวอย่างที่ 12 จงคำนวณเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรด HA 1 mol/dm3 ซึ่งมี H3O+ 0.05 mol/dm3

ตัวอย่างที่ 13 ที่ 25 0C กรดแอซิติก (CH3COOH) เข้มข้น 0 ได้ 1.34 % จงคำนวณหาความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน แอซิเตตไอออน และ Ka [H3O+] , [CH3COO-] = 0.00134 mol/l

หา Ka CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- เริ่มต้น 0.1 - 0 0 เริ่มต้น 0.1 - 0 0 ภาวะสมดุล 0.1-0.00134 - 0.00134 0.00134 Ka = = = 1.82 x 10-5

การแตกตัวของเบสอ่อน เบสอ่อน คือเบสที่เเตกตัวได้บางส่วนเช่น NH3 เป็นต้น การบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อนบอกเป็นร้อยละ หรือเป็นค่าคงที่สมดุล (Kb)

การคำนวณแตกตัวของเบสอ่อน สารละลายเบสอ่อน BOH C mol/dm3 ซึ่งแตกตัวได้ X mol/dm3 คำนวณหา ค่าคงที่สมดุลของสารละลายเบสอ่อน BOH(aq) + H2O (l) B+ (aq) + OH- (aq) เริ่มต้น C - 0 0 เปลี่ยนแปลง -X - +X +X ภาวะสมดุล C-X - +X +X [OH-] [B+] [BOH] X2 C-X ( ถ้า C > X มากๆ ไม่ต้องนำ X มาลบ ) Kb = Kb = 55

ร้อยละการแตกตัว = ร้อยละการแตกตัว 56

ตัวอย่างที่ 14 เมื่อแอมโมเนียละลายน้ำ จะแตกตัวให้ NH4+ และ OH- ถ้าแอมโมเนียจำนวน 0.106 โมล ละลายในน้ำ 1 ลิตร ที่ภาวะสมดุลแตกตัวให้ NH4+ และ OH- เท่ากัน คือ 1.38 x 10-3 โมล จงหาค่าคงที่ของการแตกตัวของ NH3 NH3 + H2O NH4+ + OH- เริ่มต้น 0.106 - 0 0 ภาวะสมดุล 0.106 – x - x x   Kb = = Kb = 1.79 x 10-5

ตัวอย่างที่ 15 จงหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลาย XOH เข้มข้น 0 ตัวอย่างที่ 15 จงหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลาย XOH เข้มข้น 0.2 mol/dm3 ซึ่งแตกตัวได้ร้อยละ 5 การแตกตัวของสารละลาย XOH เขียนสมการแสดงได้ดังนี้ XOH (aq) X+ (aq) + OH- (aq) ร้อยละการแตกตัวของ XOH =   5 = [OH-] = ดังนั้น XOH มี OH- อย่างละ 0.01 mol/dm3  

แบบฝึกหัด 8.3

6. ความสัมพันธ์ระหว่าง Ka และ Kb Kw = [H3O+] [OH-] Kw = KaKb Ka = Kb = ถ้ากรดยิ่งมีความแรงมาก (Kaมาก) คู่เบสจะยิ่งมีความแรงน้อย (Kbน้อย) Kw Kb Kw Ka ถ้าเบสยิ่งมีความแรงมาก (Kbมาก) คู่กรดจะยิ่งมีความแรงน้อย (Kaน้อย)

การทดลองที่ 8.2 การนำไฟฟ้าของน้ำ การทดลองที่ 8.2 การนำไฟฟ้าของน้ำ จุดประสงค์การทดลอง 1.ทำการทดลองเพื่อตรวจสอบการนำไฟฟ้าของน้ำได้ 2.เปรียบเทียบการนำไฟฟ้าของน้ำที่อุณหภูมิต่างกันได้ 3.สรุปความสามารถในการนำไฟฟ้าได้

สารเคมี 1. น้ำกลั่น อุปกรณ์ 1. ชุดเครื่องตรวจการนำไฟฟ้า 5. เทอร์มอมิเตอร์ 2. สายไฟ 6. บีกเกอร์ 3. แอมมิเตอร์ 7. ตะเกียงแอลกอฮอล์ 4. หลอดทดลองขนาดกลาง

วัดด้วยเครื่องตรวจการนำไฟฟ้า ผลการทดลอง สาร การนำไฟฟ้า วัดด้วยเครื่องตรวจการนำไฟฟ้า ชนิดที่มีหลอดไฟ วัดด้วยแอมป์มิเตอร์(µA) น้ำกลั่นที่อุณหภูมิห้อง น้ำกลั่นที่อุณหภูมิ 60-70๐ C

วัดด้วยเครื่องตรวจการนำไฟฟ้า ผลการทดลอง สาร การนำไฟฟ้า วัดด้วยเครื่องตรวจการนำไฟฟ้า ชนิดที่มีหลอดไฟ วัดด้วยแอมป์มิเตอร์(µA) น้ำกลั่นที่อุณหภูมิห้อง น้ำกลั่นที่อุณหภูมิ 60-70๐ C หลอดไฟไม่สว่าง 40 80

สรุปผลการทดลอง เมื่อใช้เครื่องตรวจการนำไฟฟ้าวัดการนำไฟฟ้าของ น้ำกลั่น ปรากฏว่าหลอดไฟไม่สว่างแต่ถ้าใช้แอมมิเตอร์ตรวจสอบจะพบว่าน้ำกลั่นนำไฟฟ้าได้ แสดงว่าน้ำกลั่น นำไฟฟ้าได้น้อยมาก 2. น้ำกลั่นนำไฟฟ้าได้มากขึ้นเมื่ออุณหภูมิสูงขึ้น

คำถามท้ายการทดลอง 1. 2.

7. การแตกตัวของน้ำบริสุทธิ์ การนำไฟฟ้าของน้ำชนิดต่างๆ น้ำชนิดต่างๆ เครื่องตรวจการนำไฟฟ้า วัดด้วยแอมมิเตอร์ น้ำกลั่นที่อุณหภูมิห้อง น้ำกลั่นที่อุณหภูมิ 60-70 0C น้ำคลอง น้ำประปา น้ำฝน หลอดไฟไม่สว่าง 40 80 90 85

น้ำบริสุทธิ์เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก น้ำบริสุทธิ์นำไฟฟ้าได้เล็กน้อยเพราะน้ำสามารถแตกตัวได้เอง ซึ่งเรียกว่า self-ionization หรือ autoionization ดังสมการ Kw = [H3O+][OH-]

ค่าคงที่สมดุลการแตกตัวของน้ำ (water dissociation equilibrium constant , Kw ) Kw = [H3O+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H3O+] = [OH-] = 1.0 x 10-7 mol/dm3

การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของ H3O+และ OH- ในน้ำ Kw = [H3O+][OH-] [H3O+] =   จะเห็นได้ว่าจากสมการถ้า [H3O+] มากขึ้น [OH-] ก็น้อยลง ในทำนองเดียวกัน ถ้าเติม OH- ลงไปในน้ำ จะทำให้ [OH-] มากขึ้น [H3O+] ก็น้อยลง การพิจารณาว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบส ถ้า [H3O+] = [OH-] สารละลายเป็นกลาง ถ้า [H3O+] > [OH-] สารละลายเป็นกรด ถ้า [H3O+] < [OH-] สารละลายเป็นเบส

การคำนวณเปลี่ยนความเข้มข้นของ H3O+และ OH- ในน้ำ ตัวอย่างที่ 1 สารละลายชนิดหนึ่งมี [H3O+] = 1 x 10-2 mol/dm3 [OH-] จะมีค่าเท่าใด Kw = [H3O+][OH-] 1 x 10-14 = (1 x 10-2) [OH-] [OH-] = 1 x 10-12 mol/dm3

ตัวอย่างที่ 2 ถ้าสารละลายก๊าซ HCl 3.65 กรัมในน้ำ และสารละลายมี ปริมาตร 5 dm3 จงหาความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- ในสารละลาย (H = 1 , Cl = 35.5) HCl เป็นกรดแก่แตกตัวได้ 100% HCl + H2O (l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) 0.02 0.02 0.02 mol/dm3  

[H3O+] = 0.02 mol/dm3 Kw = [H3O+][OH-] [OH-] = = = 0.5 x 10-12 mol/dm3

ตัวอย่างที่ 3 ผลิตภัณฑ์ทำความสะอาดที่ใช้ในบ้านเรือนชนิดหนึ่ง ที่มีความเข้มข้นของ OH- เท่ากับ 0.0025 M จงคำนวณความเข้มข้นของ [H3O+] Kw = [H3O+][OH-] [H3O+] = [H3O+] = 4 x 10-12 mol/dm3

แบบฝึกหัด 8.4 แบบฝึกหัด 8.4

8. ความหมายของ pH ความหมายของpH วิธีการวัด pH ของสารละลาย กระดาษลิตมัส ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ อินดิเคเตอร์ พีเอชมิเตอร์

pH คือ ค่าที่แสดงถึงความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน (H+) หรือไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) ใช้บอกความเป็นกรดหรือเบสของสารละลาย โดยค่า pH ของสารละลายเป็นค่าลอการิทึมของไฮโดรเจนไอออน (หรือไฮโดรเนียมไอออน) ที่เป็นลบ pH = -log [H3O+] pOH คือ ค่าที่บอกความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายมีค่าเท่ากับ -log[OH-] pOH = -log[OH-]

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

วิธีวัด pH ของสารละลายวัดได้ 2 วิธี ดังนี้ 1. วิธีเปรียบเทียบสี วิธีนี้เป็นการวัด pH โดยประมาณ (มีความถูกต้อง 0.5 หน่วย pH) ซึ่งทำได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมลงไปในสารละลายที่ต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบกับสารละลาย บัฟเฟอร์ที่ทราบค่า pH แน่นอน ซึ่งได้เติมอินดิเคเตอร์ชนิดเดียวกันไปแล้ว หรือใช้กระดาษชุบ อินดิเคเตอร์ (กระดาษ pH) จุ่มลงไปแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐาน 2. วิธีวัดความต่างศักย์ วิธีนี้วัด pH ได้อย่างละเอียด (มีความถูกต้อง 0.01 หน่วย pH) โดยการใช้เครื่องมือที่เรียกว่า พีเอชมิเตอร์

วิธีการวัด pH ของสารละลาย กระดาษลิตมัส บอกได้ว่าสารละลายนั้นเป็นกรดหรือเบส กรด เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากสีน้ำเงินเป็นสีแดง เบส เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้ำเงิน

ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ อินดิเคเตอร์ที่เปลี่ยนสีได้ทุกช่วง pH เกิดจากการนำ อินดิเคเตอร์หลายๆ ชนิดมารวมกัน

อินดิเคเตอร์

พีเอชมิเตอร์ (pH meter) สามารถวัด pH ของสารละลายในช่วง pH 0 - 14

9.สารละลายกรด - เบสในชีวิตประจำวันและในสิ่งมีชีวิต

การคำนวณ pH ของสารละลาย H3O+ = 4.8 x 10-13 โมล/ลิตร pH = -log[H3O+] = -log[4.8 x 10-13] = 13 - log 4.8 = 12.32

ตัวอย่างที่ 2 สารละลายชนิดหนึ่งมี pH = 4.00 จะมีความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนเป็นเท่าใด pH = -log[H3O+] 4 = -log[H3O+] [H3O+] = 10-4 = 1 x 10-4 mol/dm3

ตัวอย่างที่ 3 กรดไฮโดรไซยานิก (HCN) เมื่อละลายน้ำแตกตัว 0.01 % สารละลายของกรดนี้เข้มข้น 0.1 mol/dm3 จะมี pH เท่าใด 0.01 % ของ 0.1 mol/dm3 = 0.1 x = 1 x 10-5 mol/dm3 HCN(aq) H+ (aq) + CN-(aq) เริ่มต้น 0.1 0 0 สมดุล 0.1 - 1 x 10-5 1 x 10-5 1 x 10-5 [H+] = 1 x 10-5 โมล/ลิตร pH = -log [H+]= -log[1 x 10-5] = 5 เพราะฉะนั้น pH ของสารละลาย HCN = 5

ตัวอย่างที่ 4 น้ำทะเลมี pH 8.20 จงคำนวณความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- ในน้ำทะเล pH = -log[H3O+] = 8.20 [H3O+] = 10-8.20 = 6.3 x 10-9 M pOH = 14.00 - pH = 14.00 – 8.20 = 5.80 pOH = -log[OH-] = 5.80 [OH-] = 1.6 x 10-6 M

แบบฝึกหัด 8.5 แบบฝึกหัด 8.5

10. ความแรงสัมพัทธ์ของกรดและเบส ความแรงของกรด 2 ชนิด 1. กรดแก่ (Strong acid) คือกรดที่ให้โปรตอนแก่น้ำได้ดี เช่น HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) 2. กรดอ่อน (weak acid) คือกรดที่ให้โปรตอนแก่น้ำได้น้อย เช่น HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Ka = ค่าคงที่สมดุลการแตกตัวของกรด

ความแรงของเบส 2 ชนิด 1.เบสแก่ (Strong base) คือเบสที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ OH- Mg(OH)2(s) Mg(OH)2(aq) Mg2+(aq) + 2OH-(aq) 2. เบสอ่อน (weak base) คือเบสที่แตกตัวได้น้อยในน้ำ เช่น B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq) 100 H2O Kb = ค่าคงที่สมดุลการแตกตัวของเบส

11. ปัจจัยที่มีผลต่อความแรงของกรด-เบส 11.1 กรด 1. กรดไฮโดรของธาตุในคาบเดียวกัน ความแรงของกรดเพิ่มขึ้น เลขอะตอมสูงขึ้น อิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงขึ้น NH3 < H2O < HF H2S < HCl พันธะระหว่าง H-X มีขั้วมากขึ้น กรดแรงขึ้น

2. กรดไฮโดรของธาตุในหมู่เดียวกัน ความแรงของกรดเพิ่มขึ้น เลขอะตอมสูงขึ้น แม้ว่าค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่ำลง HF < HCl < HBr < HI H2O < H2S < H2Se < H2Te โมเลกุลมีขนาดใหญ่ขึ้น พลังงานพันธะ H-X ลดลง กรดแรงขึ้น 3. กรดออกซี ( H-O-Z , Z=อโลหะ ) ความแรงของกรดเพิ่มขึ้นเมื่ออโลหะมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงขึ้น ( ทำให้ H เป็นบวก ได้ง่ายขึ้น ) HOI < HOBr < HOCl กรดออกซีของอโลหะตัวเดียวกัน ความแรงของกรดเพิ่มขึ้นเมื่อจำนวนอะตอมของ O สูงขึ้น (เมื่อเลขออกซิเดชันของอโลหะสูงขึ้น) HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4

กรดไฮโดรตามคาบและตามหมู่

11.2 เบส 1. เบสของธาตุในคาบเดียวกัน ความแรงของเบสลดลง เมื่ออโลหะมีค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีสูงขึ้น NH3 > H2O > HF NH3 > OH- > F- 2. เบสของธาตุในหมู่เดียวกัน ความแรงของเบสลดลง เมื่ออโลหะมีขนาดโตขึ้น ค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตีต่ำลง S2- < O2- 3. พิจารณาจำนวนประจุ ความแรงของเบสลดลง เมื่อจำนวนประจุลดลง เบสที่เป็นไอออนลบ อะตอมเดี่ยว N3- > O2- > F-

12. อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส อินดิเคเตอร์สำหรับกรด - เบส ความหมายและหลักการทำงาน ตัวอย่างอินดิเคเตอร์ อินดิเคเตอร์กรด-เบสสามัญบางชนิด อินดิเคเตอร์จากพืชที่สกัดด้วยน้ำ

อินดิเคเตอร์สำหรับกรด - เบส อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้บอกความเป็นกรด-เบส ของสารละลายได้อย่างหนึ่ง สารประกอบที่เปลี่ยนสีได้ที่ pH เฉพาะตัว จะถูกนำมาใช้เป็น อินดิเคเตอร์ได้ เช่น ฟีนอล์ฟทาลีน จะไม่มีสีเมื่ออยู่ในสารละลายกรด และจะเปลี่ยนเป็นสีชมพู เมื่ออยู่ในสารละลายเบสที่มี pH 8.3 HIn เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปกรด (Acid form) In- เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปเบส(Basic form) รูปกรดและรูปเบสมีภาวะสมดุล เขียนแสดงได้ด้วยสมการ ดังนี้ HIn (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + In- (aq)

อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส อินดิเคเตอร์กรด-เบสสามัญบางชนิด อินดิเคเตอร์ ช่วง pH ที่เปลี่ยนสี สีที่เปลี่ยน ไทมอลบลู(กรด) เมทิลออเรนจ์ เมทิลเรด โบรโมไทมอลบลู ไทมอลบลู(เบส) ฟีนอล์ฟทาลีน 1.2 - 2.8 3.2 - 4.4 4.2 - 6.3 6.0 - 7.6 8.0 - 9.6 8.3 - 10.0 แดง - เหลือง เหลือง - น้ำเงิน ไม่มีสี - ชมพู

อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส อินดิเคเตอร์จากพืชที่สกัดด้วยน้ำ ชนิดของพืช ช่วง pH ที่เปลี่ยนสี สีที่เปลี่ยน อัญชัน(ม่วง) กระเจี๊ยบ ขมิ้นชัน ชบาซ้อน กล้วยไม้ ทองกวาว 1 - 3 6 - 7 7 - 8 10 - 11 11 - 12 แดง - ม่วง แดง - เขียว เหลือง - ส้ม เหลือง - น้ำเงิน ไม่มีสี - เหลือง เหลืองเขียว - แดง

ตัวอย่างที่ 1 เช่น เมทิลเรด มีช่วง pH 4.4 - 6.2 หมายความว่า คือ สีส้ม pH > 6.2 จะให้สีเหลือง (รูปเบส) สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด จะเปลี่ยนในช่วง pH ที่ต่างกัน