กรด-เบส Acid & BASE

8.1 สารละลายอิเลกโตรโลท์ อิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte) หมายถึง สารประกอบที่สามารถนำไฟฟ้าได้ เมื่อหลอมเหลวแล้วแตกตัวเป็นไอออนหรือละลายอยู่ในสารละลายแล้วแตกตัวเป็นไอออน เช่น สารละลายกรด, สารละลายเบส, สารละลายเกลือ นอน-อิเล็กโทรไลต์ (non-Electrolyte) หมายถึง สารละลายที่ไม่สามารถนำไฟฟ้าได้ เพราะตัวถูกละลายไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนในตัวทำละลายได้ เช่น น้ำเชื่อม, แอลกอฮอล์

ประเภทของอิเล็กโทรไลต์ อิเลกโทรไลต์แบ่งออกได้เป็น 2 ประเภท 1. อิเล็กโทรไลต์แก่ (strong electrolyte) หมายถึง สารละลายน้ำและแตกตัวเป็นไอออนได้ 100% และนำไฟฟ้าได้ดีมาก เช่น กรดแก่ และเบสแก่ และเกลือส่วนใหญ่ เป็นต้น 2. อิเล็กโทรไลต์อ่อน (weak electrolyte) หมายถึง สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวได้บางส่วน นำไฟฟ้าได้น้อย

ประเภทของอิเล็กโทรไลต์   อิเล็กโทรไลต์แก่ HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HClO3 LiOH, NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2 อิเล็กโทรไลต์อ่อน HCOOH, CH3COOH, HF, HCN, H3PO4, etc.

8.2 สารละลายกรด-เบส 1. ไอออนในสารละลายกรด ในสารละลายกรดทุกชนิด จะมีไอออนที่เหมือนกัน คือ H+ หรือ เมื่อรวมกับน้ำได้เป็น H3O+ (ไฮโดรเนียมไอออน) ตัวอย่างเช่น HCl (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Cl-(aq) HNO3 (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + NO3-(aq) H2SO4 (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + SO42-(aq) CH3COOH (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

สมบัติทั่วไปของกรด 1. มีรสเปรี้ยว 2. นำไฟฟ้าได้ 3. เปลี่ยนสีอินดิเคเตอร์ เช่น กระดาษลิตมัสจากน้ำเงินเป็นแดง 4. ทำปฏิกิริยากับโลหะบางชนิดได้ แก๊ส H2 เช่น Mg (s) + HCl (aq)  MgCl2 (aq) + H2 (g) 5. ทำปฏิกิริยากับเบส ได้เกลือกับน้ำ เรียกว่า ปฏิกิริยาสะเทิน(Neutralization reaction) เช่น NaOH (aq) + HCl (aq)  NaCl (aq) + H2O

สารละลายกรด-เบส 2. ไอออนในสารละลายเบส ในสารละลายเบสทุกชนิดจะมีไอออนที่เหมือนกันอยู่คือ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) เช่น NaOH (s)  Na+ (aq) + OH- (aq) KOH (s)  K+ (aq) + OH- (aq) NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)

สมบัติทั่วไปของเบส 1. มีรสฝาด 2. ถูมือลื่นคล้ายสบู่ 3. นำไฟฟ้าได้ 4. ผสมกับไขมันได้สบู่ 5. เปลี่ยนสีอินดิเคเตอร เช่น กระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้ำเงิน ฟีนอล์ฟทาลีนจากไม่มีสีเป็นสีชมพู เป็นต้น

ประโยชน์ของกรด-เบส กรด ประโยชน์ กรดไฮโดรคลอริก (HCl) กรดเกลือ น้ำยาล้างห้องน้ำ กรดในกระเพาะอาหาร กรดซัลฟิวริก (H2SO4) กรดกำมะถัน ใช้เติมแบตเตอรี่รถยนต์ กรดไนตริก (HNO3) ใช้ในอุตสาหกรรมเคมี กรดคาร์บอนิก (H2CO3) กรดน้ำอัดลม ใช้ทำน้ำอัดลม น้ำโซดา กรดบอริก (H3BO3) ใช้ทำน้ำยาหยอดตา

ประโยชน์ของกรด-เบส กรด ประโยชน์ กรดฟอร์มิก (HCOOH) กรดมด ใช้ในอุตสากรรมฟอกหนัง กรดอะซิติก (CH3COOH) กรดน้ำส้ม ใช้ทำน้ำส้มสายชู (5%) กรดแอซิทิลซาลิซิลิก (C9H8O4) ใช้ทำยาแอสไพริน กรดแอสคอร์บิก (C6H8O6) วิตามินซี กรดออกซาลิก (H2C2O4) สารกำจัดสนิม

ประโยชน์ของกรด-เบส เบส ประโยชน์ โซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) โซดาไฟ ใช้ละลายสิ่งอุดตันในท่อ ใช้ทำสบู่ แคลเซียมไฮดรอกไซด์ (Ca(OH)2) น้ำปูนใส ใช้ทำอาหาร มิลค์ออฟแมกนีเซีย (Mg(OH)2) ยาลดกรด แอมโมเนีย (NH3) ใช้ดมเวลาเป็นลม ใช้ในอุตสาหกรรมปุ๋ย วัตถุระเบิด

8.3 ทฤษฎีกรด-เบส ทฤษฎีกรด-เบสของอาร์เรเนียส กรด คือ สารที่เมื่อละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน (H+) เช่น HF, HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, H3PO4, CH3COOH เบส คือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) เช่น NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 ข้อจำกัดของทฤษฎีนี้คือ 1.ไม่สามารถบอกสารที่ไม่สามารถละลายน้ำได้ 2. ไม่สามารถจำแนกสารที่ไม่มี H+ หรือ OH- อยู่ในสูตร

8.3 ทฤษฎีกรด-เบส ทฤษฎีกรด-เบส ของเบรินสเตต-ลาวรี กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอนกับสารอื่นๆ ได้ (Proton donor) เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอนจากสารอื่นๆได้ (Proton acceptor) เช่น สารประกอบไฮดรอกไซด์ สารประกอบแอมีน สารประกอบแอมโมเนีย ข้อจำกัดของทฤษฎีนี้คือ ไม่สามารถจำแนกสารที่ไม่มีโปรตรอน อยู่ในโมเลกุล 

คู่กรด-เบส (Conjugate acid–base pair) CH3COOH (aq) + H2O (l)  CH3COO- (aq) + H3O+(aq) acid1 base2 base1 acid2 NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) base1 acid2 acid1 base2

จงหาคู่กรด-คู่เบส HCl + H2O  H3O+ + Cl- acid1 base2 acid2 base1 NH4+ + H2O  H3O+ + NH3 NH4+ + NH2-  NH3 + NH3 acid1 base2 acid2 base1 H2O + CN-  HCN + OH-  

จงหาคู่กรด-คู่เบส HS- + H2O  H3O+ + S2- acid1 base2 acid2 base1 H2O + CO32-  HCO3- + OH– acid1 base2 acid2 base1 HCl + HCO3-  H2CO3 + Cl- CH3COO- (aq) + H2O (l)  OH– (aq) + CH3COOH (aq) base1 acid2 base2 acid1

สมบัติความเป็นกรด-เบสของน้ำ (Acid-base properties of water) น้ำเป็นตัวทำละลายที่มีคุณสมบัติเฉพาะตัว สมบัติประการหนึ่งของน้ำคือ เป็นได้ทั้งกรดและเบส และจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก จึงนำไฟฟ้าได้ไม่ดี แบบที่ 1 H2O (l)  H+(aq) + OH-(aq) แบบที่ 2 H2O (l) + H2O (l)  H3O+(aq) + OH-(aq) acid1 base2 acid2 base1 เรียกว่า การแตกตัวเป็นไอออนด้วยตัวเอง (Autoionization)

สารที่เป็นได้ทั้งกรดและเบส (Amphoteric) สารบางตัวทำหน้าที่เป็นทั้งกรด เมื่อทำปฏิกิริยากับสารตัวหนึ่ง และทำหน้าที่เป็นเบส เมื่อทำปฏิกิริยากับอีกสารหนึ่ง นั่นคือเป็นได้ทั้งกรดและเบส สารที่มีลักษณะนี้เรียกว่า สารแอมฟิโปรติกหรือแอมโฟเทอริก (Amphiprotic or Amphoteric compound) เช่น H2O, HCO3- กรณีของ H2O NH3 + H2O  NH4+ + OH- NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ กรณีของ HCO3- NH3 + HCO3-  NH4+ + CO32- NH4+ + HCO3-  NH3 + H2CO3  

8.4 ความแรงของกรด-เบส

8.4 ความแรงของกรด-เบส 1. ดูจากการแตกตัวของกรด สารละลายกรด 4 ชนิด มีค่าคงที่ของการแตกตัวของกรดเป็นดังนี้ HClO2 Ka = 1.1 x 10-2 HF Ka = 6.8 x 10-4 CH3COOH Ka = 1.8 x 10-5 H2CO3 Ka = 4.4 x 10-7 ความแรงของกรดเรียงลำดับจากมากไปหาน้อยตามค่า Ka ได้ดังนี้ HClO2 > HF > CH3COOH > H2CO3

8.4 ความแรงของกรด-เบส ในทำนองเดียวกัน ความแรงของเบส ก็พิจารณาจากค่า Kb กล่าวคือ ถ้ามีค่า Kb มาก มีความเป็นเบสมากกว่า เช่น NH3 Kb = 1.76 x 10-5 N2H4 Kb = 9.5 x 10-7 C6H5NH2 Kb = 4.3 x 10-10 ความเป็นเบส เรียงลำดับจากมากไปหาน้อยตามค่า Kb ได้ดังนี้ NH3 > N2H4 > C6H5NH2

8.4 ความแรงของกรด-เบส โดยมีข้อสังเกตเกี่ยวกับคู่กรด-เบส ดังนี้ 2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน กรดแก่ ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้มาก และ กรดอ่อน ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้น้อย เบสแก่ ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้มาก และ เบสอ่อน ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้น้อย โดยมีข้อสังเกตเกี่ยวกับคู่กรด-เบส ดังนี้ ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น  HCl (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Cl- (aq) ถ้ากรดเป็นกรดอ่อน คู่เบสจะเป็นเบสแก่ เช่น HS- (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + S2- (aq)

8.4 ความแรงของกรด-เบส 2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน ถ้าเบสเป็นเบสแก่ คู่กรดจะเป็น กรดอ่อน เช่น H3O+ (aq) + S2- (aq)  HS- (aq) + H2O (l) ถ้าเบสเป็นเบสอ่อน คู่กรดจะเป็น กรดแก่ เช่น Cl- (aq) + H3O+(aq)  HCl (aq) + H2O (l)

8.4 ความแรงของกรด-เบส 3. ดูจากการเรียงลาดับในตารางธาตุ ซึ่งแบ่งออกเป็น 3. ดูจากการเรียงลาดับในตารางธาตุ ซึ่งแบ่งออกเป็น 3.1 กรดออกซี หมายถึง กรดที่ประกอบด้วย H, O และธาตุอื่นอีก เช่น HNO3 H3PO4 H3AsO4 HClO4 ถ้าจำนวนอะตอมออกซิเจนเท่ากัน ความแรง ของกรดเรียงลำดับดังนี้ ดังนั้น H2SO4 > H2SeO4 และ H3PO4 > H3AsO4 3.2 กรดไฮโดร ความแรงของกรดแรงลำดับ ดังนี้ HI > HBr > HCl > HF และ H2Te > H2Se > H2S > H2O

8.5 การแตกตัวของกรด-เบส การแตกตัวของกรดแก่- เบสแก่ การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ จะแตกตัวได้หมด 100% เช่น การแตกตัวของ HCl จะได H+ หรือ H3O+ และ Cl- ไม่มี HCl เหลืออยู่ หรือการแตกตัวของเบส เช่น NaOH ได้ Na+ และ OH- ไม่มี NaOH เหลืออยู่ การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ เขียนแทนด้วยลูกศร  ซึ่งแสดงการเปลี่ยนแปลงไปข้างหน้าเพียง อย่างเดียว เช่น HCl (aq)  H+(aq) + Cl- (aq) 1 mol 1 mol 1 mol

8.5 การแตกตัวของกรด-เบส HClO4 (aq)  H+ (aq) + ClO4- (aq) 0.5 โมล 0.5 โมล 0.5 โมล NaOH (aq)  Na+ (aq) + OH- (aq) 0.1 โมล 0.1 โมล 0.1 โมล Ba(OH)2 (aq)  Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) 0.5 โมล 0.5 โมล 2 x 0.5 = 1 โมล

ตัวอย่าง ตัวอย่างที่ 1 จงคำนวณหา [H3O+] , [NO3-] ในสารละลาย 0.015 M HNO3 วิธีทำ HNO3 + H2O  H3O+ + NO3- 0.015 0.015 0.015 mol/dm3 เพราะฉะนั้น [H3O+] = [NO3-] = 0.015 mol/dm3

ตัวอย่างที่ 2 ถ้า KOH 0.1 mol ละลายน้ำและสารละลายมีปริมาตร 2 dm3 ในสารละลายจะมีไอออนใดบ้างอย่างละกี่ mol/dm3 วิธีทำ   KOH (s)   K+ (aq) + OH- (aq) 0.1 0.1 0.1 mol / 2dm3 หรือ 0.05 0.05 0.05 mol /dm3 สารละลาย KOH 2 dm3 มี KOH = 0.1 mol สารละลาย KOH 1 dm3 มี KOH = 0.05 mol ดังนั้น KOH จะแตกตัวให้ K+ และ OH- อย่างละ 0.05 mol/dm3

8.6 การแตกตัวของกรดอ่อน สารละลายกรดอ่อน เช่น กรดแอซิติก (CH3COOH) 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

8.6 การแตกตัวของกรดอ่อน  

ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (Ka)  

ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (Ka)  

การคำนวณเกี่ยวกับกรดอ่อน ตัวอย่างที่ 5 จงคำนวณเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรด HA 1 mol/dm3 ซึ่งมี H3O+ 0.05 mol/dm3 HA (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq) เริ่ม 1 เปลี่ยน -0.05 +0.05 สมดุล 0.95 0.05    

ตัวอย่างที่ 6 สารละลายกรด HA มีค่า Ka เป็น 6 ตัวอย่างที่ 6 สารละลายกรด HA มีค่า Ka เป็น 6.8 x 10-4 สารละลายกรดนี้มีความเข้มข้น 1 mol/dm3 สารละลายกรด นี้จะมีความเข้มข้นของ H3O+ เท่าใด

HA (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq) ตัวอย่างที่ 6 สารละลายกรด HA มีค่า Ka เป็น 6.8 x 10-4 สารละลายกรดนี้มีความเข้มข้น 1 mol/dm3 สารละลายกรด นี้จะมีความเข้มข้นของ H3O+ เท่าใด HA (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq) เริ่ม 1.0 เปลี่ยน -x +x สมดุล 1-x x   C >>>> X 1-x  1 6.8 x 10-4 = x2 x = 2.61 x 10-2  

ตัวอย่างที่ 7 ที่ 25 C กรดแอซีติก (CH3COOH) เข้มข้น 0 ตัวอย่างที่ 7 ที่ 25 C กรดแอซีติก (CH3COOH) เข้มข้น 0.1 mol/dm3 แตกตัวได้ 1.34 % จงคำนวณหาความเข้มข้นของ CH3COO- และ H+ และ Ka

ตัวอย่างที่ 7 ที่ 25 C กรดแอซีติก (CH3COOH) เข้มข้น 0 ตัวอย่างที่ 7 ที่ 25 C กรดแอซีติก (CH3COOH) เข้มข้น 0.1 mol/dm3 แตกตัวได้ 1.34 % จงคำนวณหาความเข้มข้นของ CH3COO- และ H+ และ Ka CH3COOH 100 mol/dm3 แตกตัวได้ = 1.34 mol/dm3 CH3COOH 0.1 mol/dm3 แตกตัวได้ = 1.34 x 10-3 mol/dm3 CH3COOH (aq) + H2O (l)  CH3COO-(aq) + H3O+ (aq) เริ่ม 0.1 เปลี่ยน 0.1- 1.34 x 10-3 +1.34 x 10-3 สมดุล 0.0987 1.34 x 10-3

ตัวอย่างที่ 7 ที่ 25 C กรดแอซีติก (CH3COOH) เข้มข้น 0.1 mol/dm3 แตกตัวได้ 1.34 % จงคำนวณหาความเข้มข้นของ CH3COO- และ H+ และ Ka  

8.6 การแตกตัวของเบสอ่อน  

8.6 การแตกตัวของเบสอ่อน นอกจาก การบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อน ในลักษณะของค่า Kb แล้วก็ยังสามารถบอกปริมาณการแตก ตัวของเบสอ่อนได้ในลักษณะของเปอร์เซ็นต์ของการแตกตัว ดังนี้  

ตัวอย่างที่ 8 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0 ตัวอย่างที่ 8 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0.200 mol/dm3 กำหนดค่า Kb = 1.77 x 10-5

ตัวอย่างที่ 8 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0 ตัวอย่างที่ 8 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0.200 mol/dm3 กำหนดค่า Kb = 1.77 x 10-5 NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+(aq) + OH- (aq) เริ่ม 0.2 เปลี่ยน -x +x สมดุล 0.2- x x       x = 1.8 x 10-3

ตัวอย่างที่ 9 เมื่อแอมโมเนียละลายน้ำ จะแตกตัวให้ NH4+ และ OH- ถ้าแอมโมเนียจำนวน 0.10 mol ละลายในน้ำ 1 dm3 ที่ภาวะสมดุลแตกตัวให้ NH4+ และ OH- เท่ากัน คือ 1.38 x 10-3 mol จงหาค่าคงที่ของการ แตกตัวของ NH3

กรณีเบสอ่อนแตกตัวไม่เกิน 5 % ตัวอย่างที่ 9 เมื่อแอมโมเนียละลายน้ำ จะแตกตัวให้ NH4+ และ OH- ถ้าแอมโมเนียจำนวน 0.10 mol ละลายในน้ำ 1 dm3 ที่ภาวะสมดุลแตกตัวให้ NH4+ และ OH- เท่ากัน คือ 1.38 x 10-3 mol จงหาค่าคงที่ของการ แตกตัวของ NH3 NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+(aq) + OH- (aq) เริ่ม 0.1 เปลี่ยน -x +x สมดุล 0.1-1.38 x 10-3 1.38 x 10-3   Kb = 1.9 x 10-5 กรณีเบสอ่อนแตกตัวไม่เกิน 5 %  

8.7 การแตกตัวของน้ำบริสุทธิ์ ตามทฤษฎีของเบรินสเตตและลาวรี น้ำท้าหน้าที่เป็นทั้งกรดและเบส ไอออนที่เกิดขึ้นจากการแตกตัวของน้ำ และมีการถ่ายเทโปรตอนกันเองได้ H2O (l) + H2O (l)  H3O+(aq) + OH-(aq) acid1 base2 acid2 base1 เนื่องจากระบบนี้อยู่ในภาวะสมดุล สามารถเขียนสมการค่าคงที่สมดุลของ H2O ได้ดังนี้ Kw = [H3O+][OH-] = 1 x 10-14

Kw = [H3O+]2 หรือ = [OH-] 2

การเปลี่ยนความเข้มข้น [H3O+], [OH-] ในน้ำ  

การเปลี่ยนความเข้มข้น [H3O+], [OH-] ในน้ำ Kw = [H3O+][OH-] = 1 x 10-14 สำหรับคู่กรด-เบสใดๆ     Kw = Ka x Kb

พิสูจน์ด้วย ถ้า HA เป็นสูตรทั่วไปของกรด ดังนั้น A - คือ คู่เบสของ HA HA (aq) + H2O (l)  H3O+(aq) + A -(aq) Ka = [H3O+][A-] / [HA] A - (aq) + H2O (l) HA(aq) + OH -(aq) , Kb = [HA][OH- ] / [A-] Ka . Kb = [H3O+][A-] / [HA] . [HA][OH- ] / [A-] [H3O+][OH-] = Kw ดังนั้น Ka . Kb = Kw

ตัวอย่างที่ 10 สารละลายชนิดหนึ่งมี [H3O+] = 1 x 10-2 mol/dm3 [OH-] จะมีค่าเท่าใด

ตัวอย่างที่ 10 สารละลายชนิดหนึ่งมี [H3O+] = 1 x 10-2 mol/dm3 [OH-] จะมีค่าเท่าใด     [OH-] = 1 x 10-12

ตัวอย่างที่ 11 เมื่อเติม H3O+ จำนวน 1 ตัวอย่างที่ 11 เมื่อเติม H3O+ จำนวน 1.0 x 10-3 mol ลงไปในน้ำ ให้คำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ถ้าสารละลายนี้มีปริมาตร 2 dm3

ตัวอย่างที่ 11 เมื่อเติม H3O+ จำนวน 1 ตัวอย่างที่ 11 เมื่อเติม H3O+ จำนวน 1.0 x 10-3 mol ลงไปในน้ำ ให้คำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ถ้าสารละลายนี้มีปริมาตร 2 dm3     [OH-] = 2 x 10-11

ตัวอย่างที่ 12 ถ้าละลายแก๊ส HCl 3 ตัวอย่างที่ 12 ถ้าละลายแก๊ส HCl 3.65 กรัมในน้ำ และสารละลายมีปริมาตร 5 dm3 จงหาความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- ในสารละลาย (H = 1, Cl = 35.5)

ตัวอย่างที่ 13 กำหนดค่า Ka ของ CH3COOH ให้เท่ากับ 1 ตัวอย่างที่ 13 กำหนดค่า Ka ของ CH3COOH ให้เท่ากับ 1.8 x 10-5 ให้หาค่า Kb ของคู่เบสของ CH3COOH

ตัวอย่างที่ 13 กำหนดค่า Ka ของ CH3COOH ให้เท่ากับ 1 ตัวอย่างที่ 13 กำหนดค่า Ka ของ CH3COOH ให้เท่ากับ 1.8 x 10-5 ให้หาค่า Kb ของคู่เบสของ CH3COOH kw = ka x kb 1.0x10-14 = 1.8x 10-5 x kb kb = 1.0x10-14 / 1.8x 10-5 = 5.56 x 10-10

ตัวอย่างที่ 14 กำหนดค่า Kb ของ N2H4 ให้เท่ากับ 1 ตัวอย่างที่ 14 กำหนดค่า Kb ของ N2H4 ให้เท่ากับ 1.7 x 10-6 ให้หาค่า Ka ของคู่กรดของ N2H4

ตัวอย่างที่ 14 กำหนดค่า Kb ของ N2H4 ให้เท่ากับ 1 ตัวอย่างที่ 14 กำหนดค่า Kb ของ N2H4 ให้เท่ากับ 1.7 x 10-6 ให้หาค่า Ka ของคู่กรดของ N2H4 kw = ka x kb 1x 10-14 = 1.7x 10-6 x ka ka = 1.0x10-14 / 1.7 x 10-6 ka = 5.9 x 10-9

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

8.8 pH ของสารละลาย pH = -log [H3O+] น้้าบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 25 C จะมี [H3O+] = 1 x 10-7 mol/dm3 ดังนั้น pH = -log [H3O+] = -log [1 x 10-7] = 7 นั่นคือ pH ของน้้าบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 25 C เท่ากับ 7 ถือว่ามีสภาพเป็นกลาง คือไม่มีความเป็นกรดหรือเบส นอกจากจะบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายด้วยค่า pH แล้วยังสามารถบอกค่าความเป็นกรด-เบส ได้โดยใช้ค่า pOH ของสารละลาย คือ ค่าที่บอกความเข้มข้นของ OH- pOH = -log[OH- ] โดย pH + pOH = 14

8.8 pH ของสารละลาย 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

เขียนเป็นสเกลความเป็นกรด เบส ได้ดังนี้

ตารางแสดง สเกล pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นต่างๆ กัน

ตัวอย่างที่ 15 ให้หาค่า pH ของสารละลายที่มี H3O+ เท่ากับ 1 x 10-11 และ 6 x 10-14 mol/dm3 (log 6 =0.78)

ตัวอย่างที่ 15 ให้หาค่า pH ของสารละลายที่มี H3O+ เท่ากับ 1 x 10-11 และ 6 x 10-14 mol/dm3 (log 6 =0.78) pH = -log [H3O+] pH = -log (1 x 10-11) pH = 11 pH = -log (6 x 10-14) pH = 14 - log6 = 14 - 0.78 = 13.22

ตัวอย่าง 16 จงหา pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นของ H+ = 4 ตัวอย่าง 16 จงหา pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นของ H+ = 4.8 x 10-13 M (log 4.8 = 0.68)

ตัวอย่าง 16 จงหา pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นของ H+ = 4 ตัวอย่าง 16 จงหา pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นของ H+ = 4.8 x 10-13 M (log 4.8 = 0.68) pH = -log [H3O+] pH = -log (4.8 x 10-13) pH = 13 – log 4.8 = 13 - 0.68 = 12.32

ตัวอย่างที่ 17 สารละลายชนิดหนึ่งมี H3O+ เท่ากับ 1 x 10-11 mol/dm3 จะมี pH เท่าไร

ตัวอย่างที่ 17 สารละลายชนิดหนึ่งมี H3O+ เท่ากับ 1 x 10-11 mol/dm3 จะมี pH เท่าไร pH = -log [H3O+] pH = -log (2 x 10-7) pH = - (log2 – 7log10) pH = - (0.301 - 7) pH = 6.7

ตัวอย่างที่ 18 สารละลายชนิดหนึ่งมี OH- เท่ากับ 1 x 10-6 mol/dm3 จะมี pH เท่าไร จาก [H+][OH-] = 1 x 10-14 mol/dm3 , [H+] = 1 x 10-8 mol/dm3 pH = -log [H3O+] pH = - (log1 – 8log10) pH = - (0 - 8) pH = 8

ตัวอย่างที่ 18 จงคำนวณหา [OH-] และ pOH ในสารละลายซึ่งมี pH = 9 ตัวอย่างที่ 18 จงคำนวณหา [OH-] และ pOH ในสารละลายซึ่งมี pH = 9.0 pH = 14 – pOH pOH = 14 – pH =14 – 9 = 5.0 pOH = -log [OH-] [OH-] = 1 x 10-5 M

ตัวอย่างที่ 19 จงคำนวณหา [H+], [OH-] , pH และ pOH ของสารละลายที่มีกรดแก่ HX 0.01 mol ในน้ำ 500 cm3 กรดแก่ HX แตกตัวได้ 100 % [HX] = 0.01 mol/ 0.5 dm3 = 0.02 mol/dm3 จาก [H+][OH-] = 1 x 10-14 mol/dm3

จาก [H+][OH- ] = 1 x 10-14 โมล/ลิตร [OH- ] = 1 x 10 -14 / 0 จาก [H+][OH- ] = 1 x 10-14 โมล/ลิตร [OH- ] = 1 x 10 -14 / 0.02 เพราะฉะนั้น [OH- ] = 5.0 x 10-13 โมล/ลิตร pH = -log[H+] = -log(2 x 10 -2 ) = 1.70 pH + pOH = 14 pOH = 14 - pH = 14 - 1.70 = 12.30

8.9 อินดิเคเตอร์ อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้บอกความเป็นกรด-เบส ของสารละลายได้อย่างหนึ่ง สารประกอบที่เปลี่ยนสีได้ที่ pH เฉพาะตัว จะถูกนำมาใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ เช่น ฟีนอล์ฟทาลีน จะไม่มีสีเมื่ออยู่ในสารละลายกรด และจะเปลี่ยนเป็นสีชมพู เมื่ออยู่ในสารละลายเบสที่มี pH 8.3 การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ HIn เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปกรด (Acid form) In- เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปเบส (Basic form)

8.9 อินดิเคเตอร์  

8.9 อินดิเคเตอร์ ถ้า [HIn] มากกว่า [In-] 10 เท่าขึ้นไป จะเห็นเป็นสีของรูปกรด (HIn) ถ้า [In-] มากกว่า [HIn] 10 เท่าขึ้นไป จะเห็นเป็นสีของรูปเบส (In-) [HIn] จะมากหรือน้อยกว่า [In-] ขึ้นอยู่กับ pH ของสารละลาย ช่วง pH ที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีจากรูปหนึ่งไปเป็นอีกรูปหนึ่ง สารละลายจะมีสีผสมระหว่างรูปกรดและรูปเบส เรียกว่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ (pH range)

8.9 อินดิเคเตอร์ ตัวอย่างเช่น เมทิลเรด มีช่วง pH 4.4 - 6.2 หมายความว่า สารละลายที่หยดเมทิลเรดลงไป จะเปลี่ยนสีจาก รูปกรด (แดง) ไปเป็นรูปเบส (เหลือง) ในช่วง pH ตั้งแต่ 4.4 - 6.2 นั่นคือ ถ้า pH < 4.4 จะให้สีแดง (รูปกรด) ถ้า pH อยู่ระหว่าง 4.4 - 6.2 จะให้สีผสมระหว่างสีแดงกับเหลือง คือ สีส้ม ถ้า pH > 6.2 จะให้สีเหลือง (รูปเบส)

8.9 อินดิเคเตอร์

Universal indicator pH สี 3 แดง 4 ส้มแดง 5 ส้ม 6 ส้มเหลือง 7 เหลืองเขียว 8 เขียว 9 น้ำเงิน เขียว 10 ม่วง วิธีการทำ 0.1% เมทิลออเรนจ์ 0.5 cm3 0.1% โบรโมไทมอลบลู 3.0 cm3 0.1% เมทิลเรด 1.5 cm3 0.1% ฟีนอล์ฟทาลีน 3.5 cm3

ตัวอย่างที่ 1 การทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึ่ง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผลการทดลองเป็นดังนี้ สรุป .................................................................................

ตัวอย่างที่ 2 การทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึ่ง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผลการทดลองเป็นดังนี้ สรุป .................................................................................

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

น้ำ+แอลกอฮอล์+อีเทอร์ ชนิดพืช สารที่ใช้สกัด ช่วง pH ที่เปลี่ยนสี สีที่เปลี่ยน อัญชัน ดาวเรือง หางนกยูง แคแดง ชงโค เข็มแดง กระเจี๊ยบ คริสต์มาส บานไม่รู้โรย แวนด้า ส้มเกลี้ยง(ผิว) สารภี ทองกวาว น้ำ แอลกอฮอล์ น้ำ+แอลกอฮอล์+อีเทอร์ แอลกอฮอล์+อีเทอร์ 1-3 2-3 11-12 9-10 3-4 7-8 10-11 4-5 6-7 5-6 8-9 10-12 12-13 11-13 แดง - ม่วง ไม่มีสี - เหลืองอ่อน เหลือง - เหลืองน้ำตาล ไม่มีสี - เหลือง ส้ม - เหลือง เหลือง - เขียว เขียว - เหลือง ชมพู - ส้ม บานเย็น - แดง แดง - เขียว ชมพู - เขียว แดง - เหลือง ชมพู - เหลือง ชมพู - เขียวอ่อน เขียว - เขียวน้ำตาล แดง - ชมพู ม่วง - น้ำเงิน ชมพู - ม่วง ม่วง - เขียว เขียวอ่อน - เหลือง เหลืองอ่อน - เหลืองเข้ม เหลือง - น้ำตาลเหลือง น้ำตาลเหลือง - น้ำตาลแดง เหลืองเขียว - แดง

8.10 ปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบส 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 กับน้้า ปฏิกิริยาระหว่าง H+ จากสารละลายกรดกับ OH- จากสารละลายเบสได้ H2O เรียกว่า ปฏิกิริยาสะเทิน (Neutralization reaction)

8.10 ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส แบ่งออกได้ตามชนิดของปฏิกิริยาดังนี้ 1. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ เช่น HCl (aq) + KOH (aq)  KCl (aq) + H2O (l) 2. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน เช่น HCl (aq) + NH4OH (aq)  NH4Cl (aq) + H2O (l) 3. ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ เช่น CH3COOH (aq) + NaOH (aq)  CH3COONa (aq) + H2O (l) 4. ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อน เช่น HCN (aq) + NH4OH (aq)  NH4CN (aq) + H2O (l)

8.10 ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส ปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบสในน้้านี้จะทำให้สารละลายที่ได้แสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลางได้ ซึ่งพิจารณาได้เป็น 2 กรณี 1. ในกรณีกรดและเบสทำปฏิกิริยากันแล้วมีกรดหรือเบสเหลืออยู่ ถ้ามีกรดเหลืออยู่สารละลายแสดงสมบัติเป็นกรด ถ้ามีเบสเหลืออยู่สารละลายก็จะแสดงสมบัติเป็นเบส 2. ถ้ากรดกับเบสทำปฏิกิริยากันหมดพอดี ได้เกลือกับน้ำสารละลายของเกลือที่ได้จากปฏิกิริยา จะแสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ขึ้นอยู่กับชนิดของเกลือนั้นว่ามาจากกรดและเบสประเภทใด

8.11 เกลือ เกลือเป็นสารประกอบไอออนิก ประกอบด้วยไอออนบวก (cation) และไอออนลบ (anion) ยกเว้น OH- เราอาจจำแนกเกลือออกได้เป็นประเภทต่างๆ ดังนี้ 1. เกลือปกติ (Normal salt) เกลือปกติเป็นเกลือที่ประกอบด้วยไอออนบวก จากเบสแก่ และไอออนลบจากกรดแก่ เช่น NaCl, Ca(NO3)3 2. เกลือกรด (Acid salt) เกลือประเภทนี้ประกอบด้วยไอออนบวกจากเบสอ่อน และไอออนลบจากกรดแก่ เช่น (NH4)2SO4 , TiCl4, ZnCl2 3. เกลือเบสิก (Base salt) เกลือประเภทนี้ประกอบด้วยไอออนบวกจากเบสแก่ และไอออนลบจากกรดอ่อน เช่น NaHCO3, Na2HPO4, CH3COONa เป็นต้น

เกลือ + น้ำ  กรด + เบส 8.12 ปฎิกิริยาไฮโดรไลซิส ไฮโดรไลซิสโดยทั่วไปหมายถึงปฏิกิริยาของสารกับน้ำ ซึ่งปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสจัดเป็นปฏิกิริยาผันกลับของปฏิกิริยาสะเทินที่เกิดขึ้นจากกรดที่ ทำปฏิกิริยากับเบส ซึ่งแสดงความสัมพันธ์ดังนี้ เกลือ + น้ำ  กรด + เบส ไฮโดรไลซิส สะเทิน ไฮโดรไลซิสของเกลือ หมายถึงปฏิกิริยาของเกลือกับน้ำแล้วทำให้สารละลายของเกลือนั้นมีสมบัติเป็นกรดอ่อนหรือเป็นเบสอ่อนเพราะไอออนบางชนิดที่แตกตัวออกจากเกลือเมื่อเป็นสารละลายจะไปทำปฏิกิริยากับน้ำแล้วให้ H3O+ หรือ OH-

8.12 ปฎิกิริยาไฮโดรไลซิส 1. ปฏิกิริยาระหว่างเกลือของเบสอ่อน-กรดแก่กับน้ำ เช่น NH4Cl เป็นเกลือที่เกิดจากกรดแก่ HCl กับเบสอ่อน NH3 เกลือชนิดนี้เมื่อนำไปละลายน้ำจะแตกตัวดังสมการ NH4Cl(aq)  NH4+(aq) + Cl-(aq) Cl- เป็นไอออนที่มาจากกรดแก่ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสกับน้ำสารละลายมีสมบัติเป็นกลาง ส่วน NH4+ เป็นไอออนที่มาจากเบสอ่อนเกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิส ดังสมการ NH4+(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + NH3(aq)  

8.12 ปฎิกิริยาไฮโดรไลซิส 2. ปฏิกิริยาระหว่างเกลือของเบสแก่-กรดอ่อนกับน้ำ เช่น CH3COONa เป็นเกลือที่เกิดจาก กรด CH3COOH ซึ่งเป็นกรดอ่อน กับเบสแก่ NaOH เกลือ CH3OONa เมื่อละลายน้ำแตกตัวได้ดังนี้ CH3COONa(aq)  CH3COO-(aq) + Na+(aq) Na+ เป็นไอออนที่มาจากกรดแก่ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิส ส่วน CH3COO- เป็นไอออนที่มาจากกรดอ่อนเกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสดังสมการ CH3COO-(aq) + H2O(l)  CH3COOH(aq) + OH-(aq) การละลายน้ำของสารละลายเกลือชนิดนี้จะมีสมบัติเป็นเบส เนื่องจากมี OH- ในสารละลาย เขียนค่าคงที่การแตกตัวของเบสได้ดังนี้  

8.12 ปฎิกิริยาไฮโดรไลซิส 3. ปฏิกิริยาระหว่างเกลือของกรดอ่อน-เบสอ่อนกับน้ำ เช่น CH3COONH4 เป็นเกลือที่เกิดจากกรดอ่อน CH3COOH กับเบสอ่อน NH3 เมื่อละลายน้ำจะแตกตัวได้ดังสมการ CH3COONH4(aq)  CH3COO-(aq) + NH4+(aq) ไอออนที่เกิดจากการแตกตัวของเกลือชนิดนี้สามารถเกิดปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสได้ทั้งไอออนบวกและไอออนลบ ดังนี้ CH3COO-(aq) + H2O(l)  CH3COOH(aq) + OH-(aq) NH4+(aq) + H2O(l)   NH3(aq) + H3O+(aq)

8.12 ปฎิกิริยาไฮโดรไลซิส ไอออนที่เกิดจากปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสของเกลือชนิดนี้มีทั้ง H3O+ และ OH- ดังนั้นการที่จะบอกว่าสารละลายที่เกิดขึ้นมีสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ไม่สามารถบอกได้ทันที จะต้องพิจารณาความสามารถในการแตกตัวของทั้งสองสมการ นั่นคือจะต้องพิจารณาจากค่า Ka ของกรด และ Kb เกลือปกติ pH = 7 เกลือกรด เกลือเบส    

8.13 การไทเทรตกรด-เบส การไทเทรต (Titration) คือ กระบวนการหาปริมาณสารระหว่างสารละลาย 2 ชนิด ที่ทำปฏิกิริยาพอดีกัน โดยสารละลายชนิดหนึ่งทราบความเข้มข้น แต่สารละลายอีกชนิดหนึ่งไม่ทราบความเข้มข้น และวัดปริมาตรของสารละลายทั้งสองที่ทำปฏิกิริยาพอดีกัน เช่น การไทเทรตกรด- เบส และการไทเทรตแบบรีดอกซ์ เป็นต้น วัตถุประสงค์ก็เพื่อจะหาจุดที่ปริมาณกรดและเบสทำปฏิกิริยากันพอดี แล้วนำไปใช้ในการคำนวณความเข้มข้นของกรดและเบส จุดที่กรดและเบสทำปฏิกิริยาพอดีกันเรียกว่า จุดสมมูล (Equivalent point) ซึ่งจุดสมมูลของกรดและเบสแต่ละคู่จะมี pHต่างกัน ขึ้นอยู่กับชนิดของกรดและเบสนั้น ๆ

8.13 การไทเทรตกรด-เบส กระบวนการหาจุดสมมูล หรือจุดยุติ สามารถทำได้ 2 วิธี คือ 1.ใช้การนำไฟฟ้าของสารละลาย คือการหาจุดยุติที่เป็นจุดที่มีสภาพการนำไฟฟ้าได้น้อยที่สุดของสารละลาย 2.ใช้การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ คือการหาจุดยุติที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสี

อุปกรณ์ ในการไทเทรตสารละลายที่ทราบความเข้มข้นเรียกว่าสารละลายมาตรฐาน(Standard solution) จะใส่ไว้ในบิวเรตต์(Burette) ส่วนสารละลายที่ไม่ทราบความเข้มข้น(Unknown) จะใส่ไว้ในขวดรูปกรวย(Erlenmeyer flask) พร้อมกับเติมอินดิเคเตอร์ลงไปเพื่อบอกจุดยุติของปฏิกิริยา(จุดที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสี)

8.13 การไทเทรตกรด-เบส 1. การไทเทรตกรดแก่-เบสแก่ ได้แก่การไทเทรตระหว่างสารละลาย HCl กับ NaOH และ เขียนกราฟระหว่าง pH ของสารละลายกับปริมาตรของ NaOH ที่เป็นไทแทรนต์จะได้กราฟดังรูป

8.13 การไทเทรตกรด-เบส 2. การไทเทรตกรดอ่อน-เบสแก่ ได้แก่การไทเทรตสารละลายกรด CH3COOH กับเบส NaOH และเขียนกราฟของการไทเทรต จะได้กราฟดังรูป

8.13 การไทเทรตกรด-เบส 3. การไทเทรตกรดแก่-เบสอ่อน ได้แก่ การไทเทรตระหว่างสารละลายกรด HCl กับเบส NH4OH เมื่อเขียนกราฟการไทเทรตจะได้กราฟดังรูป

ตัวอย่างที่ 1 สารละลาย NaOH เข้มข้น 0 ตัวอย่างที่ 1 สารละลาย NaOH เข้มข้น 0.20 mol/dm3 จำนวน 30 cm3 ทำปฏิกิริยากับสารละลาย HCl เข้มข้น 0.10 mol/dm3 จะต้องใช้ HCl ปริมาตรเท่าไร HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O

สารละลาย NaOH เข้มข้น 0.20 mol/dm3 จำนวน 30 cm3 ทำปฏิกิริยากับสารละลาย H2SO4 เข้มข้น 0.10 mol/dm3 จะต้องใช้ H2SO4 ปริมาตรเท่าไร

สารละลาย Ba(OH)2 จำนวน 40 cm3 ไทเทรตพอดีกับสารละลาย HCl เข้มข้น 0 สารละลาย Ba(OH)2 จำนวน 40 cm3 ไทเทรตพอดีกับสารละลาย HCl เข้มข้น 0.01 mol/dm3 จำนวน 10 cm3 สารละลาย Ba(OH)2 มีความเข้มข้นเท่าใด