กรด-เบส Acid & BASE.

งานนำเสนอเรื่อง: "กรด-เบส Acid & BASE."— ใบสำเนางานนำเสนอ:

1 กรด-เบส Acid & BASE

2 8.1 สารละลายอิเลกโตรโลท์
อิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte) หมายถึง สารประกอบที่สามารถนำไฟฟ้าได้ เมื่อหลอมเหลวแล้วแตกตัวเป็นไอออนหรือละลายอยู่ในสารละลายแล้วแตกตัวเป็นไอออน เช่น สารละลายกรด, สารละลายเบส, สารละลายเกลือ นอน-อิเล็กโทรไลต์ (non-Electrolyte) หมายถึง สารละลายที่ไม่สามารถนำไฟฟ้าได้ เพราะตัวถูกละลายไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนในตัวทำละลายได้ เช่น น้ำเชื่อม, แอลกอฮอล์

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

4 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.

5 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)

6 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

7 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)

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

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

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

11 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

12 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

13 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 

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

15 จงหาคู่กรด-คู่เบส HCl + H2O  H3O+ + Cl- acid1 base2 acid2 base1
NH H2O  H3O NH3 NH NH2-  NH NH3 acid base acid base1 H2O CN-  HCN + OH-

16 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

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

18 สารที่เป็นได้ทั้งกรดและเบส (Amphoteric)
สารบางตัวทำหน้าที่เป็นทั้งกรด เมื่อทำปฏิกิริยากับสารตัวหนึ่ง และทำหน้าที่เป็นเบส เมื่อทำปฏิกิริยากับอีกสารหนึ่ง นั่นคือเป็นได้ทั้งกรดและเบส สารที่มีลักษณะนี้เรียกว่า สารแอมฟิโปรติกหรือแอมโฟเทอริก (Amphiprotic or Amphoteric compound) เช่น H2O, HCO3- กรณีของ H2O NH H2O  NH OH NH H2O  NH H3O+ กรณีของ HCO3- NH HCO  NH CO NH HCO3-  NH H2CO3

19 8.4 ความแรงของกรด-เบส

20 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

21 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 ความเป็นเบส เรียงลำดับจากมากไปหาน้อยตามค่า Kb ได้ดังนี้ NH3 > N2H4 > C6H5NH2

22 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)

23 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)

24 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 > H2SeO และ H3PO4 > H3AsO4 3.2 กรดไฮโดร ความแรงของกรดแรงลำดับ ดังนี้ HI > HBr > HCl > HF และ H2Te > H2Se > H2S > H2O

25 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

26 8.5 การแตกตัวของกรด-เบส HClO4 (aq)  H+ (aq) + ClO4- (aq)
0.5 โมล โมล โมล NaOH (aq)  Na+ (aq) + OH- (aq) 0.1 โมล โมล โมล Ba(OH)2 (aq)  Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) 0.5 โมล โมล x 0.5 = 1 โมล

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

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

29

30

31 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

32 8.6 การแตกตัวของกรดอ่อน

33 ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (Ka)

34 ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (Ka)

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

36 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

37 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 = x2 x = x 10-2

38 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

39 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 x 10-3 +1.34 x 10-3 สมดุล 0.0987 1.34 x 10-3

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

41 8.6 การแตกตัวของเบสอ่อน

42 8.6 การแตกตัวของเบสอ่อน นอกจาก การบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อน ในลักษณะของค่า Kb แล้วก็ยังสามารถบอกปริมาณการแตก ตัวของเบสอ่อนได้ในลักษณะของเปอร์เซ็นต์ของการแตกตัว ดังนี้

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

44 ตัวอย่างที่ 8 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0
ตัวอย่างที่ 8 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 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

45 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

46 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 x 10-3 1.38 x 10-3 Kb = 1.9 x 10-5 กรณีเบสอ่อนแตกตัวไม่เกิน 5 %

47 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

48 Kw = [H3O+]2 หรือ = [OH-] 2

49 การเปลี่ยนความเข้มข้น [H3O+], [OH-] ในน้ำ

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

51 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

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

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

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

55 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

56 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)

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

58 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 1.0x = 1.8x 10-5 x kb kb = x10-14 / 1.8x 10-5 = x 10-10

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

60 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 = 1.7x 10-6 x ka ka = x10-14 / 1.7 x 10-6 ka = x 10-9

61 8.8 pH ของสารละลาย pH ย่อมาจากคำว่า positive potential of the hydrogen ions คือ ค่าที่แสดงถึงความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน (H+) หรือไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) ใช้บอกความเป็นกรดหรือเบสของสารละลาย โดยค่า pH ของสารละลายเป็นค่าลอการิทึมของความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน

62 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

63 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

64 เขียนเป็นสเกลความเป็นกรด เบส ได้ดังนี้

65 ตารางแสดง สเกล pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นต่างๆ กัน

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

67 ตัวอย่างที่ 15 ให้หาค่า pH ของสารละลายที่มี H3O+ เท่ากับ 1 x และ 6 x 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 = = 13.22

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

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

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

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

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

73 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

74 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 mol/dm3

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

76 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)

77 8.9 อินดิเคเตอร์

78 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)

79 8.9 อินดิเคเตอร์ ตัวอย่างเช่น เมทิลเรด มีช่วง pH หมายความว่า สารละลายที่หยดเมทิลเรดลงไป จะเปลี่ยนสีจาก รูปกรด (แดง) ไปเป็นรูปเบส (เหลือง) ในช่วง pH ตั้งแต่ นั่นคือ ถ้า pH < 4.4 จะให้สีแดง (รูปกรด) ถ้า pH อยู่ระหว่าง จะให้สีผสมระหว่างสีแดงกับเหลือง คือ สีส้ม ถ้า pH > 6.2 จะให้สีเหลือง (รูปเบส)

80 8.9 อินดิเคเตอร์

81 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

82 ตัวอย่างที่ 1 การทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึ่ง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผลการทดลองเป็นดังนี้ สรุป

83 ตัวอย่างที่ 2 การทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึ่ง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผลการทดลองเป็นดังนี้ สรุป

84 ให้หาค่า pH ของสารละลายจากข้อมูลการทดลองข้างต้น แนวคิด จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 1 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 4 จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 2 แสดงว่า pH ของสารละลายอยู่ระหว่าง จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 3 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 5.4 จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 4 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 6 จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 5 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 8.0 สรุปได้ว่า สารละลายมี pH อยู่ระหว่าง

85 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

86 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)

87 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)

88 8.10 ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส
ปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบสในน้้านี้จะทำให้สารละลายที่ได้แสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลางได้ ซึ่งพิจารณาได้เป็น 2 กรณี 1. ในกรณีกรดและเบสทำปฏิกิริยากันแล้วมีกรดหรือเบสเหลืออยู่ ถ้ามีกรดเหลืออยู่สารละลายแสดงสมบัติเป็นกรด ถ้ามีเบสเหลืออยู่สารละลายก็จะแสดงสมบัติเป็นเบส 2. ถ้ากรดกับเบสทำปฏิกิริยากันหมดพอดี ได้เกลือกับน้ำสารละลายของเกลือที่ได้จากปฏิกิริยา จะแสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ขึ้นอยู่กับชนิดของเกลือนั้นว่ามาจากกรดและเบสประเภทใด

89 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

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

91 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)

92 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

93 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)

94 8.12 ปฎิกิริยาไฮโดรไลซิส ไอออนที่เกิดจากปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสของเกลือชนิดนี้มีทั้ง H3O+ และ OH- ดังนั้นการที่จะบอกว่าสารละลายที่เกิดขึ้นมีสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ไม่สามารถบอกได้ทันที จะต้องพิจารณาความสามารถในการแตกตัวของทั้งสองสมการ นั่นคือจะต้องพิจารณาจากค่า Ka ของกรด และ Kb เกลือปกติ pH = 7 เกลือกรด เกลือเบส

95 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

96 8.13 การไทเทรตกรด-เบส กระบวนการหาจุดสมมูล หรือจุดยุติ สามารถทำได้ 2 วิธี คือ 1.ใช้การนำไฟฟ้าของสารละลาย คือการหาจุดยุติที่เป็นจุดที่มีสภาพการนำไฟฟ้าได้น้อยที่สุดของสารละลาย 2.ใช้การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ คือการหาจุดยุติที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสี

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

98 8.13 การไทเทรตกรด-เบส 1. การไทเทรตกรดแก่-เบสแก่ ได้แก่การไทเทรตระหว่างสารละลาย HCl กับ NaOH และ เขียนกราฟระหว่าง pH ของสารละลายกับปริมาตรของ NaOH ที่เป็นไทแทรนต์จะได้กราฟดังรูป

99 8.13 การไทเทรตกรด-เบส 2. การไทเทรตกรดอ่อน-เบสแก่ ได้แก่การไทเทรตสารละลายกรด CH3COOH กับเบส NaOH และเขียนกราฟของการไทเทรต จะได้กราฟดังรูป

100 8.13 การไทเทรตกรด-เบส 3. การไทเทรตกรดแก่-เบสอ่อน ได้แก่ การไทเทรตระหว่างสารละลายกรด HCl กับเบส NH4OH เมื่อเขียนกราฟการไทเทรตจะได้กราฟดังรูป

101 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

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

103 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