สมดุลของสาระลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Ion Equilibrium of Weak Eletrolyte Solutions) หน้า 7

การไทเทรตสารละลาย (Titration)


          การไทเทรต คือ กระบวนการทางเคมีเพื่อวิเคราะห์หาปริมาณสารที่เราไม่ทราบ โดยมีอุปกรณ์ คือ

1. สารละลายที่ทราบความเข้มข้นแน่นอน หรือสารละลายมาตรฐาน(Standard Solution)
2. บิวเรตต์ หรือเรียกอีกอย่างว่า ไทแทรนต์ (titrant)

3. ขวดรุปชมพู่ หรือฟลากส์ (Flask)

          ในการไทเทรตนั้น เราจะนำสารละลายมาตรฐาน ใส่ในบิวเรตต์ และใส่สารละลายที่ไม่ทราบปริมาณ ในฟลาสก์ โดยเราจะต้องกำหนดปริมาตร เพื่อจะสามารถคำนวณได้ด้วย
       
          จากนั้น เราก็จะค่อยๆหยดสารละลายมาตรฐานจกบิวเรตต์ลงไปในสารละลายที่ไม่ทราบปริมาณ จนถึงจุดที่สารทั้งสองทำปฏิกริยากันพอดี เรียกจุดนั้นว่า จุดสมมูล ซึ่งต้องหาทุกครั้งในการไทเทรต เพื่อจะคำนวณหาค่าปริมาณสารที่ไม่ทราบค่า

การไทเทรตกรด-เบส

          ในการไทเทรตกรดและเบสนั้น จุดสมมูลของกรด-เบส แต่ละคู่นั่น จะมีค่า pH ไม่เท่ากัน ซึ่งเราสามารถวัดได้ด้วยการใช้ pH meter หรือการเขียนกราฟไทเทรต เมื่อหาจุดสมมูลได้แล้ว ก็จะนำไปเลือกอินดิเคเตอร์สำหรับการไทเทรตเพื่อหาความเข้มข้นของกรดหรือเบสที่ไม่ทราบค่า โดยจุดที่อินดิเคเตอร์เริ่มเปลี่ยนสี จะเรียกว่า จุดยุติ โดนในการไทเทรตนั้น เราจะต้องหาอินดิเคเตอร์ที่มีจุดยุติใกล้เคียงกับจุดสมมูลมากที่สุด เพื่อจะสามารถคำนวณค่าปริมาณได้ใกล้เคียงกับจุดที่สารทั้งสองทำปฏิกริยากันพอดีนั่นเอง

         ในการไทเทรตนั้น เราจะต้องหาค่า pH 4 จุดระหว่างการไทเทรต ได้แก่ จุดเริ่มต้น, ก่อนถึงจุดสมมูล, ที่จุดสมมูล และ เกินจุดสมมูล

การไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่

ตัวอย่างเช่น       NaOH + HCl ----------> NaCl + H2O  กำหนด HCl เป็นสารละลายไม่ทราบปริมาณ

          เราจะได้กราฟ คือ

ก่อนการไทเทรตนั้น มีแต่ NaOH อยู่ ค่า pH จึงเป็นของ NaOH เท่านั้น

ก่อนถึงจุดสมมูล NaOH หมดไปบางส่วนกับการทำปฏิกริยากับ HCl ค่า pH จึงเป็นค่า pH ของ NaOH ที่เหลืออยู่

ที่จุดสมมูล เกิด NaCl ซึ่งเป็นเกลือกลางอย่างเดียว จึงมี pH=7


เกิดจุดสมมูล เหลือ HCl แต่ NaOH หมด ค่า pH จึงเป็นค่า pH ของ HCl ที่เหลืออยู่

หรือถ้าเรากำหนด NaOH เป็นสารละลายไม่ทราบปริมาณ จะได้ กราฟ คือ

การไทเทรตกรดแก่กับเบสอ่อน

   ตัวอย่างเช่น  NH3 + HCl ---------->  NH4Cl    กำหนด HCl เป็นสารละลายไม่ทราบปริมาณ

          ได้กราฟ คือ

ก่อนการไทไทรต ค่า pH เกิดจาก NH3 อย่างเดียว

ก่อนถึงจุดสมมูล HCl หมด เกิด NH4Cl บางส่วน ค่า pH จึงเกิดจากสารละลายผสม NH3 และ NH4Cl คือสารละลาย Buffer นั่นเอง

ที่จุดสมมูล เหลือสารเดียว คือ NH4Cl ซึ่งมีสมบัติเป็นกรด pH ที่จุดสมมูลจึงค่อนไปทางกรด

เกิดจุดสมมูล HCl เหลือ ค่า pH เกิดจาก HCl อย่างเดียวเท่านั้น

หรือถ้าเรากำหนด NH3 เป็นสารละลายไม่ทราบปริมาณ จะได้กราฟ คือ

  การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่

  ตัวอย่างเช่น  NaOH + CH3COOH ---------->  CH3COONa + H2O   กำหนด NaOH เป็นสารละลายไม่ทราบปริมาณ

จะได้กราฟ คือ

 

 

ก่อนการไทเทรต ค่า pH เกิดจาก CH3COOH อย่างเดียว

ก่อนถึงจุดสมมูล ค่า pH เกิดจากสารละลายผสม ระหว่าง CH3COOH กับ CH3COONa

ที่จุดสมมูล ค่า pH เกิดจาก CH3COONa อย่างเดียว

เกินจุดสมมูล ค่า pH เกิดจาก NaOH อย่างเดียว

หรือถ้าเรากำหนด CH3COOH เป็นสารละลายไม่ทราบปริมาณ จะได้กราฟ คือ

  

การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสอ่อน

ตัวอย่างเช่น CH3COOH + NH3 ----------> CH3COONH4    กำหนด CH3COOH เป็นสารละลายไม่ทราบปริมาณ

จะได้กราฟ คือ

 

ก่อนการไทเทรต ค่า pH เกิดจาก NH3 อย่างเดียว

ก่อนถึงจุดสมมูล ค่า pH เกิดจากสารละลายผสม ระหว่าง NH3 กับ CH3COONH4

ที่จุดสมมูล ค่า pH เกิดจาก hydrolysis ของ CH3COONH4 อย่างเดียว แต่ที่ได้ pH = 7 เนื่องจาก Ka ของ CH3COOH และ Kb ของ NH3 มีค่าเท่ากันพอดี

เกินจุดสมมูล ค่า pH เกิดจากสารละลายผสม ระหว่าง CH3COOH กับ CH3COONH4

** เราจะเห็นว่า pH ไม่มีการเปลี่ยนแปลงอย่างรวดเร็ม และไม่มีกราฟลักษณะดิ่งในช่วงจุดสมมูล เราจึงไม่สามารถหาอินดิเคเตอร์มาใช้วัดได้ แต่ต้องใช้การวัดการนำไฟฟ้าด้วยเครื่องมือแทน**

Credit Graph : http://www.chemguide.co.uk/physical/acidbaseeqia/phcurves.html 

Youtube Video :

Strong acid titration : http://www.youtube.com/watch?v=299o6c-Fkz4

Weak acid titration : http://www.youtube.com/watch?v=gbpc_JBG1F0

Performing a titration : http://www.youtube.com/watch?v=YDzzMcrdyB4

Titration Calculations : http://www.youtube.com/watch?v=BllRQAc76Y0

สมดุลของสาระลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Ion Equilibrium of Weak Eletrolyte Solutions) หน้า 6

อินดิเคเตอร์ (Indicators)

          อินดิเคเตอร์ คือสิ่งที่สามารถบอกค่า pH ของสารละลายต่างๆได้ ซึ่งมีทั้งเป็นกระดาษลิตมัส ชุดขอสาระลาย สารสกัดจากธรรมชาติ หรืออุปกรณ์อิเล็กทรอนิกส์ ซึ่งสำหรับสิ่งที่จะกล่าวถึงนี้ จะเป็นอินดิเคเตอร์ในรูปชุดของสารละลาย

          อินดิเคเตอร์ที่เป็นชุดของสารละลายนั้น เป็นสารประกอบอินทรีย์เชิงซ้อน มีสมบัติเป็นกรดอ่อนหรือเบสอ่อน ซึ่งแตกตัวให้ไอออนที่เป็นคู่เบสหรือคู่กรดที่มีสีต่างจากกรดอ่อนหรือเบสอ่อนนั้นๆ

การทำงานของอินดิเคเตอร์

          จากการที่อินดิเคเตอร์เป็นกรดอ่อนหรือเบสอ่อนนั้น จึงมีสมดุลเกิดขึ้น ตัวอย่างเช่น

                                    HIn <----------> H+ + In-

**ในที่นี้ In หมายถึงสารประกอบอินทรีย์เชิงซ้อนยาวๆ ของอินดิเคเตอร์

ยกตัวอย่างสีของอินดิเคเตอร์ชนิดนี้ เช่น HIn จะให้สีเหลือง ส่วน In- จะให้สีฟ้า เมื่ออยู่ในภาวะปกติ มีทั้ง HIn และ In- อยู่ในสารละลาย จึงมีทั้ง สีฟ้าและเหลือง เราจึงเห็นอินดิเคเตอร์นั้นมีสีเขียว แต่เมื่อเราใส่กรดซักตัวลงไป ได้ H+ เพิ่มมา สมดุลเลื่อนไปทางซ้าย เกิด In- น้อยลงมากๆ จึงทำให้เราเห็น
อินดิเคเตอร์เปลี่ยนเป็นสีเหลืองนั่นเอง

การคำนวณช่วง pH ของอินดิเคเตอร์

จากสมดุล            HIn <----------> H+ + In-

ถ้า HIn มากกว่า In- 10 เท่า จะได้         pH = -log(Ka*10 / 1)

                                                                   = (-logKa) -1

                                                                   = pKa -1

ถ้า In- มากกว่า HIn 10 เท่า จะได้         pH = -log(Ka*1/10)

                                                                   = (-logKa) +1

                                                                   = pKa +1

ดังนั้น เราจึงได้ว่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ คือ ระหว่าง pKa +1 กับ pKa -1

**ที่เราใช้ความต่าง 10 เท่า ในการกำหนดช่วงนั้น เพราะว่า จากการทดลองส่วนใหญ่ อิดิเคเตอร์จะเปลี่ยนสีในช่วง pKa +1 กับ pKa -1 พอดี

ตัวอย่างอินดิเคเตอร์ในชีวิตประจำวัน

Credit: http://boomeria.org/chemtextbook/tableA-11.jpg

Youtube Video : 
Creating acid-base indicator using purple cabbage : http://www.youtube.com/watch?v=Xuo5r6HOXNM

สมดุลของสาระลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Ion Equilibrium of Weak Eletrolyte Solutions) หน้า 5

สารละลายบัฟเฟอร์

          สำหรับคำว่า "Buffer" นั้น แปลว่า รับน้ำหนัก แต่ในสารละลายที่เป็น Buffer นั้น คือสารละลายอิเล็กโทรไลต์ ที่เมื่อใส่กรดแก่ หรือเบสแก่ลงไปเล็กน้อย ค่า pH จะไม่เปลี่ยนไป หรือก็คือ สารละลายนั้นทำหน้าที่ "รับน้ำหนัก" ไม่ให้กรดแก่หรือเบสแก่ มีอิทธิพลในการเปลี่ยนแปลงค่า pH นั่นเอง

การทำงานของสารละลาย Buffer 


          สารละลาย Buffer แบ่งเป็น 2 ประเภท คือ Buffer กรด และ Buffer เบส

ตัวอย่างสมดุล           HA <----------> A- + H+


                                  Ka = [A-][H+] / [HA]

                               [H+] = Ka[HA] / [A-]

take -log ทั้งสองข้าง จะได้

                          -log[H+] = -log([HA]Ka / [A-])
   
                                  pH = -log ([HA]Ka / [A-])

เช่นเดียวกับบัฟเฟอร์เบส         B + H2O <----------> BH+ + OH-

เราจะได้                 pOH = -log ([B]Kb / [BH+])

           เราจะเห็นว่า เราสามารถควบคุมค่า pH หรือ pOH ได้ ในสารละลาย Buffer เราต้องทำให้มีค่าน้อย โดยการเติม A- หรือ BH+ ลงไป เมื่อมีการใส่กรดแก่หรือเบสแก่ลงไปเล็กน้อยนั้นนั้น H+ หรือ OH- ที่ได้จากการแตกตัว มีผลต่อสมดุล และค่า pH ได้น้อยมากๆ ทั้งนี้เพราะ [A-] หรือ [BH+] มีค่ามาก แถมยังอยู่ในฟังก์ชัน log อีก ทำให้ค่า pH เปลี่ยนไปน้อยมากๆ จนถือว่าไม่เปลี่ยนไปเลย

วิธีการสร้างสารละลาย Buffer

          จากการทำงานของ Buffer ทำให้เรารู้ว่า เราต้องเติมคู่เบสของกรดอ่อน หรือคู่กรดของเบสอ่อนในสารละลายลงไป เพื่อกำหนด และคงค่า pH ไว้ แต่การสร้างสารละลาย Buffer นั้น เราไม่สามารถหาคู่เบสหรือคู่กรดที่อยู่ในรูปไอออนมาได้โดยตรง แต่เราสามารถใส่เกลือเบส หรือเกลือกรดลงไปแทนได้ การสร้างสารละลาย Buffer มีด้วยกัน 6 วิธี แบ่งเป็นวิธีตรง 2 วิธี และวิธีอ้อม 4 วิธี

วิธีตรง ได้แก่
1. ใส่ กรดอ่อน + เกลือเบส เช่น CH3COOH + CH3COONa
2. ใส่ เบสอ่อน + เกลือกรด เช่น NH3 + NH4Cl

วิธีอ้อม ได้แก่
1. ใส่ กรดแก่ + เบสอ่อน โดยกำหนดให้เบสอ่อนเหลือไว้ และเราจะได้เกลือกรดและน้ำเป็นผลิตภัณฑ์
เช่น HCl + NH3 ----------> NH4Cl + H2O

2. ใส่ เบสแก่ + กรดอ่อน โดยกำหนดให้กรดอ่อนเหลือไว้ เราจะได้เกลือเบสและน้ำเป็นผลิตภัณฑ์
เช่น NaOH + CH3COOH ----------> CH3COONa + H2O

3. ใส่เกลือเบส + กรดแก่ โดยกำหนดให้เกลือเบสเหลือไว้ เราจะได้กรดอ่อนและเกลือกลางเป็นผลิตภัณฑ์
เช่น CH3COONa + HCl ----------> CH3COOH + NaCl

4. ใส่เกลือกรด + เบสแก่ โดยกำหนดให้เกลือกรดเหลือไว้ เราจะได้เบสอ่อนและเกลือกลางเป็นผลิตภัณฑ์
เช่น NH4Cl + NaOH ----------> NH3 + NaCl + H2O (ในกรณีนี้ได้น้ำมาด้วย)

**เราไม่จำเป็นต้องกังวลว่า สารอื่นเช่น Na หรือ Cl จะส่งผลให้ค่า pH เปลี่ยนไป เพราะจากสมการการทำงานของ Buffer ข้างต้น ทำให้เรารู้ว่า Na และ Cl ไม่ได้อยู่ในสมการเลย จึงไม่มีผลต่อค่า pH และไม่มีการรบกวนสมดุลเกิดขึ้น**

Youtube Video :
Buffers : http://www.youtube.com/watch?v=HzmI7A578ss

สมดุลของสาระลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Ion Equilibrium of Weak Eletrolyte Soluions) หน้า 4

ปฏิกริยาระหว่างกรด-เบส       

            เมื่อกรดกับเบสทำปฏิกริยากันนั้น จะได้เกลือกับน้ำ (อาจเกิดน้ำหรือไม่ก็ได้ ขึ้นอยู่กับสารตั้งต้น) โดยปฏิกริยาจะเกิดอย่างสมบูรณ์ ไม่มีสมดุลเกิดขึ้น แบ่งเป็น 4 กรณีได้แก่

1. กรดแก่ + เบสแก่ เกลือที่ได้จะเป็นเกลือกลาง เช่น NaOH + HCl ----------> NaCl + H2O

2. กรดแก่ + เบสอ่อน เกลือที่ได้จะมีสมบัติเป็นเบส เรียกว่าเกลือเบส เช่น HCl + NH3 -----> NH4Cl

3. กรดอ่อน + เบสแก่ เกลือที่ได้จะมีสมบัติเป็นกรด เรียกว่าเกลือกรด เช่น NaOH + HF ----> NaF + H2O

4. กรดอ่อน + เบสอ่อน เกลือที่ได้จะมีสมบัติเป็นกรดหรือเบสก็ได้ ขึ้นอยู่กับค่า Ka และ Kb ถ้า Ka มากกว่า เกลือก็จะมีสมบัติเป็นกรด ถ้า Kb มากกว่า เกลือที่ได้ก็จะมีสมบัติเป็นเบส แต่ถ้าเท่ากัน เกลือที่ได้ก็จะเป็นกลาง

เกลือ กับปฏิกริยา Hydrolysis

          เราอาจจะสงสัยว่า ทำไมเกลือที่ได้ถึงมีสมบัติเป็นกรด หรือเบส ดูยังไง?

          เมื่อกรดกับเบสทำปฏิกริยากันนั้น เกลือที่ได้จะละลายน้ำได้ทั้งหมด เช่น CH3COONa ซึ่งเกิดจาก NaOH + CH3COOH มีสมบัติเป็นกรด แตกตัวเป็นไออนได้ CH3COO- กับ Na+ เมื่อไออนทั้งสองตัวนี้ ทำปฏิกริยากับน้ำ จะได้

Na+ + H2O -----/-----> NaOH + H+

จากสมการ   Ka x Kb = Kw

สำหรับ NaOH นั้น แตกตัวได้ 100% จึงมี Kb เป็น infinity เราถึงได้ Ka ของ Na+ มีค่าเป็น 0 ปฏิกริยานี้จึงไม่เกิดขึ้น

แต่ถ้าเราพิจารณาปฏิกริยา     CH3COO- + H2O <----------> CH3COOH + OH-

จะเห็นว่ามีสมดุล เพราะ CH3COOH เป็นกรดอ่อน จึงทำให้หาค่า Kb ของ CH3COO- ได้ เราจึงได้ว่า สมบัติของ CH3COONa เป็นเบส เพราะได้ CH3COO-  ทำให้น้ำแตกตัว ได้ OH- ขึ้นมานั่นเอง โดยการที่ CH3COO- สามารถดึง H+ จากน้ำมาได้ เราเรียกว่าปฏิกริยา Hydrolysis (Hydro = น้ำ, Lysis = สลาย) คือปฏิกริยาที่มีน้ำแตกตัวนั่นเอง

ในเกลือที่มีสมบัติเป็นเบสกรด เช่น NH4Cl ก็จะทำให้น้ำแตกตัวได้เช่นกัน โดย Cl นั้น ไม่สามารถทำได้ เพราะ HCl เป็นกรดแก่ แต่ NH4 ทำให้น้ำแตกตัวได้ NH3 + H3O จึงมีสมบัติเป็นกรด

ในกรณีของเกลือกลางที่เกิดจากกรดแก่ + เบสแก่ เช่น NaCl จะไม่สามารถทำให้น้ำแตกตัวได้ เนื่องจาก NaOH และ HCl เป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ทั้งคู้นั่นเอง

**สำหรับปฏิกริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อนนั้น จะเกิด Hydrolysis ได้ 2 สมการ เกลือที่ได้จะมีสมบัติเป็นกรดหรือเบสก็ได้ตามที่กล่าวไปข้างต้น แต่สำหรับการคำนวณค่า pH นั้น จะยุ่งยากมาก เพราะสมดุลทั้ง 2 ที่เกิดขึ้น ต่างรบกวนกันไปมา ทำให้ยุ่งยากต่อการคำนวณ วิธีที่ง่ายที่สุดคือ ใช้ pH meter จิ้มลงไปเลย ^^

Youtube Video :
Conjugate acids and bases : http://www.youtube.com/watch?v=0LM6wPpypxM
pKa and pKb relationship : http://www.youtube.com/watch?v=3Gm4nAAc3zc

สมดุลของสาระลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Ion Equilibrium of Weak Eletrolyte Solutions) หน้า 3

มาตรา pH, pOH และ pKa

          จากการคำนวณที่ผ่านมา ความเข้มข้นของ H+ และ OH- นั้น เป็นค่าที่ยุ่งยากต่อการรายงาน ในปี 1909 ซอเรน พีเตอร์ ลอริตซ์ ซอเรนเซน นักเคมีชาวเดนมาร์ก ได้เสนอให้ใช้มาตรา pH (Power of Hydrogen) เพื่อให้สะดวกต่อการรายงานมากยิ่งขึ้น โดยใช้ฟังก์ชัน Logarithm ในการตัดเลขยกกำลังค่าลบออก โดย

pH = -log[H+]

และในทำนองเดียวกัน

pOH = -log[OH-]

จากความสัมพันธ์ระหว่าง H+ และ OH-

Kw = [H+][OH-]

take -log ทั้งสองข้างของสมการ           -logKw = -log([H+][OH-])

                                               -log(10^-14) = -log[H+]-log[OH-]

ดังนั้น                                         pH + pOH = 14      

การแตกตัวของกรดหลายโปรตอน

          สำหรับกรดบางชนิดเช่น H2S เมื่อแตกตัวเป็น HS- ยังสามารถแตกตัวให้ H+ ได้อีกครั้ง เพียงแต่ว่า การแตกตัวขั้นที่ 2 จะยากกว่าการแตกตัวขั้นที่ 1 มาก ซึ่งก็คือ Ka1 > Ka2

           ในการคำนวณ เราจะต้องคิดทีละขึ้นตอน โดย H+ ที่แตกตัวจากขั้นที่ 1 จะไปรบกวนสมดุลการแตกตัวในขั้นที่ 2 ด้วย และจะยิ่งทำให้ H+ ที่แตกตัวจากขั้นที่ 2 น้อยลงไปอีก และการแตกตัวของ H+ ในขั้นที่ 2 นั้น น้อยมากๆ จนเราไม่ถือว่า มารบกวนสมดุลในขั้นที่ 1 เลย

ความสัมพันธ์ระหว่าง Ka และ Kb ของคู่กรด และเบสอ่อน กับ Kb และ Ka ของเบสอ่อนและคู่กรด

ยกตัวอย่างสมดุล          HA + H2O <----------> A- + H3O+

                                         Ka = [A-][H3O+] / [HA] --------- (1)

ถ้าเราดูการแตกตัวของคู่เบส จะได้    A- + H2O <----------> HA + OH-

                                         Kb = [HA][OH-] / [A-] -----------(2)

นำสมการ (1) และ (2) คูณกัน จะได้

                                        Ka x Kb = [H3O+][OH-]

ดังนั้น เราจะได้ความสัมพันธ์ระหว่างคู่เบส กับกรดอ่อน และ คู่กรด กับเบสอ่อน คือ

                    Ka กรด x Kb คู่เบส = Kw หรือ Ka คู่กรด x Kb คู่เบส = Kw

Youtube Video :
pH, pOH of strong acids and bases : http://www.youtube.com/watch?v=tS2YJPmKOFQ
pH of a weak acid : http://www.youtube.com/watch?v=dencuBNp_Ck
pH of a weak base : http://www.youtube.com/watch?v=gDJtOIxDu78

สมดุลของสาระลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Ion Equilibrium of Weak Eletrolyte Solutions) หน้า 2

การแตกตัวของกรดและเบส

         
          เราสามารถคำนวณความเข้มข้นของ H+ และ OH- ที่แตกตัวออกมาจากกรดหรือเบสได้ในสารละลายต่างๆ โดยใช้ความรู้เรื่องสมการเคมี ปริมาณสารสัมพันธ์ และการคำนวณสมดุลเคมี

1. การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่
          แตกตัวได้ 100% หรือใกล้เคียงมาก ความเข้มข้นของ H+ หรือ OH- คือความเข้มข้นของสารละลาย เช่น
            HI + H2O ----------> I- + H3O+

          ความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน เทียบได้กับความเข้มข้นของ H+ ที่แตกตัวออกมา ถ้าเราใส่ HI 1 mol ในน้ำ 1 ลิตร เราก็จะได้ว่าความเข้มข้นของสารละลาย HI กับ ความเข้มข้นของ H+ คือ 1 Molar


2. การแตกตัวของกรดอ่อนและเบสอ่อน
          แตกตัวได้ไม่สมบูรณ์ จังเกิดภาะสมดุลขึ้น จึงมีค่าคงที่การแตกตัวของกรดอ่อนละเบสอ่อนขึ้น

จากสมดุล   CH3COOH + H2O <----------> CH3COO- + H3O+


            Kc = [CH3COO-][H3O+] / [CH3COOH][H2O]


แต่ ความเข้มข้นของน้ำ เป็นค่าคงที่เช่นเดียวกัน เราจึงสมารถย้ายข้างมาคูณกับ Kc ได้


          Kc[H2O] = [CH3COO-][H3O+] / [CH3COOH]


                    Ka = [CH3COO-][H3O+] / [CH3COOH]

Kc[H2O] หรือ Ka คือค่าคงที่การแตกตัวของกรดนั่นเอง

ในทำนองเดียวกันกับกรด ค่าคงที่การแตกตัวของเบส หรือ Kb ก็ใช้วิธีเดียวกันในการพิสูจน์ เช่น 

สมดุล           NH3 + H2O <----------> OH- + NH4+

เราจะได้ว่า           Kb = [OH-][NH4+] / [NH3]

3. การแตกตัวของน้ำ
          ถ้าเรามองว่าน้ำเป็นสารละลาย น้ำจะเป็นได้ทั้งกรดและเบส มีสภาวะสมดุลตามสมการ

          H2O + H2O <----------> OH- + H3O+

เราจะได้ว่า         Kc = [OH-][H3O+] / [H2O]
          
                Kc[H2O] = [OH-][H3O+]


หรือ                   Kw = [H+][OH-]

จากการทดลอง เราได้ว่า ที่ 25 องศาเซลเซียส [H+]  และ [OH-] มีค่าน้อยมาก คือ 10^-7 Molar

ดังนั้น                Kw = 10^-14

Youtube Video :
Acid Base Introduction : http://www.youtube.com/watch?v=vShCnTY1-T0

สมดุลของสาระลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน (Ion Equilibrium of Weak Eletrolyte Solutions)

สารละลายอิเล็กโทรไลต์    
     
           สารละลายอิเล็กโทรไลต์ คือสารละลายที่เมื่อละลายน้ำแล้ว จะแตกตัวให้ไอออนบวกและไอออนลบ ซึ่งจะทำให้มีสมบัติการนำไฟฟ้า ซึ่งได้แก่สารละลายที่เป็นกรด เบส และเกลือ สารละลายอิเล็กโทรไลต์ แบ่งออกเป็น 2 ประเภท ได้แก่

1. สารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่ ได้แก่ กรดแก่ เบสแก่ และเกลือที่ละลายน้ำได้ดี เป็นสารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวได้ทั้งหมด จึงไม่มีสมดุล
2. สารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน ได้แก่ กรดอ่อน เบสอ่อน และเกลือที่ละลายน้ำได้เล็กน้อย แตกตัวเป็นไอออนไม่ได้ทั้งหมด จึงมีภาวะสมดุลขึ้น ซึ่งในเรื่องนี้เราจะอธิบายถึงสมดุุลของสารละลาย
อิเล็กโทรไลต์อ่อนนี้นั่นเอง

ความรู้เบื้องต้นเกี่ยวกับกรดและเบส
         
          กรดและเบส เป็นที่รู้จัก และมีการศึกษามานานมากแล้ว ในที่นี้ขอพูดถึงวิวัฒนาการของนิยามกรดและเบส 3 แบบ ดังนี้

1. ในปี 1884 สวันเต เอากุสต์ อาร์เนเนียส ชาวสวีเดน ได้ให้นิยามว่า "กรด คือสารที่ละลายน้ำแล้วให้โปรตอน(H+) ส่วนเบส คือสารที่ละลายน้ำแล้วให้ไฮดรอกไซด์ไอออน(OH-)" แต่นิยามนี้มีข้อจำกัดคือ กรดต้องเป็นสารที่ละลายน้ำ และมี H หรือ OH อยู่เท่านั้น จึงจะตัดสินได้ว่าเป็นกรดหรือเบส


2. ในปี 1923 เบรินสเตด นักเคมีชาวเดนมาร์ค และ ลาวรี นักเคมีชาวอังกฤษ ได้ให้นิยามว่า "กรด คือสารที่ให้โปรตอน และเบส คือสารที่รับโปรตอน" แต่ก็ยังมีข้อจำกัดคือ การระบุว่าสารใดเป็นกรดหรือเบส ก็ยังต้องมี H+ ในโมเลกุล

3. ในปี 1923 เช่นเดียวกัน กิลเบิร์ต นิวตัน ลิวอิส ได้ให้นิยามว่า "กรดคือสารทั้รับอิเล็กตรอน และเบสคือสารที่ให้อิเล็กตรอน" ซึ่งเราสามารถเรียกกรดตามนิยามของลิวอิสได้ว่า เป็น Eletrophile ซึ่งแปลว่า ชอบอิเล็กตรอน และเบสคือ Nucleophile คือ ชอบนิวเคลียส

คู่กรด-คู่เบส

          ยกตัวอย่างสมดุล
          HA + B   <---------> BH+ + A-

          เราจะเห็นว่า BH+ และ A- มีสมบัติเป็นกรดและเบสด้วย โดย A- เป็นคู่ที่มีสมบัติเป็นเบสของกรด HA และ BH+ เป็นคู่ที่มีสมบัติเป็นกรดของเบส B พูดอีกอย่างหนึ่ง คือ A- เป็นคู่เบสของ HA และ BH+ เป็นคู่กรดของ B ในทำนองเดียวกัน HA จึงเป็นคู่กรดของ A- และ B เป็นคู่เบสของ BH+

ตัวอย่างสมดุลเช่น  CH3COOH + H2O <----------> CH3COO- + H3O+

จะได้ว่า CH3COO- เป็นคู่เบสของ CH3COOH หรือ CH3COOH เป็นคู่กรดของ CH3COO-
และ H3O+ เป็นคู่กรดของ H2O หรือ H2O เป็นคู่เบสของ H3O+

ประเภทของกรด-เบส

          กรดและเบส แบ่งได้เป็น 2 ชนิด คือ

1. กรดอินทรีย์-เบสอินทรีย์ โดยกรดอินทรีย์ คือกรดที่มีหมู่ Carboxyl (-COOH) อยู่ด้วย และเบสอินทรีย์คือเบสที่มีหมู่ Ammine (-NH2) อยู่ด้วย
2. กรดอนินทรีย์-เบสอนินทรีย์ กรดอนินทรีย์ คือ กรดที่มี H และอโลหะอื่นๆอยู่ด้วย เรียกอีกอย่างว่า "กรดแร่" แต่กรดที่มีทั้ง H, O และอโลหะอื่นๆอยู่ด้วย เราจะเรียกว่า "กรดออกซี" เช่น HNO2 ส่วนเบสอนินทรีย์ คือเบสที่มีหมู่ OH อยู่ด้วย เช่น NaOH

ความแรงของ กรด-เบส

          ความแรงของกรดและเบส ขึ้นอยู่กับความสามารถในการแตกตัวเป็นไอออนเมื่อละลายน้ำ ซึ่งแบ่งเป็น 2 ชนิด ได้แก่

1. อิเล็กโทรไลต์แก่ แตกตัวได้หมด 100% ไม่มีสมดุลของไอออน ละลายน้ำได้ดีมาก โดย
          กรดแก่ มีทั้งหมด 6 ชนิด แต่ได้ HClO4, H2SO4, HI, HBr, HCl, และ HNO3
          เบสแก่ คือไฮดรอกไซด์ของโลหะแอลคาไล และโลหะแอลคาไลเอิร์ท  เช่น LiOH, NaOH, Ca(OH2), Ba(OH2)
          เกลือ คือสารผลิตภัณฆ์จากปฏิกริยาระหว่างกรด-เบส เช่น LiCl, Na2SO4


2. อิเล็กโทรไลต์อ่อน เมื่อละลายน้ำแล้ว แตกตัวได้ไม่หมด 100% จึงมีสมดุลไอออนเกิดขึ้น นำไฟฟ้าได้ แต่ไม่ดีเท่าสารละลายอิเล็กโทรไลต์แก่


การพิจารณาความแรงของกรด
1. กรดที่มีออกซิเจนมาก จะยิ่งแรงมาก
2. ถ้าอะตอมกลางมีค่า EN มาก จะยิ่งแรงมาก
3. ถ้า H เกาะกับอโลหะในหมู่เดียวกัน ถ้าเลขอะตอมของอโลหะมาก ก็จะยิ่งแรงมาก
** กรดที่ให้ H+ ได้ง่าย (H+ ในโมเลกุลไม่สเถียร) คือกรดที่แรงกว่า **

การพิจารณาความแรงของเบส
1. เบสที่ละลายน้ำได้ดีกวาจะแรงกว่า
2. ไฮดรอกไซด์ของโลหะหู่เดียวกัน ความแรงของเบสเพิ่มตามเลขอะตอม