กรด - เบส

 

กรด - เบส คืออะไร

กรด เบส ในชีวิตประจำวัน ( Acid Base in Everyday Life)

สารประกอบจำพวกกรด เบส มีความสำคัญและเกี่ยวข้องกับชีวิตประจำวันของมนุษย์อย่างมาก ก่อนอื่นต้องทำความเข้าใจว่า กรด เบส คืออะไรอย่างง่ายๆ
สารละลายกรด คือสารละลายที่มีรสเปรี้ยว เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากน้ำเงินเป็นแดง หรือทำปฏิกิริยากับโลหะได้ แก๊ส H 2 และ เกลือ
สารละลายเบส คือสารละลายที่มีรสขม เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้ำเงิน หรือมีลักษณะลื่นๆ

 

นิยามของกรด-เบส

Arrhenius Concept

กรด คือ สารประกอบที่มี H และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ H + หรือ H 3O +
เบส คือ สารประกอบที่มี OH และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ OH -
ข้อจำกัดของทฤษฎีนี้คือ สารประกอบต้องละลายได้ในน้ำ และไม่สามารถอธิบายได้ว่า ทำไมสารประกอบบางชนิดเช่น NH 3 จึงเป็นเบส

 

Bronsted-Lowry Concept

กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอน ( proton donor)แก่สารอื่น
เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอน ( proton acceptor)จากสารอื่น
ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสจึงเป็นการถ่ายเทโปรตอนจากกรดไปยังเบสเช่น แอมโมเนียละลายในน้ำ

                  NH 3(aq) + H 2O (1) NH 4 + (aq) + OH -(aq)

base 2 ........ acid 1 ........ acid 2 ........ base 1

ในปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH 3 จะเป็นฝ่ายรับโปรตอนจาก H 2O ดังนั้น NH 3 จึงเป็นเบสและ H 2O เป็นกรด แต่ในปฏิกิริยาย้อนกลับ NH 4 + จะเป็นฝ่ายให้โปรตอนแก่ OH - ดังนั้น NH 4 + จึงเป็นกรดและ OH - เป็นเบส อาจสรุปได้ว่าทิศทางของปฏิกิริยาจะขึ้นอยู่กับความแรงของเบส

 

Lewis Concept

กรด คือ สารที่สามารถรับอิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว ( electron pair acceptor) จากสารอื่น
เบส คือ สารที่สามารถให้อิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว ( electron pair donor)แกสารอื่น
ทฤษฎีนี้ใช้อธิบาย กรด เบส ตาม concept ของ Arrhenius และ Bronsted-Lowry ได้ และมีข้อได้เปรียบคือสามารถอธิบาย กรด เบส ในกรณีที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกัน และได้สารประกอบที่มีพันธะโควาเลนซ์ เช่น

OH - (aq) + CO 2 (aq) HCO 3 - (aq)

BF 3 + NH 3BF 3-NH 3

 

คู่กรด – เบส

คู่กรด – เบส คือ สารที่เป็นคู่กรด-เบสกัน H + ต่างกัน 1 ตัว โดยที่ คู่กรดจะมี H + มากกว่าคู่เบส 1 ตัว

 

ความแรงของกรดและเบส = การแตกตัวในการให้โปรตอน(กรด) ความสามารถในการรับโปรตอน(เบส)

CH 3COOH (aq) + H 2O (aq) CH 3COO - (aq) + H 3O + (aq)

<<< เราต้องรู้ทิศทางการเลื่อนของสมดุลก่อน เราจึงจะบอกถึงความแรงได้>>>

1. ถ้าสมดุลเลื่อนไปทางขวา CH 3COOH เป็นกรดแรงกว่า H 3O + / H 2O เป็นเบสแรงกว่า CH 3COO -
2. ถ้าสมดุลเลื่อนไปทางซ้าย H 3O + เป็นกรดแรงกว่า CH 3COOH / CH 3COO - เป็นเบสแรงกว่า H 2O

ถ้าค่า K > 1 สมดุลเลื่อนไปข้างหน้า(สารผลิตภัณฑ์มากกว่าสารตั้งต้น)
K < 1 สมดุลเลื่อนย้อนกลับ(สารผลิตภัณฑ์น้อยกว่าสารตั้งต้น)
K = 1 ไปข้างหน้าเท่ากับย้อนกลับ (สารผลิตภัณฑ์=สารตั้งต้น) ความแรงทั้ง 2 ข้างเท่ากัน

 

เปรียบเทียบกรดแก่กับเบสแก่

กรดแก่

เบสแก่

1. กรดแก่มีอะไรบ้าง
2. กรด Hydro = HCl HBr HI
3. กรด Oxy = HNO3 HClO3 HClO4 H2SO4
4. การแตกตัว 100%
5. การเป็นอิเล็กโทรไลต์ = แก่

1. เบสแก่มีอะไรบ้าง
2. หมู่ 1 = LiOH NaOH KOH RbOH CsOH
3. หมู่ 2 = Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
4. การแตกตัว 100 % ( หมู่ 2 แตก 200 %)
5. การเป็นอิเล็กโทรไลต์ = แก่

กรดแก่ ( strong acid) คือกรดที่สามารถแตกตัวได้ 100% ในน้ำ เช่น HCl H2SO4 HN03 HBr HClO4 และ HI
เบสแก่ ( weak base) คือกรดที่สามารถแตกตัวได้ 100% ในน้ำ เช่น Hydroxide ของธาตุหมู่ 1 และ 2 ( NaOH LiOH CsOH Ba(OH) 2 Ca(OH) 2 )
กรดอ่อน ( weak acid) คือกรดที่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วน เช่น กรดอะซิติคในน้ำส้มสายชู (vinegar) ยาแอสไพริน (acetylsalicylic acid) ใช้บรรเทาอาการปวดศรีษะ saccharin เป็นสารเพิ่มความหวาน niacin (nicotinic acid) หรือ ไวตามินบี เป็นต้น ตัวอย่างปฏิกิริยาของสารละลายกรด CH 3COOH ในส่วนผสมของน้ำส้มสายชูจะมีดังนี้ :

CH 3COOH (aq) + H2O (1) H3O + (aq) + CH3COO - (aq) มีค่า K a

เบสอ่อน (weak base) คือเบสที่สามารถแตกตัวเป็นไออนได้เพียงบางส่วน เช่น NH 3 urea aniline เป็นต้น ตัวอย่างปฏิกิริยาของ ammonia มีดังนี้

NH3(aq) + H2O (aq) NH4 + (aq) + OH - (aq)

 

ชนิดของกรดและเบส

กรด แบ่งตามการแตกตัว แบ่งได้ 3 ชนิด
1. กรด Monoprotic แตกตัว 1 ได้แก่ HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HCN
2. กรด Diprotic แตกตัว 2 ได้แก่ H 2SO 4 , H 2CO 3
3. กรดPolyprotic แตกตัว 3 ได้แก่ H 3PO 4
การแตกตัวของกรด Polyprotic แต่ละครั้งจะให้ H + ไม่เท่ากัน แตกครั้งแรกจะแตกได้ดีมาก ค่า Ka สูงมากแต่แตกครั้งต่อ ๆ ไปจะมีค่า Ka ต่ำมาก เพราะประจุลบในไอออนดึงดูด H + ไว้ดังสมการ

H 2SO 4 H+ + HSO 4 - Ka 1 = 10 11

HSO 4 - H+ + SO 4 2- Ka 2 = 1.2 x 10 -2

เนื่องมาจากกรด Polyprotic มักมีค่า K 1 >> K 2 >> K 3 H + ในสารละลายส่วนใหญ่จะได้มาจากการแตกตัวครั้งแรก
ถ้าค่า K 1 มากกว่า K 2 =10 3 เท่าขึ้นไปจะพิจารณาค่า pH ของสารละลายกรด Polyprotic ได้จากค่า K 1 เท่านั้น แต่ถ้าค่า K 2 มีค่าไม่ต่ำมาก จะต้องนำค่า K 2 มาพิจารณาด้วย

เบส แบ่งตาม จำนวน OH - ในเบส แบ่งได้เป็น 3 ชนิด คือ
1. เบสที่มี OH - ตัวเดียว เช่น LiOH NaOH KOH RbOH CsOH
2. เบสที่มี OH - 2 ตัว เช่น Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2
3. เบสที่มี OH - 3 ตัว เช่น Al(OH) 3 Fe(OH) 3

 

รวมสูตรที่ใช้คำนวณในกรณีหา กรดอ่อน เบสอ่อน ไม่ผสมกัน

สูตรที่

กรณี (ต้องการหาอะไร)

กรดอ่อน

เบสอ่อน

1.

หาค่า K

Ka = [H +] 2 /N

Kb = [ OH -] 2 /N

2.

หา [ H +]

[H +] = [Ka.N]^1/2

[ OH -] = [Kb.N]^1/2

3.

หา % การแตกตัว

% การแตกตัว = [H +] x 100 / N

% การแตกตัว = [ OH -] x 100 / N

4.

การรวมสูตรของ % กับ K

% = Ka x 100 / N

% = Kb x 100 / N

 

ปฏิกิริยาของกรด - เบส

ปฏิกิริยาของกรด เบส แบ่งได้เป็น 4 ชนิดคือ

  •  
    • ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่
    • ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน
    • ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่
    • ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อน  

 

การแตกตัวของน้ำและค่า pH ของสารละลาย

น้ำบริสุทธิ์จัดเป็นตัวทำละลายที่สำคัญ เป็นพวก นอน-อิเลคโตรไลท์ (nonelectrolyte) หรือไม่สามารถนำไฟฟ้า แต่จากการทดลองพบว่า น้ำบริสุทธิ์นำไฟฟ้าได้บ้างเล็กน้อย ทั้งนี้เพราะว่าน้ำสามารถแตกตัวได้เอง ซึ่งเรียกว่า self-ionization หรือ autoprotolysis

                  H 2O (1) + H 2O (1) H 3O + (aq) + OH -(aq)

                   .... acid 1 .....base 2 .............acid 2 ........base 1

                      หรือ 2H 2O (1) = H 3O + (aq) + OH - (aq)

จากความสัมพันธ์ของ K w ในปฏิกิริยาการแตกตัวของน้ำ

                        K w = [H 3O +][ OH -] = 1.0 x 10 -14 ที่ 25 C

                 (K w ที่ 0 C = 0.12 x 10 -14 และ ที่ 60 C = 9.6 x 10 - 14 M2)

จะได้ pK w = pH + pOH

โดยที่ pH ของ น้ำ = -log [H 30 +] = 7 และpOH ของ น้ำ = -log[ OH -] = 7

โดยทั่วไปแล้ว ค่า pH ของสารละลายที่พบอยู่ทั่วไป จะมีค่าอยู่ในช่วง 1-14 เท่านั้น อย่างไรก็ตาม ค่า pH อาจแสดงค่าเป็นลบหรือมีค่ามากกว่า 14 ได้เช่นเดียวกัน

 

ตัวอย่าง ค่า pH ของนมสด เท่ากับ 6.5 ถ้านมเสีย (เปรี้ยว) ค่า pH ของนมเสียจะมากหรือน้อยกว่านมสด
ตอบ น้อยกว่า

 

ตัวอย่าง จงหาค่า pH ของสารละลายที่เจือจางของ HCl เข้มข้น 1.0 x 10 - 8 M
วิธีทำ HCl เจือจาง แตกตัวได้ H + 1.0 x 10 - 8 M และน้ำแตกตัวได้ H+ 1.0 x 10 - 7 M
          ปริมาณ H + ที่เกิดขึ้น = 1.0 x 10 -8 + 1.0 x 10 - 7 M
          pH = -log (1.0 x 10 -8 + 1.0 x 10 -7 )
          = 6.96

 

สารละลายบัฟเฟอร์ ( Buffer Solution)

สารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารละลายที่สามารถต้านทานการเปลี่ยนแปลงค่า pH ของสารละลายได้
สารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารละลายที่ค่า pH จะไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อนำไปทำให้เจือจางหรือเข้มข้นขึ้น
สารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารละลายที่ประกอบไปด้วยกรดอ่อนกับเกลือของกรดอ่อนหรือเบสอ่อนกับเกลือของเบสอ่อน และสารในระบบจะไม่ทำปฏิกิริยากัน โดยที่กรดในระบบจะคอยทำปฏิกิริยากับเบสที่เติมลงไป และเบสในระบบจะคอยทำปฏิกิริยากับกรดที่เติมลงไป

ตัวอย่าง จงหา pH ของสารละลายที่ประกอบด้วย 0.10 M NH 3 และ 0.20 M NH 4Cl เมื่อ K b ของ NH 3 เท่ากับ 1.8x10 -5 ที่ 25 oC
วิธีทำ สมดุลการแตกตัวของเบส :

ความเข้มข้น ( M) NH 3(aq) + H 2O (1) NH 4 + (aq) + OH - (aq)

    เริ่มต้น           0.10                                 0.20               0

เปลี่ยนแปลง         -x                                    +x               +x

ที่สมดุล              0.10-x                             0.20+x            x

ค่าคงที่การแตกตัวของเบสอ่อน :

K b =

1.8 x 10 -5 =

ใช้วิธีประมาณว่า 0.20 + x ~ 0.20 และ 0.10 - x ~ 0.10 จะได้

= 1.8 x 10 -5

x = [ OH - ] = 1.8x10 -5 x = 9.0 x 10 -5

 pH = 14.00 - pOH = 14.00 + log[ OH - ]

14.00 + log (9.0 x 10 -5) = 14.00 - 5.05 = 8.95

 

ถ้าเติมกรดปริมาณเล็กน้อยลงไปในสารละลายบัฟเฟอร์นี้ สมการที่เกิดขึ้นคือ

NH 3 + H + = NH 4 +
ถ้าเติมเบสปริมาณเล็กน้อยลงไปในสารละลายบัฟเฟอร์นี้สมการที่เกิดขึ้นคือ

NH 4 ++ OH -= NH 3+H 2O
การเลือกใช้สารละลายบัฟเฟอร์ที่เหมาะสม

ตัวอย่าง ต้องการเตรียมสารละลายบัฟเฟอร์ที่มี pH คงที่ = 4.30 จะต้องเลือกใช้สารละลายบัฟเฟอร์จากขวดใดต่อไปนี้
      ขวดที่ 1 HS0 4 - / SO 4 2- Ka = 1.2 x 10 -2
      ขวดที่ 2 HOAc / OAc - Ka = 1.8 x 10 -5
      ขวดที่ 3 HCN / CN - Ka = 4.0 x 10 -10
วิธีทำ สารละลาย pH = 4.30 [H +] = 5.0 X 10 - 5 M
      เลือกใช้ HOAc / OAc - เพราะมีค่า Ka ใกล้เคียงกับ [H +] = 5.0 X 10 - 5 M ที่คำนวณได้มากที่สุด
      แต่จะต้องมีการปรับอัตราส่วนของกรด ต่อเบส

acid + H 2O = H 3O + + conjugate base

เมื่อ H + = 5.0 X 10 –5 และ Ka = 1.8 x 10 -5 จะได้ [HOAc] / [OAc - ] = 2.8
อัตราส่วนนี้จะคงที่เสมอ ไม่ว่าจะเติมน้ำทำให้เจือจาง หรือใช้ปริมาตรเท่าไร

 

อินดิเคเตอร์

อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้ทดสอบกรด-เบสของสารละลาย อินดิเคเตอร์ทั่วไปมีสมบัติเป็นกรดอ่อน เป็นสารที่เปลี่ยนสีได้เมื่อ pH ของสารละลายเปลี่ยนไป *โดยทั่วไปจะใช้ HIn แทนสูตรทั่วไปของอินดิเคเตอร์ สมการการแตกตัวของอินดิเคเตอร์

HIn (aq) + H 2O (l)  H 3O + (aq) + In - (aq)

Ka = [H 3O +][ In - ] / [ HIn]

  • ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ สามารถบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายได้ และบอกค่า pH ได้

การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์

HIn (aq) + H 2O (l)                      H 3O + (aq) + In - (aq)

        แดง .................................................... น้ำเงิน

  • ถ้าเติมกรดลงไปเปรียบเสมือนเติม H 3O + สมดุลจะย้อนกลับจะได้สารละลายสีแดง
  • ถ้าเติมเบสเปรียบเสมือนเติม OH - , OH - จะไปดึง H 3O + ให้กลายเป็นน้ำสมดุลเลื่อนไปข้างหน้าสารละลายเป็นสีน้ำเงิน

หลักการเลือกอินดิเคเตอร์ ควรเลือกสารที่มีการเปลี่ยนสีตามการเปลี่ยนค่า pH เเละ สีสังเกตได้ชัด

การคำนวณหาช่วง pH ช่วง pH = -log K Hin + 1

 

ที่มา  :http://nakhamwit.ac.th/pingpong_web/Acid&Base.htm