ความเห็นเพิ่มเติมที่ 327 9 ก.ย. 2550 (15:38) กรด-เบส
สารละลายอิเล็กโทรไลต์
อิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte) หมายถึง สารที่เมื่อละลายในน้ำจะนำไฟฟ้าได้ เนื่องจากมีไอออนซึ่งอาจจะเป็นไอออนบวก หรือไอออนลบเคลื่อนที่อยู่ในสารละลาย สารละลายอิเล็กโทรไลต์นี้อาจเป็นสารละลายกรด เบส หรือเกลือก็ได้ ตัวอย่างเช่น สารละลายกรดเกลือ (HCl) สารละลายโซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) และสารละลายของเกลือ KNO3 เป็นต้น โดยในสารละลายดังกล่าวประกอบด้วยไอออน H+ , Cl- ,OH- , K+ และ NO3- ตามลำดับ
นอนอิเล็กโทรไลต์ (Non-electrolyte) หมายถึง สารที่ไม่สามารถนำไฟฟ้าได้เมื่อละลายน้ำ ทั้งนี้ เนื่องจาก สารพวกนอนอิเล็กโทรไลต์ จะไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้ เช่น น้ำบริสุทธิ์ น้ำตาล แอลกอฮอล์ เป็นต้น
ความแตกต่างของสารอิเล็กโทรไลต์และนอน-อิเล็กโทรไลต์ พิจารณาจากสาร 2 ชนิดที่มีสูตร AB กับ CD เมื่อละลายน้ำจะรวมกันน้ำเกิดการเปลี่ยนแปลงดังนี้
ภาพที่ 1 การเป็นอิเล็กโทรไลต์และนอนอิเล็กโทรไลต์ของสาร
จากภาพ AB เป็นสารนอนอิเล็กโทรไลต์ เพราะ AB ไม่ละลายน้ำและไม่แตกตัวเป็นไอออน
CD เป็นสารอิเล็กโทรไลต์ เพราะ CD จะแตกตัวได้ C+ และ D- ไอออนซึ่งถูกล้อมรอบด้วยโมเลกุลของน้ำ
ภาพที่ 2 การแตกตัวของกรดแอซิติกในน้ำ เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์
อิเล็กโทรไลต์แก่และอิเล็กโทรไลต์อ่อน
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต่างๆ นำไฟฟ้าได้ไม่เท่ากัน เนื่องจากการแตกตัวเป็นไอออนของอิเล็กโทรไลต์ไม่เท่ากัน อิเล็กโทรไลต์ที่แตกตัวเป็นไอออนได้มากกว่า ก็จะนำไฟฟ้าได้ดีกว่าอิเล็กโทรไลต์ที่แตกตัวเป็นไอออนได้น้อยกว่า อิเล็กโทรไลต์แบ่งออกได้เป็น 2 ประเภท ดังนี้
1. อิเล็กโทรไลต์แก่ (strong electrolyte) หมายถึง สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้มาก อาจจะแตกตัวได้ 100% และนำไฟฟ้าได้ดีมาก เช่น กรดแก่ และเบสแก่ และเกลือส่วนใหญ่จะแตกตัวได้ 100% เป็นต้น
2. อิเล็กโทรไลต์อ่อน (weak electrolyte) หมายถึง สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวได้บางส่วน นำไฟฟ้าได้น้อย
ตารางที่ 1 ตัวอย่างของอิเล็กโทรไลต์แก่ และอิเล็กโทรไลต์อ่อนบางชนิด
อิเล็กโทรไลต์แก่
(นำไฟฟ้าได้ดี) อิเล็กโทรไลต์อ่อน
(นำไฟฟ้าได้ไม่ดี)
เกลือที่ละลายน้ำทั้งหมด
H2SO4
HNO3
HCl
HBr
HClO4
NaOH
KOH
Ca(OH)2
Ba(OH)2 CH3COOH
H2CO3
HNO2
H2SO3
H2S
H2C2O4
H3BO3
HClO
NH4OH
HF
การทดสอบว่าสารละลายเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ หรือไม่ก็ต้องดูการนำไฟฟ้าของสารละลาย เราอาจทดสอบโดยใช้เครื่องมือง่ายๆ ดังนี้
1.1 การทดสอบการนำไฟฟ้าของสารละลาย
สารละลายที่นำไฟฟ้า ได้แก่ สารละลายของกรด เบส และเกลือ อุปกรณ์ที่ใช้ในการทดลอง ประกอบด้วยขั้วไฟฟ้า 2 ขั้ว ต่อเข้ากับแหล่งให้พลังงานไฟฟ้า (ให้ศักย์ไฟฟ้า) หลอดไฟ และสวิตซ์ให้ครบวงจรดังภาพ
ภาพที่ 3 อุปกรณ์การวัดการนำไฟฟ้าของสารละลายอิเล็กโทรไลต์
วิธีทดสอบ
เมื่อกดสวิตซ์ลงเพื่อให้ครบวงจร ถ้าสารละลายในภาชนะเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ หลอดไฟจะสว่างขึ้น แสดงว่าสารละลายนั้นนำไฟฟ้าได้
ตัวอย่างผลการทดลองการทดสอบการนำไฟฟ้า
สารที่ใช้ทดสอบ ผลการทดสอบ
น้ำบริสุทธิ์
น้ำที่มีน้ำตาลละลายอยู่
ยูเรีย (CO(NH2)2
สารละลายเกลือ NaCl
สารละลายเกลือ K2SO4
สารละลายกรด HCl
สารละลายกรดแอซิติก (CH3COOH)
สารละลายเบส NaOH
สารละลายเบส NH4OH ไม่นำไฟฟ้า (หลอดไฟไม่สว่าง)
ไม่นำไฟฟ้า (หลอดไฟไม่สว่าง)
ไม่นำไฟฟ้า (หลอดไฟไม่สว่าง)
นำไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นำไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นำไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นำไฟฟ้าน้อย (หลอดไฟสว่างน้อย)
นำไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
นำไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง)
ผลที่ได้อธิบายได้ว่า สารละลายที่ไม่มีไอออนอยู่ เช่น น้ำ หรือน้ำตาลทราบที่ละลายอยู่ในน้ำมัน จะมีพันธะแบบโคเวเลนต์ ไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้ จึงไม่นำไฟฟ้า แต่ NaCl HCl เมื่ออยู่ในน้ำจะแตกตัวเป็น Na+ , Cl- หรือ H+ , Cl- ซึ่งเป็นไอออนที่เคลื่อนที่ในสารละลายทำให้เกิดการนำไฟฟ้าขึ้นได้
1.2 การทดสอบสมบัติอื่นๆ ของสารละลาย
1. การทดสอบความเป็นกรด-เบส จากการเปลี่ยนสีของกระดาษลิตมัส
ถ้าสารละลายเป็นกรด จะเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากน้ำเงินเป็นแดง
ถ้าสารละลายเป็นเบส จะเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้ำเงิน
ถ้าสารละลายเป็นเกลือ จะเปลี่ยนหรือ ไม่เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสก็ได้
นอกจากการใช้กระดาษลิตมัส อาจจะใช้อินดิเคเตอร์อื่นๆ เช่น เมทิลเรด ฟีนอล์ฟทาลีน ก็ได้
2. การทดสอบปฏิกิริยาของกรดและปฏิกิริยาของเบส
ปฏิกิริยาของกรด
ก. ทำปฏิกิริยากับโลหะ จะได้ก๊าซไฮโดรเจน เช่น
HCl(aq) + Ca (s)  CaCl2 (aq) + H2 (g)
H2SO4 (aq) + Mg (g)  MgSO4 (aq) + H2 (g)
ข. ทำปฏิกิริยากับโลหะออกไซด์ ได้เกลือกับน้ำ
2HCl (aq) + Na2O (s)  2NaCl (aq) + H2O (l)
H2SO4 (aq) + MgO (g)  MgSO4 (aq) + H2O (l)
ค. ทำปฏิกิริยากับคาร์บอเนตได้ก๊าซ CO2 น้ำ และเกลือ
2HCl (aq) + NaCO3 (aq)  2NaCl + H2O + CO2
HCl (aq) + NaHCO3 (aq)  NaCl + H2O + CO2
ง. ทำปฏิกิริยากับเบสได้เกลือกับน้ำ
2HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O (l)
CH3COOH (aq) + NaOH (aq)  CH3COONa (aq) + H2O (l)
ปฏิกิริยาของเบส
ก. ทำปฏิกิริยากับโลหะบางชนิด ให้ก๊าซไฮโดรเจน
2NaOH (aq) + Zn (s)  Na2ZnO2 (aq) + H2 (g)
6KOH (aq) + 2Al (s)  2K3AlO3 (aq) + 3H2 (g)
ข. ทำปฏิกิริยากับเกลือ ได้เป็นเกลือไฮดรอกไซด์ของโลหะที่ไม่ละลายน้ำ
2NaOH (aq) + MnCl2 (aq)  Mn(OH)2 (s) + 2NaCl (aq)
2KOH (aq) + CuSO4 (aq)  Cu(OH)2 (s) + K2SO4 (aq)
ค. ทำปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนียม เช่น NH4Cl ได้ก๊าซ NH3 (g)
NaOH (aq) + NH4Cl (aq)  NaCl (aq) + H2O (l) + NH3 (g)
KOH (aq) + NH4Cl (aq)  KCl (aq) + H2O (l) + NH3 (g)
ง. ทำปฏิกิริยากับกรดได้เกลือกับน้ำ
2 สารละลายกรดและสารละลายเบส
จากการศึกษาสมบัติของสารละลาย พบว่า สารละลายกรดและสารละลายเบส เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ นำไฟฟ้าได้ เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัส ทำปฏิกิริยากับโลหะและเกลือ กรดและเบสสามารถแตกตัวเป็นไอออน เมื่อเป็นสารละลาย เราจะศึกษาต่อไปถึงไอออนในสารละลายกรดและเบส ซึ่งทำให้สารละลายแสดงสมบัติเฉพาะตัวดังกล่าว
2.1 ไอออนในสารละลายกรด
ในสารละลายกรดทุกชนิด จะมีไอออนที่เหมือนกันอยู่ส่วนหนึ่งคือ H+ หรือ เมื่อรวมกับน้ำได้เป็น H3O+ (ไฮโดรเนียมไอออน) ทำให้กรดมีสมบัติเหมือนกัน ตัวอย่างเช่น สารละลายกรดไฮโดรคลอริก (HCl) ซึ่งเกิดจากกรด HCl ละลายในน้ำ โมเลกุลของ HCl และ น้ำต่างก็เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้ว ทำให้เกิดแรงดึงดูดระหว่างขั้วของ HCl และน้ำ โดยที่โปรตอน (H) ของ HCl ถูกดึงดูดโดยโมเลกุลของน้ำเกิดเป็นไฮโดรเนียมไอออน (H+ + H2O  H3O+) ในบางครั้งเขียนแทน H3O+ ด้วย H+ โดยเป็นที่เข้าใจว่า H+ นั้นจะอยู่รวมกับโมเลกุลของน้ำในรูป H3O+ เสมอ
HCl (g) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Cl- (aq)
ภาพที่ 4 ไฮโดรเนียมไอออน
ไฮโดรเนียมไอออนในน้ำไม่ได้อยู่เป็นไอออนเดียว แต่จะมีน้ำหลายโมเลกุลมาล้อมรอบอยู่ด้วย เช่น อาจอยู่ในรูปของ H5O2+, H7O3+ , H9O4+ เป็นต้น
ภาพที่ 5 ไฮโดรเนียมไอออนที่อยู่ในรูป H9O4+ ไอออน
ตัวอย่าง สมการแสดงการแตกตัวเป็นไอออนของกรดในน้ำ
HNO3 (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + NO3- (aq)
H2SO4 (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + SO42- (aq)
CH3COOH (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
HClO4 (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + ClO4- (aq)
2.2 ไอออนในสารละลายเบส
ในสารละลายเบสทุกชนิดจะมีไอออนที่เหมือนกันอยู่คือ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH-) ซึ่งทำให้เบสมีสมบัติเหมือนกัน และมีสมบัติต่างไปจากกรด ตัวอย่างเช่น เมื่อ NaOH ละลายน้ำจะแตกตัวได้ OH- ดังนี้
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)
หรือตัวอย่างอื่นๆ ได้แก่
KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)
NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)
สรุปสมบัติทั่วๆ ไปของสารละลายกรด
1. มีรสเปรี้ยว
2. มีสมบัติในการกัดได้
3. เปลี่ยนสีอินดิเคเตอร์ เช่น กระดาษลิตมัสจากน้ำเงินเป็นแดง
4. นำไฟฟ้าได้
5. ทำปฏิกิริยากับแมกนีเซียม หรือโลหะบางชนิดได้ก๊าซ H2
Mg (s) + HCl (aq)  MgCl2 (aq) + H2 (g)
6. ทำปฏิกิริยากับเบส ได้เกลือกับน้ำ เรียกว่า ปฏิกิริยาสะเทิน (Neutralization reaction) เช่น
NaOH + HCl  NaCl + H2O
7. ทำปฏิกิริยากับเกลือคาร์บอเนต (CO32-) หรือเกลือไฮโดรเจนคาร์บอเนต (HCO3-) จะได้ เกลือ + น้ำ + ก๊าซคาร์บอนไดซ์ออกไซด์ เช่น
CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O + CO2
2NaHCO3 + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O + 2CO2
8. ทำปฏิกิริยากับโลหะซัลไฟด์จะได้เกลือและก๊าซไฮโดรเจนซัลไฟด์ (ก๊าซไข่เน่า) เช่น
FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S
BaS + H2SO4  BaSO4 (s)  H2S
สรุปสมบัติทั่วๆ ไปของสารละลายเบส
1. มีรสฝาด
2. ถูกมือลื่นคล้ายสบู่
3. นำไฟฟ้าได้
4. ผสมกับไขมันได้สบู่
5. เปลี่ยนสีอินดิเคเตอร์ เช่น กระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้ำเงิน ฟินอล์ฟทาลีนจากไม่มีสีเป็นสีแดง เป็นต้น
2.3. ประโยชน์ของสารละลายกรดและเบสในชีวิตประจำวัน
สารละลายกรดและเบสมีบทบาทที่สำคัญในชีวิตประจำวัน ทั้งมีอยู่ในธรรมชาติและที่สังเคราะห์ขึ้นใช้ประโยชน์ในด้านต่างๆ เช่น ในด้านอาหาร อุตสาหกรรม การแพทย์ ตัวอย่างเช่น น้ำส้มสายชู น้ำส้ม น้ำมะนาว เหล่านี้ล้วนเป็นสารละลายกรด น้ำส้มสายชู ประกอบด้วยกรดแอซิติก น้ำส้มและน้ำมะนาวประกอบด้วยกรดซิตริก นอกจากนั้น ก็มีกรดคาร์บอนิกในน้ำโซดา กรดซัลฟิวริกในสารละลายที่อยู่ในแบตเตอรี่ สารละลายเบสที่คุ้นเคยในชีวิตประจำวันได้แก่ โซดาทำขนม (Na2CO3) เมื่อละลายในน้ำจะเป็นเบสมิลด์ออฟแมกนีเซียมหรือ Mg(OH)2 ใช้เป็นยารักษาโรคในกระเพาะอาหาร เป็นต้น
ตารางที่ 2 สรุปประโยชน์ของสารละลายกรดและเบสบางชนิด
กรดหรือเบส ประโยชน์
กรดไฮโดรคลอริก (HCl) 1.ใช้ในอุตสาหกรรมเตรียมสารเคมีต่างๆ
2.ใช้ในการผลิตผงชูรส
3.ใช้ในการถลุงโลหะ
4.ใช้ในห้องปฏิบัติการและในทางการแพทย์
5.ใช้เป็นส่วนประกอบของน้ำยาล้างเครื่องสุขภัณฑ์
6.มีในกระเพาะอาหารสำหรับใช้ในการย่อยโปรตีน
กรดซัลฟิวริก (H2SO4) ใช้เป็นสารเริ่มต้นที่สำคัญอย่างหนึ่งในอุตสาหกรรมเคมี เช่น การผลิตปุ๋ย เส้นใยสังเคราะห์ ทำแบตเตอรี่
กรดไนตริก (HNO3) 1.ใช้ในการผลิตปุ๋ยเคมีและสารเคมี
2.ใช้ในการทดสอบอัลบูมินในปัสสาวะ (อัลบูมินเป็นโปรตีนชนิดหนึ่ง กรดไนตริกจะทำให้โปรตีนแข็งตัวและตกตะกอนได้สารสีเหลือง)
กรดคาร์บอนิก (H2CO3) เป็นองค์ประกอบส่วนหนึ่งของน้ำอัดลมที่เกิดจากการละลายของก๊าซ CO2 ในน้ำ
กรดไฮโปคลอรัส (HClO) ใช้เป็นสารฆ่าเชื้อโรคในห้องน้ำ
กรดโบริก (H3BO3) ใช้เป็นสารฆ่าเชื้อโรคและใช้เป็นน้ำยาล้างตา
กรดแอซีทิลซาลิซิลิก (C9H8O4) ใช้ทำยาแอสไพริน
กรดแอสคอร์บิก หรือวิตามินซี (C6H8o6) พบในผลไม้ประเภทส้ม ใช้รักษาโรคเลือดออกตามไรฟัน
กรดออกซาลิก (H2C2O4) ใช้กำจัดรอยเปื้อนสนิม
แคลเซียมไฮดรอกไซด์ (Ca(OH)2) 1.ใช้แก้ดินเปรี้ยว
2.สารละลายแคลเซียมไฮดรอกไซด์ใช้ลดกรดในกระเพราะอาหาร
มิลค์ออฟแมกนีเซียม (Mg(OH)2) 1.ใช้เป็นยาลดกรดในกระเพาะ
2.แมกนีเซียมไฮดรอกไซด์ผสมน้ำในลักษณะสารแขวนลอย ใช้เป็นยาขับถ่าย
แอมโมเนีย (NH3) 1.ใช้เป็นส่วนผสมของน้ำยาล้างกระจกและในน้ำยาปรับผ้านุ่ม
2.สารละลายแอมโมเนีย-แอมโมเนียมคาร์บอเนต ใช้ดมแก้ลม
โซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) 1.ใช้ในการทำสบู่
2.ใช้ในอุตสาหกรรมผลิตผงชูรส
3.ใช้กำจัดไขมันหรือสารอินทรีย์ จึงนิยมใช้ล้างท่อระบายน้ำที่อุดตัน
ตัวอย่างที่ 1 จงเขียนสมการแสดงการแตกตัวของสารต่อไปนี้ เมื่อละลายน้ำ
HF, HNO2 , CH3COOH , HClO4 , Ba(OH)2 , NH4+ , NH3
วิธีทำ
HF (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)
HNO2 (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2- (aq)
CH3COOH (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
HClO4 (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + ClO4- (aq)
Ba(OH)2 (s) + H2O (l)  Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)
NH4+ (aq) + H2O NH3 (aq) + H3O+ (aq)
NH3 (g) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
 หมายถึง เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า ไม่เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ
หมายถึง เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ
ตัวอย่างที่ 2 เพราะเหตุใดสารละลายที่เกิดจากแคลเซียมไฮดรอกไซด์ Ca(OH)2 ละลายน้ำจึงเป็นเบส แต่สารละลายเอทานอล C2H5OH จึงไม่เป็นเบส
วิธีทำ จะต้องพิจารณาดังนี้
1. โครงสร้างของพันธะเคมีของ ca(OH)2 และ C2H5OH เป็นดังนี้
2. จากข้อ 1. ดังนั้น Ca(OH)2 ละลายน้ำจะเกิดการแตกตัวดังนี้
Ca(OH)2(s) Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
ซึ่ง OH-(aq) ที่ได้จะแสดงสมบัติเป็นเบส
ส่วนเอทานอล เมื่อละลายน้ำจะไม่แตกตัวให้ OH- (aq) เนื่องจากเป็นพันธะโคเวเลนต์ ดังนั้นจึงไม่มีส่วนใดที่จะแสดงสมบัติเป็นเบส
ตัวอย่างที่ 3 สารละลายต่อไปนี้ถ้านำมาทดสอบกับกระดาษลิตมัส จะมีการเปลี่ยนแปลงอย่างไรบ้าง น้ำปูนใส น้ำโซดา และน้ำขึ้เถ้า
วิธีทำ
น้ำปูนใส คือสารละลาย Ca(OH)2 เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้ำเงิน
Ca(OH)2(s) Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
น้ำโซดา คือสารละลายกรด H2CO3 เกิดจากการรวมตัวของ CO2 กับน้ำ เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากน้ำเงินเป็นแดง
CO2 (g) + H2O H2CO3 (aq) H3O+ (aq) + HCO3- (aq)
น้ำขี้เถ้า คือ สารละลาย KOH เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้ำเงิน
KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)
3. ทฤษฎี กรด-เบส
ในการที่จะให้นิยามของกรด-เบส และในการจำแนกสารต่างๆ ว่าเป็นกรดหรือเบสนั้น ได้มีนักวิทยาศาสตร์ ได้ศึกษาและตั้งทฤษฎีกรด-เบส ขึ้นหลายทฤษฎีด้วยกัน ทฤษฎีกรด-เบสที่สำคัญมีดังนี้
3.1 ทฤษฎีกรด-เบสของอาร์เรเนียส
อาร์เรเนียส เป็นนักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดน ได้ตั้งทฤษฎีกรด-เบส ในปี ค.ศ. 1887 (พ.ศ. 2430) อาร์เรเนียสศึกษาสารที่ละลายน้ำ (Aqueous solution) และการนำไฟฟ้าของสารละลายนั้น เขาพบว่าสารอิเล็กโทรไลต์จะแตกตัวเป็นไอออน เมื่อละลายอยู่ในน้ำ และให้นิยามกรดไว้ว่า
กรด คือ สารที่เมื่อละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน เช่น
HCl (g) H+ (aq) + Cl- (aq)
HClO4(l) H+ (aq) + ClO4- (aq)
CH3COOH (l) H+ (aq) + CH3COO- (aq)
H2SO4 (l) H+ (aq) + SO42- (aq)
H2CO3 (l) H+ (aq) + HCO3- (aq)
เบสคือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน เช่น
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)
Ca(OH)2 (s) Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)
NH4OH (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
ข้อจำกัดของทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส
ทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส จะเน้นเฉพาะการแตกตัวในน้ำ ให้เป็น H+ และ OH- ไม่รวมถึงตัวทำละลายอื่นๆ ทำให้อธิบายความเป็นกรด-เบสได้จำกัด
สารที่จะเป็นกรดได้ต้องมี H+ อยู่ในโมเลกุล และสารที่จะเป็นเบสได้ก็ต้องมี OH- อยู่ในโมเลกุล
3.2. ทฤษฎีกรด-เบส ของเบรินสเตต-เลารี
โจฮันส์ นิโคลัส เบรินสเตต นักเคมีชาวเดนมาร์ก และ โทมัส มาร์ติน ลาวรี นักเคมีชาวอังกฤษ ได้ศึกษาการให้และรับโปรตอนของสาร เพื่อใช้ในการอธิบายและจำแนกกรด-เบสได้กว้างขึ้น และได้ตั้งทฤษฎีกรด-เบสขึ้นในปี ค.ศ.1923 (พ.ศ.2466)
กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอนกับสารอื่นๆ ได้ (Proton donor)
เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอนจากสารอื่นได้ (Proton acceptor)
พิจารณาตัวอย่างต่อไปนี้
1.
HCl เป็นสารที่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น HCl จึงเป็นกรด
H2O เป็นสารที่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น H2O จึงเป็นเบส
2.
NH4+ เป็นสารที่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น NH4+ จึงเป็นกรด
H2O เป็นสารที่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น H2O จึงเป็นเบส
3.
H2O เป็นสารที่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น H2O จึงเป็นกรด
NH3 เป็นสารที่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น NH3 จึงเป็นเบส
จากปฏิกิริยาทั้ง 3 ปฏิกิริยา จะมีสารที่ให้และรับโปรตอนในแต่ละปฏิกิริยา และมี H3O+ และ OH- เกิดขึ้น แต่บางปฏิกิริยาอาจจะไม่มีสารทั้งสองชนิดนี้เลย ทฤษฎีนี้ก็ยังคงอธิบายได้ เช่น
4.
NH4+ เป็นกรด
NH2- เป็นเบส
ตัวอย่างอื่นๆ ได้แก่
5.
6.
7.
8.
ข้อจำกัดของทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตต-ลาวรี
ทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตต-ลาวรี ใช้อธิบายสมบัติของกรด-เบส ได้กว้างกว่าทฤษฎีของอาร์เรเนียส แต่ยังมีข้อจำกัดคือ สารที่จะทำหน้าที่เป็นกรดจะต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนั้น
สารที่เป็นได้ทั้งกรดและเบส (Amphoteric)
สารบางตัวทำหน้าที่เป็นทั้งกรด เมื่อทำปฏิกิริยากับสารตัวหนึ่ง และทำหน้าที่เป็นเบส เมื่อทำปฏิกิริยากับอีกสารหนึ่ง นั่นคือเป็นได้ทั้งกรดและเบส สารที่มีลักษณะนี้เรียกว่า สารเอมโพเทอริก(Amphoteric) เช่น H2O , HCO3- เป็นต้น
กรณีของ H2O
ในกรณีนี้ H2O เป็นกรดเมื่อทำปฏิกิริยากับ NH3 และเป็นเบสเมื่อทำปฏิกิริยากับ NH4+
กรณีของ HCO3-
ในกรณีนี้ HCO3- เป็นเบสเมื่อทำปฏิกิริยากับ HCl และเป็นกรดเมื่อทำปฏิกิริยากับ OH-
ดังนั้นอาจจะสรุปได้ว่า สารที่เป็นเอมโฟเทอริก ถ้าทำปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ดีกว่า ตัวมันเองจะรับโปรตอน (ทำหน้าที่เป็นเบส) แต่ถ้าไปทำปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ไม่ดี ตัวมันเองจะเป็นตัวให้โปรตอนกับสารนั้น (ทำหน้าเป็นกรด)
3.3 ทฤษฎีกรด-เบสของลิวอีส
ในปี ค.ศ. 1923 (พ.ศ. 2466) ลิวอีสไดเสนอนิยามของกรดและเบสดังนี้
กรด คือ สารที่สามารถรับอิเล็กตรอนคู่ จากเบส แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์
เบส คือ สารที่สามารถให้อิเล็กตรอนคู่ในการเกิดพันธะโคเวเลนต์
ปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบส ตามทฤษฎีนี้ อธิบายในเทอมที่มีการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกัน กรดรับอิเล็กตรอนเรียกว่าเป็น Electrophile และเบสให้อิเล็กตรอนเรียกว่าเป็น Nucleophile และตามทฤษฎีนี้สารที่เป็นเบสต้องมีอิเล็กตรอนคู่อิสระ เช่น
ในกรณีนี้ NH3 เป็นเบส มีอิเล็กตรอนคู่ 1 คู่ จะให้อิเล็กตรอนคู่กับกรดในการเกิดพันธะโคเวเลนต์ และ BF3 รับอิเล็กตรอนจาก NH3 BF3 จึงเป็นกรด
ทฤษฎีของลิวอิสนี้มีข้อดีคือ สามารถจำแนกกรด-เบส ที่ไม่มีทั้ง H หรือ OH- ในสารนั้น และแม้ว่าสารนั้นไม่ได้อยู่ในรูปสารละลาย แต่อยู่ในสถานะก๊าซก็สามารถใช้ทฤษฎีลิวอิสอธิบายความเป็นกรดเบสได้
ตัวอย่างอื่นๆ เช่น
ตัวอย่างที่ 4 ปฏิกิริยาต่อไปนี้ สารตั้งต้นใดทำหน้าที่เป็นกรด สารใดทำหน้าที่เป็นเบสตามทฤษฎีของอาร์เรเนียส
ก. HSO4- (aq) + H2O (l) SO42- + H3O+
ข. LiOH (s) Li2+ + OH-
ค. H2O + H2O H3O+ + OH-
วิธีทำ
ก. HSO4- (aq) + H2O (l) SO42- + H3O+
HSO4- ให้ H+ ในน้ำ HSO4- ทำหน้าที่เป็นกรด
ข. LiOH (s) เป็นเบสเพราะ แตกตัวให้ OH- ในน้ำ
ค. H2O เป็นทั้งกรดและเบส โมเลกุลหนึ่งให้ H3O+ (เป็นกรด) อีกโมเลกุลหนึ่งแตกตัวให้ OH- (เป็นเบส)
ตัวอย่างที่ 5 ในปฏิกิริยาต่อไปนี้ HCO3- ไอออนทำหน้าที่เป็นกรดในปฏิกิริยาใด
ก. HCO3- (aq) + H2O (l) H2CO3 (aq) + OH- (aq)
ข. HCO3- (aq) + OH- (aq) H2O (l) + CO32- (aq)
ค. HCO3- (aq) + HSO4- (aq) H2CO3 (aq) + SO42- (aq)
ง. HCO3- (aq) + CH3COOH (aq) H2O (l) + CO2 (g) + CH3COO- (aq)
วิธีทำ
ก. HCO3- (aq) ไม่ใช่กรด แต่เป็นเบสเพราะรับ H+
ข. HCO3- (aq) เป็นกรด เพราะให้ H+ กับ OH-
ค. HCO3- (aq) เป็นเบส เพราะรับ H+
ง. HCO3- (aq) เป็นเบส เพราะรับ H+ จาก CH3COOH (aq) ได้ H2O (l) + CO2 (g)
ตัวอย่างที่ 6 สารต่อไปนี้ ข้อใดทำหน้าที่ได้ทั้งกรดและเบส
ก. HC2O42-
ข. CO32-
ค. CN-
ง. HSO4-
เฉลย
ข้อ ก และ ง เป็นได้ทั้งกรดและเบส เพราะสามารถให้ และรับ H+ ได้
ข้อ ข และ ค. เป็นเบสได้เพียงอย่างเดียว เพราะให้โปรตอนไม่ได้เนื่องจากไม่มี H แต่สามารถรับโปรตอนได้ กลายเป็น HCO3- และ HCN ตามลำดับ
4 คู่กรด-เบส
จากปฏิกิริยาของกรดกับเบสที่กล่าวถึงแล้ว ตามทฤษฎีของเบรินสเตต-ลาวรี จะเห็นว่าในปฏิกิริยาหนึ่งๆ อาจจะจัดคู่กรด-เบสได้ 2 คู่ด้วยกัน ตัวอย่างเช่น
ปฏิกิริยาตัวอย่างนี้ ปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH4+ ทำหน้าที่เป็นกรด เพราะให้ H+ กับ H2O แล้วได้เป็น NH3 และ H2O รับ H+ ทำหน้าที่เป็นเบส ส่วนปฏิกิริยาย้อนกลับ H3O+ เป็นกรด เพราะให้ H+ กับ NH3 ซึ่งเป็นเบส แล้วได้ H2O และ NH4+ ตามลำดับ
เรียก NH4+ ว่าคู่กรดของ NH3 (เบส)
H2O ว่าคู่เบสของ H3O+ (กรด)
NH3 ว่าคู่เบสของ NH4+
H3O+ ว่าคู่กรดของ H2O
จะเห็นได้ว่า คู่กรด-เบสนั้นจะมีจำนวนโปรตอน (H) ต่างกัน 1 ตัว หรืออาจกล่าวได้ว่า จำนวนโปรตอนของคู่กรด จะมากกว่าโปรตอนคู่เบสอยู่ 1 ตัวเสมอ
ตัวอย่างอื่นๆ ของปฏิกิริยาคู่กรด-เบส
ตัวอย่างที่ 7 ให้เขียนคู่กรด-เบสของสารต่อไปนี้
ก. คู่เบสของ H2O และ HNO3
ข. คู่กรดของ SO42- และ C2H3O2-
วิธีทำ
ก. คู่เบสของ H2O และ HNO3 คือ OH- และ NO3- ตามลำดับ
ข. คู่กรดของ SO42- และ C2H3O2- คือ HSO4- และ HC2H3O2 ตามลำดับ
ตัวอย่างที่ 8 สารคู่ใดต่อไปนี้ ข้อใดเป็นคู่กรด - เบสกันบ้าง
ก. H2O - OH-
ข. H3O+ - OH-
ค. H2PO4- - HPO42-
ง. NH4+ - NH3
จ. H2CO3 - CO32-
วิธีทำ
ข้อ ก ค และ ง เป็นคู่กรดเบสกัน
ข้อ ข. และ จ ไม่เป็นคู่กรดเบสกัน
4.1 ความแรงของกรดและเบส
การเปรียบเทียบความแรงของกรดและเบส อาจจะพิจารณาได้ดังนี้
1. ดูจากการแตกตัวของกรด
กรดที่มีการแตกตัวมาก มีความเป็นกรดมาก กรดและเบสที่แตกตัวได้ 100% จะเรียกว่ากรดแก่ และเบสแก่ ตามลำดับ ซึ่งสามารถนำไฟฟ้าได้ดี แต่ถ้ากรดและเบสนั้นแตกตัวได้เพียงบางส่วนก็จะเรียกว่า กรดอ่อน หรือเบสอ่อน ตามลำดับ ซึ่งการนำไฟฟ้าจะไม่ดี
สำหรับการพิจารณาค่าการแตกตัวของกรดและเบสนั้น นอกจากจะคิดจากเปอร์เซ็นต์การแตกตัว หรืออาจจะดูได้จากค่าคงที่สมดุลของการแตกตัวของกรดหรือเบส (Ka หรือ Kb) เช่น
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
ในทำนองเดียวกัน ความแรงของเบส ก็พิจารณาจากค่า Kb กล่าวคือ ถ้ามีค่า Kb มาก มีความเป็นเบสมากกว่า Kb น้อย เช่น
NH3 Kb = 1.76 x 10-5
N2H4 Kb = 9.5 x 10-7
C6H5NH2 Kb = 4.3 x 10-10
ความเป็นเบส NH3 > N2H4 > C6H5NH2
2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน
กรดแก่ ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้มาก
กรดอ่อน ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้น้อย
เบสแก่ ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้มาก
เบสอ่อน ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้น้อย
โดยมีข้อสังเกตเกี่ยวกับคู่กรด-เบส ดังนี้
ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น
HCl (aq) + H2O  H3O+ (aq) + Cl- (aq)
กรดแก่ เบสอ่อน
ถ้ากรดเป็นกรดอ่อน คู่เบสจะเป็นเบสแก่ เช่น
HS- (aq) + H2O H3O+ + S2- (aq)
กรดอ่อน เบสแก่
ถ้าเบสเป็นเบสแก่ คู่กรดจะเป็น กรดอ่อน เช่น
H3O+ + S2- (aq) HS- (aq) + H2O
เบสแก่ กรดอ่อน
ถ้าเบสเป็นเบสอ่อน คู่กรดจะเป็น กรดแก่ เช่น
Cl- (aq) + H3O+ HCl + H2O
เบสอ่อน กรดแก่
ตารางที่ 14.3 ลำดับความแรงของกรดและเบสตัวอย่างตามทฤษฎีของเบรินสเตต-ลาวรี
คู่กรด
คู่เบส
กรดเปอร์คลอริก
กรดไฮโดรไอโอดิก
กรดไฮโดรโบรมิก
กรดไฮโดรคลอริก
กรดไนตริก
กรดซัลฟิวริก
ไฮโดรเนียมไอออน
ไฮโดรเจนซัลเฟตไอออน
กรดไนตรัส
กรดแอซิติก
กรดคาร์บอนิก
แอมโมเนียมไอออน
ไบคาร์บอเนตไอออน
น้ำ
เมทานอล
แอมโมเนีย HClO4
HI
HBr
HCl
HNO3
H2SO4
H3O+
HSO4-
HNO2
CH3COOH
H2CO3
NH4+
HCO3-
H2O
CH3OH
NH3 เปอร์คลอเรตไอออน
ไอโอไดด์ไอออน
โบรไมด์ไอออน
คลอไรด์ไอออน
ไนเตรตไอออน
ไฮโดรเจนซัลเฟตไอออน
น้ำ
ซัลเฟตไอออน
ไนตรัสไอออน
แอซิเตตไอออน
ไบคาร์บอเนตไอออน
แอมโมเนีย
คาร์บอเนตไอออน
ไฮดรอกไซด์ไอออน
เมทออกไซด์ไอออน
เอไมด์ไอออน ClO4-
I-
Br-
Cl-
NO3-
HSO4-
H2O
SO42-
NO2-
CH3COO-
HCO3-
NH3
CO32-
OH-
CH3O-
NH2-
3. ดูจากการเรียงลำดับในตารางธาตุ
การพิจารณาความแรงของกรดและเบสดูจากการเรียงลำดับของธาตุที่อยู่ในกรดนั้น ตามตารางธาตุ ซึ่งแบ่งออกได้เป็น
3.1 กรดออกซี หมายถึง กรดที่ประกอบด้วย H, O และธาตุอื่นอีก เช่น HNO3 H3PO4 H3AsO4 HClO4 ถ้าจำนวนอะตอมออกซิเจนเท่ากัน ความแรงของกรดเรียงลำดับดังนี้
ดังนั้น H2SO4 > H2SeO4 , H3PO4 > H3AsO4
3.2 กรดที่ไม่มีออกซิเจน เช่น HCl, HBr, HF, และ HI ความแรงของกรดแรงลำดับดังนี้
HI > HBr > HCl > HF
H2S > H2O
5 การแตกตัวของกรดและเบส
5.1 การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่
การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ จะแตกตัวได้หมด 100% หมายถึง การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ เป็นไอออนได้หมดในตัวทำละลายซึ่งส่วนใหญ่เป็นน้ำ เช่น การแตกตัวของกรด HCl จะได้ H+ หรือ H3O+ และ Cl- ไม่มี HCl เหลืออยู่ หรือการแตกตัวของเบส เช่น NaOH ได้ Na+ และ OH- ไม่มี NaOH เหลืออยู่
การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่นั้น เขียนแทนด้วยลูกศร  ซึ่งแสดงการเปลี่ยนแปลงไปข้างหน้าเพียงอย่างเดียว เช่น
HCl (aq)  H+(aq) + Cl- (aq)
1 โมล 1 โมล 1 โมล
[HCl] = [H+] = [Cl-] = 1 โมล/ลิตร
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
การคำนวณเกี่ยวกับการแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่
ตัวอย่างที่ 9 จงคำนวณหา [H3O+] , [NO3-] ในสารละลาย 0.015 M HNO3
วิธีทำ
HNO3 + H2O  H3O+ + NO3-
0.015 0.015 0.015 โมล
เพราะฉะนั้น [H3O+] = [NO3-] = 0.015 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที่ 10 ถ้า KOH 0.1 โมล ละลายน้ำและสารละลายมีปริมาตร 2 ลิตร ในสารละลายจะมีไอออนใดบ้างอย่างละกี่โมลต่อลิตร
วิธีทำ
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
ตัวอย่างที่ 11 สารละลายกรดแก่ (HA) 250 ลูกบาศก์เซนติเมตร มีปริมาณ H3O+ ไอออน 0.05 โมล สารละลายนี้มีความเข้มข้นเท่าใด ถ้าเติมกรดนี้ลงไปอีก 0.2 โมล โดยที่สารละลายมีปริมาตรคงเดิม สารละลายที่ได้จะมีความเข้มข้นเท่าใด
วิธีทำ
HA H3O+ (aq) + A- (aq)
0.05 0.05 0.05 โมล/ 250 cm3
สารละลาย HA 250 cm3 มี HA 0.05 โมล
สารละลาย HA 1000 cm3 มี HA = = 0.20 โมล
เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 0.20 โมล/ลิตร
ถ้าเติมกรดอีก 0.2 โมล
สารละลายมี HA รวมทั้งหมด = 0.05 + 0.2 = 0.25 โมล
สารละลาย HA 250 cm3 มี HA 0.25 โมล
สารละลาย HA 1000 cm3 มี HA = = 1.00 โมล
เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 1.00 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที่ 12 จงหาความเข้มข้นของ OH- ที่เกิดจากการเอา NaOH 10.0 กรัม ละลายในน้ำทำเป็นสารละลาย 0.2 dm3 (Na = 23, O = 16, H = 1)
วิธีทำ
จำนวนโมลของ NaOH = = 0.25 mol
สารละลาย 0.2 dm3 มีเนื้อของ NaOH = 0.25 โมล
สารละลาย 1 dm3 มี NaOH = = 1.25 โมล/ลิตร
เพราะฉะนั้นสารละลายมีความเข้มข้น 1.25 โมล/ลิตร
และปฏิกิริยาการแตกตัวของ NaOH เป็นดังนี้
NaOH (aq)  Na+ (aq) + OH- (aq)
1.25 โมล 1.25 โมล 1.25 โมล
เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ OH- = 1.25 โมล/ลิตร
5.2 การแตกตัวของกรดอ่อน
สารละลายกรดอ่อน เช่น กรดแอซิติก (CH3COOH) เมื่อละลายน้ำ จะนำไฟฟ้าได้ไม่ดี ทั้งนี้ เพราะกรดแอซิติกแตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วน เขียนแทนโดยสมการจะใช้ลูกศร เพื่อชี้ว่าปฏิกิริยาเกิดขึ้นทั้งปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ และอยู่ในภาวะสมดุลกัน เช่น
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
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรดอ่อน =
การแตกตัวของกรดของกรดอ่อนชนิดเดียวกัน จะเพิ่มขึ้นเมื่อสารละลายมีความเจือจางมากขึ้น เช่น กรดแอซิติก CH3COOH ความเข้มข้นต่างกันจะมีเปอร์เซ็นต์การแตกตัวต่างกัน ดังนี้
CH3COOH 1.0 M แตกตัวได้ 0.42 %
CH3COOH 0.10 M แตกตัวได้ 1.30 %
CH3COOH 0.010 M แตกตัวได้ 4.20 %
การแตกตัวของกรดมอนอโปรติก (monoprotic acid dissociation)
กรดมอนอโปรติก คือ กรดที่แตกตัวให้ H+ ได้เพียง 1 ตัว เช่น HCOOH และ CH3COOH
HCOOH (aq)  H+ (aq) + HCOO- (aq)
CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq)
การแตกตัวของกรดพอลิโปรติก (polyprotic acid dissociation)
กรดพอลิโปรติก หมายถึง กรดที่มีโปรตอนมากกว่า 1 ตัว และสามารถแตกตัวให้ H+ ได้มากกว่า 1 ตัว ถ้าแตกตัวได้ H+ 2 ตัว เรียกว่า กรดไดโปรติก เช่น H2CO3 , H2S , H2C2O4 เป็นต้น
H2S H+ + HS-
HS- H+ + S2-
H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
กรดที่แตกตัวให้ H+ ได้ 3 ตัว เรียกว่า กรดไตรโปรติก เช่น H3PO4 , H3PO3
H3PO3 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (Ka)
กรดอ่อนแตกตัวได้เพียงบางส่วน ปฏิกิริยาการแตกตัวไปข้างหน้า และปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึ้นได้พร้อมกัน และปฏิกิริยาการแตกตัวของกรดอ่อนนี้จะอยู่ในภาวะสมดุล ค่าคงที่สมดุลนี้จะหาได้ดังนี้
HA + H2O H3O+ + A-
K =
K คือค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา และถือว่า [H2O] มีค่าคงที่ ดังนั้นจะได้ว่า
K[H2O] = Ka =
Ka คือ ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (HA)
ค่าคงที่สมดุลของกรดนี้ใช้เปรียบเทียบความแรงของกรดได้ ถ้าค่า Ka มีค่ามากแสดงว่ากรดมีความแรงมาก แตกตัวได้ดี ถ้าค่า Ka น้อยแสดงว่ากรดแตกตัวได้น้อย มีความแรงน้อย สำหรับกรดที่แตกตัวได้ 100% จะไม่มีค่า Ka
ตัวอย่างค่า Ka
HF (aq) + H2O (l) H3O+(aq) + F- (aq)
Ka = = 6.7 x 10-4
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+(aq) + CH3COO- (aq)
Ka = = 1.74 x 10-5
HCN (aq) + + H2O (l) H3O+(aq) + CN- (aq)
Ka = = 4.0 x 10-10
ถ้าเปรียบเทียบความแรงของกรดโดยใช้ Ka
Ka (HF) > Ka (CH3COOH) > Ka (HCN)
เพราะฉะนั้นความแรงของกรด HF > CH3COOH > HCN
กรณีกรดไดโปรติก
มีสูตรทั่วไปเป็น H2A แตกตัวได้ 2 ขั้น ดังนี้
ขั้นที่ 1 H2A (aq) + H2O (l) H3O+ + HA- (aq)
Ka1 =
ขั้นที่ 2 HA- (aq) + H2O (l) H3O+ + A2- (aq)
Ka2 =
โดย Ka1 > Ka2
ตัวอย่างเช่น H2S , H2CO3
H2S (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HS- (aq)
Ka1 = = 1.1 x 10-7
HS- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + S2- (aq)
Ka2 = = 1.10 x 10-14
จะเห็นว่าค่า Ka1 > Ka2
หมายความว่า H2S แตกตัวได้มากกว่า HS-
กรณีกรดไตรโปรติก
มีสูตรทั่วไปเป็น H3A จะแตกตัวได้ 3 ขั้นตอน คือ
ขั้นที่ 1 H3A (aq) + H2O (l) H3O+ + H2A- (aq)
Ka1 =
ขั้นที่ 2 H2A- (aq) + H2O (l) H3O+ + HA2- (aq)
Ka2 =
ขั้นที่ 3 HA2- (aq) + H2O (l) H3O+ + A3- (aq)
Ka3 =
โดย Ka1 > Ka2 > Ka3
ตัวอย่างเช่น H3PO4
H3PO4 (aq) + H2O (l) H3O+ + H2PO4- (aq)
Ka1 = = 5.9 x 10-3
H2PO4- (aq)(aq) + H2O (l) H3O+ + HPO42- (aq)
Ka2 = = 6.2 x 10-8
HPO42- (aq) + H2O (l) H3O+ + PO43- (aq)
Ka3 = = 4.8 x 10-13
โดย Ka1 > Ka2 > Ka3
การแตกตัวของกรด H3PO4 > H2PO4- > HPO42-
การคำนวณเกี่ยวกับกรดอ่อน
ตัวอย่างที่ 13 จงคำนวณเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรด HA 1 โมล/ลิตร ซึ่งมี H3O+ 0.05 โมล/ลิตร<
ตอบแล้ว:
396
