เคมี ม.5

กรด - เบส   

       

          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

          อิเล็กโทรไลต์แก่และอิเล็กโทรไลต์อ่อน
          สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต่างๆ นำไฟฟ้าได้ไม่เท่ากัน เนื่องจากการแตกตัวเป็นไอออนของอิเล็กโทรไลต์ไม่เท่ากัน อิเล็กโทรไลต์ที่แตกตัวเป็นไอออนได้มากกว่า ก็จะนำไฟฟ้าได้ดีกว่าอิเล็กโทรไลต์ที่แตกตัวเป็นไอออนได้น้อยกว่า อิเล็กโทรไลต์แบ่งออกได้เป็น 2 ประเภท ดังนี้

     1. อิเล็กโทรไลต์แก่ (strong electrolyte) หมายถึง สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้มาก อาจจะแตกตัวได้ 100% และนำไฟฟ้าได้ดีมาก เช่น กรดแก่ และเบสแก่ และเกลือส่วนใหญ่จะแตกตัวได้100% เป็นต้น เช่น H₂SO₄     HNO₃    HCl   HBr  HClO₄   NaOH   KOH  Ca(OH)₂  Ba(OH)₂

     2. อิเล็กโทรไลต์อ่อน (weak electrolyte) หมายถึง สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวได้บางส่วน นำไฟฟ้าได้น้อย  เช่น CH₃COOH     H₂CO₃    HNO₂    H₂SO₃   H₂S  H₂C₂O₄  H₃BO₃  HClO  NH₄OH  HF

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)
ข. ทำปฏิกิริยากับโลหะออกไซด์ ได้เกลือกับน้ำ
     2HCl (aq) + Na2O (s) → 2NaCl (aq) + H2O (l)
ค. ทำปฏิกิริยากับคาร์บอเนตได้ก๊าซ CO2 น้ำ และเกลือ
     2HCl (aq) + NaCO3 (aq) → 2NaCl + H2O + CO2
ง. ทำปฏิกิริยากับเบสได้เกลือกับน้ำ
    2HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

• ปฏิกิริยาของเบส

ก. ทำปฏิกิริยากับโลหะบางชนิด ให้ก๊าซไฮโดรเจน
     2NaOH (aq) + Zn (s) → Na2ZnO2 (aq) + H2 (g)
ข. ทำปฏิกิริยากับเกลือ ได้เป็นเกลือไฮดรอกไซด์ของโลหะที่ไม่ละลายน้ำ
     2NaOH (aq) + MnCl2 (aq) → Mn(OH)2 (s) + 2NaCl (aq)
ค. ทำปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนียม เช่น NH4Cl ได้ก๊าซ NH3 (g)
      NaOH (aq) + NH4Cl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) + NH3 (g)
ง. ทำปฏิกิริยากับกรดได้เกลือกับน้ำ

เรื่อง ทฤษฎีกรด-เบส

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)
          CH3COOH (l)    →      H+ (aq) + CH3COO- (aq)
“เบสคือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน” เช่น
         NaOH (s)  →   Na+ (aq) + OH- (aq)
         Ca(OH)2 (s)      →     Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
ข้อจำกัดของทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส
         • ทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส จะเน้นเฉพาะการแตกตัวในน้ำ ให้เป็น H+ และ OH- ไม่รวมถึงตัว   ทำละลายอื่นๆ ทำให้อธิบายความเป็นกรด-เบสได้จำกัด
        • สารที่จะเป็นกรดได้ต้องมี H+ อยู่ในโมเลกุล และสารที่จะเป็นเบสได้ก็ต้องมี OH- อยู่ในโมเลกุล

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+

 ในกรณีนี้ HCO3-

 ในกรณีนี้ HCO3-เป็นเบสเมื่อทำปฏิกิริยากับ HCl และเป็นกรดเมื่อทำปฏิกิริยากับ OH-
ดังนั้นอาจจะสรุปได้ว่า สารที่เป็นเอมโฟเทอริก ถ้าทำปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ดีกว่า ตัวมันเองจะรับโปรตอน (ทำหน้าที่เป็นเบส) แต่ถ้าไปทำปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ไม่ดี ตัวมันเองจะเป็นตัวให้โปรตอนกับสารนั้น (ทำหน้าเป็นกรด)
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 แต่อยู่ในสถานะก๊าซก็สามารถใช้ทฤษฎีลิวอิสอธิบายความเป็น กรดเบสได้
ตัวอย่างอื่นๆ เช่น

ความแรงของกรดและเบส

การเปรียบเทียบความแรงของกรดและเบส อาจจะพิจารณาได้ดังนี้

1. ดูจากการแตกตัวของกรด

           กรดที่มีการแตกตัวมาก มีความเป็นกรดมาก กรดและเบสที่แตกตัวได้ 100% จะเรียกว่ากรดแก่ และเบสแก่ ตามลำดับ ซึ่งสามารถนำไฟฟ้าได้ดี แต่ถ้ากรดและเบสนั้นแตกตัวได้เพียงบางส่วนก็จะเรียกว่า กรดอ่อน หรือเบสอ่อน ตามลำดับ ซึ่งการนำไฟฟ้าจะไม่ดี

สำหรับการพิจารณาค่าการแตกตัวของกรดและเบสนั้น นอกจากจะคิดจากเปอร์เซ็นต์การแตกตัว หรืออาจจะดูได้จากค่าคงที่สมดุลของการแตกตัวของกรดหรือเบส (K_a  หรือ K_b ) เช่น

สารละลายกรด 4 ชนิด มีค่าคงที่ของการแตกตัวของกรดเป็นดังนี้

HClO2            K a = 1.1 x 10 -2

HF                   K a = 6.8 x 10 -4

CH₃ COOH    K a = 1.8 x 10 -5

H₂CO₃             K a = 4.4 x 10 -7

ความแรงของกรดเรียงลำดับจากมากไปหาน้อยตามค่า K a ได้ดังนี้

HClO₂ > HF > CH₃ COOH > H₂ CO₃

 ในทำนองเดียวกัน ความแรงของเบส ก็พิจารณาจากค่า K b กล่าวคือ ถ้ามีค่า K b มาก มีความเป็นเบสมากกว่า K b น้อย เช่น

NH₃                 K_b = 1.76 x 10 -5

N₂ H₄              K_b = 9.5 x 10 -7

C₆ H₅ NH₂      K_b = 4.3 x 10 -10

ความเป็นเบส NH₃ > N₂ H₄  > C₆ H₅ NH₂

2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน

กรดแก่ ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้มาก  กรดอ่อน ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้น้อย

เบสแก่ ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้มาก  เบสอ่อน ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้น้อย

 โดยมีข้อสังเกตเกี่ยวกับคู่กรด- เบส ดังนี้

·         ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น

HCl (aq) + H₂ O ---> H₃O + (aq) + Cl^- (aq)

กรดแก่                                             เบสอ่อน

·         ถ้ากรดเป็นกรดอ่อน คู่เบสจะเป็นเบสแก่ เช่น

HS^- (aq) + H₂ O ---> H₃ O⁺ +  S^2-  (aq)

กรดอ่อน                                   เบสแก่

·         ถ้าเบสเป็นเบสแก่ คู่กรดจะเป็น กรดอ่อน เช่น

H₃ O⁺  + S^2-  (aq) ---> HS^- (aq) + H₂ O

เบสแก่                                           กรดอ่อน

·         ถ้าเบสเป็นเบสอ่อน คู่กรดจะเป็น กรดแก่ เช่น

Cl^-  (aq) + H₃ O⁺  ---> HCl + H₂ O

เบสอ่อน                      กรดแก่

            ตารางลำดับความแรงของกรดและเบสตัวอย่างตามทฤษฎีของเบรินสเตต- ลาวรี

กรด		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 CH3 COOH H2CO3 NH4+ HCO3- H2O CH3 OH 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- CH3 O- NH2-

 3. ดูจากการเรียงลำดับในตารางธาตุ

การพิจารณาความแรงของกรดและเบสดูจากการเรียงลำดับของธาตุที่อยู่ในกรดนั้น ตามตารางธาตุ ซึ่งแบ่งออกได้เป็น

3.1  กรดไฮโดร (HX)

          ในหมู่เดียวกัน  เพิ่มจากบนลงล่าง ตามขนาดอะตอม ยิ่งมีขนดใหญ่ยิ่งเป็นกรดมาก (ตรงกันข้ามกับค่า EN)  เช่น 

ความแรงของกรด        H₂O   <   H₂S   <    H₂Se   <  H₂Te

ขนาดอะตอม               O   <      S      <    Se    <   Te

ในคาบเดียวกัน  เพิ่มจากซ้ายไปขวา ตามค่า EN (ตรงกันข้ามกับขนาดอะตอม)

ความแรงของกรด                    NH₃     <   H₂0      <    HF

ค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี้             N        <      O      <    F

ขนาดอะตอม                           N        >      O      >    F

3.2  กรดออกซี หมายถึง กรดที่ประกอบด้วย H, O และธาตุอื่นอีก   

3.2.1  ถ้าจำนวนอะตอมออกซิเจน และไฮโดเจนเท่ากัน ความแรงของกรดจะเพิ่มตามค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี้ของอะตอมกลาง เช่นเรียงลำดับดังนี้

ความแรงของกรด                    HOI    <   HOBr      <    HOF

ค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี้             I          <      Br      <    F

3.2.2  กรดออกซีที่มีอะตอมกลางเป็นอะตอมชนิดเดียวกัน และจำนวนอะตอมของไฮโดเจนเท่ากัน ความแรงของกรดจะเพิ่มตามเลขออกซิเดชันของอะตอมกลางที่เพิ่มขึ้น (หรือจำนวน O )

ความแรงของกรด      HClO  <   HClO₂  <    HClO₃   <   HClO₄

เลขออกซิเดชัน          +1            +3                  +5           +7