1. ทฤษฎีกรด-เบส
ในการที่จะให้นิยามของกรด-เบสและในการจำแนกสารต่างๆว่าเป็นกรดหรือเบสนั้นได้มีนักวิทยาศาสตร์ ได้ศึกษาและตั้งทฤษฎีกรด-เบส ขึ้นหลายทฤษฎีด้วยกัน ทฤษฎีกรด-เบสที่สำคัญมีดังนี้
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
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. 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-
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 .....................................................................................................................................................
...................................................................................................................................................................
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
ตาราง 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
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
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
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ตัวอย่างที่ 12 จงหาความเข้มข้นของ OH- ที่เกิดจากการเอา NaOH 10.0 กรัม ละลายในน้ำทำเป็นสารละลาย 0.2 dm3 (Na = 23, O = 16, H = 1)
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
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
วิธีทำ HA (aq) + H2O (l) H3O+ + A- (aq)
เริ่มต้น 1 0 0
ภาวะสมดุล 1 - 0.05 0.05 0.05 โมล/ลิตร
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรดอ่อน =
= 100 = 5.0 %
ตัวอย่างที่ 14 สารละลายกรด HA มีค่า Ka เป็น 6.8 x 10-4 สารละลายกรดนี้มีความเข้มข้น 1 โมล/ลิตร สารละลายกรดนี้จะมีความเข้มข้นของ H3O+ เท่าใด
วิธีทำ HA (aq) + H2O (l) H3O+ + A- (aq)
เริ่มต้น 1 0 0
ภาวะสมดุล 1 - x x x
Ka =
6.8 x 10-4 =
1 - x = 1 ( c >>> Ka)
ดังนั้น x2 = 6.8 x 10-4
x = 0.0261 โมล/ลิตร
เพราะฉะนั้น [H3O+] = 0.0261 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที่ 15 ที่ 25 0C กรดแอซิติก (CH3COOH) เข้มข้น 0.1 โมล/ลิตร แตกตัวได้ 1.34 % จงคำนวณหาความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออน แอซิเตตไอออน และ Ka
วิธีทำ
0.1 mol/dm3 CH3COOH แตกตัวได้ 1.34 % หมายความว่า
CH3COOH 100 mol/dm3 แตกตัวได้ = 1.34 mol/dm3
CH3COOH 0.1 mol/dm3 แตกตัวได้ = = 0.00134 mol/dm3
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
เริ่มต้น 0.1 0 0
ภาวะสมดุล 0.1- 0.00134 0.00134 0.00134
Ka =
=
= 1.82 x 10-5
ดังนั้นความเข้มข้นของ CH3COO- และ H3O+ = 0.00134 หรือ 1.34 x 10-3 โมล/ลิตร
และค่า Ka = 1.82 x 10-5
ตัวอย่างที่ 16 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ H+ , SO42- , และ HSO4- ของสารละลายกรด H2SO4 เข้มข้น 0.05 โมล/ลิตร กำหนดค่า Ka2 = 1.26 x 10-2
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
5.3 การแตกตัวของเบสอ่อน
เบสอ่อนเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวเป็นไอออนเพียงบางส่วน และปฏิกิริยาการแตกตัวของเบสอ่อน เป็นปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ เช่น แอมโมเนีย เมื่อละลายน้ำจะมีภาวะสมดุลเกิดขึ้น ดังสมการ
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
K =
Kb = K[H2O] =
Kb คือ ค่าคงที่สมดุลของเบส ค่า Kb นี้เป็นค่าคงที่และใช้เปรียบเทียบความแรงของเบสได้ เช่นเดียวกับค่า Ka
โมโนโปรติกเบส (monoprotic base) จะรับ H+ ได้ 1 ตัว และมีค่า Kb เพียงค่าเดียว เช่น NH3
โพลิโปรติกเบส (polyprotic base) จะรับ H+ ได้มากกว่า 1 ตัว และมีค่า Kb ได้หลายค่า เช่น ไฮดราซีน H2NNH2
H2NNH2 + H2O H2NNH3+ + OH- ; Kb1 = 9.1 x 10-7
H2NNH3+ + H2O H3NNH3+ + OH- ; Kb2 = 1.0 x 10-15
ตาราง แสดงค่าคงที่สมดุลของเบสอ่อนบางตัว
ชื่อสาร สูตรโมเลกุล ปฏิกิริยา Kb (250C)
ไตรเมทิลเอมีน
เอทานอลเอมีน
แอมโมเนีย
ไฮดราซีน
ไฮดรอกซิลเอมีน
ไพรีดีน
อะนิลีน
ฟอสเฟตไอออน
คาร์บอนเนตไอออน
ไซยาไนด์ไอออน
ไฮโดรเจนซัลไฟด์ไอออน
ไฮโดรเจนคาร์บอเนตไอออน
แอซิเตตไอออน
ฟลูออไรด์ไอออน
ไนไตรต์ไอออน
ซัลเฟตไอออน (CH3)3N
HOC2H4NH2
NH3
N2H4
HONH2
C5H5N
C6H5NH2
PO43-
CO32-
CN-
HS-
HCO3-
CH3COO-
F-
NO2-
SO42- (CH3)3N + H2O (CH3)3NH+ + OH-
HOC2H4NH2+ H2O HOC2H4NH2+ + OH-
NH3 +H2O NH4+ + OH-
N2H4 + H2O N2H5+ + OH-
HONH2 + H2O HONH3+ + OH-
C5H5N + H2O C5H5N + OH-
C6H5NH2 + H2O C6H5NH2 + OH-
PO43- + H2O HPO42- + OH-
CO32- + H2O HCO32- + OH-
CN- + H2O HCN + OH-
HS- + H2O H2S + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
F- + H2O HF + OH-
NO2- + H2O HNO2 + OH-
SO42- + H2O HSO4- + OH- 6.5 x 10-5
3.2 x 10-5
1.8 x 10-5
1.7x10-6(200C)
1.1x10-8(200C)
1.8 x 10-9
4.3 x 10-10
2.2 x 10-2
2.1 x 10-4
1.6 x 10-5
1.1 x 10-7
2.6 x 10-8
5.7 x 10-10
1.5 x 10-11
1.4 x 10-11
9.8 x 10-13
นอกจาก การบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อน ในลักษณะของค่า Kb แล้วก็ยังสามารถบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อนได้ในลักษณะของเปอร์เซ็นต์ของการแตกตัว ดังนี้
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของเบสอ่อน =
ตัวอย่างการคำนวณ
ตัวอย่างที่ 17 จงเขียนค่าคงที่สมดุลของเบสอ่อนต่อไปนี้ C6H5NH2 , N2H2
วิธีทำ
C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+ + OH-
Kb =
N2H4 + H2O N2H5+ + OH-
Kb =
ตัวอย่างที่ 18 จงคำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0.200 โมล/ลิตร กำหนดค่า Kb = 1.77 x 10-5
วิธีทำ NH3 + H2O NH4+ + OH-
เริ่มต้น 0.200 0 0
ภาวะสมดุล 0.200 - x x x
Kb =
1.77 x 10-5 =
เนื่องจาก Kb มีค่าน้อยมาก x 0.200 ; 0.20 - x 0.20
1.77 x 10-5 =
x =
= 1.88 x 10-3
เพราะฉะนั้น [OH-] = 1.88 x 10-3 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที่ 19 เมื่อแอมโมเนียละลายน้ำ จะแตกตัวให้ NH4+ และ OH- ถ้าแอมโมเนียจำนวน 0.106 โมล ละลายในน้ำ 1 ลิตร ที่ภาวะสมดุลแตกตัวให้ NH4+ และ OH- เท่ากัน คือ 1.38 x 10-3 โมล จงหาค่าคงที่ของการแตกตัวของ NH3
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ตัวอย่างที่ 20 สารละลาย NH3 0.10 โมล/ลิตร แตกตัวให้ NH4+ และ OH- = 1.88 x 10-3 โมล/ลิตร จะแตกตัวได้กี่เปอร์เซ็นต์ และถ้าสารละลายเบสเข้มข้น 0.20 โมล/ลิตร จะแตกตัวได้กี่เปอร์เซ็นต์
วิธีทำ
เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของเบสอ่อน =
= x 100
= 1.88 %
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
6. การแตกตัวของน้ำบริสุทธิ์
น้ำเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก แตกตัวได้น้อยมาก ดังนั้น การนำไฟฟ้าของน้ำจะน้อย จนไม่สามารถตรวจสอบได้ด้วยการนำไฟฟ้าผ่านหลอดไฟ แต่ตรวจได้ด้วยเครื่องวัดกระแส (เป็นแอมมิเตอร์)
ตัวอย่างการวัดการนำไฟฟ้าของน้ำชนิดต่างๆ ได้แก่ น้ำกลั่นที่อุณหภูมิห้อง น้ำกลั่นที่อุณหภูมิ 60 - 70 องศาเซลเซียส น้ำคลอง น้ำประปา และน้ำฝน จะได้ผลดังตาราง
ตาราง ตัวอย่างการนำไฟฟ้าของน้ำชนิดต่างๆ
น้ำชนิดต่างๆ เครื่องตรวจการนำไฟฟ้า วัดด้วยแอมมิเตอร์
น้ำกลั่นที่อุณหภูมิห้อง
น้ำกลั่นที่อุณหภูมิ 60-70 0C
น้ำคลอง
น้ำประปา
น้ำฝน หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง
หลอดไฟไม่สว่าง 40
80
90
85
80
ตามทฤษฎีของเบรินสเตตและลาวรี น้ำทำหน้าที่เป็นทั้งกรดและเบส ไอออนที่เกิดขึ้นจากการแตกตัวของน้ำ และมีการถ่ายเทโปรตอนกันเองได้ (ออโตไอออนไนเซชัน)
โมเลกุลของน้ำที่เสีย H+ จะเปลี่ยนเป็น OH- ซึ่งมีประจุลบและโมเลกุลของน้ำที่ได้รับ H+ จะเปลี่ยนเป็น H3O+ ซึ่งมีประจุบวก เราอาจเขียนสมการกรด-เบส ได้ง่ายๆ ดังนี้
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
เนื่องจากระบบนี้อยู่ในภาวะสมดุล สามารถเขียนสมการค่าคงที่สมดุลของ H2O ได้ดังนี้
K =
Kw = K[H2O]2 = [H3O+][OH-] = 1 x 10-14
Kw คือค่าคงที่การแตกตัวของน้ำ มีค่าเท่ากับ 1 x 10-14 ที่ 25 0C เนื่องจากน้ำบริสุทธิ์แตกตัวเป็นไอออนจะให้ความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- เท่ากัน
[H3O+] = [OH-] =
=
= 1 x 10-7 โมล/ลิตร ที่ 25 0C
ดังนั้น น้ำบริสุทธิ์จึงมีสภาพเป็นกลาง เนื่องจากปริมาณ H3O+ เท่ากับ OH- ค่าคงที่ที่สมดุลของน้ำมีค่าเปลี่ยนแปลงตามอุณหภูมิ แสดงดังตารางต่อไปนี้
ตาราง ค่า Kw ของน้ำที่อุณหภูมิต่างๆ
อุณหภูมิ (0C) Kw
0
10
20
25
30
40
50
60 0.114 x 10-14
0.292 x 10-14
0.681 x 10-14
1.010 x 10-14
1.470 x 10-14
2.920 x 10-14
5.470 x 10-14
9.610 x 10-14
7. การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนและไฮดรอกไซด์ไอออนในน้ำ
จากที่กล่าวมาแล้ว น้ำแตกตัวให้ H3O+ และ OH- ได้เท่าๆ กัน ทำให้สภาพความเป็นกรด และสภาพความเป็นเบสเท่ากันตลอด หรือเรียกว่าเป็นกลาง โดยที่ Kw = 1 x 10-14 และ [H3O+] เท่ากับ [OH-] = 1 x 10-7 แต่ความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- นี้จะเปลี่ยนแปลงไปเมื่อเติม H3O+ หรือ OH- ลงไปในน้ำ
ถ้าเติม HCl ซึ่งเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ลงไปในน้ำ HCl จะแตกตัวให้ H3O+ และ Cl- ปริมาณ H3O+ ในน้ำจึงเพิ่มขึ้น
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
HCl (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Cl- (aq)
ตามหลักของเลอชาเตอริเอ เมื่อ H3O+ มากขึ้น น้ำพยายามรักษาสมดุล โดยที่ H3O+ จะรวมกับ OH- เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ คือได้ H2O มากขึ้น และ [OH-] จะลดลง ปฏิกิริยาก็จะเข้าสู่ภาวะสมดุลอีกครั้งหนึ่ง
Kw = [H3O+][OH-]
[H3O+] =
จะเห็นได้ว่าจากสมการถ้า [H3O+] มากขึ้น [OH-] ก็น้อยลง ในทำนองเดียวกัน ถ้าเติม OH- ลงไปในน้ำ จะทำให้ [OH-] มากขึ้น [H3O+] ก็น้อยลง
จากสมการ Kw = [H3O+][OH-] ถ้าทราบ [H3O+] ก็คำนวณหา [OH-] ได้ หรือถ้าทราบ [OH-] ก็คำนวณหา [H3O+] ได้ ดังตัวอย่างต่อไปนี้
การพิจารณาว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบส
ถ้า [H3O+] = [OH-] สารละลายเป็นกลาง
ถ้า [H3O+] > [OH-] สารละลายเป็นกรด
ถ้า [H3O+] < [OH-] สารละลายเป็นเบส
ตัวอย่างที่ 21 สารละลายชนิดหนึ่งมี [H3O+] = 1 x 10-2 โมล/ลิตร [OH-] จะมีค่าเท่าใด
วิธีทำ
Kw = [H3O+][OH-]
1 x 10-14 = (1 x 10-2) [OH-]
[OH-] = = 1 x 10-12 โมล/ลิตร
ตัวอย่างที่ 22 เมื่อเติม H3O+ จำนวน 1.0 x 10-3 โมลลงไปในน้ำ ให้คำนวณหาความเข้มข้นของ OH- ถ้าสารละลายนี้มีปริมาตร 1 ลิตร
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ตัวอย่างที่ 23 ถ้าสารละลายก๊าซ HCl 3.65 กรัมในน้ำ และสารละลายมีปริมาตร 5 dm3 จงหาความเข้มข้นของ H3O+ และ OH- ในสารละลาย (H = 1 , Cl = 35.5)
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ความสัมพันธ์ระหว่าง Ka , Kb และ Kw
สำหรับคู่กรด-เบสใดๆ
Kw = Ka . Kb
เช่น NH4+ - NH3
กรด NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Ka =
เบส NH3 + H2O NH4+ + OH-
Kb =
Ka . Kb = .
= [H3O+] [OH-] = Kw
ตัวอย่างที่ 24 กำหนดค่า Ka ของ CH3COOH ให้เท่ากับ 1.8 x 10-5 ให้หาค่า Kb ของคู่เบสของ CH3COOH
วิธีทำ คู่กรด CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
Ka =
= 1.8 x 10-5
คู่เบส CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Kb =
Ka . Kb = .
Ka . Kb = [H3O+] [OH-] = Kw
1.8 x 10-5 . Kb = 1.0 x 10-14
Kb = = 5.55 x 10-10
ตัวอย่างที่ 25 กำหนดค่า Kb ของ N2H4 ให้เท่ากับ 1.7 x 10-6 ให้หาค่า Ka ของคู่กรดของ N2H4
วิธีทำ N2H4 + H2O N2H5+ + OH-
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
8. pH ของสารละลาย
pH คือ ค่าที่แสดงถึงความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน (H+) หรือไฮโดรเนียมไอออน (H3O+) ใช้บอกความเป็นกรดหรือเบสของสารละลาย โดยค่า pH ของสารละลายเป็นค่าลอการิทึมของไฮโดรเจนไอออน (หรือไฮโดรเนียมไอออน) ที่เป็นลบ
pH = -log [H3O+]
หรือ [H3O]+ = 10-pH
โดยที่ [H3O+] คือ ความเข้มข้นของ H3O+ หรือ H+ เป็นโมล/ลิตร
น้ำบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 25 0C จะมี [H3O+] = 1 x 10-7 โมล/ลิตร
ดังนั้น pH = -log [H3O+] = -log [1 x 10-7] = 7
นั่นคือ pH ของน้ำบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 25 0C เท่ากับ 7 ถือว่ามีสภาพเป็นกลาง คือไม่มีความเป็นกรดหรือเบส
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
หรืออาจจะเขียนเป็นสเกลได้ดังนี้
นอกจากจะบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายด้วยค่า pH แล้วยังสามารถบอกค่าความเป็นกรด-เบส ได้โดยใช้ค่า pOH
pOH ของสารละลาย คือ ค่าที่บอกความเข้มข้นของ OH- ในสารละลายมีค่าเท่ากับ -log[OH-]
pOH = -log[OH-]
โดย pH + pOH = 14
ตาราง สเกล pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นต่างๆ กัน
[H3O+] โมล/ลิตร pH [OH-] โมล/ลิตร pOH
1 x 100
1 x 10-1
1 x 10-2
1 x 10-3
1 x 10-4
1 x 10-5
1 x 10-6
1 x 10-7
1 x 10-8
1 x 10-9
1 x 10-10
1 x 10-11
1 x 10-12
1 x 10-13
1 x 10-14 0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14 1 x 10-14
1 x 10-13
1 x 10-12
1 x 10-11
1 x 10-10
1 x 10-9
1 x 10-8
1 x 10-7
1 x 10-6
1 x 10-5
1 x 10-4
1 x 10-3
1 x 10-2
1 x 10-1
1 x 100 14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
วิธีวัด pH ของสารละลายวัดได้ 2 วิธี ดังนี้
1. วิธีเปรียบเทียบสี วิธีนี้เป็นการวัด pH โดยประมาณ (มีความถูกต้อง 0.5 หน่วย pH) ซึ่งทำได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมลงไปในสารละลายที่ต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบกับสารละลาย ทำได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมลงไปในสารละลายที่ต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบสีกับสารละลายบัฟเฟอร์ที่ทราบค่า pH แน่นอน ซึ่งได้เติมอินดิเคเตอร์ชนิดเดียวกันไปแล้ว หรือใช้กระดาษชุบอินดิเคเตอร์ (กระดาษ pH) จุ่มลงไปแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐาน
2. วิธีวัดความต่างศักย์ วิธีนี้วัด pH ได้อย่างละเอียด (มีความถูกต้อง 0.01 หน่วย pH) โดยการใช้เครื่องมือที่เรียกว่า พีเอชมิเตอร์ ซึ่งวัด pH ของสารละลายได้โดยการวัดความต่างศักย์ระหว่างขั้วไฟฟ้า 2 ขั้ว
ตัวอย่างที่ 26 ให้หาค่า pH ของสารละลายที่มี H3O+ เท่ากับ 1 x 10-11 และ 6 x 10-14 โมล/ลิตร
วิธีทำ
[H3O+] = 1 x 10-11
pH = -log[H3O+] = -log[1 x 10-11] = 11
[H3O+] = 6 x 10-4
pH = -log[H3O+] = -log[6 x 10-4] = 4 - log6 = 4 - 0.78 = 3.22
ตัวอย่างที่ 27 จงหา pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นของ H3O+ = 4.8 x 10-13 โมล/ลิตร
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ตัวอย่างที่ 28 สารละลายชนิดหนึ่งมี pH = 4.00 จะมีความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนเป็นเท่าใด
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ตัวอย่างที่ 29 จงคำนวณหา [OH-] และ pOH ในสารละลายซึ่งมี pH = 8.37
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ตัวอย่างที่ 30 จงคำนวณหา [H+], [OH-] , pH , และ pOH ของสารละลายที่มีกรดแก่ HX 0.01 โมลในน้ำ 500 cm3
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
ตัวอย่างที่ 31 กรดไฮโดรไซยานิก (HCN) เมื่อละลายน้ำแตกตัว 0.01 % สารละลายของกรดนี้เข้มข้น 0.1 mol/dm3 จะมี pH เท่าใด
วิธีทำ
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
..........................................................................................................................................................................
9. อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส
อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้บอกความเป็นกรด-เบส ของสารละลายได้อย่างหนึ่ง สารประกอบที่เปลี่ยนสีได้ที่ pH เฉพาะตัว จะถูกนำมาใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ เช่น ฟีนอล์ฟทาลีน จะไม่มีสีเมื่ออยู่ในสารละลายกรด และจะเปลี่ยนเป็นสีชมพู เมื่ออยู่ในสารละลายเบสที่มี pH 8.3
ภาพ ฟีนอล์ฟทาลีน
อินดิเคเตอร์สำหรับกรด-เบส เป็นสารอินทรีย์ อาจเป็นกรดหรือเบสอ่อนๆ ซึ่งสามารถเปลี่ยนจากรูปหนึ่งไปเป็นอีกรูปหนึ่งได้ เมื่อ pH ของสารละลายเปลี่ยน
การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์
HIn เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปกรด (Acid form)
In- เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปเบส (Basic form)
รูปกรดและรูปเบสมีภาวะสมดุล เขียนแสดงได้ด้วยสมการ ดังนี้
HIn (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + In- (aq)
ไม่มีสี * (รูปกรด) สีชมพู* (รูปเบส) ; (* = กรณีเป็นฟีนอล์ฟทาลีน)
Kind =
HIn และ In- มีสีต่างกันและปริมาณต่างกัน จึงทำให้สีของสารละลายเปลี่ยนแปลงได้ ถ้าปริมาณ HIn มากก็จะมีสีของรูปกรด ถ้ามีปริมาณ In- มากก็จะมีสีของรูปเบส การที่จะมีปริมาณ HIn หรือ In มากกว่าหรือน้อยกว่านั้นขึ้นอยู่กับปริมาณ H3O+ ในสารละลาย ถ้ามี H3O+ มากก็จะรวมกับ In- ได้เป็น HIn ได้มาก แต่ถ้าอยู่ในสารละลายที่มี OH- มาก OH- จะทำปฏิกิริยากับ H3O+ ทำให้ H3O+ ลดลง ซึ่งจะมีผลทำให้เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าได้ In- มากขึ้น ซึ่งสามารถเขียนอธิบายด้วยสมการ ดังนี้
เมื่อเติมกรด (H3O+) ทำให้ปริมาณ [H3O+] ทางขวาของสมการมีมากขึ้น ปฏิกิริยาจะเกิดย้อนกลับ ทำให้มี HIn มากขึ้นจึงเห็นเป็สีของกรด HIn
เมื่อเติมเบส (OH-) OH- จะทำปฏิกิริยากับ H3O+ ทำให้ H3O+ น้อยลง ปฏิกิริยาจะไปข้างหน้ามากขึ้น () ทำให้มี In- มากขึ้น จึงเห็นเป็นสีเบสของ In-
 ถ้า [HIn] มากกว่า [In-] 10 เท่าขึ้นไป จะเห็นเป็นสีของรูปกรด (HIn)
 ถ้า [In-] มากกว่า [HIn] 10 เท่าขึ้นไป จะเห็นเป็นสีของรูปเบส (In-)
[HIn] จะมากหรือน้อยกว่า [In-] ขึ้นอยู่กับ pH ของสารละลาย (หรือปริมาณของ H3O+ ดังที่ได้กล่าวมาแล้ว
ช่วง pH ที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีจากรูปหนึ่งไปเป็นอีกรูปหนึ่ง สารละลายจะมีสีผสมระหว่างรูปกรดและรูปเบส เรียกว่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ (pH range หรือ pH interval)
ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์หาได้จากค่า Kind ของอินดิเคเตอร์ดังนี้
HIn (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + In- (aq)
Kind =
[H3O+] = Kind
-log [H3O+] = -log Kind -log
pH = pKind - log
จะเริ่มเห็นสีของรูปกรดเมื่อ 10
pH = pKind - log10
pH = pKind - 1
จะเริ่มเห็นสีของรูปเบสเมื่อ
pH = pKind - log
pH = pKind + 1
นั่นคือ ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ = pKind 1
หมายความว่า สีของอินดิเคเตอร์จะเริ่มเปลี่ยนแปลงเมื่อ pH = pKind 1 ซึ่งเป็นค่าโดยประมาณ แต่ถ้า [HIn] มากกว่าหรือน้อยกว่า [In-] 10 เท่าขึ้นไป อาจถึง 100 เท่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ก็จะเปลี่ยนไป ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ที่ถูกต้องจริงๆ ของแต่ละอินดิเคเตอร์หาได้จากการทดลอง
ตัวอย่างเช่น เมทิลเรด มีช่วง pH 4.4 - 6.2 หมายความว่า สารละลายที่หยดเมทิลเรดลงไป จะเปลี่ยนสีจากรูปกรด (แดง) ไปเป็นรูปเบส (เหลือง) ในช่วง pH ตั้งแต่ 4.4 - 6.2 นั่นคือ
ถ้า pH < 4.4 จะให้สีแดง (รูปกรด
pH อยู่ระหว่าง 4.4 - 6.2 จะให้สีผสมระหว่างสีแดงกับเหลือง คือ สีส้ม
pH > 6.2 จะให้สีเหลือง (รูปเบส)
สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด จะเปลี่ยนในช่วง pH ที่ต่างกัน ซึ่งแสดงได้ดังภาพ
ภาพที่ 14.8 สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด
อย่างไรก็ตาม อินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่งๆ จะใช้หาค่า pH ของสารละลายได้อย่างคร่าวๆ เท่านั้น เช่น เมื่อนำสารละลายมาเติม เมทิลออเรนจ์ลงไป (ช่วง pH ของเมทิลออเรนจ์เท่ากับ 3.0 - 4.4 และสีที่เปลี่ยนอยู่ในช่วง สีแดง  เหลือง) ถ้าสารละลายมีสีเหลืองหลังจากหยดเมทิลออเรนจ์ แสดงว่าสารละลายนี้มี pH ตั้งแต่ 4.4 ขึ้นไป ซึ่งอาจมีฤทธิ์เป็นกรด กลางหรือ เบส ก็ได้ ดังนั้น การหาค่า pH ของสารละลายหนึ่งๆ อาจจะต้องใช้อินดิเคเตอร์หลายๆ ตัว แล้วนำข้อมูลมาวิเคราะห์ pH ของสารละลายร่วมกัน
ตัวอย่างที่ 32 การทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึ่ง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผลการทดลองเป็นดังนี้
ชนิดของอินดิเคเตอร์ ช่วง pH สีที่เปลี่ยน สีสารละลายที่ได้จากการทดลอง
1. methyl yellow
2. Bromeresol green
3. Methyl red
4. Bromothymol blue
5. Phenophtalein 2.9-4.0
3.8-5.4
4.4-6.2
6.0-7.6
8.0-9.6 สีแดง-เหลือง
เหลือง-น้ำเงิน
แดง-เหลือง
เหลือง-น้ำเงิน
ไม่มีสี-สีชมพู เหลือง
น้ำเงิน
ส้ม
เหลือง
ไม่มีสี
ให้หาค่า pH ของสารละลายจากข้อมูลการทดลองข้างต้น
แนวคิด จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 1 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 4
จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 2 แสดงว่า pH ของสารละลายอยู่ระหว่าง 4.4-6.2
จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 3 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 5.4
จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 4 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 6
จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 5 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 8.0
สรุปได้ว่า สารละลายมี pH อยู่ระหว่าง 5.4 - 6
การหา pH ของสารละลายโดยใช้อินดิเคเตอร์หลายๆ ชนิดนี้ ไม่สะดวกในการใช้ จึงมีการคิดที่จะนำอินดิเคเตอร์หลายๆ ชนิด ซึ่งเปลี่ยนสีในช่วง pH ต่างๆ กันมาผสมกันในสัดส่วนที่เหมาะสม จะสามารถใช้บอกค่า pH ของสารละลายได้ละเอียดขึ้น อินดิเคเตอร์ผสมนี้เรียกว่า ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ ซึ่งสามารถเปลี่ยนสีได้ในสารละลายที่มี pH ต่างๆ กันเกือบทุกค่า
การใช้ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์หยดยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ลงในสารละลายที่ต้องการหาค่าpH ประมาณ 3 หยดต่อสารละลาย 3 cm3 สังเกตสีของสารละลายแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐานของยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ที่ pH ต่างๆ ว่าสีของสารละลายตรงกับสีมาตรฐานที่ pH ใด ก็จะมีค่าเท่ากับ pH นั้น
สูตรของยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ มีหลายสูตรด้วยกัน ตัวอย่างเช่น
สูตรที่ 1 เมทิลออเรนจ์ 0.05 กรัม (ช่วง pH 3.0-4.4) เหลือง-ส้มเหลือง
เมทิลเรด 0.15 กรัม (ช่วง pH 4.4-6.2) แดง-เหลือง
โบรโมไทมอลบลู 0.30 กรัม (ช่วง pH 6.0-7.5) เหลือง-น้ำเงิน
ฟีนอล์ฟทาลีน 0.35 กรัม (ช่วง pH 8.2-10.0) ไม่มีสี-แดงม่วง
ทั้งหมดละลายใน 66% เอทานอล จำนวน 1 ลิตร
สูตรที่ 2 0.1% เมทิลออเรนจ์ 0.5 cm3
0.1% เมทิลเรด 1.5 cm3
0.1% โบรโมไทมอลบลู 3.0 cm3
0.1% ฟีนอล์ฟทาลีน 3.5 cm3
ตาราง การเปลี่ยนสีของสารละลาย เมื่อใช้ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์
pH สารละลาย สี
3
4
5
6
7
8
9
10
11 แดง
ส้มแดง
ส้ม
ส้มเหลือง
เหลือง เขียว
เขียว
น้ำเงินเขียว
ม่วง
ม่วงแดง
14.9.1 อินดิเคเตอร์ที่พบในธรรมชาติ
นอกจากอินดิเคเตอร์กรด-เบส ที่เป็นสารอินทรีย์ที่กล่าวมาแล้ว ในธรรมชาติยังมีสารหลายชนิดที่มีสมบัติเหมาะสมที่จะใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ กล่าวคือ มีสีต่างกันที่ pH ต่างกัน สารเหล่านี้พบในดอกไม้ ผลไม้ ผัก หรือรากไม้บางชนิด เช่น ในกะหล่ำปลีสีแดง (Red cabage) มีสารที่เป็นอินดิเคเตอร์ จากการทดลองสกัดสารจากกะหล่ำปลีสีแดง ซึ่งเมื่อละลายเป็นกรดจะได้สีแดง (a) แต่เมื่อเติมเบสลงไปจะมีสีหลายสี ได้แก่ เขียว น้ำเงิน เหลือง (b) และเมื่อสารละลายเบส สารละลายจะเปลี่ยนเป็นสีน้ำเงิน แสดงว่าอินดิเคเตอร์ที่สกัดได้จากกะหล่ำปลีสีแดง จะเปลี่ยนสีแดงเป็นน้ำเงินในช่วงกรดเป็นเบส
ดอกกุหลาบสีแดง เมื่อนำมาละลายในแอลกอฮอล์และอีเทอร์ 1 : 1 จะให้สารละลายซึ่งเป็นอินดิเคเตอร์ตามธรรมชาติ เช่นกัน เมื่อนำสารละลายนี้มาหยดในสารละลายที่มี pH 1, 3, 7, 9 และ 11 ปริมาณเล็กน้อย พบว่าให้สารละลายสี แดง ส้ม น้ำตาล และเขียว ตามลำดับ โดยที่อินดิเคเตอร์นี้จะเปลี่ยนสีในช่วง pH 2 ช่วง คือ 5-7 (แดง-น้ำตาล) และ 8-10(น้ำตาล-เขียว)
ตาราง อินดิเคเตอร์ที่พบในธรรมชาติ
ชนิดพืช สารที่ใช้สกัด ช่วง pH ที่เปลี่ยนสี สีที่เปลี่ยน
อัญชัน
ดาวเรือง
ดาวเรือง
หางนกยูง
หางนกยูง
แคแดง
ชงโค
เข็มแดง
เข็มแดง
กระเจี๊ยบ
คริสต์มาส
คริสต์มาส
บานไม่รู้โรย
บานไม่รู้โรย
แวนด้า
แวนด้า
ส้มเกลี้ยง(ผิว)
สารภี
สารภี
ทองกวาว น้ำ
แอลกอฮอล์
น้ำ
น้ำ
แอลกอฮอล์
น้ำ
น้ำ
น้ำ
แอลกอฮอล์
น้ำ+แอลกอฮอล์+อีเทอร์
น้ำ
แอลกอฮอล์+อีเทอร์
น้ำ
แอลกอฮอล์
แอลกอฮอล์
น้ำ
น้ำ
แอลกอฮอล์
น้ำ
น้ำ 1-3
2-3
11-12
9-10
3-4
7-8
10-11
2-3
10-11
4-5
6-7
6-7
6-7
7-8
5-6
6-7
6-7
5-6
8-9
6-7
8-9
10-12
10-11
3-4
9-10
12-13
6-7
10-11
11-13
11-13
11-12
11-12
12-13
11-12 แดง - ม่วง
ไม่มีสี - เหลืองอ่อน
เหลือง - เหลืองน้ำตาล
ไม่มีสี - เหลือง
ส้ม - เหลือง
เหลือง - เขียว
เขียว - เหลือง
ชมพู - ส้ม
ส้ม - เหลือง
บานเย็น - แดง
แดง - เขียว
ชมพู - เขียว
แดง - เหลือง
เหลือง - เขียว
ชมพู - เหลือง
เหลือง - เขียว
แดง - เขียว
ชมพู - เขียวอ่อน
เขียว - เขียวน้ำตาล
แดง - ชมพู
แดง - ม่วง
ม่วง - น้ำเงิน
ไม่มีสี - เหลือง
ชมพู - ม่วง
ม่วง - เขียว
เขียว - เหลือง
แดง - เขียว
ชมพู - เขียว
เขียว - เหลือง
เขียวอ่อน - เหลือง
เหลืองอ่อน - เหลืองเข้ม
เหลือง - น้ำตาลเหลือง
น้ำตาลเหลือง - น้ำตาลแดง
เหลืองเขียว - แดง
11. สารละลายกรด-เบส ในชีวิตประจำวัน
ค่า pH ของสารละลายในสิ่งมีชีวิตมีค่าเฉพาะตัว เช่น pH ของเอนไซม์ในกระเพาะอาหารมีค่าประมาณ 1.5 pH ของเลือดและน้ำลาย มีค่าเท่ากับ 7.4 และ 6.8 ตามลำดับ
ตาราง แสดงค่า pH ของสารละลายในร่างกาย
สาร ช่วง pH
น้ำย่อยในกระเพาะอาหาร
ปัสสาวะ
น้ำลาย
เลือด
น้ำดี 1.6-2.5
5.5-7.0
6.2-7.4
7.35-7.45
7.8-8.6
นอกจากสารละลายในร่างกายเราจะมีค่า pH เฉพาะตัวแล้ว ก็จะพบว่าสารละลายกรดและสารละลายเบสที่พบในชีวิตประจำวันนั้น มีทั้งกรดอ่อนจนถึงกรดแก่ และเบสอ่อนถึงเบสแก่ ภาพที่ 14.11 แสดงถึง pH ของสารละลายต่างๆ สารละลายกรดจะมีค่า pH น้อยกว่า 7 สำหรับ สารละลายเบสจะมีค่า pH มากกว่า 7 น้ำบริสุทธิ์มีสภาพเป็นกลางไม่เป็นกรดหรือเบส ในขณะที่น้ำฝนจะมีความเป็นกรดอ่อนๆ เนื่องจากในอากาศมีก๊าซ CO2 ซึ่งรวมกับน้ำได้กรดคาร์บอนิก ซึ่งเป็นกรดอ่อน ส่วนในน้ำทะเลจะมีเกลือแร่ต่างๆ ซึ่งเมื่อละลายในน้ำจะได้สารละลายไฮดรอกไซด์ ซึ่งมีสภาพเป็นเบส
ภาพ pH ของสารต่างๆ ในชีวิตประจำวัน
เราอาจจะสรุป pH ของสารละลายในชีวิตประจำวันได้ดังนี้
1. ของเหลวบางชนิดอาจจะมีช่วง pH กว้าง และบางชนิดมีช่วง pH แคบตามข้อมูลในตาราง
2. ถ้ารับประทานอาหารประเภทผัก ปัสสาวะจะมี pH สูง แต่ถ้ารับประทานเนื้อสัตว์มาก ปัสสาวะจะมี pH ต่ำ
3. ในร่างกายของคนเราของเหลวบางชนิดมี pH แปรไปได้ในช่วงค่อนข้างกว้าง โดยที่ร่างกายยังคงอยู่ในสภาพปกติไม่เจ็บป่วย แต่ของเหลวบางชนิดในคนปกติมี pH ค่อนข้างคงที่ เช่น เลือดมีค่า pH แปรไปได้เพียง 0.10 เท่านั้น สำหรับคนที่เป็นโรคเบาหวานรุนแรง ค่า pH ของเลือดอาจลดต่ำลงกว่า 7.35 ทำให้เกิดอาการคลื่นไส้ ถ้าลดลงต่ำมากๆ อาจหมดสติถึงตายได้
อย่างไรก็ตาม ปกติในร่างกายของคนจะมีระบบที่ควบคุมค่า pH ของเลือดไว้ให้คงที่
4. ในน้ำฝนซึ่งน่าจะมีสมบัติเป็นกลาง แต่พบว่ามี pH ประมาณ 5.6-6.0 เท่านั้น และปัจจุบันในประเทศอุตสาหกรรม pH ของน้ำฝนมีค่าต่ำถึง 2.8 จากการตรวจสอบพบว่านอกจากมี CO2 ละลายอยู่แล้วยังมี H2SO4 และ HNO3 ละลายปนอยู่ด้วย
ฝนกรด (Acid rain)
น้ำฝนที่มี pH ประมาณ 5.6 - 6.0 ซึ่งมีภาวะเป็นกรดอ่อนๆ ปัจจุบันในประเทศอุตสาหกรรม pH ของน้ำฝนมีค่าต่ำกว่า 5.6 ทั้งนี้เนื่องจากมีการเผาไหม้เชื้อเพลิง เช่น ถ่านหิน น้ำมัน เป็นต้น ซึ่งเชื้อเพลิงเหล่านี้มีสารซัลเฟอร์ (S) อยู่ ทำให้เกิดก๊าซ SO2 ซึ่งเมื่อถูกปล่อยออกมาสู่บรรยากาศ และละลายในน้ำ หรือถูกออกซิไดส์ต่อเป็น SO3 แล้วละลายในน้ำฝนได้กรด H2SO4 แล้วจะไปเพิ่มความเป็นกรดให้กับน้ำฝน ซึ่งอาจจะทำให้ pH ต่ำกว่า 3 ในบริเวณที่มีสภาพแวดล้อมไม่ดี
SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 (aq)
ผลที่เกิดขึ้นคือ ฝนกรดจะไปทำลายต้นไม้ ทำลายชีวิตสัตว์น้ำ ทำให้โลหะเกิดการผุกร่อน หินถูกกัดเซาะ เป็นต้น
SO2 อาจจะรวมกับน้ำได้เป็น H2SO3 และนอกจากสารประกอบของซัลเฟอร์แล้วก็อาจมีสารประกอบของ N ซึ่งจะถูกเปลี่ยนเป็น NO2 , HNO2 และ HNO3 ได้เช่นกัน ซึ่งเมื่อละลายในน้ำฝนก็จะไปเพิ่มความเป็นกรดให้กับน้ำฝนได้ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ
2NO (g) + O2 (g)  2NO2 (g)
2NO (g) + H2O (l)  HNO2 (aq) + HNO3 (aq)
ความเป็นกรดเบสของน้ำและดินมีความสำคัญต่อการเพาะปลูกและการเลี้ยงสัตว์น้ำ เช่น กุ้ง ซึ่งในการเลี้ยงกุ้ง pH ของน้ำต้องเป็นกลาง กุ้งจึงจะเจริญเติบโตได้ดี เป็นต้น และโดยทั่วไปดินที่มี pH ต่ำ เกินไปอาจจะไม่เหมาะสมต่อการเจริญเติบโตของพืช พืชแต่ละชนิดจะเติบโตในภาวะที่ต่างกัน ข้าวจะเจริญเติบโตในดินเปรี้ยว คือ เป็นกรดเล็กน้อย ดังนั้น จึงต้องมีการตรวจวัด pH ของดินและน้ำ เพื่อช่วยให้เกษตรสามารถจัดการกับการเพาะปลุกได้ดี เช่น ถ้า pH ต่ำมากก็อาจใช้ปูนขาว หรือขึ้เถ้าโรยลงไปในดินเพื่อลดความเป็นกรดของดินได้
ค้นหาทุกอย่างในเว็บครูบ้านนอก :
ตั้งกระทู้คำถามใหม่
กลับหน้าที่แล้ว
