Ion Equilibrium of Weak Electrolyte Solution (กรด-เบส) Chapter 4

4. Multi - Acids & Bases

ในบทที่ผ่านๆมา เราจะกล่าวถึงกรดหรือเบสแต่ละตัวเมื่อละลายน้ำ แต่ในบทนี้จะพิจารณาเมื่อมีทั้งกรดและ/หรือเบสหลายๆชนิดพร้อมๆกัน ซึ่งอาจจะทำปฏิกิริยากัน เกิดเป็นสมดุลหลายๆสมดุลรบกวนกันไปมา หรืออาจไม่เกี่ยวข้องกันก็ได้

หลักในการมอง

ในบทเรียนทั่วๆไปอาจมีการจำแนกลักษณะปฏิกิริยา การผสมกัน เป็นประเภทหลายๆแบบ แต่ในที่นี้เราจะไม่มองเช่นนั้น แต่มองเป็น Animation ที่เกิดขึ้นตลอดเวลา โดยอธิบายจากสมดุล

1. สารประเภทที่ละลายน้ำหรือกรดแก่เบสแก่ ให้มองเป็ฺนสารหลังแตกตัวละลายอยู่เสมอ

2. เมื่อเรารุ้ทุกอย่างที่ละลายในน้ำ นำมาคิดต่อในสมดุลทุกอย่างที่จำเป็นต้องใช้ (สารบางอย่างอาจไม่ทำปฏิกิริยาหรือสมดุลไรต่อ ก็ตัดทิ้งไปได้)

3. ภายหลังเลื่อนปฏิกิริยาจนได้จุดสมดุล จึงสรุป

หมายเหตุ ค่า K ของกรดเบสที่จะใช้ อ้างอิงจาก http://www.saskschools.ca/curr_content/chem30/modules/module6/acid.html

4.1 ปฏิกิริยาระหว่างกรดเบส

http://www.youtube.com/watch?v=enPG0vkn4QA 
http://www.youtube.com/watch?v=9UYjmzPYFI0&feature=related

Example 4.1 ผสมสารละลาย HCl 0.1 M 100 cc กับ NaOH 0.1 M 100 cc จะได้สารละลายเป็นกรด เบส หรือกลาง? มี pH เท่าใด

Solution

1. สารประเภทที่ละลายน้ำหรือกรดแก่เบสแก่ ให้มองเป็ฺนสารหลังแตกตัวละลายอยู่เสมอ

ดังนั้นสิ่งที่มีจะกลายเป็น H+ , Cl- , Na+ , OH- ละลายในน้ำปริมาณเท่าๆกัน

2. นำ  H+ , Cl- , Na+ , OH- ทั้งหมดมาคิด พบว่า

2.1 Na+ , Cl- ไม่ทำปฏิกิริยาใดต่อ ตัดทิ้งไป

2.2 H+ กับ OH- จะจับกันเป็นน้ำ แต่เผอิญ H+ กับ OH- มีเท่ากันพอดี ดังนั้นเลยไม่เหลือ H+ , OH- พอดี

3. สรุปได้ว่า สารนี้เป็นกลาง เพราะ H+ , OH- หักล้างกันหมดพอดี

pH = 7

หมายเหตุ ผลพลอยได้ของปฏิกิริยาคือ Cl- กับ Na+ ซึ่งอาจมองเป็นเกลือ (Salt) NaCl ละลายน้ำอยุ่ เกลือนี้มีสมบัติเป็นกลาง (เรียก "เกลือกลาง") เพราะ Na+ และ Cl- ไม่ทำปฏิกิริยาใดต่อ

Example 4.2 สารละลายที่มี CH3COOH 0.5 M และ NaOH 1 M ผสมรวมกันอยู่ จะมี pH เท่าใด

Solution

1. สารประเภทที่ละลายน้ำหรือกรดแก่เบสแก่ ให้มองเป็ฺนสารหลังแตกตัวละลายอยู่เสมอ

 ดังนั้นเราแตก NaOH ออกเป็น Na , OH อย่างละ 1 M ก่อน

ส่วน CH3COOH เป็นกรดอ่อน แตกตัวบางส่วน

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

ต้องเก็บไปคิดต่อ

2. นำสิ่งที่มีทั้งหมดมาพิจารณาในทุกสมดุลที่ต้องใช้

2.1 เรามี Na+ ซึ่งทำปฏิกิริยาไรต่อไม่ได้ ก็ตัดตัวนี้ทิ้งไป (เลิกยุ่งกับมัน)

2.2 เรามี OH- ซึ่งไปรบกวนให้ H3O+ น้อยลง ต้องเอาไปใช้ในสมดุล

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

2.3 Animation ในหัวก็เรา ก็จะมี CH3COOH ล่องลอยอยู่ คอยแตกตัวให้เป็น CH3COO- + H3O+ เรื่อยๆ แต่เอ๊ะ OH- จะไปดูดเอา H3O+ รวมกันเป็นน้ำซะเกลี้ยง

2.4 Animation ของเรา CH3COOH เลยแตกตัวเรื่อยๆ เพราะแตกเท่าไร H3O+ ที่แตกได้ก็โดน OH- ดูดไปหมด เลยแตกต่อไปๆๆๆๆ จนกว่าจะถึงจุดสมดุล (แต่ก็ไม่ถึงซะที แตกต่อๆ)

2.5 ผลคือ  CH3COOH แตกเป็น CH3COO- + H3O+ จนหมดเกลี้ยง แถมยังเหลือ OH- ล่องลอยที่ยังไม่ได้จับ H3O+ อีก 0.5 M ด้วย ผลพลอยได้จากการแตกตัวจะมี CH3COO- ล่องลอยอีก 0.5 M แถมมา

3. ปฏิกิริยาหยุด ถึงจุดสมดุลแล้ว

สรุปว่าเราได้ OH- มา 0.5 M และ CH3COO- 0.5 M เราอาจ Animation

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

ต่ออีกก็ได้ แต่อย่าลืมว่า OH- มีอยุ่เยอะมากแล้ว และการไฮโดรไลซิสนี้ก็คงช่วยเพิ่ม OH- ได้อีกนิดเดียว เราจึงคิด pOH จาก 0.5 M นี้ก็เพียงพอ (เหมือนกับตัวอย่าง 3.5)

pOH = -log 0.5 = 0.301

pH = 13.699

หมายเหตุ สิ่งที่ได้จากปฏิกิริยานี้คือ CH3COO- กับ Na+ ล่องลอยอยู่ด้วยกัน CH3COONa ที่ละลายน้ำนี้เป็นเกลือ ซึ่งมีสมบัติเป็นเบส (เพราะ CH3COO- เป็นเบส) จึงเรียก CH3COONa ได้ว่าเป็น "เกลือเบส"

Example 4.3  สารละลายที่มี NH3 0.8 M และ HI 0.5 M ผสมรวมกันอยู่ จะมี pH เท่าใด

Solution

1. แตกเอา HI ออกมาเป็น H+ กับ I- อย่างละ 0.5 M ก่อนเลย

ส่วน NH3 เป็นเบสอ่อน ต้องพิจารณาต่อในสมดุล

2. นำสิ่งที่มีทั้งหมดมาเช็ค

2.1 I- ทำปฏิกิริยาไรต่อไม่ได้ ตัดทิ้งไป

2.2 H+ ต้องไปรบกวนสมดุล

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

2.3 Animation เราก็จะมี NH3 ล่องลอยคอยให้ NH4 + OH- แต่เนื่องจาก H+ คอยไปดูดจับ OH- ให้กลายเป็นน้ำซะหมด

2.4 NH3 ก็เลยแตกตัวเรื่อยๆ แข่งกับ H3O+ ที่คอยไปดูดแย่ง OH ที่อุตส่าห์ปล่อย ผลปรากฏว่า

2.5 เมื่อ NH3 แตกตัวได้ 0.5 M H3O+ ที่มี 0.5 M ก็แย่งจับ OH- จนหมดพลัง หมดเกลี้ยงพอดี

2.6 ดังนั้นจึงเหลือ NH3 อยู่อีก 0.3 M คอยทำสมดุล

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

แบบสบายๆ ไม่มีคนแย่งตามปกติ ส่วน HI ที่อุตส่าห์ให้ H3O+ ก็แพ้ OH- ที่ปล่อยสู้มาจาก NH3 ไปโดยปริยาย

3. สรุปเราได้ NH3 0.3 M กับผลพลอยได้ NH4 อีก 0.5 M

นำมาคิดสมดุลขั้นสุดท้าย ให้สมดุลเลื่อนไปข้างหน้า x

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

x(x+0.5)/(0.3-x) = 1.8*10^-5  จะได้ x = 1.1*10^-5

pOH = -log(1.1*10^-5) = 4.96

pH = 14 - 4.96 = 9.04

หมายเหตุ เราอาจมองผลจากปฏิกิริยานี้มี NH4+ กับ I- เป็นผลิตภัณฑ์ ซึ่งมองเป็นเกลือ NH4I ก็ได้ เกลือนี้มีสมบัติเป็นกรด (เพราะ NH4+ เป็นกรด) เรียก NH4I ว่าเป็น "เกลือกรด" 

เกลือ (Salts)

จากตัวอย่างที่ผ่านๆมา เราจะพบว่าเราได้ผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยากรดกับเบส ซึ่งเรียกว่าเกลือ ซึ่งอาจเป็นกรด กลาง หรือเบสก็ได้ การพิจารณานั้นเราได้ทำไปแล้ว (โดยดูจากไอออนหลังแตกตัวว่าเป็นกรดหรือเบส) อย่างไรก็ดี

- เกลือในตัวอย่าง 4.1 เป็นเกลือกลางเพราะ Na+ , Cl- มาจากกรดแก่กับเบสแก่

- เกลือในตัวอย่าง 4.2 เป็นเบสเพราะ Na+ , CH3COO- มาจากกรดอ่อนกับเบสแก่ ซึ่งมีเพียง CH3COO- เท่านั้นที่เป็นเบส

- เกลือในตัวอย่าง 4.3 เป็นกรดเพราะ NH4+ , I- มาจากกรดแก่กับเบสอ่อน ซึ่งมีเพียง NH4+ เท่านั้นที่เป็นกรด 

เราอาจสงสัยว่าแล้วถ้าเกลือที่มาจากกรดอ่อนและเบสอ่อน เกลือจะกรด เบส หรือกลาง?

คำตอบของคำถามนี้ดูได้จาก Ka และ Kb ของกรดอ่อนและเบสอ่อนที่ทำปฏิกิริยากัน ตัวไหนที่แรงกว่า เกลือที่ได้จะมีสมบัติไปทางนั้น เช่น ถ้า Ka ของกรดอ่อน > Kb ของเบสอ่อน เกลือจะโน้มไปทางกรด คือมีสมบัติเป็นกรด เป็นต้น

Example 4.4 จงพิจารณาเกลือต่อไปนี้ ว่าเป็นกรด เบส หรือเป็นกลาง

1. NaCl

2. NH4Cl

3. CH3COONH4

4. NH4NO2

5. NH4HS

Ans

1. กลาง เพราะ Na+ , Cl+ ต่างไม่ทำปฏิกิริยาใดต่อ

2. กรด เพราะ NH4 เป็นกรด ส่วน Cl+ เป็นกลาง

3. กลาง เพราะได้จาก CH3COOH + NH3 ซึ่ง Ka ของ CH3COOH กับ Kb ของ NH3 มีค่าเท่ากัน

4. กรด เพราะได้จาก HNO2 + NH3 ซึ่ง Ka ของ HNO2 มากกว่า Kb ของ NH3

5. เบส เพราะได้จาก H2S + NH3 ซึ่ง Ka ของ H2S น้อยกว่า Kb ของ NH

เราอาจสงสัยต่อว่า เกลือเป็นกรดเป็นเบสได้ แล้วมันมี pH เท่าไร

เราหาได้โดยการนำไปละลายน้ำแล้วดูไอออนที่แตกออกมา แล้วหา hydrolysis ที่เกิดขึ้น ดังตัวอย่าง 4.2 และ 4.3 อย่างไรก็ตาม เกลือจากกรดอ่อนและเบสอ่อนนั้นจะคำนวณได้ยากกว่า เนื่องจากมีสมดุลอย่างน้อยสองสมดุลรบกวนกันไปมา (ลองใช้ Animation แบบเดิมคิดดู ก็ใช่ว่าคิดไม่ได้ทีเดียว) จึงไม่กล่าวการคำนวณไว้ ณ ที่นี้

4.2 Buffer Solution 

http://www.youtube.com/watch?v=O_QlZe4fv4g
http://www.youtube.com/watch?v=g_ZK2ABUjvA

เรายังคงใช้ Animation ในหัวแบบเดิม

Example 4.5 จากสารละลายตัวอย่างที่ 4.3 เรามี NH3 อยู่ 0.3 M และ NH4+ อยู่ 0.5 M ในสารละลาย pH = 9.04

- หากเราใส่ HCl เพิ่มเข้าไป 0.01 M ค่า pH จะเปลี่ยนไปเท่าใด

- หากเราใส่ NaOH เพิ่มเข้าไป 0.01 M ค่า pH จะเปลี่ยนไปเท่าใด

Solution 

หากเราเอา HCl 0.01 M ใส่น้ำบริสุทธิ์ธรรมดาเราคงได้ pH = 2 หรือหากเราเอา NaOH 0.01 M ใส่ก็คงได้ pH = 12

แต่สำหรับกรณีนี้เรามีสมดุล

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

อยู่ด้วย ดังนั้นการใส่ HCl หรือ NaOH ต้องคำนึงผลต่อสมดุลนี้ไปพร้อมๆกัน 

เริ่มจาก HCl ก่อน

1. HCl ที่ใส่ แตกให้ H+ 0.01 M แน่ๆ

หากเราใส่ H+ เพิ่ม 0.01 M จะไปดึงเอา OH- 0.01 จากสมดุลนี้

2.1 เรามี NH3 ล่องลอยอยู่ เมื่อ H+ ไปจับเอา OH- ออกจากสมดุล

2.2 NH3 ย่อมแตกตัวให้ NH4 + OH- สู้ต่อจน H+ หมดเกลี้ยง

2.3 ผลคือ NH3 จะเหลือ 0.29 M และ NH4+ จะมี 0.51 M

3. สรุปตอนท้าย ให้สมดุล

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

เคลื่อนไปข้างหน้า x จะได้ x(x+0.51) / (0.29-x) = 1.8*10^-5

x = 1.02*10^-5 ได้ pOH = 4.99

pH = 14 - 4.99 = 9.01 แสดงว่า pH เปลี่ยนไปเพียง 0.03 น้อยมาก (โดยเฉพาะถ้าเทียบกับน้ำที่เปลี่ยนทีตั้ง 5)

ทีนี้ลองใส่ NaOH บ้าง

เปลี่ยนจากกรณี HCl "OH- โดนจับดึงออกแล้ว NH3 เลยต้องแตกตัวคืน OH-" เป็น "OH- โดนจับยัดในสมดุล NH4 เลยต้องจับ OH- ดึงกลับไปเป็น NH3" 

เราจะได้ว่า NH3 มี 0.31 M , NH4 เหลือ 0.49 M สรุปตอนท้ายเพื่อหา [OH-] แบบเดิม

x(x+0.49) / (0.31-x) = 1.8*10^-5 จะได้ x = 1.14*10^-5

pOH = 4.94 ได้ pH = 14-4.94 = 9.06

กรณีนี้ แสดงว่า pH ก็เปลี่ยนไปเพียง 0.02 น้อยมากเหมือนกัน

สารละลายในตัวอย่าง 4.3 ที่นำมาใช้ในตัวอย่าง 4.5 เมื่อครู่นี้เรียกว่า สารละลาย Buffer ซึ่งสังเกตว่าตัว NH3 , NH4+ ที่มีในสารละลายจะคอยเลื่อนสมดุล

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

ทุกครั้งที่มี H+ หรือ OH- เข้าสู่ระบบ สมดุลนี้ก็เลื่อนเองจนเข้าสมดุลใหม่ ทำให้ H+ และ OH- ที่ไปรบกวนถูกกลบหายไปจากการเลื่อน ผลก็คือ H+ กับ OH- ที่ใส่ไปไม่มีผลต่อ pH มากนัก สมบัตินี้เป็นสมบัติของ Buffer Solution

การพิจารณาเป็น Buffer

การที่สารละลายนั้นจะเป็น buffer ได้ ต้องมีคู่กรด-เบสอยู่ด้วยกัน จึงจะสร้างสมดุลที่คอยเลื่อนกลบ H+ , OH- แปลกปลอมที่เติมเข้ามาได้ เช่น มี NH3 , NH4+ อยู่ด้วยกัน หรือ มี CH3COOH กับ CH3COO- อยู่ด้วยกัน เป็นต้น

เลือดของเราก็เป็น buffer!

เพราะมี  H2CO3 ซึ่งมาจาก CO2 ที่ละลายในน้ำ กับ HCO3- อยู่ด้วยกัน

การผสมสารละลาย Buffer

สิ่งที่เราต้องการคือคู่กรดเบสของอะไรก็ได้มาอยู่ในสารละลายเดียวกันเป็นพอ

Example 4.6 จงพิจารณาว่า สารละลายผสมต่อไปนี้เป็น buffer หรือไม่

1. HCN + KCN อย่างละเท่าๆกัน

2. NH3 + HCl อย่างละเท่าๆกัน

3. NH3 + HCl โดยมี NH3 เป็นสองเท่าของ HCl

4. NaOH + H3PO4 โดยมี NaOH เป็นสองเท่าของ H3PO4

Ans

1. เราได้ CN- จาก KCN และมี HCN โดยตรง

มีทั้ง HCN และ CN- จึงเป็น buffer

2. เราได้ NH4+ กับ Cl- และใช้ NH3 ไปหมด

มีแค่ NH4+ แต่ไม่มี NH3 เหลือ จึงไม่เป็น buffer

3. เราได้ NH4+ มา 1 ส่วน และเหลือ NH3 อีก 1 ส่วน (ส่วน Cl- ก็ไม่ต้องสนใจ)

มี NH3 และ NH4+ จึงเป็น buffer

4. เราได้ H2PO4- กับ Na+ 1 ส่วน และเหลือ OH- อีก 1 ส่วน

มีแค่ H2PO4- แต่ไม่มี H3PO4 เหลือ จึงไม่เป็น buffer

จากตัวอย่าง เราสรุปได้ว่า เราเตรียม buffer ได้จาก

1. โดยตรง คือใส่คู่กรด-เบสไปทั้งคู่ เช่น HCN + KCN

2. โดยอ้อม คือให้ทำปฏิกิริยากันแล้วเหลือ ส่วนที่เหลือกับผลิตภัณฑ์เป็นคู่กรด-เบสพอดี เช่น NH3 + HCl โดยมี NH3 เป็นสองเท่าของ HCl

4.3 Titration

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

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

จากสารละลายตัวอย่าง 4.3 (อีกแล้ว) ซึ่งเป็น buffer นี้ หากเราเพิ่ม HCl มากกว่า 0.01 M จะเกิดอะไรขึ้น 

Example 4.7 จากสารละลายตัวอย่างที่ 4.3 เรามี NH3 อยู่ 0.3 M และ NH4+ อยู่ 0.5 M ในสารละลาย pH = 9.04

- หากเราใส่ HCl เพิ่มเข้าไป 0.10 M จะได้ pH = ? 

- หากเราใส่ HCl เพิ่มเข้าไป 0.25 M จะได้ pH = ?

- หากเราใส่ HCl เพิ่มเข้าไป 0.30 M จะได้ pH = ? 

- หากเราใส่ HCl เพิ่มเข้าไป 0.35 M จะได้ pH = ? 

Solution

เราทำลักษณะแบบเดิมทุกอย่างกับตัวอย่าง 4.5 เพียงแต่เปลี่ยนตัวเลข สมการช่วงท้ายจะเปลี่ยนไปดังนี้

1. x(x+0.60) / (0.20-x) = 1.8*10^-5 

จะได้ [OH-] = 6.0*10^-6 และ pH = 8.78

2. x(x+0.75) / (0.05-x) = 1.8*10^-5

จะได้ [OH-] = 7.2*10^-7 และ pH =7.86

3. พบว่า 

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

NH3 รับ H+ เป็น NH4 หมดพอดี จึงได้ NH4 = 0.8 M

NH4+ + H2O <---> NH3 + H3O+

ให้สมดุลนี้เลื่อนไปทางขวา x เพื่อหา [H3O+]

x*x/(0.8-x) = 10^-14 / (1.8*10^-5) ได้ x = 2.11*10^-5

pH = -log (2.11*10^-5) = 4.68

4. จะได้ NH4+ มา 0.8 M กับ H+ ที่เหลืออีก 0.05 M

[H3O+] ที่ได้จาก NH4+ น้อยเมื่อเทียบกับ H+ 0.05 M ที่เหลือ

ดังนั้น pH = -log 0.05 = 1.30

ตัวอย่างที่ 4.7 เราพบว่าเมื่อเราให้กรดแก่กับเบสอ่อนๆเรื่อย buffer จะสามารถพยุงค่า pH ได้ระดับหนึ่งเท่านั้น เมื่อใส่กรดแก่เยอะจนใกล้เคียงกับ 0.3 M จะพบว่าค่า pH เริ่มลดลงอยากรวดเร็ว (หมดความสามารถในการคงค่า pH ซะแล้ว) และหลังจากใส่เกิน 0.3 M เป้นต้นไป pH จะขึ้นกับ H+ ที่เกินมาเป็นหลัก เสมือนกับคิดค่า pH โดยลืม buffer NH3 & NH4+ ที่มีไป

ความรู้เรื่องการเปลี่ยนค่า pH อย่างรวดเร็วช่วงที่ HCl เข้มข้นใกล้ๆ NH3 สามารถนำไปใช้ในการหาความเข้มข้นของสารที่เราไม่รู้ได้

Example 4.8 นักวิทยาศาสตร์คนหนึ่งมีสารละลาย CH3COOH แต่ไม่ทราบความเข้มข้น เขาจึง

- นำสารละลายนี้มา 20 cc 

- จากนั้นหยด Phenolphthalein ซึ่งเป็น indicator ช่วง 8.3(ไม่มีสี) - 10.0(สีแดงอมม่วง)

- เตรียม NaOH 0.1 M ปริมาณ 100 cc

- ค่อยๆหยด NaOH 0.1 M ที่เตรียมไว้ลงสารละลาย CH3COOH

ผลปรากฏว่า

- ขณะหยด NaOH ได้ 0-9 cc สารละลายผสมยังไม่มีสี

- ขณะหยด NaOH ได้ 10 cc สารละลายผสมเริ่มมีสีแดงอมม่วงจางๆ

- ขณะหยด NaOH เกิน 11 cc ขึ้นไป สารละลายผสมมีสีแดงอมม่วงอย่างชัดเจน

เมื่อเริ่มต้น สารละลาย CH3COOH ดังกล่าวมีความเข้มข้นเท่าใด

Solution 

- ปฏิกิริยาระหว่าง CH3COOH กับ NaOH หากยังเหลือ CH3COOH จะยังเป็น buffer ซึ่งเป็นกรด ซึ่งคือช่วง 0-9 cc

- ปฏิกิริยาระหว่าง CH3COOH กับ NaOH หากหมดพอดี จะได้ CH3COO- เป็นผลิตภัณฑ์ ซึ่งเป็นเบส ซึ่งคือช่วง 10 cc

- ปฏิกิริยาระหว่าง CH3COOH กับ NaOH หากเหลือ NaOH แต่ CH3COOH หมด สารละลายจะกลายเป็นเบสอย่างแรง ซึ่งคือช่วง 11 cc ขึ้นไป

ดังนั้น NaOH 10 cc มีปริมาณสารเท่ากับ CH3COOH 20 cc

แต่ความเข้มข้นของ NaOH = 0.1 M 

เราจึงได้ความเข้้มข้นของ CH3COOH = 0.05 M

ตัวอย่างข้างต้น เราเรียกกระบวนการทางเคมีวิเคราะห์นี้ว่า การไทเทรต (Titration) คือการวิเคราะห์หาความเข้มข้นของสารละลายที่เราไม่รู้โดยเติมสารที่รู้ความเข้มข้นแน่นอน

ตามตัวอย่าง

- 20 cc ของ CH3COOH ที่เรานำมา จะบรรจุอยู่ในภาชนะเรียกว่า "ฟลาสก์"

- NaOH ที่เตรียมนั้น เรียกว่า "Standard Solution" ซึ่งต้องรู้ความเข้มข้นแน่นอน

- จุดที่ CH3COOH กับ NaOH ทำปฏิกิริยากันหมดพอดี เรียกว่า "จุดสมมูล"

- จุดที่นักวิทยาศาสตร์ควรหยุดการหยด NaOH เพิ่ม เพราะ indicator เริ่มเปลี่ยนสี แล้วไปดูว่าใช้ NaOH 10 cc จุดนี้เรียกว่า "จุดยุติ"

Example 4.9 ในการไทเทรต HCl (ซึ่งไม่รู้ความเข้มข้น) ด้วย NaOH (รู้ความเข้มข้นแน่นอน) ควรใช้ indicator ใด

Ans
จุดสมมูลของการไทเทรตนี้เกิดเมื่อ HCl กับ NaOH หมดทั้งคู่พอดี แสดงว่าจุดสมมูลจะมี pH = 7 

เราควรใช้ indicator ที่สามารถบอกได้ว่ายังไม่ถึงจุดสมมูลหรือเกินไปหรือยัง นั่นคือต้องมีช่วงกับเปลี่ยนสีที่ pH = 7

เช่น Bromothymol blue (6.0-7.6) เป็นต้น

Questions

Question 4.1 หากเราใส่เพียง CH3COOH อย่างเดียวลงในน้ำ จะแตกตัวให้ CH3COO- และ H3O+ ดังนั้นสารละลายจะมีทั้ง CH3COOH และ CH3COO- แต่เรากลับไม่จัดเป็น buffer เพราะเหตุไร?

Question 4.2 ในการไทเทรต เรามักค่อยๆหยดสารที่เป็นกรดแก่หรือเบสแก่ลงสารละลายกรดอ่อนหรือเบสอ่อนในฟลาสก์ ไม่หยดกรดอ่อนหรือเบสอ่อนลงกรดแก่หรือเบสแก่ในฟลาสก์ เพราะเหตุไร?

Question 4.3 ในการไทเทรต เราจะไทเทรตโดยมีกรดแก่หรือเบสแก่เสมอ ซึ่งทำได้เพราะ pH เปลี่ยนแปลงอย่างชัดเจนช่วงจุดสมมูล หากเราไทเทรตกรดอ่อนกับเบสอ่อน pH จะเปลี่ยนแปลงอย่างรวดเร็วช่วงจุดสมมูลด้วยหรือไม่ เพราะเหตุไร?

Question 4.4 จากเรื่องเกลือ เราทราบว่าเกลือของกรดอ่อนกับเบสอ่อนจะมีสมบัติเป็นกรดหรือเบสนั้น ดูได้จาก Ka และ Kb ของกรดอ่อนและเบสอ่อนที่ทำปฏิกิริยากัน เพราะอะไร?