2. pH & pH Indicators
เราทราบการแตกตัวของกรดและเบสแล้ว จะเห็นได้ว่าการแตกตัวนั้นมีความสัมพันธ์กับ H+ และ OH- อย่างมาก ในบทนี้เป็นการให้นิยามความหมายของ pH และรู้จักกับ pH Indicator ซึ่งจะใช้ในการรายงานความเป็นกรดเป็นเบสในบทถัดๆไปได้
2.1 pH & pOH
ในสารละลายกรดหรือเบส เราจะพบ H+ (หรือ H3O+ ก็ได้ เป็็นอย่างเดียวกัน) และ OH- ละลายอยู่ในปริมาณหนึ่ง ปริมาณนี้มักเป็นปริมาณที่น้อย เช่น มี H+ ละลายอยู่ 1.4*10^-4 M (molar) เป็นต้น หากต้องรายงานผลเป็นเลขยกกำลังติดลบเช่นนี้ตลอดเวลาจะเป็นการยุ่งยาก จึงมีการนิยาม pH (Power of Hydrogen) ว่า
pH = -log [H+]
โดยที่ [H+] แทนความเข้มข้นของ H+ หน่วยเป็น molar (mol/L)
ดังนั้นการรายงานว่าสารละลายนี้มี [H+] อยู่ 1.4*10^-4 M ก็จะกลายเป็น สารละลายนี้มีค่า pH = -log 1.4*10^-4 = 3.85 ซึ่งดูง่ายกว่า (ในการคำนวณใส่ log ก็ใช้เครื่องคิดเลขกดเอา)
ในทำนองเดียวกัน มีการนิยาม pOH ว่า
pOH = -log [OH-]
โดยที่ [OH-] แทนความเข้มข้นของ OH- หน่วยเป็น molar (mol/L)
ด้วยเหตุผลเดียวกับการนิยาม pH แต่อย่างไรก็ดี โดยทั่วไปเรามักสนใจที่จะรายงานค่า pH มากกว่า เพราะหากเรารู้ pH เราจะรู้ pOH หรือหากเรารู้ pOH ก็จะรู้ pH ซึ่งความสัมพันธ์นี้จะกล่าวในหัวข้อ 3.3
Example 2.1 จงหาค่า pH ในสารละลายต่อไปนี้
1. สารละลายที่มี [H+] อยู่ 6.71*10^-6 M
2. สารละลายปริมาตร 3 L ที่มี [H+] อยู่ 3 mol
3. สารละลายปริมาตร 10 L ที่มี HCl (เป็นกรดแก่ แตกตัว 100%) อยู่ 1 mol
Ans
1. จากนิยามจะได้ pH = -log(6.71*10^-6) = 5.17
2. ความเข้นข้นของ [H+] = 3mol/3L = 1 M
ดังนั้น pH = -log(1) = 0
3. HCl จะแตกตัวเป็น H+ และ Cl- ทั้งหมด จึงมี H+ ละลายอยู่ในสารละลายนี้ 1 mol ด้วย
ความเข้มข้นของ H+ = 1mol/10L = 0.1 M
ดังนั้น pH = -log(0.1) = 1
หมายเหตุ pH สามารถมีค่าเป็น 0 ได้ (ดังตัวอย่างข้างต้น) และสามารถมีค่าเป็นลบได้ด้วย ซึ่งจะเกิดขึ้นเมื่อความเข้นข้นของ H+ มีมากกว่้า 1 M
หมายเหตุ การนิยาม pH และ pOH ดังกล่าวอาจมีให้เห็นได้อีกในการรายงานค่าที่มีลักษณะเลขยกกำลังติดลบ เช่น ค่า pKa ซึ่งอยู่หัวข้อ 2.2 และ 3.1 เป็นต้น
2.2 pH Indicators
อินดิเคเตอร์ หมายถึงสิ่งที่บอกค่า pH ของสารละลายได้ มีทั้งจากธรรมชาติไปจนถึงอุปกรณ์อิเล็กทรอนิกส์ ในที่นี้จะศึกษาเฉพาะประเภทที่เป็นชุดสารละลาย ทั้งสารสังเคราะห์และธรรมชาติ ซึ่งบอกค่า pH ได้โดยการเปลี่ยนสี
ตัวอย่าง (http://en.wikipedia.org/wiki/PH_indicator)
| Indicator | Low pH color | Transition pH range | High pH color |
|---|---|---|---|
| Gentian violet (Methyl violet 10B) | yellow | 0.0–2.0 | blue-violet |
| Leucomalachite green (first transition) | yellow | 0.0–2.0 | green |
| Leucomalachite green (second transition) | green | 11.6–14 | colorless |
| Thymol blue (first transition) | red | 1.2–2.8 | yellow |
| Thymol blue (second transition) | yellow | 8.0–9.6 | blue |
| Methyl yellow | red | 2.9–4.0 | yellow |
| Bromophenol blue | yellow | 3.0–4.6 | purple |
| Congo red | blue-violet | 3.0–5.0 | red |
| Methyl orange | red | 3.1–4.4 | orange |
| Bromocresol green | yellow | 3.8–5.4 | blue |
| Methyl red | red | 4.4–6.2 | yellow |
| Methyl red | red | 4.5–5.2 | green |
| Azolitmin | red | 4.5–8.3 | blue |
| Bromocresol purple | yellow | 5.2–6.8 | purple |
| Bromothymol blue | yellow | 6.0–7.6 | blue |
| Phenol red | yellow | 6.8–8.4 | red |
| Neutral red | red | 6.8–8.0 | yellow |
| Naphtholphthalein | colorless to reddish | 7.3–8.7 | greenish to blue |
| Cresol Red | yellow | 7.2–8.8 | reddish-purple |
| Phenolphthalein | colorless | 8.3–10.0 | fuchsia |
| Thymolphthalein | colorless | 9.3–10.5 | blue |
| Alizarine Yellow R | yellow | 10.2–12.0 | red |
| Litmus | red | 4.5-8.3 | blue |
การเปลี่ยนสีของ Indicators
จากตาราง Transition pH range หมายถึงช่วง pH ของ Indicator หาก pH มีค่าน้อยกว่าช่วงดังกล่าว จะให้สี Low pH color หากมากกว่าจะให้สี High pH color และหากอยู่ในช่วง pH สีที่ได้ก็จะก้ำกึ่ง และหนักไปทางที่ใกล้กว่า เช่น Phenolphthalein ที่ pH = 8.3 จะไม่มีสี และสีจะเข้มขึ้นเรื่อยๆจนถึง pH = 10.0 Example 2.2 (ดูตารางประกอบ) สารละลายชนิดหนึ่งเมื่อนำไปทดสอบกับ Bromocresol purple ให้สีม่วง กับ Phenolphthalein ไม่มีสี กับ Neutral red ให้สีแดงส้ม และกับ Cresol Red ให้สีเหลือง
1. หากนำสารละลายนี้ไปทดสอบกับ Bromocresol green จะให้สีใด
2. pH ของสารนี้น่าจะมีค่าเท่าใด
Ans
1. การทดสอบกับ Bromocresol purple ให้สีม่วง ทำให้รู้ว่า pH ควรมีค่ามากกว่าหรือใกล้ 6.8 ซึ่งมากกว่า 5.4 ดังนั้น Bromocresol green ต้องให้สีน้ำเงิน
2. Neutral red ให้สีแดงส้ม pH จึงน่าจะมีค่า 7.0 - 7.2 และค่าในช่วงนี้ก็สอดคล้องกับผลเมื่อทดสอบกับ indicators อันอื่นด้วย
หลักการทำงาน
ดังตัวอย่างในตาราง Indicator นั้นสามารถแสดงสีได้อย่างน้อยสองสี ซึ่งเกิดสีต่างกันเมื่อค่า pH ต่างกัน เป็นเพราะ H+ นั้นไปรบกวนสมดุลทำให้สารในอินดิเคเตอร์เปลี่ยนชนิดไป เมื่อเปลี่ยนชนิดจึงทำให้เปลี่ยนสีไปด้วย ดังนี้HIn <---> H+ + In-
โดย In เป็นโครงสร้างเฉพาะของ indicator แต่ละตัว
สารสองชนิด HIn กับ In- จะมีสีต่างกัน
- เมื่อมี H+ มาก สมดุลจะเลื่อนไปทางซ้าย ทำให้มี HIn มากขึ้น แต่ In- น้อยลง สีที่เกิดขึ้นจึงไปทาง HIn
- เมื่อมี H+ น้อย สมดุลจะเลื่อนไปทางขวา ทำให้มี HIn น้อยลง แต่ In- มากขึ้น สีที่เกิดขึ้นจึงไปทาง In-
Example 2.3 Bromothymol blue เป็น pH indicator ที่ให้สีเหลืองเมื่อมี pH ต่ำกว่า 6.0 และสีน้ำเงินเมื่อ pH มากกว่า 7.6
1. HIn ของ Bromothymol blue น่าจะมีสีอะไร
2. In- ของ Bromothymol blue น่าจะมีสีอะไร
3. ที่ pH 6.8 Bromothymol blue น่าจะให้สีอะไร
Ans
1. pH ที่ต่ำกว่า หมายถึงความเข้มข้น H+ ที่มากกว่า เมื่อ pH ต่ำ H+ สูง สมดุลเลื่อนทำให้มี HIn มากขึ้น จนกลายเป็นสีเหลือง ดังนั้น HIn จึงน่าจะมีสีเหลือง
2. ในทำนองเดียวกัน เมื่อ pH มากขึ้น In- มากขึ้นจนให้สีน้ำเงิน ดังนั้น In- จึงน่าจะมีสีน้ำเงิน
3. pH ที่อยู่ระหว่าง 6.0-7.6 จะให้สีก้ำกึ่ง ในทีนี้ก็คือสีผสมระหว่างสีเหลืองกับสีน้ำเงิน ซึ่งก็คือสีเขียว
ค่า Ka ของ Indicator
จากสมดุลเคมี
HIn <---> H+ + In-
ซึ่งมีค่าคงที่สมดุลคือ [H+][In-] / [HIn] (จากเรื่อง Equilibrium)
เรานิยามค่าคงที่นี้เป็น Ka ซึ่งเป็นค่าเฉพาะสำหรับแต่ละ indicator
และทำนองเดียวกับ pH เราอาจนิยามต่ออีกว่า pKa = -log Ka
ช่วง pH กับ Ka
การที่อินดิเคเตอร์จะเปลี่ยนสีได้ จะต้องมีความเข้มข้น HIn หรือ In- อันใดอันหนึ่งมากๆจนกลบสีของอีกอันไปได้ ลองสมมติว่าถ้าต้องมี HIn อย่างน้อย 10 เท่าของ In- จึงจะกลบสีได้ เราจะหาว่าต้องมี pH เท่าไรการกลบสีเช่นนั้นจึงเกิดขึ้น
มี HIn อย่างน้อย 10 เท่าของ In-
แสดงว่า [HIn] > 10*[In-]
1 > 10*[In-] / [HIn]
[H+] > 10*[H+][In-] / [HIn]
log [H+] > log (10*[H+][In-] / [HIn])
log [H+] > log ([H+][In-] / [HIn]) + 1
-log [H+] < -log ([H+][In-] / [HIn]) - 1
ดังนั้น pH < pKa - 1
หมายความว่า pH จะต้องน้อยกว่า pKa - 1 จึงจะได้ HIn เกิน 10 เท่าของ In-
ทำในทำนองเดียวกัน ถ้าสมมติให้ In- เกิน 10 เท่าของ HIn สิ่งนี้จะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่อ pH จะต้องมากกว่า pKa + 1
สรุปว่า อินดิเคเตอร์นี้จะเปลี่ยนสีในช่วง pH ที่ pKa - 1 ถึง pKa + 1
หมายเหตุ ใน indicator ไม่จำเป็นว่าต้อง 10 เท่าจึงจะกลบสีได้ ในที่นี้เป็นการสมมติว่าเป็น 10 เท่าแล้วแสดงการคำนวณเท่านั้น indicator ทั่วไปอาจต้องมากกว่าหรือน้อยกว่า 10 เท่าก็ได้ เช่น Methyl yellow มีช่วงการเปลี่ยนสีที่แคบ แสดงว่าไม่จำเป็นต้องถึง 10 เท่าก็กลบเป็นสีใดสีหนึ่งไปเลยแล้ว แต่ Azolitmin มีช่วงที่กว้าง แสดงว่าต้องมีอันใดอันหนึ่งหลายเท่าอยู่ (อย่างน้อยก็คงมากกว่า 10) ถึงจะพอกลบสีเป็นสีเดียวได้มิด
Example 2.4 อินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่งมีช่วงการเปลี่ยนสีที่ pH 8.3 ถึง 9.9 แล้ว Ka ของอินดิเคเตอร์นี้มีค่าเท่าไร
Ans
เราทราบว่าช่วงการเปลี่ยนสีคือ pH ที่ pKa - 1 ถึง pKa + 1 สำหรับกรณีการกลบสีมิดที่ 10 เท่า
เราทราบว่าช่วงการเปลี่ยนสีคือ pH ที่ pKa - 1 ถึง pKa + 1 สำหรับกรณีการกลบสีมิดที่ 10 เท่า
จริงอยู่ที่อินดิเคเตอร์นี้อาจไม่ใช่ 10 เท่า ทำให้ช่วงการเปลี่ยนสีอาจเป็นอย่างอื่น เช่น pKa - 0.5 ถึง pKa +0.5 หรือ pKa - 1.7 ถึง pKa + 1.7 ก็ได้ แต่ที่แน่ๆคือ pKa จะอยู่ตรงกลางช่วงการเปลี่ยนสี ดังนั้น 8.3 - 9.9 ตรงกลางคือ (8.3+9.9)/2 = 9.1 แสดงว่า pKa = 9.1
-log Ka = 9.1 ดังนั้น Ka = 7.94*10^-10
No comments:
Post a Comment