1. 1
กรดและเบส
Acid and
Base

2. 1. สารละลายอิเล็ก
โทรไลต์
2. นิยามกรด-เบส
ความแรงของ
กรด
การแตกตัว
3. การแตกตัวของ
นำ้า
4. พีเอช (pH)
5. อินดิเคเตอร์
6. ปฏิกิริยาสะเทิน
ไฮโดรไลซิส
7. การไทเทรต การ
เขียนกราฟ
8. สมดุลไอออนของ
เกลือที่
ละลายนำ้าได้น้อย
9. สมดุลไอออน
Acid and Base
2

3. 1. strong electrolyte แตกตัวได้อย่าง
สมบูรณ์ในนำ้า เช่น กรดแก่ เบสแก่ เกลือ
ได้แก่ HCl HNO3 NaOH KOH NH4Cl
ฯลฯ
3
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ คือ สารที่
ละลายนำ้าแล้วแตกตัวเป็นไอออนแล้ว
นำาไฟฟ้าได้ หรือสารที่อยู่ในสภาพ
หลอมเหลวแล้วสามารถนำาไฟฟ้าได้
แบ่งเป็น
สารละลายอิเล็กโทรไลต์
(Electrolyte solution)
2. weak electrolyte แตกตัวได้น้อยใน
นำ้า เช่น กรดอ่อน เบสอ่อน ได้แก่ HNO2
HClO2 CH3COOH NH4OH3. Non electrolyte สารที่ไม่แตกตัวใน
นำ้า และไม่นำาไฟฟ้า
เช่น กลูโคส ซูโครส

4. HCN(aq) H+
(aq) +
CN-
(aq)
1. อาร์เรเนียส
(Arrhenius)
4
• เบส คือ สารที่ละลายนำ้าแล้ว
แตกตัวให้ OH-
ความแรงขึ้นกับการแตกตัว
ให้ไอออน
นิยามของกรด
และเบส
• กรด คือ สารที่ละลายนำ้าแล้ว
แตกตัวให้ H+
HCl(aq) → H+
(aq) +
Cl-
(aq)
KOH(aq) → K+
(aq) + OH-
(aq)

5. 5
ข้อจำากัดขอ
งอาร์เรเนียส
NH3 + H2O →
NH4
+
+ OH-
NH4Cl → NH4
+
+ Cl-NH4
+
+ H2O → NH3 + H3O+
สารจะต้องละลายในนำ้าเท่านั้น
ารนั้นต้องมี H+
หรือ OH-
ในโมเลกุล
นั้นทำาปฏิกิริยากับนำ้าแล้วให้ H+
หรือ OH
ป็นกรดหรือเบส ตามนิยามของอาร์เรเนีย
นิยามของกรด
และเบส

6. 6
 กรด คือ สาร
ที่ให้ H+
คู่กรด-เบส (conjugate acid-
base pairs)
HA เป็นคู่กรดของ A-
และ A-
เป็นคู่
เบสของ HABH+
เป็นคู่กรดของ B และ B เป็นคู่
2. บรอนสเตด-ลาวรี
(Bronsted-Lowry) เบส คือ สารที่
รับ H+
นิยามของกรด
และเบส

7. HF + H2O F-
+
H3O+
กรด 1 กรด 2เบส 1เบส 2
กร
ด 1
คู่กรด-เบส (conjugate
acid-base pairs)
NH4
+
+ H2O NH3 +
H3O+เบส 2 กรด 2เบส 1
คู่กรด-เบส คือ HF กับ F-และ H3O+
กับ H2O
HF เป็นคู่กรดของ F-
และ F-
เป็นคู่เบสของ HF
คู่กรด-เบส คือ NH4
+
กับ NH3และ H3O+
กับ H2O
NH4
+
เป็นคู่กรดของ NH3 และ NH37

8. คู่กรด-เบส (conjugate
acid-base pairs)HNO2 + H2O H3O+
+
NO2
-
NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
กร
ด 1
เบส 2 กรด 2เบส 1
กร
ด 1
เบส 2 กรด 2เบส 1
ู่กรด-เบส คือ HNO2 กับ NO2
-
และ H3O+
กับ H2O
HNO2 เป็นคู่กรดของ NO2
-
และ NO2
-
เป็นคู่เบสของ HNO2
คู่กรด-เบส คือ NH4
+
กับ NH3และ H2O กับ OH-
NH4
+
เป็นคู่กรดของ NH3 และ NH38

9. ข้อ
สังเกต
 นำ้าเป็นได้ทั้งกรดและเบส เรียกว่า
amphoteric substance ตัวอย่าง
เช่น HSO4
-
, HCO3
-
, HS-
, HPO4
2-
9
 กรดแก่ มี คู่เบสเป็นเบส
อ่อน
(HClO4 กรดแก่ : ClO4
-
เบสอ่อน)
เบสแก่ มี คู่กรดเป็นกรด
 กรดและเบสอาจอยู่ในรูป
โมเลกุลหรือไอออน
คู่กรด-เบส (conjugate
acid-base pairs)

10. แบบ
ฝึกหัด
บอกคู่กรดของเบสต่อไปนี้
1. HS-
………2. NH3
………3. H2PO4
-
………4. CO3
2-
………
5. PO4
3-
………6. HSO4
-
………7. HCO3
-
………8. Cl-
………บอกคู่เบสของกรดต่อไปนี้
1. H2S
………2. NH4
+
………3. HCOOH
………4. HCO3
-
5. HPO4
2-
………6. H2SO4
………7. HCO3
-
………8. HCN 10

11. เบ
ส
กร
ด
H+
+ OH-
→ HOH
 กรด คือ สารที่สามารถรับคู่
อิเล็กตรอน
11
3. Lewis acid
นิยามของกรด
และเบส
 เบส คือ สารที่สามารถให้คู่
อิเล็กตรอน

12. สารที่เป็นเบสตาม Lewis
(Lewis base)
1. แอนไอออน : OH-
12
าร hydrocarbon (CH) ที่มีพันธะคู่
สารที่เป็นกรดตาม Lewis
(Lewis acid)
1. แคตไอออน : Na+
Be2+
Mg2+
Ag+
2. โมเลกุลที่อะตอมกลางมีี
อิเล็กตรอนไม่ครบแปด BF3
3. มีพันธะคู่กับอะตอมที่มีค่า EN
ต่างกัน SO3
2. อะตอมกลางที่มีอิเล็กตรอนคู่โดด
เดี่ยว เช่น H2O NH3

13. Lewis acid -
base
13

14. กรด-เบส
14

15. 15
1. Hydrohalic acids ประกอบ
ด้วย H และ ธาตุอโลหะ
ความแรงของ
กรด
PH3 < H2S <
HClNH3 < H2O <
HFอโลหะหมู่เดียวกัน ความแรงกรด
เพิ่ม ตามแนวโน้มของพลังงาน
ในการสลายพันธะHF < HCl < HBr <
HI
กรดมี 2 ชนิด
ใหญ่ๆ
อโลหะในคาบเดียวกันถ้าค่า EN สูง
ความแรงกรดจะเพิ่ม

16. 2. Oxo acid ประกอบด้วย H
อโลหะ และ O
16
HClO < HClO2 < HClO3
< HClO4
+1 +3 +5 +7
กรดออกโซที่มีอะตอมชนิดเดียวกัน
ความแรงจะเพิ่มตามจำานวนเลข
ON ของอโลหะ
HlO4 < HBrO4 <
HClO4
ความแรงของ
กรด
กรดออกโซที่มีอโลหะต่างกัน ความ
แรงของกรดเพิ่มขึ้นเมื่ออิเล็กโตรเน
กาติวิตี (EN) ของอโลหะเพิ่มขึ้น

17. 1. ไฮดรอกไซด์ของโลหะหมู่ IA เป็น
เบสแก่
โลหะขนาดใหญ่ขึ้น ความแรงเบส
เพิ่ม : KOH > NaOH
17
2. ไอออนลบ
อะตอมเดี่ยว
N3-
> O2-
> F-
 ในหมู่เดียวกัน ค่า EN เพิ่ม
ความแรงเบสเพิ่ม
: O2-
>
S2-
 ในคาบเดียวกันค่า EN ลดลงจาก
ขวาไปซ้ายNH2
-
> OH-
> F-
ความแรงของ
เบส
 จำานวนประจุไอออนเพิ่ม
ความแรงเบสเพิ่ม :

18. 18
1. กรดแก่-เบสแก่ แตกตัวได้
100%
0.5 mol/L0.5 mol/L2 x 0.5 mol/L
กรดแก่
(Strong acids)
การแตกตัวของกรด -
เบส
Mg(OH)2 → Mg2+
+ 2OH-
1 mol/L1 mol/L1 mol/L
HCl → H+
+ Cl-
HCl HBr HI
HNO3 H2SO4 HClO4
เบสแก่
(Strong base)
หมู่ IA : LiOH, NaOH KOH
หมู่ IIA : Ba(OH)2, Ca(OH)

19.  กรดอ่อน-เบสอ่อน แตกตัวน้อย
กว่า 100 %
(เป็นปฏิกิริยาผันกลับ )
HA(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
Ka = ค่าคงที่การแตกตัวของกรดอ่อน
การแตกตัวของ
กรดอ่อน
Ka =
[H3O+
] [OH-
]
[HA]
19

20.  กรดโมโนโปรติก: กรด 1 โมเลกุล
แตกตัวให้ H+
1 ตัวCH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + CH3COO-
(aq)
Ka =
[CH3COOH]
[H3O+
] [CH3COO-
]
การแตกตัวของ
กรดอ่อน
20

21. 21
 กรดโพลิโปรติก: 1 โมเลกุลแตกตัว
ให้ H+
> 1 ตัว เช่น
H3PO4 H2CO3 H2S เป็นต้น
H3PO4 + 3H2O 3H3O+
+
PO4
3-
Ka
Ka = K1 x
K2 x K3
H3PO4 + H2O H3O+
+ H2PO4
-
K1 = 7.5 x 10-3
H2PO4
-
+ H2O H3O+
+ HPO4
2-
K2
= 6.2 x 10-8HPO4
2-
+ H2O H3O+
+ PO4
3-
K3
= 3.6 x 10-13
K1 > K2
การแตกตัวของ
กรดอ่อน

22. [NH4
+
]
[OH-
]
[NH3]
Kb =
การแตกตัวของ
เบสอ่อน
Kb = ค่าคงที่การแตกตัวของเบสอ่อน
NH3 + H2O
NH4
+
+ OH-
22

23. การบอกความสามารถ
ในการแตกตัว
1. ระดับขั้นการแตกตัว (α )
23
α
=
จำานวนโมลที่
แตกตัวไปจำานวนโมลทั้งหมด
เมื่อเริ่มต้น2. % การแตกตัว = α
x100
ค่าคงที่การแตกตัว Ka
%
=
[H
+
][กรด]เริ่
มต้น
x
100
%
=
[O
H-
][เบส]เริ่
มต้น
x
100

24. CH3COOH + H2O H3O+
+
CH3COO-
α
=
[H3
O+
][CH3CO
OH]% การแตก
ตัว =
[H3
O+
][CH3CO
OH]
x 100
% การแตกตัวของ
กรดอ่อน
24

25. α
=
[OH
-
][NH
3]
% การแตก
ตัว =
x 100
[OH
-
][NH
3]
% การแตกตัวของ
เบสอ่อน
NH3 + H2O
NH4
+
+ OH-
25

26. Ex 1. สารละลายกรด HCN 0.02 M
แตกตัวให้ [H3O+
]
1.2 x10-5
M จงหา % การแตกตัว
26
HCN + H2O
H3O+
+ CN-
วิธีทำา
α
=
[H3O
+
][HC
N]
(1.2 x
10-5
M)(0.02
M)
=
% การแตก
ตัว =
x 100
(1.2 x
10-5
M)(0.02
M)=
0.06%

27. HCN + H2O H3O+
+ CN-
วิธีทำา
สมดุ
ล
-
4.0 x 10-3
4.0 x 10-3
Ka =
[H3O+
]
[CN-
]
Ka = 8.16x10-5
0.2 - 4.0 x 10-3
Ex 2. สารละลายกรด HCN 0.2 M
แตกตัวให้ [H3O+
]
4.0 x 10-3
M จงหาค่า Ka
เริ่มต้น
0.2 M
-
-ปป. -x +x
+x
(0.004)
(0.004
)
(0.196
=
27

28. Ex 3. จงหา [H+
] ในสารละลาย
CH3COOH เข้มข้น 1.0 M
ที่ 250
C Ka = 1.8 x 10-5
Ka =
[H3O+
]
[CH3COO-
][CH3COOH]
CH3COOH + H2O H3O+
+
CH3COO-
สมดุ
ล
1.0 - x
เริ่มต้น 1.0
M
-
-ปป. -x +x
+x+x
+x
28
1.8 x
10-5
=
(x)
(x)

29. x2
+ (1.8x10-5
)x -
1.8x10-5
= 0
29
จาก ax2
+ bx +
c = 0
แทนค่า a = 1, b =
1.8x10-5
, c = -1.8x10-5
[H+
] = 4.2 x 10-3
mol
dm-3
Ans
Ex 3.
(ต่อ)
จะได้ x = -b ±
b2
– 4ac 2a
จะได้ x = 4.2 x
10-3
mol dm-3

30. 1.8 x
10-5
=
(x)
(x)
(1.0 -
x)
=
(x)
(x)
(1.0)x2
= 1.8 x
10-5
x 1.0
% การแตกตัว = 4.2
x 10-3
x 100
x = √18 x 10-6
0
= 4.2 x 10-3
mol dm-3
=
0.4
เนื่องจาก [H+
] มีค่าน้อยมากเมื่อ
เทียบกับความเข้มข้นเริ่มต้น อาจตัด
ค่า x ในเทอม 1.00-x ออกได้
30
Ex 3.
(ต่อ)

31. ถ้าสารมีการแตกตัวน้อยกว่า 5%
เมื่อเทียบกับ ความเข้มข้นเริ่มต้น
หรือ Ka < 10-4
ให้ตัดปริมาณการ
แตกตัว (x) จาก HA ได้ หรือ x = 0
31
CH3COOH + H2O H3O+
+
CH3COO-
เริ่มต้น
1.0 M
- -
ที่
สมดุ
ล
x M x M(1.0 - x
M)
≅ 1.0
หมาย
เหตุ
0

32. NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
วิธีทำา
เริ่มต้น
0.1 M
สมดุ
ล
0.1 - x
Ex 4. สารละลายเบส NH3 0.10 M มี
ค่า Kb = 1.8 x 10-5
จงหาร้อยละ
การแตกตัว
-
-ปป. -x +x
+x+x
+x[NH4
+
]
[OH-
]Kb =
(x)
(x)
(0.1 -
1.8 x 10-5
= 0
32

33. x2
= 1.8 x
10-5
x 0.1
x = √1.8
x 10-6
= 1.34 x 10-3
mol dm-3
=
1.34%
% การแตก
ตัว =
[O
H-
][N
H3]
x 100
x 100
(1.34 x
10-3
M)(0.10
M)
=
33
Ex
4.

34. แบบ
ฝึกหัด
1. ที่ 25o
C สารละลายกรดแอซิติก
(CH3COOH) 0.1 M แตกตัวได้ 1.34%
จงหาค่า Ka ของกรดแอซิติก2. จงหาร้อยละการแตกตัวของกรดแอซิ
ติก (CH3COOH) 1.0 M ที่ 25o
C (Ka =
1.8 x 10-5
)3. จงเปรียบเทียบร้อยละการแตกตัวขอ
งกรดไฮโดรไซยานิก (HCN) เข้มข้น 0.1
M และ 0.001 M (Ka = 4.0 x 10-10
)4. จงหาเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรด
H2SO3 0.01 M เมื่อ [H3O+
] = 1.5 x 10-4
M
34
5. จงหาความเข้มข้นของ OH-
ใน
สารละลาย Ba(OH)2 0.05 M

35. 35
การแตกตัวของนำ้า
(Hydrolysis)
H2O H+
+ OH-H2O + H2O H3O+
+ OH-
หรือ
K =
[H3O+
]
[OH-
]
[H2O]
[H2O]
[H2O] =
คงที่K [H2O]2
=
[H3O+
] [OH-
]Kw =
[H3O+
] [OH-
]

36. Kw = ค่าคงที่ผลคูณไอออนของนำ้า
Kw = [H3O+
] [OH-
] = 1.008 x 10-14
(mol dm-3
)2
ที่ 250
C
Kw = [H3O+
] [OH-
] = 2.95 x 10-14
(mol dm-3
)2
ที่ 400
C
36
H3O+
] = [OH-
] = 1.0 x 10-7
mol dm-3
ละลายกรด [H3O+
] > 10-7
mol dm-3
รละลายเบส [H3O+
] < 10-7
mol dm-3
[OH-
] < 10-7
mol dm-3
[OH-
] > 10-7
mol dm-3

37. มาตรส่วน pH
(pH scale)pH = - log
[H3O+
]
[H3O+
] =
10-pH
ุทธิ์ [H3O+
] = [OH-
] = 1.0 x 10-7
mol d
pH = - log (1.0 x 10-7
)
pH =
7
pOH = -
log [OH-
]
[OH-
] =
10-pOH
[H3O+
] > 10-7
mol dm-3
pH < 7
เป็นสารละลายกรด[H3O+
] < 10-7
mol dm-3
pH > 7
เป็นสารละลายเบส
พีเอช
(pH)
⇒ (เป็นกลาง)
37

38. pH Scale
Shows the range of H+
concentrations
High H+
concentration
Low H+
concentration

39. pH = - log
[H3O+
]
ความสัมพันธ์ของ pH
และ pOH
Kw = [H3O+
] [OH-
] = 1.0x10-14
= -(log10-14
) - log [OH-
]
pH = 14 - pOH
= - log1.0 x 10-14
[OH-
]
pH
39

40. วิธีทำา pH = - log
[H3O+
] = - log (1.3 x 10-4
)
= - log 1.3 + 4 log10
= 4 – log1.3
= 4 - 0.11
=
3.89
Ex 5. สารละลาย CO2 อิ่มตัวมี [H3O+
]
= 1.3 x 10-4
mol dm-3
จงคำานวณ pH ของสารละลาย
40

41. Ex 6.จงหา pH ของสารละลาย 0.2 M
NH4OH Kb=1.8 x 10-5
วิธี
ทำา
NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
เริ่มต้น
0.2 M
-
-ปป. -x +x
+xสมดุ
ล
0.2 - x +x
+x
0
[NH4
+
]
[OH-
]
Kb = [N
H3](x)
(x)
1.8 x 10-5
= 0.2 -
x
41

42. pOH = -
log [OH-
]
Ex 6.
(ต่อ)
x2
= 1.8 x
10-5
x 0.2
= 1.90 x 10-3
mol dm-3
x = √3.6
x 10-6
= 0.36
x 10-5
OH-
] = 1.90 x 10-3
mol dm-3
= -log 1.90
x 10-3
= 3 – log
1.90= 3 –
0.28=
2.72pH + pOH = 14
pH = 14 –
2.72
=
11.28 42

43. 1. จงหา [H3O+
] ของสารละลาย
ที่มี pH = 4.4
(antilog 0.6 = 4 antilog
0.4 = 2.5)
3. จงหา pH ของสารละลาย 0.01 M
NaOH
4. จงหา pH ของสารละลาย 0.001 M
HCl
5. จงหา pH ของสารละลาย 0.2 43
2. จงคำานวณ [H3O+
] และ [OH-
]
ของสารละลายที่มี
pH = 4.5 (antilog 0.5 = 3.2)
แบบ
ฝึกหัด

44. 44
อินดิเคเตอร์
(Indicator)
 สารอินทรีย์ที่มีโครงสร้างซับซ้อน
และเปลี่ยนสีได้เมื่อ pH ของ
สารละลายเปลี่ยน
Hin H+
+ In
-
แดง นำ้าเ
งิน[H+
] [In-
]
[HIn]
KIn =
pH= pKIn - log
[HIn]
[In-
]

45. สีของสารละลายขึ้นกับ [In-
] /
[HIn]
45
[In-
]
[HI
n]
=
1
0
=
[In-
]
[HI
n]
1
10
สารละลายสีนำ้าเงิน
สารละลายสีแดง
การเปลี่ยนสีขอ
งอินดิเคเตอร์

46. กระดาษลิตมัส ช่วง pH 5 – 8
สีแดง - สีนำ้าเงิน
46
pH ≤ 5 มีสีแดง pH ≥
8 มีสีนำ้าเงินpH 5 - 8 มีสีผสมระหว่างแดงกับนำ้าเงิน
n] > [In-
] 100 เท่า จึงมีสีกรดเพียงอย่างเ
-
] > [HIn] 100 เท่า จึงมีสีเบสเพียงอย่างเ

47. ตัวอย่า
งอินดิเคเตอร์
47
Indicator pH สีที่เปลี่ยน
Thymol
blue
1.2-
2.8
แดง-
เหลือง
Brompheno
l blue
3.0-
4.6
เหลือง-
นำ้าเงิน
Congo red 3.0-
5.0
นำ้าเงิน-
แดง
Methyl 3.1- แดง-

48. Indicator pH สีที่
เปลี่ยน
Methyl red 4.2-
6.3
แดง-
เหลือง
Azolitmin
(litmus)
5.0-
8.0
แดง-
นำ้าเงิน
Bromocreso
l purple
5.2-
6.8
เหลือง-
ม่วง
Bromthymo 6.0- เหลือง-
ตัวอย่างอินดิเคเตอร์
(ต่อ)
48

49. Reactions between
acids and bases
When and acid and a base
react with each other, the
characteristic properties of
both are destroyed. This is
called neutralization.

50. Reactions between
acids and bases
General formula for acid base reaction:
Acid + Base → H2O + Salt
“Salt” means any ionic
compound formed from
an acid/base reaction
NOT JUST
NaCl !!
Neutralization Reaction Animation

51. Neutralization
HCl + NaOH → H2O + NaCl
acid base water salt

52. Neutralization
Another Example
HNO3 + KOH → H2O + KNO3
H OHKNO3
acid base water salt

53. 53
การแยกสลายด้วยนำ้า
(Hydrolysis)
 ไอออนของเกลือทำา
ปฏิกิริยากับนำ้า ได้สารละลายที่มีความเป็น กรด,
เบส หรือ กลาง
เกลือที่เกิด
Hydrolysis ได้ คือ
1. เกลือที่เกิดจากกรด
อ่อน-เบสแก่เช่น CH3COONa, KCN,
NaHCO3 เป็นต้น
 เบส
2. เกลือที่เกิดจาก
กรดแก่-เบสอ่อนเช่น
NH4Cl

กรด
3. เกลือที่เกิดจากกรด
อ่อน-เบสอ่อนเช่น
⇒ Ka > Kb
กรด⇒ Kb > Ka

54. การไทเทรต เป็นการวิเคราะห์หา
ปริมาณสารหรือความเข้มข้นของ
สารละลาย โดยการนำาสารละลายที่
ต้องการ วิเคราะห์ มาทำาปฏิกิริยากับ
สารที่ทราบความ เข้มข้นที่แน่นนอน
สารที่ทราบความเข้มข้นที่
แน่นอน เรียกว่า
สารละลายมาตรฐาน
(Standard solution)
การไทเทรต
(Titrametric
analysis)
54

55. สารละลายมาตรฐาน
(standard solution)
⇒ titrant
สารละลายตัวอย่าง
(sample solution)
⇒ titrand
ทราบ ความเข้มข้น, ปริมาต
ทราบปริมาตร
55
การไทเทรต
(Titrametric
analysis)

56. การไทเทรต
ระหว่างกรด-เบส เมื่อกรด-เบสทำาปฏิกิริยากันสมมูล
พอดี เรียก
ปฏิกิริยาสะเทินระหว่างกรด-เบส
 จุดที่สาร 2 ชนิดทำาปฏิกิริยากัน
พอดี เรียกว่า จุดสมมูล (equivalent
point)
 หา pH ของสารละลายระหว่าง
การไทเทรตจาก- การวัดด้วย pH meter
- การคำานวณ
- Titration curve
 จุดที่สารละลายเปลี่ยนสี (เกิดจาก
indicator) เรียกว่า: จุดยุติ (end
point)
56

57. 1. การไทเทรตระหว่าง
กรดแก่-เบสแก่HCl 25 mL+ 1.0 M NaOH) ณ จุดสมมูล
pH range 5-9
• Phenol red
6.8-8.4
(yellow- red)• Bromthylmol
blue 6.0-7.6
(yellow – blue)
57
1.0 M NaOH
1.0 M HCl 25 mL
อินดิเคเตอร์ที่เหมาะสม

58. 0.1 M CH3COOH 25 mL + 0.1 M
NaOH ณ จุดสมมูล
pH = 9
pH
range 8-
10•
Phenolphthalein
8.3-10.0
(no color –
pink)
2. การไทเทรตระหว่างกรด
อ่อน-เบสแก่
58
1.0 M NaOH
1.0 M CH3COOH 25 mL
อินดิเคเตอร์ที่เหมาะส

59. 1.0 M NH3 40 mL + 1.0 M HCl
ณ จุดสมมูล pH ≈ 5 pH range 4-7
• Methyl red
4.2-6.3
red-
yellow• Bromocresol
green 3.8-5.4
yellow-blue
3. การไทเทรตระหว่าง
กรดแก่-เบสอ่อน
59
1.0 M HCl
1.0 M NH3 40 mLอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสม

60. ไทเทรต
HCl + NaOH → NaCl + H2O
mol HCl
1
mol NaOH
1
=
CaVa
1000
=
CbVb
1000
CaVa =
CbVb
60

61. ไทเทรต
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
mol H2SO4
1
mol NaOH
2
=
CaVa
1000
=
CbVb
2 x 1000
61
CaVa =
CbVb

62. 62
Ex 11. จงคำานวณหาความเข้มข้นขอ
งกรดอะซิติกในนำ้าส้มสายชู เมื่อนำา
นำ้าส้มสายชูมา 25.00 mL มาไทเทรต
กับ 0.01 M NaOH พบว่าใช้ NaOH ไป
30.50 mL

63. 63
Ex 12. จงคำานวณหาความเข้มข้นขอ
งกรดซัลฟิวริก เมื่อนำากรดซัลฟิวริกมา
20.00 mL มาไทเทรตกับ 0.50 M
NaOH พบว่าใช้ NaOH ไป 25.35 mL

64. Ex 13. จงคำานวณ pH ของสารละลาย
เมื่อหยด 0.10 M NaOH 49 cm3
ลงใน
0.1 M HCl 50 cm3
64

65. 65
สมดุลของเกลือที่ละลาย
นำ้าได้น้อย
เช่น AgCl, BaSO4,
Ag2SO4
gCl ละลายในนำ้า
AgCl(s) Ag+
(aq)
+ Cl-
(aq)
K =
[Ag+
]
[Cl-
]
[AgCl
(s)]
Ksp = [Ag+
]
[Cl-
]Ksp : ค่าคงที่ผลคูณ
การละลายได้g+
][Cl-
] : ผลคูณไอออน (ion product)

66. ion product < Ksp สามารถ
เกิดการละลายได้อีก
ion product = Ksp สมดุล
(สารละลายอิ่มตัว)
ion product > Ksp เกิด
ตะกอนขึ้นในสารละลาย
66
ประโยชน์ของ Ksp ใช้ในการแยก
ไอออนออกจากกัน
มีค่า Ksp ตำ่า จะตกตะกอนได้ง่าย
สารมีค่า Ksp สูง จะละลายได้มาก
หรือตกตะกอนได้ยาก
สมดุลของเกลือที่ละลาย
นำ้าได้น้อย

67. CaSO4 ละลายนำ้าได้ 
BaSO4
นั่นคือ ถ้าในสารละลายมี [Ba2+
] =
[Ca2+
] เมื่อเติม SO4
2-
จะเกิดตะกอน
ของ BaSO4 ก่อน และถ้าใช้ [SO4
2-
] ที่
เหมาะสมจะแยก BaSO4 ได้หมด
67
Ksp BaSO4 = 1.1 x 10-10
Ksp CaSO4 = 1.1 x 10-5

68. Ex 14. AgCl มีค่า Ksp = 2.80 x 10-10
จงคำานวณหาค่าการละลายของ
AgClAgCl(s) Ag+
(aq) + Cl-
(aq)
Ksp = [Ag+
] [Cl-
] = 2.8 x 10-1
[Ag+
] = [Cl-
]
[Ag+
]2
= 2.8 x 10-10
[Ag+
] = (2.8
x 10-10
)1/2
= 1.67 x
10-5
ลือ AgCl ละลายได้ 1.67 x 10-5
mol dm-3
68

69. 69
(Commom ion effect)
คือ การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นเมื่อ
เติมไอออนที่มีอยู่ในระบบ เช่น เติม
NaCl ในสารละลายอิ่มตัว AgCl
AgCl(s) Ag+
(aq) +
Cl-
(aq)NaCl(s)
→
Na+
(aq) + Cl-
(aq)
[ Cl-
] เพิ่มขึ้น [ Ag+
]
[ Cl-
] > Ksp
ทำาให้สมดุลเลื่อนทาง
ซ้าย
g+
] ลดลงจน [ Ag+
] [ Cl-
] = Ksp
ไอออนร่วม
เติม

70. Ex 15. ในสารละลายซึ่งประกอบด้วย Cl-
0.10 mol dm-3
และ CrO4
2-
0.10 mol
dm-3
ถ้าค่อยๆ เติม AgNO3 ลงไปใน
สารละลาย อยากทราบว่า AgCl หรือ
Ag2CrO4 จะตกตะกอนออกมาก่อน (Ksp
ของ AgCl = 1.8 x 10-10
, Ksp ของ
Ag2CrO4 = 1.9 x 10-12
)
สารเริ่มตกตะกอนเมื่อ ion product >
Ksp ดังนั้นต้องคำานวณ [Ag+
] ที่ทำาให้
AgCl และ Ag2CrO4 ตกตะกอนAgCl(s) Ag+
(aq) + Cl-
(aq)
Ksp = [Ag+
][Cl-
] = 1.8 x 10-10
[Ag+
](0.1) = 1.8 x 10-10
[Ag+
] = 1.8 x 10-9
mol/dm3
70

71. Ag2CrO4(s) 2Ag+
(aq) + CrO4
2-
(aq)
Ksp = [Ag+
]2
[CrO4
2-
] = 1.9 x 1
[Ag+
]2
(0.1) = 1.9 x 10-12
Ag+
]2
= 1.9 x 10-11
= 19 x 10-12
Ex 15.
(ต่อ)
Ag+
] = 4.36 x 10-6
mol/dm3
แสดงว่า AgCl เริ่มตกตะกอนเมื่อมี Ag+
อยู่ในสารละลาย 1.8 x 10-9
M ส่วน
Ag2CrO4 จะเริ่มตกตะกอนเมื่อมี Ag+
อยู่ในสารละลาย 4.36 x 10-6
Mดังนั้น AgCl ตกตะกอน
ก่อน Ag CrO
71

72. ไอออนของโลหะที่อยู่ในสารละลาย
มักไม่อยู่อย่างอิสระ แต่จะรวมตัวกับ
ไอออนหรือโมเลกุลอื่นๆ ที่เรียกว่า ลิแกน
ด์ (Ligand) เพื่อให้ไอออนของโลหะนั้นๆ
เสถียรยิ่งขึ้นในสารละลาย ไอออนของ
โลหะที่รวมอยู่กับลิแกนด์ เรียกว่า ไอออน
เชิงซ้อน (complex ion)
M
L
L
L
L
ธะโคออดิเนตโคเวเลนต์
M = อะตอมกลาง (โลหะแทรนซ
เช่น Fe3+
, Cu2+
, Ag+
, Zn2+
L = ลิแกนด์ ได้แก่
- ไอออนลบ เช่น Cl-
, F-
, C
- กลาง เช่น NH3, H2O, CO
สมดุลของไอออนเชิงซ้อน
72

73. [Ag
(NH3)2]+
[Ag+
]
ตัวอย่าง AgCl ละลายนำ้าได้น้อยมาก ถ้า
หยดสารละลาย NH3 มากเกินพอลงไป จะ
ทำาให้ AgCl ละลายได้มากขึ้น ทั้งนี้
เนื่องจากเกิดไอออนเชิงซ้อนใน
สารละลาย
AgCl(s) + 2NH3 [Ag
(NH3)2]+
+ Cl-
(aq)ไอออน
เชิงซ้อนไอออนเชิงซ้อนที่เกิดขึ้นจะมีสมบัติ
คล้ายเล็กโทรไลต์อ่อน คือ แตกตัวได้บ้าง
เล็กน้อย และแตกตัวแล้วจะมีสมดุลเกิด
ขึ้น ด้วยดังปฏิกิริยาAg+
+ 2NH3 [Ag
(NH3)2]+
Kf =
73

74. ค่าคงที่สมดุลนี้ เรียกว่า ค่าคงที่การเกิด
ของไอออนเชิงซ้อน (formation
constant, Kf) บางที่เรียกว่า ค่าคงที่
ความเสถียร (Stability constant, Kstab)
ถ้า Kf มาก แสดงว่า เกิดไอออน
เชิงซ้อนได้ดีมากค่าคงที่สมดุลอีกค่าหนึ่งที่นิยมใช้กับ
ไอออนเชิงซ้อนก็คือ ค่าคงที่การแตกตัว
ของไอออนเชิงซ้อน (dissociation
constant, Kd) บางที่เรียกว่า ค่าคงที่
ความไม่เสถียร (instability constant)
ซึ่งมีค่าเป็นส่วนกลับของ Kf
Kd =
1
K 74

75. 75
 สารละลายที่ pH ไม่เปลี่ยนแปลง
เมื่อเติมกรดแก่ หรือ เบสแก่ลงไป
เล็กน้อย หรือเจือจาง สารละลายบัฟเฟอร์
เตรียมได้จาก1. กรดอ่อน+เกลือของกรดอ่อนนั้น
เช่น
2. เบสอ่อน+เกลือของเบส
อ่อนนั้น เช่น
สารละลายบัฟเฟอร์
(Buffer solution)
CH3COOH + CH3COONa,
H3PO4 + NaH2PO4
NH3 + NH4Cl

76. 76
 กรดอ่อน (HA) + เกลือของกรด
อ่อน (NaA)
HA + H2O
H3O+
+ A-
ที่สภาวะสมดุล
[H3O+
] = Ka
[H
A]
[A-
NaA → Na+
+
A-
H3O+
A-
Na+
HA A-
1. สารละลายบัฟเฟอร์
กรด
A-
+ H2O HA + OH-
[H3O+
]
[A-
]
Ka =
[H
A]

77. -log [H3O+
] = -log Ka
[H
A]
[A-
]
= -log Ka
- log
[H
A]
[A-
]
หรื
อ
[ac
id]
[sa
lt ]
pH= pKa - log
pH ของสารละลาย
บัฟเฟอร์กรด
[sa
lt]
pH= pKa + log
77
H3O+
A-
Na+
HA A-

78. 78
 เบสอ่อน (B) + เกลือของ
เบสอ่อน (BH+
)
B + H2O BH+
+
OH-
[OH-
] = Kb
[B]
[B
H+
][ba
se]
[sal
pOH= pKb - log
[BH+
] [OH-
]Kb =
[B]
[sal
t]
[ba
pOH= pKb + log
2. สารละลายบัฟเฟอร์
เบส

79. • pH ไม่เปลี่ยนแปลงหรือ
เปลี่ยนเล็กน้อย
สารละลายบัฟเฟอร์ 1 ลิตร มี
CH3COOH 0.1 mol และ
CH3COONa 0 .1 mol
79
การเติมกรดแก่-เบสแก่
ในบัฟเฟอร์
pH = pKa – log
[CH3COOH]
[CH3COONa]pH = 4.745 – log
(0.1/0.1)
pH = 4.745

80. วิธีคิด HCl 1.0 M 1 cm3
มีจำา
นวนโมล = 0.001 mol
CH3COOH + H2O
H3O+
+ CH3COO-
H+
+ CH3COO-
CH3COOH
0.001 molลด 0.001 mol เพิ่ม 0.001 mol
HCl H+
+ Cl-
80
 ถ้าเติม HCl 1.0 M
ปริมาตร 1 cm3
จะทำาให้
สารละลายมี pH เท่าไร

81. จา
ก
[CH3CO
OH]
[CH3CO
O-
]
pH= pKa - log
= 4.745
- log
(0.1
01)
(0.0
99)
= 4.745 - 0.009
= 4.736 81
เมื่อเติม HCl แล้วต้องคิดความ
เข้มข้นใหม่[CH3COOH] = (0.1 + 0.001)
mol/ 1001mL = 0.101 M[CH3COO-
] = (0.1 - 0.001) mol/
1001mL = 0.099 M
(pH ใกล้เคียงเดิม)

82.  ถ้าเติม NaOH 1.0 M
ปริมาตร 1 cm3
จะทำาให้
สารละลายมี pH เท่าไร
0.001 mol
CH3COOH + H2O
H3O+
+ CH3COO-
เมื่อเติม NaOH แล้วความเข้มข้น
ของสารเปลี่ยนไป
NaOH Na+
+ OH-
82
วนโมลของ NaOH ที่เติม =
H-
+ CH3COOH CH3COO-
+

83. [CH3COOH] = (0.1 - 0.001) mol/
1001mL = 0.099 M[CH3COO-
] = (0.1 + 0.001) mol/
1001mL = 0.101 M
OH-
+ CH3COOH
CH3COO -
+ H2O0.001molลด 0.001molเพิ่ม 0.001mol
(0.099)
(0.101)
pH= pKa - log
= 4.749
83
(pH ใกล้เคียงเดิม)

84. การเติมนำ้าใน
สารละลายบัฟเฟอร์
CH3COOH + H2O
H3O+
+ CH3COO-
H2O H+
+ OH-
เติมนำ้า
CH3COO-
+ H+
CH3COOHCH3COOH + OH-
H2O + CH3COO-
 ความเข้มข้นของไอออนต่าง ๆ
คงเดิม pH จึงคงที่ 84

85. 85
การเตรียมสารละลาย
บัฟเฟอร์
 เลือกกรด หรือเบสที่มี pKa หรือ
pKb ใกล้เคียงกับ pH หรือ pOH ที่
ต้องการ หรืออยู่ใน ช่วง pKa ± 1
หรือ pKb ± 1 เช่น
[กร
ด]
[เก
หรือ
[เบ
ส]
[เก
≈
1
1
0
1
0
-
[H
A]
[A-
]
pH= pKa - log

86. ของกรดอะซิติก(CH3COOH) และ
โซเดียมอะซิเตด (CH3COONa)
เพื่อเตรียมบัฟเฟอร์ที่มี pH = 5.7
(Ka = 1.8 x 10-5
) [CH3CO
OH]
[CH3CO
O-
]
pH= pKa - log
[CH3CO
OH]
[CH3CO
O-
]
5.7= pKa - log
= - log 1.8 x 10-5
-
[CH3CO
OH]
log5.7
86

87. = - log 1.8 x 10-5
-
[CH3CO
OH]
[CH3CO
O-
]
log5.7
= 4.75
[CH3CO
OH]
[CH3CO
O-
]
- log5.7
= 4.75
- 5.7
[CH3CO
OH]
[CH3CO
O-
]
log
= antilog (-1 +
0.05) = 1.1 x 10-1
[CH3CO
OH]
[CH3CO
-
=
-0.95
=
antilog (-
0.95)
=
10-0.95
=
Ex 7.
(ต่อ)
87

88. วิธีทำา
[CH3CO
OH]
[CH3CO
O-
]
pH= pKa - log
(0.
4)
(0.
4)
= - log Ka - log
= - log 1.8 x 10-5
= - log 1.8 – log 10-5
= 5 -
0.25
Ex 8. จงคำานวณ pH ของบัฟเฟอร์
0.4 M CH3COOH + 0.4 M
CH3COONa (Ka =1.8 x 10-5)
= 5 - log 1.8
=
4.75 88

89. =
0.
8
8
0.2 x 400
1000
1000
800
x
Ex 9. จงคำานวณ pH ของบัฟเฟอร์
ระหว่าง 0.1 M NH3 400 cm3
และ 0.2
M NH4NO3 400 cm3
(Kb=1.8 x 10-5
)
89
0.1 M NH3 400 cm3
มี
จำานวนโมล =0.2 M NH4NO3 400 cm3
มีจำานวนโมล =ตรรวม = 400 + 400 = 800 cm3
[NH3] =
0.1 x 400
1000
1000
800
x
[NH4NO3] =
=
0.4
8
0.1 x 400
mol
1000
0.2 x
400
mol
1000=
0.05
M= 0.1
M

90. = 5 – 0.25 + 0.30
=
8.95
90
pH = 14 - pOH
= 14.00 - 5.05
= - log (1.8 x 10-5
) – log (0.05/0.1
pOH= pKb - log
[NH
3]
[NH
4
+
]= 5 – log 1.8 – log 0.5
= 5.05
Ex 9.
(ต่อ)

91. Ex 10. จงหา pH ของสารละลาย
บัฟเฟอร์ที่มี 0.50 M CH3COOH
ผสมกับ 0.25 M CH3COONa
Ka=1.80 x 10-5
pH = -log
3.6 x 10-5
[H3O+
]= Ka
[acid]
[salt]
(1.8 x 10-5
)(0.50)
0.25
=
= 3.6 x
10-5
= 5 -
log 3.6
= 5 –
0.56=
4.44 91

92. ขอขอบคุณ
92
สาขาวิชาวิทยาศาสตร์
คณะวิทยาศาสตร์และวิศวกรรมศาสตร์
มหาวิทยาลัยเกษตรศาสตร์ วิทยาเขต
เฉลิมพระเกียรติ จังหวัดสกลนคร