ทฤษีกรด เบส

Arrhenius Concept

กรด คือ สารประกอบที่มี H และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ H⁺ หรือ H₃O⁺

เบส คือ สารประกอบที่มี OH และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ OH^-

ข้อจำกัดของทฤษฎีนี้คือ สารประกอบต้องละลายได้ในน้ำ และไม่สามารถอธิบายได้ว่า ทำไมสารประกอบบางชนิดเช่น NH₃ จึงเป็นเบส

Bronsted-Lowry Concept

กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอน (proton donor) แก่สารอื่น

เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอน (proton acceptor) จากสารอื่น

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสจึงเป็นการถ่ายเทโปรตอนจากกรดไปยังเบสเช่นแอมโมเนียละลายในน้ำ

NH_3(aq) + H₂O₍₁₎ = NH₄⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

base 2 ........acid 1 ........acid 2 ........base 1

ในปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH₃ จะเป็นฝ่ายรับโปรตอนจาก H₂O ดังนั้น NH₃ จึงเป็นเบสและ H₂O เป็นกรด แต่ในปฏิกิริยาย้อนกลับ NH₄⁺ จะเป็นฝ่ายให้โปรตอนแก่ OH^- ดังนั้น NH₄⁺ จึงเป็นกรดและ OH^- เป็นเบส อาจสรุปได้ว่าทิศทางของปฏิกิริยาจะขึ้นอยู่กับความแรงของเบส

Lewis Concept

กรด คือ สารที่สามารถรับอิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (electron pair acceptor) จากสารอื่น

เบส คือ สารที่สามารถให้อิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (electron pair donor) แก่สารอื่น

ทฤษฎีนี้ใช้อธิบาย กรด เบส ตาม concept ของ Arrhenius และ Bronsted-Lowry ได้ และมีข้อได้เปรียบคือสามารถอธิบาย กรด เบส ในกรณีที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกัน และได้สารประกอบที่มีพันธะโควาเลนซ์ เช่น

OH ^- (aq) + CO₂ (aq) HCO₃^- (aq)

BF₃ + NH₃ BF₃-NH₃

ชนิดของกรดและเบส

ชนิดของกรด

1.กรด Monoprotic แตกตัว 1 ได้แก่ HNO₃ , HClO₃ , HClO₄ , HCN

2.กรด Diprotic แตกตัว 2 ได้แก่ H₂SO₄ , H₂CO₃

3.กรด Polyprotic แตกตัว 3 ได้แก่ H₃PO₄

การแตกตัวของกรด Polyprotic แต่ละครั้งจะให้ H⁺ ไม่เท่ากัน แตกครั้งแรกจะแตกได้ดีมาก ค่า Ka สูงมากแต่แตกครั้งต่อ ๆ ไปจะมีค่า Ka ต่ำมาก เพราะประจุลบในไอออนดึงดูด H⁺ ไว้ดังสมการ

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^- Ka₁ = 10¹¹

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2- Ka₂ = 1.2 x 10^-2

เนื่องมาจากกรด Polyprotic มักมีค่า K₁>>K₂>>K₃ H⁺ ในสารละลายส่วนใหญ่จะได้มาจากการแตกตัวครั้งแรก

ถ้าค่า K₁ มากกว่า K₂ =10³ เท่าขึ้นไปจะพิจารณาค่า pH ของสารละลายกรด Polyprotic ได้จากค่า K₁ เท่านั้น แต่ถ้าค่า K₂ มีค่าไม่ต่ำมาก จะต้องนำค่า K₂ มาพิจารณาด้วย

ชนิดของเบส

เบส แบ่งตาม จำนวน OH^- ในเบส แบ่งได้เป็น 3 ชนิด คือ

1.เบสที่มี OH^- ตัวเดียว เช่น LiOH NaOH KOH RbOH CsOH

2.เบสที่มี OH^- 2 ตัว เช่น Ca(OH)₂ Sr(OH)₂ Ba(OH)₂

3.เบสที่มี OH^- 3 ตัว เช่น Al(OH)₃ Fe(OH)₃

คู่กรดเบส

สารที่เป็นคู่กรด-เบสกัน H⁺ ต่างกัน 1 ตัว โดยที่ คู่กรดจะมี H⁺ มากกว่าคู่เบส 1 ตัว

ใน ปฏิกิริยาที่ผันกลับได้จะมีปฏิกิริยาย่อย 2 ชนิด คือ ปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับซึ่งในสารละลายกรดและสารละลายเบสจะ มีสารที่เรียกว่าคู่กรด-เบสเสมอไม่ว่าจะเป็นปฏิกิริยาใดโดยพิจารณาจากทฤษฎี กรด-เบสของเบรินสเตด-ลาวรี เช่น

H₂O เป็นคู่กรดของเบสOH^-

NH₃ เป็นคู่เบสของกรด NH₄⁺

CH₃COOH เป็นคู่กรดของเบสCH₃COO^-

H₂O เป็นคู่เบสของกรด H₃O⁺

ความแรงของกรดและเบส

เบสแก่ คือ เบสที่แตกตัวได้มากหรือ เบสที่แตกตัวได้ 100 % หรือเรียกอีกชื่อหนึ่งว่า

อิเล็กโทรไลต์แก่ ได้แก่ เบสหมู่ 1 ทุกตัว และเบสหมู่ 2 ยกเว้น Be(OH)₂

กรดแก่ คือ กรดที่แตกตัวได้มากหรือ เบสที่แตกตัวได้ 100 % หรือเรียกอีกชื่อหนึ่งว่า

อิเล็กโทรไลต์แก่ แบ่งออกเป็น

กรด Hydro ได้แก่ HCl , HBr , HI

กรด Oxy ได้แก่ H₂SO₄ , HNO₃ , HClO₃ , HClO₄

ข้อสังเกต กรด Oxy ที่แก่ ให้นำจำนวนออกซิเจนลบกับจำนวน H⁺ ที่แตกตัวได้

ถ้าผลลัพธ์ตั้งแต่ 2 ขึ้นไปจะเป็นกรดแก่

ทฤษฎีกรด - เบส อาร์เรเนียส (Arrhenius)

          ในปี ค.ศ. 1887 (พ.ศ. 2430) นักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดน ชื่อ อาร์เรเนียส ได้เป็นผู้ตั้งทฤษฎีกรด – เบสขึ้น โดยศึกษาจากสารที่ละลายน้ำ (Aqueous solution ; aq) และการนำไฟฟ้าของสารละลายนั้น ซึ่งอาร์เรเนียสได้พบว่าสารอิเล็กโทรไลต์จะแตกตัวเป็นไอออน เมื่อละลายอยู่ในน้ำจึงให้นิยามกรดไว้ว่า

          กรด คือ สารที่ละลายน้ำแล้วสามารถแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน (H⁺)ได้

          เบส คือ สารที่ละลายน้ำแล้วสามารถแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH^-)ได้ 

• ข้อจำกัดของทฤษฎีกรด - เบส อาร์เรเนียส

     - ทฤษฎีกรด - เบส อาร์เรเนียส จะเน้นเฉพาะการแตกตัวในน้ำให้ได้เป็น H⁺ และ OH^- ไม่รวมถึงตัวทำละลายอื่นๆ ทำให้สามารถอธิบายความเป็นกรด - เบสได้อย่างจำกัด

     - สารที่เป็นกรดจะต้องมี H⁺ อยู่ในโมเลกุล และสารที่เป็นเบสจะต้องมี OH^- อยู่ในโมเลกุล

 

ทฤษฎีกรด - เบส เบรินสเตต-ลาวรี (Bronsted - Lowry)

          โจฮันส์ นิโคลัส เบรินสเตต และโทมัส มาร์ติน ลาวรี นักเคมีชาวเดนมาร์ก และอังกฤษ ได้ศึกษาการให้และรับโปรตอนของสาร เพื่อใช้อธิบายและจำแนกกรด - เบสได้กว้างยิ่งขึ้น จึงได้มีการตั้งทฤษฎีกรด - เบสนี้ขึ้นในปี ค.ศ.1923 (พ.ศ. 2466)

กรด คือ สารที่ให้โปรตอนกับสารอื่น (Proton donor)

เบส คือ สารที่รับโปรตอนจากสารอื่น (Proton acceptor)

HCl เป็นสารที่ให้โปรตอน (H⁺) ; HCl จึงเป็นกรด

H2O เป็นสารที่รับโปรตอน (H⁺) ; H₂O จึงเป็นเบส

 

• ข้อจำกัดของทฤษฎีกรด – เบส เบรินสเตต – ลาวรี

          ทฤษฎีกรด- เบสของเบรินสเตต - ลาวรี เป็นทฤษฎีที่ใช้ในการอธิบายสมบัติของกรด - เบสได้กว้างกว่าทฤษฎีของอาร์เรเนียส แต่อย่างไรก็ตามทฤษฎีนี้ก็ยังมีข้อจำกัด คือ สารที่ทำหน้าที่เป็นกรดจะต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนั้น และสารนั้นจะต้องแตกตัวได้ เพราะถ้าสารไม่สามารถแตกตัวได้แล้วจะระบุไม่ได้ว่าสารนั้นเป็นกรดหรือเบส

7.4 ปัจจัยที่มีผลต่อภาวะสมดุล

ผลของการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้น ความดันและอุณภูมิ

               ระบบสมดุลของปฏิกิริยาใดๆ จะพบว่ามีความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ และของสารตั้งต้นที่เหลือคงที่แต่ถ้าเปลี่ยนแปลงบางอย่างในระบบ เช่น เลี่ยนความเข้มข้น ความดัน และอุณภูมิ จะมีผลต่อสมดุลอย่างไรระบบของปฏิกิริยาจะดำเนินเข้าสู่ภาวะสมดุลใหม่หรือไม่ และถ้าเกิดสมดุลใหม่อีก ปริมาณของผลิตภัณฑ์ และของสารตั้งต้นที่เหลือจะเท่า หรือไม่เท่าปริมาณที่มีอยู่ในสมดุลเดิม

7.4.1 การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้น

ผลของการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นที่มีต่อภาวะสมดุล

             การเปลี่ยนความเข้มข้นของสารในระบบสมดุล ไม่ว่าจะเป็นการเพิ่มหรือลดความเข้มข้น จะทำให้ระบบเสียภาวะสมดุล โดยระบบจะต้องมีการปรับตัวให้กลับสู่สภาวะสมดุลใหม่เสมอ เราลองพิจารณาตัวอย่างของปฏิกิริยาระหว่างไทโอโซยาเนตไอออน (SCN-) กับไอร์ออน (III)ไอออน จนเข้าสู่สมดุล ดังนี้

ระบบนี้เข้าสู่สมดุล พบว่า ความเข้มข้นของสีแดงคงที่ ถ้ามีการเปลี่ยนแปลงภาวะสมดุลความเข้มข้นของสีแดงก็จะเปลี่ยนไป โดยที่สีแดงเข้ม แสดงว่ามีปริมาณ [FeSCN]2+ มาก และสีแดงจางลง แสดงว่าปริมาณ[FeSCN]2+ น้อย

               การรบกวนสมดุลด้วยการเปลี่ยนความเข้มข้นของสารต่างๆ ในระบบ จะทำให้ระบบเสียสมดุล และระบบจะต้องปรับตัวให้กลับเข้าสู่ภาวะสมดุลใหม่ ซึ่งอาจจะเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า หรือปฏิกิริยาย้อนกลับก็ได้ ทั้งนี้จะพิจารณาความเข้มของสีแดง บอกปริมาณ [FeSCN]2+ ได้ กล่าวคือ ถ้าสีแดงเข้มขึ้น แสดงว่า ระบบเกิดการปรับตัวเข้าสู่สมดุลใหม่ด้วยการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าให้ [FeSCN]2+ เพิ่มขึ้น และในทางตรงข้าม ถ้าสีแดงจางลงแสดงว่า ระบบจะปรับตัวเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ ให้ [FeSCN]2+ ลดลง

การทดลองระบบสมดุลของปฏิกิริยาระหว่าง SCN- กับ Fe3+ ดังนี้

เมื่อเพิ่มความเข้มข้นของสารตั้งต้นชนิดใดชนิดหนึ่ง เช่น เติม Fe3+ จะทำให้เกิดปฏิกิริยากับ SCN- เกิด[FeSCN]2+ มากขึ้น จึงทำให้สารละลายมีสีแดงเข้มขึ้น แสดงว่า เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้ามากขึ้น และระบบจะปรับตัวเข้าสู่สภาวะสมดุลใหม่อีกครั้งหนึ่ง ซึ่งจะทำให้ความเข้มข้นของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์เปลี่ยนไป

และถ้าลดความเข้มข้นของสารชนิดใดชนิดหนึ่ง เช่น ลด Fe3+ จะทำให้เกิดปฏิกิริยากับ SCN- น้อยลง จึงเกิด [FeSCN]2+ ลดลง จึงทำให้สารละลายสีแดงจางลง แสดงว่าเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า-น้อยลง เป็นผลทำให้เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับมาก แล้วระบบจะปรับตัวเข้าสู่สมดุลใหม่อีกครั้ง ณ สมดุลใหม่จะพบว่ามีความเข้มข้นของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์เปลี่ยนไป

ในทำนองเดียวกัน ถ้าเพิ่มผลิตภัณฑ์ เช่น เดิม[FeSCN]2+ จะทำให้ปริมาณ[FeSCN]2+ มากขึ้น จึงสลายตัวเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับมากขึ้น ทำให้สารละลายสีแดงจางลง แล้วคงที่ เมื่อระบบปรับตัวเข้าสู่สมดุลใหม่อีกครั้งหนึ่ง ที่สมดุลใหม่นี้จะพบว่า มีความเข้มข้นของสารตั้งต้น และผลิตภัณฑ์เปลี่ยนไป

จากการเปลี่ยนความเข้มข้นของสารต่างๆ ในระบบสมดุล สามารถสรุปได้ว่า ถ้าเติมสารตั้งต้นหรือผลิตภัณฑ์ลงไป

จากการเปลี่ยนความเข้มข้นของสารต่างๆ ในระบบสมดุล สาสมรถสรุปได้ว่า ถ้าเติมสารตั้งต้นหรือผลิตภัณฑ์ลงไป เมื่อระบบสมดุลแล้วความเข้มข้นของสารนั้นจะเพิ่มขึ้น ซึ่งมีผลรบกวนสมดุล โดยระบบจะพยายามปรับตัว เพื่อลดปริมาณสารที่เพิ่มขึ้น ด้วยการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า หรือปฏิกิริยาย้อนกลับมากขึ้น ในที่สุดระบบจะเข้าสู่ภาวะสมดุลใหม่อีกครั้งหนึ่ง

7.4.2 การเปลี่ยนแปลงความดันและอุณหภูมิ

ผลของการเปลี่ยนแปลงความดันที่มีต่อภาวะสมดุล

               การเปลี่ยนแปลงในความดันในที่นี้หมายถึง การเปลี่ยนแปลงปริมาตร เช่น การเพิ่มความดันก็คือ ลดปริมาตรของระบบ การเปลี่ยนแปลงความดันจะมีผลต่อภาวะสมดุลในระบบนั้นจะต้องมีสารอย่างน้อย 1 ชนิด มีสถานะเป็นก๊าซ ส่วนระบบที่ไม่มีก๊าซอยู่เลย จะพบว่า การเปลี่ยนแปลงความดันจะไม่มีผลต่อการรบกวนสมดุล

ก่อนที่จะพิจารณาว่าการเปลี่ยนแปลงความดันของระบบ มีผลต่อสมดุลอย่างไร ควรจะต้องทราบว่าความดันมีความสัมพันธ์กับสมบัติอื่นๆ ของก๊าซในระบบ เช่น ปริมาตร ความเข้มข้นและจำนวนโมลอย่างไร

จากการศึกษาความสัมพันธ์ต่างๆ ดังนี้

1. จากกฎของบอยส์

“ณ อุณหภูมิที่คงที่ ปริมาตรของก๊าซที่มีมวลคงที่ จะเป็นสัดส่วนผกผันกับความดันของก๊าซนั้นๆ ”

จะได้ว่า V  1/P เมื่อ T และ m คงที่

อธิบาย : ที่อุณหภูมิ และมวลของก๊าซในระบบคงที่ ถ้าปริมาณของก๊าซเพิ่มชึ้น ความดันจะลดลง และถ้าปริมาณของก๊าซลดลง ความดันก็เพิ่มขึ้น

2. จากกฎของสมการบอกสถานะของก๊าซ

สรุปเป็นสูตรได้ว่า PV = nRT

P = n(RT /V) ………….(1)

เมื่อ T,V และ R คงที่ จะได้ว่า P n

อธิบาย : ที่อุณภูมิ ปริมาตร และมวลของก๊าซคงที่ ความดันแปรผันกับจำนวนโมลของก๊าซ กล่าวคือ ถ้าจำนวนโมลของก๊าซเพิ่มขึ้น ความดันของก๊าซจะเพิ่มขึ้น และถ้าจำนวนโมลของก๊าซลดลง ความดันของก๊าซก็จะลดลงด้วย ดังนั้น ถ้าต้องการให้ระบบมีความดันเพิ่มขึ้น จะต้องให้ระบบเกิดปกิกิริยาในทิศทางที่ลดจำนวนโมล และถ้าต้องการให้ระบบมีความดันลดลง จะต้องให้ระบบเกิดปฏิกิริยาในทิศทางที่ลดจำนวนโมล

จากสมการ จะได้ P = ( n / V )(RT)

เมื่อ T และ R คงที่ และให้ n /v = C = ความเข้มข้น

P     C

อธิบาย : ที่อุณหภูมิคงที่ ความดัน แปรผันกับความเข้มข้นของก๊าซ กล่าวคือ ถ้าความดันเพิ่มขึ้น ความเข้มข้นของก๊าซทุกชนิดในระบบก็เพิ่มขึ้น และถ้าความดันลดลง ความเข้มข้นของก๊าซทุกชนิดในระบบก็ลดลง

ผลของการเปลี่ยนแปลงอุณหภูมิที่มีต่อภาวะสมดุล

สมดุลของปฏิกิริยาเคมี จำแนกตามการเปลี่ยนแปลงพลังงานในระบบเป็นเกณฑ์ได้เป็น 2 ประเภทคือ

1.สมดุลของปฏิกิริยาคายความร้อน (Exothermic reaction equilibrium)

เขียนสมการแทนดังนี้ H 2(g) + I2 (g) 2HCl (g) H = -9.4 KJ

หรือ H2 (g) + I2 (g)  2HCl (g) + 9.4 KJ

สมดุลของปฏิกิริยาคายความร้อน เป็นสมดุลของระบบหลังเกิดปฏิกิริยาจะคายพลังงานให้แก่สิ่งแวดล้อม

สมดุลของปฏิกิริยาคายความร้อน จะพบว่า ปฏิกิริยาไปข้างหน้า คายความร้อน และปฏิกิริยาย้อนกลับ ดูดความร้อน และ จะเรียนซื่อสมดุลของปฏิกิริยาตามซื่อของปฏิกิริยาไปข้างหน้า คือปฏิกิริยาคายความร้อน

2. สมดุลของปกิกิริยาดูดความร้อน (Endothermic reaction equilibrium)
เขียนสมการแทนได้ดังนี้
N2O4(g) 2NO2(g) H = +57.2 KJ

หรือ N2O4(g) + 57.2 KJ 2NO2(g)

สมดุลของปฏิกิริยาดูดความร้อน จะพบว่าปฏิกิริยาไปข้างหน้าดูดความร้อน และ ปฏิกิริยาย้อนกลับ คายความร้อน และ จะเรียกซื่อสมดุลของปฏิกิริยาตามซื่อของปฏิกิริยาไปข้างหน้า คือปฏิกิริยาดูดความร้อน