กรด-เบส-5-1

รายวิชาเคมีและวิทยาการคำนวณ เคมี

กรด-เบส

ผู้เรียบเรียง

นางสาวปนัสดา ไกรเสือ เลขที่ 13

ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 6



โรงเรียนหนองพระพิทยา

คำนำ

หนั งสืออิเล็กทรอนิ กส์ เรื่อง กรด-เบส ได้จัดทำขึ้น
เพื่อประกอบการเรียนการสอน สำหรับนั กเรียนและผู้
ต้องการจะศึ กษา

ทางผู้จัดทำหวังเป็ นอย่างยิ่งว่าหนั งสืออิเล็กทรอนิ กส ์
เล่มนี้ จะมี ประโยชน์ และให้ความรู้แก่ผู้อ่านและบุคลคล
ทั่วไปที่สนใจกำลังศึ กษาอยู่

สารบัญ หน้ า

เรื่อง ก

คำนำ ข
สารบัญ
นิ ยามกรด-เบส 1
2
สมบัติทั่วไปของ 3
สารละลายกรด-เบส 4
ทฤษฎีกรด-เบส 5
เปรียบเทียบกรดแก่กับเบสแก่
6

7
8
9

ชนิ ดของกรดและเบส 10
การแตกตัวของกรดและเบส 11
อินดิเคเตอร์
สารละลายบัฟเฟอร์ 12

อ้างอิง 13
14

15
16
17
18
19
20
21
22

ค

นิ ยามกรด-เบส 1

Arrhenius Concept


กรด คือ สารประกอบที่มี H และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ H⁺ หรือ H₃O⁺

เบส คือ สารประกอบที่มี OH และเมื่อละลายน้ำจะแตกตัวให้ OH⁻

ข้อจำกัดของทฤษฎีนี้คือ สารประกอบต้องละลายได้ในน้ำ และไม่สามารถ
อธิบายได้ว่า ทำไมสารประกอบบางชนิดเช่น NH³ จึงเป็ นเบส

Bronsted-Lowry Concept
กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอน (proton donor) แก่สารอื่น
เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอน (proton acceptor) จากสาร
อื่น

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสจึงเป็ นการถ่ายเทโปรตอนจากกรด
ไปยังเบสเช่นแอมโมเนี ยละลายในน้ำ

NH₃(aq) + H₂O(1) = NH₄⁺ (aq) + OH⁻(aq)

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

ในปฏิกิริยาไปข้างหน้ า NH³ จะเป็ นฝ่ ายรับโปรตอนจาก H₂O ดัง
นั้ น NH³ จึงเป็ นเบสและ H₂O เป็ นกรด แต่ในปฏิกิริยาย้อนกลับ
NH⁴⁺ จะเป็ นฝ่ ายให้โปรตอนแก่ OH⁻ ดังนั้ น NH₄⁺ จึงเป็ นกรด
และ OH⁻ เป็ นเบส อาจสรุ ปได้ว่าทิศทางของปฏิกิริยาจะขึ้นอยู่
กับความแรงของเบส

Lewis Concept 2

กรด คือ สารที่สามารถรับอิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (electron pair
acceptor) จากสารอื่น

เบส คือ สารที่สามารถให้อิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว (electron pair
donor) แก่สารอื่น

ทฤษฎีนี้ ใช้อธิบาย กรด เบส ตาม concept ของ Arrhenius และ

Bronsted-Lowry ได้ และมีข้อได้เปรียบคือสามารถอธิบาย กรด
เบส ในกรณีที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกัน และได้สารประกอบที่มี
พันธะโควาเลนซ์ เช่น

OH⁻ (aq) + CO₂ (aq) HCO₃⁻ (aq)


BF₃⁺ NH₃BF₃⁻NH₃

3

ความแรงของกรดและเบส

กรดแก่ ( strong acid) คือกรดที่สามารถแตกตัวได้ 100% ในน้ำ เช่น HCl
H₂SO₄ HN0₃ HBr HClO₄ และ HI

เบสแก่ ( weak base) คือกรดที่สามารถแตกตัวได้ 100% ในน้ำ เช่น
Hydroxide ของธาตุหมู่ 1 และ 2 ( NaOH LiOH CsOH Ba(OH) 2 Ca(OH) 2 )

กรดอ่อน ( weak acid) คือกรดที่สามารถแตกตัวเป็ นไอออนได้เพียงบาง

ส่วน เช่น กรดอะซิติคในน้ำส้มสายชู(vinegar) ยาแอสไพริน

(acetylsalicylic acid) ใช้บรรเทาอาการปวดศรีษะ saccharin เป็ นสาร
เพิ่มความหวาน niacin (nicotinic acid) หรือ ไวตามินบี เป็ นต้น

ตัวอย่างปฏิกิริยาของสารละลายกรด CH₃COOH ในส่วนผสมของน้ำส้ม
สายชูจะมีดังนี้ :

⇆CH₃COOH (aq) + H₂O (1) H₃O⁺ (aq) + CH₃COO⁻ (aq) มีค่า Ka

เบสอ่อน (weak base) คือเบสที่สามารถแตกตัวเป็ นไออนได้เพียงบาง
ส่วน เช่น NH 3 urea aniline เป็ นต้น ตัวอย่างปฏิกิริยาของ ammonia มี
ดังนี้

⇆NH₃(aq) + H₂O (aq) NH₄⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

กรด-เบส 4

สารละลายอิเล็กโทรไลต์(Electrolyte Solution) = สารละลายที่นำ
ไฟฟ้ าได้ เพราะ ตัวถูกละลายแตกตัวเป็ นไอออนบวกและไอออน
ลบ

*ตัวอย่าง สารละลายอิเล็กโทรไลต์ ได้แก่ สารละลายกรด
สารละลายเบส สารละลายเกลือ

****(อิเล็กโทรไลต์แก่ แตกตัวดี นำไฟฟ้ าดี อิเล็กโทรไลต์อ่อน
แตกตัวไม่ดี นำไฟฟ้ าไม่ดี)****

กรด&เบส 5



กรด แบ่งได้ 2 ประเภทคือ กรดอินทรีย์ กรดอนิ นทรีย์

เบส แบ่งได้ 2 ประเภทคือ เบสอินทรีย์ เบสอนิ นทรีย์

*กรด มี 2 ชื่อคือ กรดไฮโดร กับกรดออกซี่

Hydro = HCl* HBr HI HF HCN ฯลฯ กรดเหล่านี้ ออกเสียง “ไฮโดร”
นำหน้ าแล้วตามด้วยสารที่ตามมา

*HCl = ก๊าซไฮโดรเจนคลอไรด์ หรือ กรดเกลือ

Oxy = HNO₃ H₂SO₄ HClO₃ H₂CO₃ * ฯลฯ กรดเหล่านี้ ออกเสียง “อิก”
ลงท้ายเสมอ * H₂CO₃ ไม่เสถียรจะแตกตัวให้ H₂O , CO²

สมบัติทั่วไปของสารละลายกรด-เบส

6

กรด

1.เปลี่ยนกระดาษลิตมัสจากน้ำเงินเป็ นแดง B R
2.นำไฟฟ้ าได้
3.ทำปฏิกิริยากับโลหะบางชนิ ดได้ก๊าซ H₂
4.ทำปฏิกิริยากับเบสได้ เกลือ + น้ำ
เบส

1. เปลี่ยนกระดาษลิตมัสจากแดงเป็ นน้ำเงิน R B
2.นำไฟฟ้ า
3.ไม่ทำปฏิกิริยากับโลหะที่อุณหภูมิปก
4. ทำปฏิกิริยากับกรดได้ เกลือ + น้ำ

ทฤษฎีกรด-เบส 7

อาร์เรเนี ยส(Arrhenius)

1.กรด คือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ H⁺

2.เบส คือ สารที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวให้ OH⁻

ตัวอย่าง สมการที่เป็ นไปตามทฤษฎีของ อาร์เรเนี ยส

↔1.HCl(aq)+H₂O(l) H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq)
↔2.LiOH(s) Li⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

ข้อเสีย สารใดที่ไม่ละลายน้ำไม่สามารถบอกได้ว่าเป็ นกรดหรือเบส

เบรินสเตต-ลาวรี(Bronsted-Lowry)
1.กรด คือ สารที่ให้โปรตอนแก่สารอื่น

2.เบส คือ สารที่รับโปรตอนจากสารอื่น

ข้อเสีย สารใดที่ไม่มี H⁺ จะบอกไม่ได้ว่าสารนั้ นเป็ นกรด
หรือเบส

สารใดที่มี H⁺ แต่แตกตัวเป็ นไอออนไม่ได้จะบอกไม่ได้ว่า
เป็ นกรดหรือเบส

8

คู่กรด-เบส = สารที่เป็ นคู่กรด-เบสกัน H⁺ ต่างกัน 1 ตัว โดยที่ คู่กรดจะมี

H⁺ มากกว่าคู่เบส 1 ตัว

ความแรงของกรดและเบส = การแตกตัวในการให้โปรตอน(กรด) ความ
สามารถในการรับโปรตอน(เบส)

↔CH3COOH (aq) + H₂O (aq) CH₃COO⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)

****เราต้องรู้ทิศทางการเลื่อนของสมดุลก่อน เราจึงจะบอกถึงความแรง
ได้****

1.ถ้าสมดุลเลื่อนไปทางขวา CH₃COOH เป็ นกรดแรงกว่า H₃O⁺ / H₂O เป็ น
เบสแรงกว่า CH₃COO⁻

2.ถ้าสมดุลเลื่อนไปทางซ้าย H₃O⁺เป็ นกรดแรงกว่า CH₃COOH / CH₃COO⁻
เป็ นเบสแรงกว่า H₂O

ถ้าค่า K > 1 สมดุลเลื่อนไปข้างหน้ า(สารผลิตภัณฑ์มากกว่าสารตั้งต้น)

K < 1 สมดุลเลื่อนย้อนกลับ(สารผลิตภัณฑ์น้ อยกว่าสารตั้งต้น)

K = 1 ไปข้างหน้ าเท่ากับย้อนกลับ (สารผลิตภัณฑ์ = สารตั้งต้น) ความ
แรงทั้ง 2 ข้างเท่ากัน

เปรียบเทียบกรดแก่กับเบสแก่ 9

กรดแก่

กรดแก่มีอะไรบ้าง
กรด Hydro = HCl HBr HI
กรด Oxy = HNO₃ HClO₃ HClO₄ H₂SO₄
การแตกตัว100%
การเป็ นอิเล็กโทรไลต์ = แก่

เบสแก่

เบสแก่มีอะไรบ้าง
หมู่ 1 = LiOH NaOH KOH RbOH Cs
หมู่ 2 = Ca(OH)₂ Sr(OH)₂ Ba(OH
การแตกตัว 100 % (หมู่ 2 แตก 200
การเป็ นอิเล็กโทรไลต์ = แก่%))₂OH

ชนิ ดของกรดและเบส 10

กรด แบ่งตามการแตกตัว แบ่งได้ 3 ชนิ ด
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+ ไว้

ดังสมการ

↔H₂SO₄ H+ + HSO₄⁻ Ka1 = 1011

↔HSO₄⁻ H+ + SO₄²⁻Ka2 = 1.2 x 10⁻²

เนื่ องมาจากกรด Polyprotic มักมีค่า K1>>K2>>K3 H⁺ ใน
สารละลายส่ วนใหญ่จะได้ มาจากการแตกตัวครั้งแรก

ถ้าค่า K1 มากกว่า K2 =103 เท่าขึ้นไปจะพิจารณาค่า pH ของ
สารละลายกรด Polyprotic ได้จากค่า K1 เท่านั้ น แต่ถ้าค่า K2

มีค่าไม่ต่ำมาก จะต้องนำค่า K2 มาพิจารณาด้วย

11

เบส แบ่งตาม จำนวน OH⁻ ในเบส แบ่งได้เป็ น 3 ชนิ ด 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

เคมีเรียนธาตุไอออนิ ก ⚗️ ฟิ สิกส์ก็เรียน
ของไหล ชีวะเรียนโครงสร้างพืชและใบ ❤
แต่หั วใจฉั นเรียนรู้เพื่อเธอ....

12

การแตกตัวของกรดและเบส

การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ จะแตกตัวได้หมด 100% หมายถึง
การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ เป็ นไอออนได้หมดในตัวทำ
ละลายซึ่งส่วนใหญ่เป็ นน้ำ เช่น การแตกตัวของกรด HCl จะได้ H⁺
หรือ H₃O⁺และ Cl⁻ ไม่มี HCl เหลืออยู่ หรือการแตกตัวของเบส เช่น
NaOH ได้ Na⁺ไม่มี NaOH เหลืออยู่ และ OH

13

อินดิเคเตอร์

อินดิเคเตอร์ ส่วนใหญ่เป็ นสารอินทรีย์มีสมบัติเป็ นกรดอ่อนมี

โครงสร้างซับซ้อนเป็ นสารที่มีสีและสามารถเปลี่ยนสีได้เมื่อ pH ของ

สารละลายเปลี่ยนไปเป็ นสารที่ใช้บอกความเป็ นกรด-เบส ของ

สารละลายได้อย่างหนึ่ง ตามทฤษฎีของ Ostwald กล่าวว่าเมื่ออิน

ดิเคเตอร์อยู่ในรูปโมเลกุลและเมื่อยู่ในรูปไอออนจะมีสีต่างกัน

14

การไทเทรตกรด-เบส เป็ นการไทเทรตระหว่างสารละลายกรดกับ
เบส ใช้ในการหาปริมาณหรือความเข้มข้นที่แน่ นอนของกรดหรือ
เบส ทำได้โดยนำสารตัวอย่างมาไทเทรตกับกรดหรือเบสที่ทราบ
ความเข้มข้นที่แน่ นอน แล้วสังเกตสีของอินดิเคเตอร์ที่เปลี่ยนไป
เมื่อปฏิกิริยาเกิดจนถึงจุดสมมูล ขณะไทเทรต pH ถ้าเลือกใช้อินดิเค
เตอร์ที่เหมาะสมจะบอกจุดยุติที่ใกล้เคียงกับจุดสมมูลได้ การ
ไทเทรตกรด-เบส สามารถแบ่งออกได้เป็ น 4 แบบ ซึ่งการไทเทรต
แต่ละแบบให้ผลลัพธ์ที่แตกต่างกันออกไป ดังนี้

1.การไทเทรตระหว่างกรดแก่กับเบสแก่
2.การไทเทรตระหว่างเบสอ่อนกับกรดแก่
3.การไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่
4.การไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อน

15

สารละลายบัฟเฟอร์

หมายถึง สารละลายที่ได้จากการผสมของกรดอ่อนกับคู่เบส
ของกรดนั้ น หรือเบสอ่อนกับคู่กรดของเบสนั้ น จะได้
สารละลายที่มีไอออนร่วม
หน้ าที่สำคัญของสารละลายบัฟเฟอร์ คือเป็ นสารละลายที่ ใช้
ควบคุม ความเป็ นกรดและเบสของสารละลาย เพื่อไม่ให้
เปลี่ยนแปลงมาก เมื่อเติมกรดหรือเบสลงไปเล็กน้ อย นั่ นคือ
สามารถ รักษาระดับ pH ของสารละลายไว้ได้เกือบคงที่เสมอ

แม้ว่าจะเติมน้ำหรือเติมกรดหรือเบสลงไปเล็กน้ อย ก็ไม่
ทำให้ pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงไปมากนั ก เราเรียก
ความสามารถในการต้านทานการเปลี่ยนแปลง pH นี้ ว่า

buffer capacity

16

สารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารละลายที่เมื่อเติมกรดแก่หรือเบสแก่ลงไปเพียง
เล็กน้ อยทำให้ pH ของสารละลายเปลี่ยนไปน้ อยมาก จนถือได้ว่าไม่
เปลี่ยนแปลง
ชนิ ดของบัฟเฟอร์ แบ่งออกเป็ น 2 ชนิ ด
บัฟเฟอร์กรด คือ บัฟเฟอร์ที่เกิดจากกรดอ่อนกับเกลือของกรดอ่อน pH < 7








บัฟเฟอร์เบส คือ บัฟเฟอร์ที่เกิดจากเบสอ่อนกับเกลือของเบสอ่อน pH > 7

กรดแก่ เบสแก่ เป็ นบัฟเฟอร์ไม่ได้ เพราะสารพวกนี้ แตก 17
ตัว 100% ไม่มีโอกาสเกิดคู่กรดคู่เบส


ตัวอย่าง สารละลายบัฟเฟอร์



การควบคุมของสารละลายบัฟเฟอร์

18

สารละลายบัฟเฟอร์ในธรรมชาติ

น้ำทะเล เป็ นบัฟเฟอร์ที่มีองค์ประกอบซับซ้อนมาก สาร
และไอออนที่มีบทบาทสำคัญในการควบคุม pH ของน้ำ

ทะเลได้แก่กรดคาร์บอนิ ก (H₂CO₃) ไฮโดรเจนคาร์บอเนต

ไอออน (HCO₃⁻ ) และคาร์บอเนตไอออน (CO₃²⁻)ถ้าเติม
กรดลงในน้ำทะเล pH จะเปลี่ยนแปลงน้ อยมาก เพราะ
H3O⁺ ในกรดที่เพิ่มลงไปจะทำปฏิกิริยา กับ HCO₃⁻, CO₃²⁻

ดังสมการ

นอกจากนี้ น้ำทะเลอาจจะมีแคลเซียมอยู่ด้วยจะเข้าทำ
ปฏิกิริยากับ H₃o⁺ ในกรดดังนี้

19

ถ้าเติมเบสลงในน้ำทะเล pH จะเปลี่ยนแปลงน้ อยมาก เพราะ
OH⁻ ในเบสที่เติมลงไปจะเข้าทำปฏิกิริยากับ HCO₃⁻ , H₂CO₃
และของผสมระหว่าง Ca²⁺ , HCO₃⁻ ดังสมการ

นอกจากนี้ ในน้ำทะเลยังมีระบบบัฟเฟอร์อื่นๆ อีก เช่น กรดโบ
ริก (H₃BO₃⁻) และ ไดไฮโดรเจนโบเรตไอออน ( H₂BO₃⁻) ถ้า
เติมกรดหรือเบส ลงในน้ำทะเล H₃O⁺ และ OH⁻จะเข้าทำ
ปฏิกิริยากับ H₂BO₃⁻ และ H₂BO₃⁻ดังสมการ

จะเห็นได้ว่า H₃O⁺ และ OH⁻ ที่เติมลงไปถูกกำจัดโดยสาร
ละลายบัฟเฟอร์ในน้ำทะเลจึงไม่ทำให้ pH ของน้ำทะเล
เปลี่ยนแปลง

20

สารละลายบัฟเฟอร์ในสิ่ งมีชีวิต

1. ฟอสเฟตบัฟเฟอร์ H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻ จะเกี่ยวข้องกับการ
ทำงานของไต เมื่อเราออกกำลังกายนาน ๆ จะมีกรดเกิดขึ้น
ทำให้ pH ของ เลือดเปลี่ยนไป ระบบบัฟเฟอร์H₂PO /
HPO₄²⁻ ในเลือดจะเข้าทำปฏิกิริยาเพื่อลดความเข้มข้นของ
กรดได้H₂PO₄₋ จะถูกกำกัดออกมาทางปั สสาวะ
2. ระบบ H₂CO₃/HCO₃⁻จะควบคุม pH ของพลาสมาในเลือด
ให้มีค่าอยู่ระหว่าง7.35-7.45 ซึ่งเกิดปฏิกิริยาดังนี้

เนื่ องจากความเป็ นกรด-เบสในร่างกายของสิ่ งมีชีวิตเป็ น
เรื่องที่สำคัญมาก ถ้า pHเปลี่ยนแปลงไปเพียง 0.2 หน่ วย
จากช่วง 7.35-7.45
อาจทำให้เจ็บป่ วยได้

21

1. สารละลายบัฟเฟอร์กรด

เพื่อความเข้าใจขอยกตัวอย่างระบบบัฟเฟอร์ของกรดอะซิ
ติก (CH₃COOH) และเกลือโซเดียมอะซิเตต (CH₃COONa)
จากการแตกตัวของกรดอะซิ ติกได้ สมการดั งนี้

[CH₃COOH] = ความเข้มข้นของกรดอ่อน ซึ่งถือว่าเท่ากับ
ความเข้มข้นเริ่มต้นของกรดอ่อน
[CH₃COO⁻] = ความเข้มข้นของ CH₃COO⁻ จากการแตกตัว
ของกรดอ่อน + จากการแตกตัวของเกลือ CH₃COONa (ซึ่ง
ถือว่าเท่ากับความเข้มข้นของ เกลือ CH₃COONa)

สูตรที่ใช้คำนวณ ค่า pH ของระบบบัฟเฟอร์กรด

22

สารละลายบัฟเฟอร์เบส

เพื่อความเข้าใจขอยกตัวอย่างสมดุลของแอมโมเนี ย (NH₃) และ

เกลือแอมโมเนี ยมคลอไรด์ (NH₄Cl) จากการแตกตัวของ
แอมโมเนี ยได้สมการดังนี้

[NH₃] = ความเข้มข้นของเบสอ่อน ซึ่งถือว่าเท่ากับความเข้ม
ข้นเริ่มต้นของเบสอ่อน
[NH₄⁺] = ความเข้มข้นของ NH₄⁺จาก
การแตกตัวของเบสอ่อน + จากการแตกตัวของเกลือ NH₄Cl
(ซึ่งถือว่าเท่ากับความเข้มข้นของ เกลือ NH₄Cl)

สูตรที่ใช้คำนวณค่า pH ของระบบบัฟเฟอร์เบส

อ้างอิง

https://www.scimath.org/lesson-
chemistry/item/7071-2017-05-26-15-16-15

https://reanooanirut.wordpress.com/%E0%B9%80%E0%B8%
99%E0%B8%B7%E0%B9%89%E0%B8%AD%E0%B8%AB%E0%B8
%B2%E0%B8%9A%E0%B8%97%E0%B9%80%E0%B8%A3%E0%B8
%B5%E0%B8%A2%E0%B8%99/%E0%B8%AA%E0%B8%B2%E0%B
8%A3%E0%B8%A5%E0%B8%B0%E0%B8%A5%E0%B8%B2%E0%
B8%A2%E0%B8%9A%E0%B8%B1%E0%B8%9F%E0%B9%80%E0%
B8%9F%E0%B8%AD%E0%B8%A3%E0%B9%8C/

thank you