เคมีอินทรีย์2

แรงภายนอก (second force)

(ขึ้นกับมวลm) 1.วันเดอวาลล์ Van de wanls

(แรงน้อยที่สุด)1.London ไม่มีขั้ว(ยิดติดด้วยแรง Dispersion Force แรงแพร่กระจาย)

(แรงปานกลาง)2.dipole-dipole ขัวบวก ขั้วลบ(สารที่ดึง e^- ได้ดีกว่า)

   2. Hydrogen bound (แรงมากที่สุด)(ไม่ขึ้นกับมวลm)

 

   แรงภายใน - สมบัติทางเคมี

แรงภายนอก  - สมบัติทางกายภาพ

 

อีมัลซิฟายเออร์ สารที่เชื่อมโมเลกุลที่เชื่อมต่อไม่ได้ด้วยแรงภายนอก

 

  สารทีผสมแล้วจะได้พันธะ โดยไม่ต้องอาศัยอีมัลซิฟายเออร์

  คือสารที่ผสมต้องมีพันธะโมเลกุลที่อ่อนแอกว่า

 

เช่น

 

  London ผสมกับ Hydrogen bound ไม่ได้

  dipole - dipole ผสมกับ Hydrogen bound ได้ปานกลาง

  Hydrogen bound ผสมกับ Hydrogen bound ผสมได้ดี

 

จะสังเกตว่าสารที่จะผสมกันได้ดีนั้น ควรจะอยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน

การเขียนสูตรโครงสร้างเคมีอินทรีย์ 4แบบ

1.สูตรโมเลกุล เช่น C₆H₁₂O₆

 

2.สูตรแบบจุด\แบบเส้น เช่น

 

 

               

                         หรือ                     

 

 

 

 

 

 

 

3.สูตรแบบย่อ

สามารถย่อพันธะเดี่ยวได้ทั้งหมดหรือย่อบางส่วน โดยพันธะคู่และพันธะสามจะยังคงไว้  โครงสร้างแบบย่อมีข้อดีกว่าการเขียนด้วยโครงสร้างแบบลิวอิส เพราะใช้เนื้อที่น้อย เขียนได้สะดวกและรวดเร็ว แต่อาจพิจารณาโครงสร้างของโมเลกุลได้ยากและสับสน

 

 

จะได้ว่า

 

      CH₃ CH₂ CH₂ CH₃

 

สูตรแบบย่อ  CH₃ (CH₂)₂ CH₃

 

ข้อควรระวัง โซ่ปิดสามารถเขียนแบบย่อได้

        โซ่เปิดไม่สามารเขียนแบบย่อได้

 

4.สูตรแบบเส้นและมุม

ใช้เส้นตรงแทนพันธะระหว่างคาร์บอน ถ้ามีจำนวนคาร์บอนต่อกันมากกว่า 2 อะตอมให้ใช้เส้นต่อกันแบบซิกแซกแทนสาย โซ่ของคาร์บอนที่ปลายเส้นตรงและแต่ละมุมของสายโซ่แทนอะตอมของคาร์บอนที่ต่อ อยู่กับไฮโดรเจนในจำนวนที่ทำให้คาร์บอนมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนครบ 8 ถ้าในโมเลกุลมีหมู่อะตอมแยกออกมาจากสายโซ่ของคาร์บอน ให้ลากเส้นต่อออกมาจากสายโซ่ และให้จุดตัดของสายโซ่แทนอะตอมของคาร์บอน  เช่น

 

 

สำหรับโมเลกุลที่เป็นวง ให้เขียนพันธะแสดงตามรูปเหลี่ยมที่เป็นวงนั้น

 

การแบ่งประเภทของ สารประกอบ Carbon

 

1.ลักษณะของปฎิกริยา

 

1.1 Saturated Compounds (อิ่มตัว)

พันธะซิกมาทั้งหมด

1.2 Unsaturated Compounds

มี่พันธะพายอย่างน้อยหนึ่งตัว

 

2.ใช้โครงสร้างเป็นเกณฑ์

2.1Aliphatic Compounds โซ่เปิดมีหัวท้าย

2.1.1 Straight chain

2.1.2 Branched Chain

                  2.2 Alicyclic Compounds

 

3.Aromatic Compounds

 Alicyclic Compounds

ที่มี e^- พาย = 4n + 2

แล้ว n เป็น จำนวนจริง (Huckle's rule) 

 

4. Heterocyclic Compounds

โซ่ปิดที่ไม่ได้ประกอบด้วยคาร์บอนทั้งหมด

 

 

เคมีอินทรีย์ เกริ่นนำ

เคมีอินทรีย์(Organic Chemistry)

บทนำ

เป็นวิชาเกี่ยวกับสารประกอบของธาตุ Carbon ซึ่งมักมี Hydrogen เข้ามาเกี่ยวด้วย C-H

ในยุคโบราณ ไม่มีใครกล้ายุ่งกับสารอินทรีย์เพราะเชื่อว่า ธรรมชาติ ไม่สามารถแตะต้อง เปลี่ยนแปลง สังเคราะห์ได้ จนในปี 1828 Friedrich Wohler นักเคมีเยอรมัน ได้สังเคราะห์ Urea ขึ้นจากสารอนินทรีย์ได้สำเร็จ จึงถือว่านี่เป็นจุดเริ่มต้นของวิชาเคมีอินทรีย์ และอาจกล่าวได้ว่า Friedrich Wohler เป็นบิดาแห่งวิชา Organic Chemistry

Friedrich Wohler 

สมบัติของสารประกอบอินทรีย์และอนินทรีย์

1.                    ประกอบด้วยธาตุคาร์บอนเป็นธาตุหลัก และธาตุอื่นๆ เช่น H, O, N, S, Cl, Br เป็นต้น

2.                    ส่วนใหญ่เป็นสารประกอบโคเวเลนต์

3.                    จุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ เนื่องจากส่วนใหญ่เป็นสารประกอบโคเวเลนต์ ยกเว้น สารอินทรีย์เป็นประเภทพอลิเมอร์บางชนิดที่มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง

4.                    สารอินทรีย์ที่ติดไฟได้จะได้แก๊สคาร์บอนไดออกไซด์หรือเขม่าสีดำ ซึ่งเป็นผลละเอียดของธาตุคาร์บอน

5.                    สารอินทรีย์มีปรากฏการณ์ไอโซเมอริซึม คือ สูตรโมเลกุล

 ทฤษฏีพันธะ (Chemical Bonding Theory)  

เป็นการศึกษาสมบัติทางกายภาพ และสมบัติทางเคมีของสารอินทรีซึ่งส่วนใหญ่จะประกอบด้วยพันธะ C ที่เกิดจากการใช้คู่อิเล็กตรอนร่วมกันเรียกว่า พันธะโคเวเลนต์ (Covalent bond) โดย C จะมีการจัดเรียงตัวของ e- ดังนี้ 1s2 2s2 2p2 ซึ่งจากการตัดเรียนตัวดังกล่าวจะพบว่า C มีอิเล็กตรอนเดี่ยว 2 ตัวก็น่าจะสร้างได้เพียง 2 พันธะ แต่ในความเป็นจริง C กลับสร้างได้ถึง 4 พันธะ ทฤษฏีที่ใช้อธิบายหลังการดังกล่าวเรียกว่า ทฤษฏีพันธะเวเลนต์ (Valent Bond Theory)

                 ทฤษฏีพันธะเวเลนต์ (Valent Bond Theory) เป็นทฤษฎีที่ใช้ในการอธิบายการเกิดพันธะที่ซ้อนเหลื่อมกัน กล่าวคือ C ได้รับพลังงานในถ่ายเถ e^- 1ตัวจากออร์บิทอล 2s ไปสู่ 2p (1s² 2s¹ 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z¹ ) เกิดการผสมกันของ e^- ในออร์บิทอล 2s และ 2p จะเรียกการผสมแบบนี้ว่า    ไฮบริไดเซชัน (Hybridization)

Hybridization ของ Carbon มี 3 รูปแบบ

 1. ไฮบริไดเซชันแบบ sp³ เกิดจากการผสม e^- ใน 2s จำนวน 1 ออร์บิทอล กับ 2p^x 2p^y 2p^z จำนวน 3 ออร์บิทอล ได้เป็น   4   ออร์บิทอลใหม่ มีลังษณะโครงสร้างเป็นทรงสี่หน้า (Tetrahedral) โดยออร์บิทอลทั้ง 4 นี้จะสร้างพันธะเดี่ยวที่เรียกว่า พันธซิกมา และ e- ที่ใช้สร้าง σ bonds ว่า electron sigma (σ electron)

2. Hybridization แบบ sp² เป็นการผสมของ e- ใน 2s จำนวน 1 orbital  และ 2p อีก 2 orbital เกิดเป็น orbital ผสม 3 orbital ทำมุม 120 องศา เป็น AX₃ สามเหลี่ยมแบนราบ (Trigonal Planar) มี e- เหลือใน 2p_z อีก 1 orbital  orbital ผสม 3 orbital สร้าง σ bonds (พันธะซิกมา) ส่วน e- ที่เหลือใน 2p_z จะใช้สร้าง พันธะไพ (π bonds) เรียก e- ที่ใช้สร้าง π bonds ว่า π electron 

3. Hybridization แบบ sp เป็นการผสมของ e- ใน 2s: 1 orbital  และ 2p_x 1 orbital เกิดเป็น orbital ผสม 2 orbital ทำมุม 180 องศา เป็น AX₂ เส้นตรง (Linear) มี e- เหลือใน 2p_y และ 2p_z อีก 2 orbital  orbital ผสม 2 orbital สร้าง σ bonds (พันธะซิกมา) ส่วน orbital ที่เหลือ 2 orbital สร้าง พันธะไพ (π bonds)

สารละลายบัฟเฟอร์ (Buffer Solution)

สารละลายบัฟเฟอร์(buffer solution) หมายถึงสารละลายของกรดอ่อนกับเกลือของกรดอ่อน หรือคู่เบสของกรดอ่อน หรือหมายถึงสารละลายของเบสอ่อนกับเกลือของเบสอ่อน หรือคู่กรดของเบสอ่อนนั้น สมบัติของสารละลายบัฟเฟอร์ คือ รักษาสภาพ pH ของสารละลายเอาไว้โดยจะเกิดการเปลี่ยนแปลงน้อยมากเมื่อเติมกรดแก่หรือเบสแก่จำนวนเล็กน้อยลงไปการเตรียม ทำได้โดยการเติมกรดอ่อนลง
      ในสารละลายเกลือของกรดอ่อน หรือการเติมเบสอ่อนลงในสารละลายเกลือของเบสอ่อน

ตัวอย่างสารละลายบัฟเฟอร์ เช่น

การคำนวณเกี่ยวกับบัฟเฟอร์ มีสูตรที่เกี่ยวข้อง 2 สูตร คือ
1. pH = P_ka + log [salt]/[Acid]
2. pOH=P_kb +log[salt]/[Base]

การไทเทรต

การไทเทรตกรด - เบส (Acid-base titration)
          การไทเทรตกรด - เบส หมายถึง กระบวนการหาปริมาณของสารในสารละลายตัวอย่าง โดยให้ทำปฏิกิริยากับสารละลายมาตรฐานที่ทราบค่าความเข้มข้นแน่นอนแล้ว จากนั้นจึงอาศัยหลักการเกิดปฏิกิริยาระหว่างสารละลายกรด - เบสที่เข้าทำปฏิกิริยากันพอดี มาคำนวณหาความเข้มข้นหรือปริมาณของสารตัวอย่าง
วิธีการไทเทรต
คือ นำสารละลายกรด - เบสตัวอย่างที่ต้องการหาปริมาณ มาทำการไทเทรตกับสารละลายเบส - กรดมาตรฐานที่ทราบค่าความเข้มข้น หมายความว่า ถ้าสารละลายตัวอย่างเป็นสารละลายกรด จะต้องใช้สารละลายมาตรฐานที่เป็นเบสมาทำการไทเทรต แล้วบันทึกปริมาตรของสารละลายมาตรฐานที่ใช้ จากนั้นจึงนำไปคำนวณหาปริมาณของสารตัวอย่าง ในทางตรงกันข้าม ถ้าใช้สารละลายตัวอย่างเป็นเบส ก็จะต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นกรด

 สารละลายมาตรฐานที่ทราบความเข้มข้นแน่นอนแล้ว จะถูกบรรจุอยู่ในเครื่องแก้วที่เรียกว่า บิวเรตต์ ซึ่งจะมีก๊อกไขเปิด - ปิดเพื่อหยดสารละลายมาตรฐานลงมายังขวดรูปกรวยที่บรรจุสารละลายตัวอย่างที่ต้องการวิเคราะห์ไว้แล้ว ในการไทเทรตจะค่อยๆ หยดสารละลายมาตรฐานลงมาทำปฏิกิริยากับสารละลายตัวอย่างในขวดรูปกรวย เขย่าหรือหมุนขวดรูปกรวยเพื่อให้สารผสมกัน ไทเทรตจนกระทั่งอินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีจึงหยุดการไทเทรต จากนั้นให้บันทึกปริมาตรสารละลายมาตรฐานที่ใช้ เพื่อนำไปคำนวณหา pH ของสารละลาย
  ปิเปตต์ คือ เครื่องแก้วเชิงปริมาตร ที่ใช้ในการถ่ายเทของเหลวตัวอย่างลงในขวดรูปกรวย

วิธีการไทเทรต

1. ล้างบิวเรตต์ให้สะอาดแล้วตั้งบิวเรตต์ให้มีลักษณะดังภาพ

2. เติมสารละลายที่ต้องการจะหาความเข้มข้นลงในบิวเรตต์ (ใช้กรวยกรอง) ให้มีปริมาตรเหนือขีดศูนย์เล็กน้อย

3. ปล่อยสารละลายออกทางปลายบิวเรตต์อย่างช้า ๆ ลงในบีกเกอร์เพื่อไล่ฟองอากาศที่ อยู่ทางปลายบิวเรตต์ออกไปให้หมด แล้วปรับระดับสารละลายในบิวเรตต์ให้อยู่ตรงขีดศูนย์พอดี

4. ใช้ปิเปตต์ดูดสารละลายมาตรฐานตามปริมาตรที่ต้องการใส่ลงในฟลาส แล้วหยดอินดิเคเตอร์ 2-3 หยดเพื่อใช้เป็นตัวบอกจุดยุติ

5. หยดสารละลายในบิวเรตต์ลงในฟลาสอย่างช้า ๆ พร้อมทั้งแกว่งฟลาสด้วยมือขวาให้วนไปในทิศทางเดียวกัน จนกระทั่งถึงจุดยุติ

หมายเหตุ

1. การจับบิวเรตต์เพื่อปล่อยสารละลายออกจากบิวเรตต์ ควรจัดให้ถูกวิธีคือจับบิวเรตต์ด้วยมือซ้าย จับฟลาสด้วยมือขวาขณะไทเทรตปลายบิวเรตต์จะต้องจุ่มอยู่ในปากฟลาส

2. ขณะไทเทรตควรใช้กระดาษสีขาววางไว้ใต้ฟลาส เพื่อให้สังเกตการเปลี่ยนแปลง สีได้อย่างชัดเจน

3. ในระหว่างการไทเทรตควรมีการล้างผนังด้านในของฟลาสเพื่อให้เนื้อสารที่ติดอยู่ข้าง ๆ ไหลลงไปทำปฏิกิริยากันอย่างสมบูรณ์

4. เมื่อการไทเทรตใกล้ถึงจุดยุติควรหยดสารละลายลงในบิวเรตต์ทีละหยดหรือทีละหนึ่ง หยด เพื่อป้องกันการเติมสารละลายลงไปมากเกินพอ การหยดสารละลายทีละครึ่งหยดทำได้โดยเปิดก๊อกเพียงเล็กน้อย เมื่อสารละลายเริ่มไหลมาอยู่ที่ปลายบิวเรตต์ก็ปิดก๊อกทันที แล้วเลื่อนฟลาสมาแตะที่ปลายบิวเรตต์ใช้น้ำฉีดล้างลงไปในฟลาส (ดูภาพที่ 67)

5. เมื่ออินดิเคเตอร์เปลี่ยนสี ควรตั้งสารละลายทิ้งไว้ประมาณ 30 วินาที หากสีไม่เปลี่ยนแปลงแสดงว่าถึงจุดยุติแล้ว

6. อ่านปริมาตรของสารละลายที่ใช้ในการไทเทรตโดยดูตรงส่วนโค้งเว้าต่ำสุดว่าตรงกับขีดบอกปริมาตรใด

ข้อแนะนำ

ตามปกติการไทเทรตจะต้องทำซ้ำ 2-3 ครั้ง ดังนั้นเพื่อความสะดวกและรวดเร็วในการทดลอง การไทเทรตครั้งแรกอาจไขสารละลายจากบิวเรตต์ลงไปอย่างรวดเร็ว เพื่อหาจุดยุติอย่างคร่าว ๆ หรือหาปริมาตรของสารละลายโดยประมาณก่อน ในการไทเทรตครั้งที่ 2 หรือ 3 ตอนแรกอาจไขสารละลายจากบิวเรตต์เร็วได้แต่พอใกล้จะถึงจุดยุติก็หยดสารละลายลงไปทีละหยดเพื่อให้ปริมาตรที่ใช้ในการไทเทรตมีความเที่ยงตรงและไม่มากเกินพอ

*ที่มาhttp://web.ku.ac.th/schoolnet/snet5/titrate.html*

 

 

กราฟของการไทเทรต
กรดแก่-เบสแก่

กรดอ่อน-เบสแก่

เบสอ่อน-กรดแก่

 

การไฮโดรไลซิสของเกลือ

ปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสของเกลือ (Hydrolysis of Salts)
              ไฮโดรไลซีสของเกลือ หมายถึง ปฏิกิริยาระหว่างเกลือกับน้ำ ซึ่งเกลือเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ เมื่อละลายน้ำแล้วจะแตกตัวออกเป็นไอออนบวกและลบทั้งหมด ดังนั้นสมบัติของสารละลายเกลือจึงขึ้นอยู่กับไอออนบวกและลบในสารละลายนั้น ไอออนบางตัวสามารถทำปฏิกิริยากับน้ำและให้ H⁺ หรือ OH^- ได้ จึงเรียกว่า ปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส เช่น

สรุปได้ว่า ถ้าไอออนลบของเกลือเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสจะทำให้สารละลายแสดงความเป็นเบส แต่ถ้าไอออนบวกของเกลือเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส จะทำให้สารละลายแสดงความเป็นกรด



การไฮโดรไลซีสของเกลือ

1. การไฮโดรไลซีสที่เกิดจากกรดแก่และเบสแก่
          เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้ำจะไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส เพราะไอออนบวกจากเบสแก่ และไอออนลบจากกรดแก่ต่างก็ไม่ทำปฏิกิริยากับน้ำ จึงทำให้ค่า pH ของสารละลายไม่เปลี่ยนแปลง (เป็นกลาง) คือ มีปริมาณ [H₃O⁺] และ [OH^-] เท่ากัน ดังนั้น pH ของสารละลายจึงเท่ากับ 7
เช่นHCl (aq) + KOH (aq) KCl (aq) + H₂O (l)

2. การไฮโดรไลซีสที่เกิดจากกรดอ่อนกับเบสแก่
          เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้ำจะได้ไอออนลบจากกรดอ่อนซึ่งมีสมบัติเป็นคู่เบส โดยเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ำได้ OH^- ไอออน ดังนั้นสารละลายจึงมีสมบัติเป็นเบส (pH > 7)
เช่นHCl (aq) + NH₄OH (aq) NH₄Cl (aq) + H₂O (l)
3. การไฮโดรไลซีสที่เกิดจากกรดแก่กับเบสอ่อน
          เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้ำจะได้ไอออนบวกจากเบสที่เป็นคู่กรด โดยเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสกับน้ำให้ H₃O⁺ ดังนั้นสารละลายจึงแสดงสมบัติเป็นกรด (pH < 7) ส่วนไอออนลบจากกรดแก่ จะไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีส เช่น CH₃COOH (aq) + NaOH (aq) CH₃COONa (aq) + H₂O (l)
4.การไฮโดรไลซีสที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน
          เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้ำจะได้ไอออนบวกและลบ ไอออนบวกจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซีสได้ H₃O⁺ ส่วนไอออนลบจะได้ OH^- ดังนั้นความเป็นกรด - เบสจึงขึ้นอยู่กับว่าไอออนบวกหรือลบใดเกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซีสได้ดีกว่ากัน โดยพิจารณาจากค่าคงที่ของการแตกตัวของคู่เบส (K_b) หรือของคู่กรด (K_a)เช่นHCN (aq) + NH₄OH (aq) NH₄CN (aq) + H₂O (l)
ปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบสในน้ำนี้จะทำให้สารละลายที่ได้แสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลางได้ ซึ่งพิจารณาได้เป็น 2 กรณี
1.ในกรณีกรดและเบสทำปฏิกิริยากันแล้วมีกรดหรือเบสเหลืออยู่ ถ้ามีกรดเหลืออยู่สารละลายแสดงสมบัติเป็นกรด ถ้ามีเบสเหลืออยู่สารละลายก็จะแสดงสมบัติเป็นเบส
2.ถ้ากรดกับเบสทำปฏิกิริยากันหมดพอดี ได้เกลือกับน้ำ สารละลายของเกลือที่ได้จากปฏิกิริยา จะแสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลาง ขึ้นอยู่กับชนิดของเกลือนั้นว่ามาจากกรดและเบสประเภทใด ทั้งนี้เพราะเกลือแต่ละชนิดจะเกิดการแตกตัวและทำปฏิกิริยากับน้ำ เรียกว่า ไฮโดรไลซีส ซึ่งจะทำให้สารละลายแสดงสมบัติกรด-เบสต่างกัน

อินดิเคเตอร์

อินดิเคเตอร์ หมายถึง สารที่ใช้บอกความเป็นกรด-เบสของสารละลาย โดยสารประกอบที่สามารถเปลี่ยนสีได้ที่ pH เฉพาะตัว จะถูกนำมาใช้เป็นอินดิเคเตอร์ เช่น ฟีนอล์ฟทาลีน

 การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์

 

          ถ้าเติมกรดลงไปก็เปรียบเสมือนว่าเป็นการเติม H₃O⁺ สมดุลจะเกิดการย้อนกลับ ทำให้ได้สารละลายที่มีสีแดง
          ถ้าเติมเบสลงไปก็เปรียบเสมือนว่าเป็นการเติม OH^- สมดุลจะไปข้างหน้า ทำให้ได้สารละลายที่มีสีน้ำเงิน

ตารางแสดงช่วง pH ของการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์



การแตกตัวของกรด-เบส

1.กรดแก่-เบสแก่
Oจะแตกตัวได้100%
Oกรดแก่มี6ชนิด HCl HBr HI H2SO4 HClO4 HNO3
Oเบสแก่หมู่1ทุกตัว และเบสหมู่2ทุกตัว ยกเว้น Be(OH)2
Oไม่มีสภาวะสมดุล
2.กรดอ่อน-เบสอ่อน
Oเกิดสภาวะสมดุล
Oแตกตัวไม่ถึง100%
โดยการเกิดสภาวะสมดุลจะมีค่าคงตัวเกี่ยวข้องด้วย

ค่าคงตัวของการแตกตัว
-กรดอ่อน





-เบสอ่อน

การแตกตัวของน้ำ และpH,pOH

น้ำ ทำหน้าที่เป็นทั้งกรดและเบส



น้ำเป็นสารอิเล็กโทรไลต์อ่อนจึงมีสภาวะสมดุล

  K_w คือ ค่าคงที่การแตกตัวของน้ำ มีค่าเท่ากับ 1 x 10^-14 ที่ 25⁰C เนื่องจากน้ำบริสุทธิ์เมื่อแตกตัวเป็นไอออนจะมีความเข้มข้นของ H₃O⁺ และ OH

เนื่องจากปริมาณ H₃O⁺ เท่ากับ OH^- ซึ่งค่าคงที่สมดุลของน้ำนั้นจะมีค่าเปลี่ยนแปลงไปตามอุณหภูมิ โดยถ้าอุณหภูมิมีค่าสูงขึ้น ค่า K_w จะลดลง

pH pOH

  pH (positive potential of the hydrogen ions)  เป็นค่าที่ใช้บอกความเป็นกรดหรือเบสของสารละลาย

โดยค่า pH นั้นเป็นค่าลอการิทึม

pOH ทำเหมือนpH

pOHขะบอกความเป็นเบส

pKw



คารางค่าpHและpOH

การแตกตัวของกรดหลายโปรตอน
คือ กรดที่สามารถแตกตัวให้ H⁺ มากกว่าหนึ่งครั้ง เช่น H₂S



ความแรงของกรดเบส

*กรดแก่-เบสแก่*
แตกตัวได้100%
ไม่สมดุล
*กรดอ่อน-เบสอ่อน*
แตกตัวได้<100%
สมดุล
ความแรงของกรด-เบส
เปรียบเทียบได้ดังนี้
1. ดูจากการแตกตัวของกรด
พิจารณาค่าการแตกตัวของกรดและเบสนั้น นอกจากจะคิดจากเปอร์เซ็นต์การแตกตัว หรืออาจจะดูได้จากค่าคงที่สมดุลของการแตกตัวของกรดหรือเบส (K_a หรือ K_b) เช่น
ความแรงของเบส พิจารณาจากค่า K_b กล่าวคือ ถ้ามีค่า K_b มาก มีความเป็นเบสมากกว่า K_b น้อย
เช่น
EX
สารละลายกรด 4 ชนิด มีค่าคงที่ของการแตกตัวของกรดเป็นดังนี้
HClO 2 K a = 1.1 x 10 -2
HF K a = 6.8 x 10 -4
CH 3COOH K a = 1.8 x 10 -5
H 2CO 3 K a = 4.4 x 10 -7
ความแรงของกรดเรียงลำดับจากมากไปหาน้อยตามค่า K a ได้ดังนี้
HClO 2 > HF > CH 3COOH > H 2CO 3

ในทำนองเดียวกัน ความแรงของเบส ก็พิจารณาจากค่า K b กล่าวคือ ถ้ามีค่า K b มาก มีความเป็นเบสมากกว่า K b น้อย เช่น
NH 3 K b = 1.76 x 10 -5
N 2H 4 K b = 9.5 x 10 -7
C 6H 5NH 2 K b = 4.3 x 10 -10
ความเป็นเบส NH 3 > N 2H 4 > C 6H 5NH 2

2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน
กรดแก่ ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้มาก
กรดอ่อน ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้น้อย
เบสแก่ ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้มาก
เบสอ่อน ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้น้อย

สำหรับคู่กรด-เบสคู่หนึ่ง ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น
HCl (aq) + H 2O ---> H 3O + (aq) + Cl - (aq)

3.ดูจากการเรียงลำดับในตารางธาตุ
พิจารณาความแรงของกรดและเบสดูจากการเรียงลำดับของธาตุที่อยู่ในกรดนั้น ตามตารางธาตุ ซึ่งแบ่งออกได้เป็น
3.1 กรดออกซี หมายถึง กรดที่ประกอบด้วย H, O และธาตุอื่นอีก เช่น HNO 3 H 3PO 4 H 3AsO 4 HClO 4 ถ้าจำนวนอะตอมออกซิเจนเท่ากัน ความแรงของกรดเรียงลำดับดังนี้

ดังนั้น H 2SO 4 > H 2SeO 4 , H 3PO 4 > H 3AsO 4

3.2 กรดที่ไม่มีออกซิเจน เช่น HCl, HBr, HF, และ HI ความแรงของกรดแรงลำดับดังนี้
HI > HBr > HCl > HF
H 2S > H 2O


ข้อควรจำ
*

โมเลกุลของน้ำอาจเป็นฝ่ายให้หรือรับ H+ ก็ได้ เรียกว่า   น้ำเป็นแอมฟิโปรติกหรือแอมโฟเทอริก

นิยามของกรดเบส

นิยามของกรดเบส
1.นิยามมของอาร์เรเนียส2.นิยามของบรินสเตด-ลาวรี3.นิยามของลิวอิส
นิยามของอาร์เรเนียส

อาร์เนียสไห้นิยามว่า กรดเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายน้ำเเล้วแตกตัวให้ไฮโรเจนไอออน และ เบสเป็นสารอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายน้ำแล้วแตกตัวได้ไฮดรอกไซด์ไอออน
กรด 
HCl (g) H + (aq) + Cl - (aq)
CH 3COOH (l) H + (aq) + CH 3COO - (aq)
เบส
NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq)
KOH (s) K + (aq) + OH - (aq)
ข้อจำกัด

• ทฤษฎีกรด - เบส อาร์เรเนียส จะเน้นเฉพาะการแตกตัวในน้ำ ให้เป็น H + และ OH - ไม่รวมถึงตัวทำละลายอื่นๆ ทำให้อธิบายความเป็นกรด- เบสได้จำกัด
• สารที่จะเป็นกรดได้ต้องมี H + อยู่ในโมเลกุล และสารที่จะเป็นเบสได้ก็ต้องมี OH - อยู่ในโมเลกุล

นิยามของบริดสเตด-ลาวรี
Johannes Nicolaus Bronsted
Thomas Martin Lowry
J. Bronsted และ T.Lowry ได้เสนอนิยามของกรด-เบสว่า "กรด คือสารทีให้โปรตอน และเบส คือสารที่รับโปรตอน และเรียกปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบสว่า ปฏิกิริยาถ่ายโอนโปรตอน
เช่น

HCl เป็นสารที่ี่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น HCl จึงเป็นกรด
H2O เป็นสารที่ี่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น H2Oจึงเป็นเบส

2.

NH4+ เป็นสารที่ี่ให้โปรตอน (H+) ดังนั้น NH4+จึงเป็นกรด
H2Oเป็นสารที่ี่รับโปรตอน (H+) ดังนั้น H2Oจึงเป็นเบส

คู๋กรด-เบส

เมื่อกรดไห้Hไปเเล้วส่วนของกรดที่เหลือเรียกว่าคู่เบส

เมื่อเบสรับHไปแล้วจะได้ออกมาเป็นคู่กรด

ข้อจำกัดคือ สารที่จะทำหน้าที่เป็นกรดจะต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนั้น

 

นิยามของลิวอิส

ลิวอิส(lewis) ได้เสนอนิยามของกรด-เบส จากการถ่ายโอนอิเล็กตรอน ว่า

กรด คือสารที่รับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

เบส คือสารที่ให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

ซึ่งไห้พันธะ โคเวเลนซ์ประเภทโคร์ออดิเนตโคเวเลนซ์คือ พันธะโคเวเลนต์ชนิดหนึ่ง ที่เกิดจากคู่อะตอมของธาตุมีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน โดยคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันมาจากอะตอมใดอะตอมหนึ่งเพียงอะตอมเดียว