e0b980e0b8ade0b881e0b8aae0b8b2e0b8a3e0b89be0b8a3e0b8b0e0b881e0b8ade0b89ae0b881e0b8b2e0b8a3e0b8aae0b8ade0b899-1-54

ตอนที่ 1 สารละลายอิเล็กโทรไลต์และนอนอิเล็กโทรไลต์ 

โรงเรียนจุฬาภรณราชวิทยาลัย ปทุมธานี 

เอกสารประกอบการเรียนวิชาเคมี 2 ว30223 ภาคเรียนที่ 1 ปีการศึกษา 2554 

อิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte) หมายถึง สารที่เมื่อละลายในน้าจะน้าไฟฟ้าได้ เนื่องจากมีไอออนซึ่งอาจจะเป็น 

ไอออนบวกหรือไอออนลบเคลื่อนที่อยู่ในสารละลาย สารละลายอิเล็กโทรไลต์นี้อาจเป็นสารละลายกรด เบส หรือเกลือก็ 

ได้ ตัวอย่างเช่น สารละลายกรดเกลือ (HCl) สารละลายโซเดียมไฮดรอกไซด์ H (NaOH) H และสารละลายของเกลือ O KNO 3 

เป็นต้น โดยในสารละลายดังกล่าวประกอบด้วยไอออน H + , Cl - ,OH - , K + - 

และ ONO 3 ตามล้าดับ H H 

 

นอนอิเล็กโทรไลต์ (Non-electrolyte) หมายถึง สารที่ไม่สามารถน้าไฟฟ้าได้เมื่อละลายน้า 

AB 

ทั้งนี้ เนื่องจาก 

O 

H H 

สารพวกนอนอิเล็กโทรไลต์ จะไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้ เช่น น้าบริสุทธิ์ H น้าตาล H แอลกอฮอล์ O เป็นต้น 

ความแตกต่างของสารอิเล็กโทรไลต์และนอน-อิเล็กโทรไลต์ พิจารณาจากสาร 2 ชนิดที่มีสูตร AB กับ CD เมื่อ 

นอนอิเล็กโทรไลต์ (AB) 

ละลายน้าจะรวมกันน้าเกิดการเปลี่ยนแปลงดังนี้ 

H 

H 

H 

H 

O 

H 

O O 

H 

O 

H H 

H 

H 

O 

AB 

O C+ O 

H D- 

 

H H H 

H 

O 

O 

H H 

O H 

H 

H H O H H 

O 

H 


อิเล็กโทรไลต์ (CD) 


H 

H 

H 

H H 

O 

H 

H 

O 

O C+ O 

H H D- 

O 

H 

H H 

O 

H 

O 

ภาพที่ 1 การเป็นอิเล็กโทรไลต์และนอนอิเล็กโทรไลต์ของสาร 

กรด-เบส (Acid & Base) 

จากภาพ AB เป็นสารนอนอิเล็กโทรไลต์ เพราะ H AB ไม่ละลายน้าและไม่แตกตัวเป็นไอออน 

H 

CD Hเป็นสารอิเล็กโทรไลต์ เพราะ CD จะแตกตัวได้ O C + และ D - ไอออนซึ่งถูกล้อมรอบด้วยโมเลกุลของน้า 

อิเล็กโทรไลต์แก่และอิเล็กโทรไลต์อ่อน 

อิเล็กโทรไลต์ (CD) 

สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต่างๆ น้าไฟฟ้าได้ไม่เท่ากัน เนื่องจากการแตกตัวเป็นไอออนของอิเล็กโทรไลต์ไม่เท่ากัน 

อิเล็กโทรไลต์ที่แตกตัวเป็นไอออนได้มากกว่า ก็จะน้าไฟฟ้าได้ดีกว่าอิเล็กโทรไลต์ที่แตกตัวเป็นไอออนได้น้อยกว่า อิเล็กโทร 

ไลต์แบ่งออกได้เป็น 2 ประเภท ดังนี้ 

1. อิเล็กโทรไลต์แก่ (strong electrolyte) หมายถึง สารที่ละลายน้าแล้วแตกตัวเป็นไอออนได้มาก อาจจะ 

แตกตัวได้ 100% และน้าไฟฟ้าได้ดีมาก เช่น กรดแก่ และเบสแก่ และเกลือส่วนใหญ่จะแตกตัวได้ 100% เป็นต้น 

2. อิเล็กโทรไลต์อ่อน (weak electrolyte) หมายถึง สารที่ละลายน้าแล้วแตกตัวได้บางส่วน น้าไฟฟ้าได้น้อย 

ครูขุนทอง คล้ายทอง หน้า 1



ตารางที่ 1 ตัวอย่างของอิเล็กโทรไลต์แก่ และอิเล็กโทรไลต์อ่อนบางชนิด 

เกลือที่ละลายน้าทั้งหมด 

อิเล็กโทรไลต์แก่ 

H 2 SO 4 HNO 3 HCl HBr HClO 4 

(น้าไฟฟ้าได้ดี) 

NaOH KOH Ca(OH) 2 Ba(OH) 2 

อิเล็กโทรไลต์อ่อน 

(น้าไฟฟ้าได้ไม่ดี) 

CH 3 COOH H 2 CO 3 HNO 2 H 2 SO 3 H 2 S 

H 2 C 2 O 4 H 3 BO 3 HClO NH 4 OH HF 

ภาพที่ 2 การแตกตัวของกรดแอซิติกในน้า เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ 

การทดสอบว่าสารละลายเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ หรือไม่ก็ต้องดูการน้าไฟฟ้าของสารละลาย เราอาจ 

ทดสอบโดยใช้เครื่องมือง่ายๆ ดังนี้ 

1. การทดสอบการน าไฟฟ้าของสารละลาย 

สารละลายที่น้าไฟฟ้า ได้แก่ สารละลายของกรด เบส และเกลือ 

อุปกรณ์ที่ใช้ในการทดลอง ประกอบด้วยขั้วไฟฟ้า 2 ขั้ว ต่อเข้ากับแหล่งให้พลังงานไฟฟ้า (ให้ศักย์ไฟฟ้า) 

หลอดไฟ และสวิตซ์ให้ครบวงจรดังภาพ 




ภาพที่ 3 อุปกรณ์การวัดการน้าไฟฟ้าของ 

สารละลายอิเล็กโทรไลต์ 

วิธีทดสอบ เมื่อกดสวิตซ์ลงเพื่อให้ครบวงจร ถ้าสารละลายในภาชนะเป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ หลอดไฟจะสว่างขึ้น 

แสดงว่าสารละลายนั้นน้าไฟฟ้าได้ 

ตัวอย่างผลการทดลองการทดสอบการน้าไฟฟ้า 

สารที่ใช้ทดสอบ ผลการทดสอบ 

น้าบริสุทธิ์ 

ไม่น้าไฟฟ้า (หลอดไฟไม่สว่าง) 

น้าที่มีน้าตาลละลายอยู่ 


ยูเรีย (CO(NH 2 ) 2 


สารละลายเกลือ NaCl 

น้าไฟฟ้า (หลอดไฟสว่าง) 

สารละลายเกลือ K 2 SO 4 


สารละลายกรด HCl 


สารละลายกรดแอซิติก (CH 3 COOH) 

น้าไฟฟ้าน้อย (หลอดไฟสว่างน้อย) 

สารละลายเบส NaOH 


สารละลายเบส NH 4 OH 


ผลที่ได้อธิบายได้ว่า สารละลายที่ไม่มีไอออนอยู่ เช่น น้าหรือน้าตาลทรายที่ละลายอยู่ในน้าจะมีพันธะแบบ 

โคเวเลนต์ ไม่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้ จึงไม่น้าไฟฟ้า แต่ NaCl HCl เมื่ออยู่ในน้าจะแตกตัวเป็น Na + , Cl - หรือ H + , 

Cl - ซึ่งเป็นไอออนที่เคลื่อนที่ในสารละลายท้าให้เกิดการน้าไฟฟ้าขึ้นได้ 

2. การทดสอบสมบัติอื่นๆ ของสารละลาย 

1. การทดสอบความเป็นกรด-เบส จากการเปลี่ยนสีของกระดาษลิตมัส 

ถ้าสารละลายเป็นกรด จะเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากน้าเงินเป็นแดง 

ถ้าสารละลายเป็นเบส จะเปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้าเงิน 

ถ้าสารละลายเป็นเกลือ จะเปลี่ยนหรือ ไม่เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสก็ได้ 

นอกจากการใช้กระดาษลิตมัส อาจจะใช้อินดิเคเตอร์อื่นๆ เช่น เมทิลเรด ฟีนอล์ฟทาลีน ก็ได้ 


2. การทดสอบปฏิกิริยาของกรดและปฏิกิริยาของเบส 

ปฏิกิริยาของกรด 

ก. ท้าปฏิกิริยากับโลหะ จะได้แก๊สไฮโดรเจน เช่น 



HCl(aq) + Ca (s) CaCl 2 (aq) + H 2 (g) 

H 2 SO 4 (aq) + Mg (g) MgSO 4 (aq) + H 2 (g) 

ข. ท้าปฏิกิริยากับโลหะออกไซด์ ได้เกลือกับน้า 

2HCl (aq) + Na 2 O (s) 2NaCl (aq) + H 2 O (l) 

H 2 SO 4 (aq) + MgO (g) MgSO 4 (aq) + H 2 O (l) 

ค. ท้าปฏิกิริยากับคาร์บอเนตได้แก๊ส CO 2 น้า และเกลือ 

2HCl (aq) + NaCO 3 (aq) 2NaCl + H 2 O + CO 2 

HCl (aq) + NaHCO 3 (aq) NaCl + H 2 O + CO 2 

ง. ท้าปฏิกิริยากับเบสได้เกลือกับน้า 

2HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) 

CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) 

ปฏิกิริยาของเบส 

ก. ท้าปฏิกิริยากับโลหะบางชนิด ให้แก๊สไฮโดรเจน 

2NaOH (aq) + Zn (s) Na 2 ZnO 2 (aq) + H 2 (g) 

6KOH (aq) + 2Al (s) 2K 3 AlO 3 (aq) + 3H 2 (g) 

ข. ท้าปฏิกิริยากับเกลือ ได้เป็นเกลือไฮดรอกไซด์ของโลหะที่ไม่ละลายน้า 

2NaOH (aq) + MnCl 2 (aq) Mn(OH) 2 (s) + 2NaCl (aq) 

2KOH (aq) + CuSO 4 (aq) Cu(OH) 2 (s) + K 2 SO 4 (aq) 

ค. ท้าปฏิกิริยากับเกลือแอมโมเนียม เช่น NH 4 Cl ได้แก๊ส NH 3 (g) 

NaOH (aq) + NH 4 Cl (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) + NH 3 (g) 

KOH (aq) + NH 4 Cl (aq) KCl (aq) + H 2 O (l) + NH 3 (g) 

ง. ท้าปฏิกิริยากับกรดได้เกลือกับน้า 




ตอนที่ 2 สารละลายกรดและสารละลายเบส 

จากการศึกษาสมบัติของสารละลาย พบว่า สารละลายกรดและสารละลายเบส เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ น้า 

ไฟฟ้าได้ เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัส ท้าปฏิกิริยากับโลหะและเกลือ กรดและเบสสามารถแตกตัวเป็นไอออน เมื่อเป็น 

สารละลาย เราจะศึกษาต่อไปถึงไอออนในสารละลายกรดและเบส ซึ่งท้าให้สารละลายแสดงสมบัติเฉพาะตัวดังกล่าว 

1. ไอออนในสารละลายกรด 

ในสารละลายกรดทุกชนิด จะมีไอออนที่เหมือนกันอยู่ส่วนหนึ่งคือ H + หรือ เมื่อรวมกับน้าได้เป็น H 3 O + (ไฮโดร 

เนียมไอออน) ท้าให้กรดมีสมบัติเหมือนกัน ตัวอย่างเช่น สารละลายกรดไฮโดรคลอริก (HCl) ซึ่งเกิดจากกรด HCl ละลาย 

ในน้า โมเลกุลของ HCl และ น้าต่างก็เป็นโมเลกุลโคเวเลนต์มีขั้ว ท้าให้เกิดแรงดึงดูดระหว่างขั้วของ HCl และน้า โดยที่ 

โปรตอน (H + ) ของ HCl ถูกดึงดูดโดยโมเลกุลของน้าเกิดเป็นไฮโดรเนียมไอออน (H + + H 2 O H 3 O + ) ในบางครั้งเขียน 

แทน H 3 O + ด้วย H + โดยเป็นที่เข้าใจว่า H + นั้นจะอยู่รวมกับโมเลกุลของน้าในรูป H 3 O + เสมอ 

HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 

ภาพที่ 4 ไฮโดรเนียมไอออน 

ไฮโดรเนียมไอออนในน้าไม่ได้อยู่เป็นไอออนเดียว แต่จะมีน้าหลายโมเลกุลมาล้อมรอบอยู่ด้วย เช่น อาจอยู่ในรูป 

ของ H 5 O 2 + , H 7 O 3 + , H 9 O 4 + เป็นต้น 

ภาพที่ 5 ไฮโดรเนียมไอออนที่อยู่ในรูป H 9 O + 4 ไอออน 

ตัวอย่าง สมการแสดงการแตกตัวเป็นไอออนของกรดในน้า 

HNO 3 (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + NO - 3 (aq) 

H 2 SO 4 (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + SO 2- 4 (aq) 

CH 3 COOH (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) 

HClO 4 (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + ClO - 4 (aq) 




2. ไอออนในสารละลายเบส 

ในสารละลายเบสทุกชนิดจะมีไอออนที่เหมือนกันอยู่คือ ไฮดรอกไซด์ไอออน (OH - ) ซึ่งท้าให้เบสมีสมบัติ 

เหมือนกัน และมีสมบัติต่างไปจากกรด ตัวอย่างเช่น เมื่อ NaOH ละลายน้าจะแตกตัวได้ OH - ดังนี้ 

NaOH (s) 

H 2 O Na + (aq) + OH - (aq) 

KOH (s) 

H 2 O K + (aq) + OH - (aq) 

NH 3 (g) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) 

สรุปสมบัติทั่วๆ ไปของสารละลายกรด 

1. มีรสเปรี้ยว 

2. มีสมบัติในการกัดได้ 

3. เปลี่ยนสีอินดิเคเตอร์ เช่น กระดาษลิตมัสจากน้าเงินเป็นแดง 

4. น้าไฟฟ้าได้ 

5. ท้าปฏิกิริยากับแมกนีเซียม หรือโลหะบางชนิดได้แก๊ส H 2 

Mg (s) + HCl (aq) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) 

6. ท้าปฏิกิริยากับเบส ได้เกลือกับน้า เรียกว่า ปฏิกิริยาสะเทิน (Neutralization reaction) เช่น 

NaOH + HCl NaCl + H 2 O 

7. ท้าปฏิกิริยากับเกลือคาร์บอเนต (CO 3 2- ) หรือเกลือไฮโดรเจนคาร์บอเนต (HCO 3 - ) จะได้ 

เกลือ + น้า + แก๊สคาร์บอนไดซ์ออกไซด์ เช่น 

CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 

2NaHCO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2H 2 O + 2CO 2 

8. ท้าปฏิกิริยากับโลหะซัลไฟด์จะได้เกลือและแก๊สไฮโดรเจนซัลไฟด์ (แก๊สไข่เน่า) เช่น 

FeS + 2HCl FeCl 2 + H 2 S 

BaS + H 2 SO 4 BaSO 4 (s) + H 2 S 

สรุปสมบัติทั่วๆ ไปของสารละลายเบส 

1. มีรสฝาด 

2. ถูกมือลื่นคล้ายสบู่ 

3. น้าไฟฟ้าได้ 

4. ผสมกับไขมันได้สบู่ 

5. เปลี่ยนสีอินดิเคเตอร์ เช่น กระดาษลิตมัสจากสีแดงเป็นสีน้าเงิน ฟินอล์ฟทาลีนจากไม่มีสีเป็นสีแดง เป็นต้น 




ประโยชน์ของสารละลายกรดและเบสในชีวิตประจ าวัน 

สารละลายกรดและเบสมีบทบาทที่ส้าคัญในชีวิตประจ้าวัน ทั้งมีอยู่ในธรรมชาติและที่สังเคราะห์ขึ้นใช้ประโยชน์ 

ในด้านต่างๆ เช่น ในด้านอาหาร อุตสาหกรรม การแพทย์ ตัวอย่างเช่น น้าส้มสายชู น้าส้ม น้ามะนาว เหล่านี้ล้วนเป็น 

สารละลายกรด น้าส้มสายชู ประกอบด้วยกรดแอซิติก น้าส้มและน้ามะนาวประกอบด้วยกรดซิตริก นอกจากนั้น ก็มีกรด 

คาร์บอนิกในน้าโซดา กรดซัลฟิวริกในสารละลายที่อยู่ในแบตเตอรี่ สารละลายเบสที่คุ้นเคยในชีวิตประจ้าวันได้แก่ โซดา 

ท้าขนม (Na 2 CO 3 ) เมื่อละลายในน้าจะเป็นเบสมิลด์ออฟแมกนีเซียมหรือ Mg(OH) 2 ใช้เป็นยารักษาโรคในกระเพาะอาหาร 

เป็นต้น 

ตารางที่ 2 สรุปประโยชน์ของสารละลายกรดและเบสบางชนิด 

กรดหรือเบส 

ประโยชน์ 

กรดไฮโดรคลอริก (HCl) 

1. ใช้ในอุตสาหกรรมเตรียมสารเคมีต่างๆ 

2. ใช้ในการผลิตผงชูรส 

3. ใช้ในการถลุงโลหะ 

4. ใช้ในห้องปฏิบัติการและในทางการแพทย์ 

5. ใช้เป็นส่วนประกอบของน้ายาล้างเครื่องสุขภัณฑ์ 

6. มีในกระเพาะอาหารส้าหรับใช้ในการย่อยโปรตีน 

กรดซัลฟิวริก (H 2 SO 4 ) ใช้เป็นสารเริ่มต้นที่ส้าคัญอย่างหนึ่งในอุตสาหกรรมเคมี เช่น การผลิตปุ๋ย เส้นใยสังเคราะห์ ท้า 

แบตเตอรี่ 

กรดไนตริก (HNO 3 ) 1. ใช้ในการผลิตปุ๋ยเคมีและสารเคมี 

2. ใช้ในการทดสอบอัลบูมินในปัสสาวะ (อัลบูมินเป็นโปรตีนชนิดหนึ่ง กรดไนตริกจะท้าให้โปรตีน 

แข็งตัวและตกตะกอนได้สารสีเหลือง) 

กรดคาร์บอนิก (H 2 CO 3 ) เป็นองค์ประกอบส่วนหนึ่งของน้าอัดลมที่เกิดจากการละลายของแก๊ส CO 2 ในน้า 

กรดไฮโปคลอรัส (HClO) ใช้เป็นสารฆ่าเชื้อโรคในห้องน้า 

กรดโบริก (H 3 BO 3 ) ใช้เป็นสารฆ่าเชื้อโรคและใช้เป็นน้ายาล้างตา 

กรดแอซีทิลซาลิซิลิก (C 9 H 8 O 4 ) ใช้ท้ายาแอสไพริน 

กรดแอสคอร์บิกหรือวิตามินซี พบในผลไม้ประเภทส้ม ใช้รักษาโรคเลือดออกตามไรฟัน 

(C 6 H 8 o 6 ) 

กรดออกซาลิก (H 2 C 2 O 4 ) ใช้ก้าจัดรอยเปื้อนสนิม 

แคลเซียมไฮดรอกไซด์ (Ca(OH) 2 ) 1. ใช้แก้ดินเปรี้ยว 

2. สารละลายแคลเซียมไฮดรอกไซด์ใช้ลดกรดในกระเพราะอาหาร 

มิลค์ออฟแมกนีเซียม (Mg(OH) 2 ) 1. ใช้เป็นยาลดกรดในกระเพาะ 

2. แมกนีเซียมไฮดรอกไซด์ผสมน้าในลักษณะสารแขวนลอย ใช้เป็นยาขับถ่าย 

แอมโมเนีย (NH 3 ) 1. ใช้เป็นส่วนผสมของน้ายาล้างกระจกและในน้ายาปรับผ้านุ่ม 

2. สารละลายแอมโมเนีย-แอมโมเนียมคาร์บอเนต ใช้ดมแก้ลม 

โซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) 1. ใช้ในการท้าสบู่ 

2. ใช้ในอุตสาหกรรมผลิตผงชูรส 

3. ใช้ก้าจัดไขมันหรือสารอินทรีย์ จึงนิยมใช้ล้างท่อระบายน้าที่อุดตัน 




ตอนที่ 3 ทฤษฎีกรด-เบส 

ในการที่จะให้นิยามของกรด-เบส และในการจ้าแนกสารต่างๆ ว่าเป็นกรดหรือเบสนั้น นักวิทยาศาสตร์ ได้ศึกษา 

ตั้งทฤษฎีกรด-เบส ขึ้นหลายทฤษฎีด้วยกัน ทฤษฎีกรด-เบสที่ส้าคัญมีดังนี้ 

1. ทฤษฎีกรด-เบสของอาร์เรเนียส 

อาร์เรเนียส เป็นนักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดน ได้ตั้งทฤษฎีกรด-เบส ในปี ค.ศ. 1887 (พ.ศ. 2430) อาร์เรเนียส 

ศึกษาสารที่ละลายน้า (Aqueous solution) และการน้าไฟฟ้าของสารละลายนั้น เขาพบว่าสารอิเล็กโทรไลต์จะแตกตัว 

เป็นไอออน เมื่อละลายอยู่ในน้า และให้นิยามกรดไว้ว่า 

“กรด คือ สารที่เมื่อละลายน้าแล้วแตกตัวให้ไฮโดรเจนไอออน” เช่น 

HCl (g) 

H 2 O H + (aq) + Cl - (aq) 

HClO 4 (l) 

H 2 O H + (aq) + ClO - 4 (aq) 

CH 3 COOH (l) 

H 2 O H + (aq) + CH 3 COO - (aq) 

H 2 SO 4 (l) 

H 2 O H + (aq) + SO 2- 4 (aq) 

H 2 CO 3 (l) 

H 2 O H + (aq) + HCO - 3 (aq) 

“เบสคือ สารที่ละลายน้าแล้วแตกตัวให้ไฮดรอกไซด์ไอออน” เช่น 

NaOH (s) 

H 2 O Na + (aq) + OH - (aq) 

Ca(OH) 2 (s) 

H 2 O Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) 

KOH (s) 

H 2 O K + (aq) + OH - (aq) 

NH 4 OH (l) 

H 2 O NH + 4 (aq) + OH - (aq) 

ข้อจ ากัดของทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส 

* ทฤษฎีกรด-เบส อาร์เรเนียส จะเน้นเฉพาะการแตกตัวในน้า ให้เป็น H + และ OH - ไม่รวมถึงตัวท้าละลายอื่นๆ 

ท้าให้อธิบายความเป็นกรด-เบสได้จ้ากัด 

* สารที่จะเป็นกรดได้ต้องมี H + อยู่ในโมเลกุล และสารที่จะเป็นเบสได้ก็ต้องมี OH - อยู่ในโมเลกุล 

2. ทฤษฎีกรด-เบส ของเบรินสเตต-เลารี 

โจฮันส์ นิโคลัส เบรินสเตต นักเคมีชาวเดนมาร์ก และ โทมัส มาร์ติน ลาวรี นักเคมีชาวอังกฤษ ได้ศึกษาการให้ 

และรับโปรตอนของสาร เพื่อใช้ในการอธิบายและจ้าแนกกรด-เบสได้กว้างขึ้น และได้ตั้งทฤษฎีกรด-เบสขึ้นในปี 

ค.ศ.1923 (พ.ศ.2466) 

กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอนกับสารอื่นๆ ได้ (Proton donor) 

เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอนจากสารอื่นได้ (Proton acceptor) 




พิจารณาตัวอย่างต่อไปนี้ 

1. ให้ H + 

HCN + H 2 O H 3 O + + Cl - 

รับ H + 

HCl เป็นสารที่ให้โปรตอน (H + ) ดังนั้น HCl จึงเป็นกรด 

H 2 O เป็นสารที่รับโปรตอน (H + ) ดังนั้น H 2 O จึงเป็นเบส 

2. ให้ H + 

+ H 2 O H 3 O + + NH 3 

รับ H + 

+ 

NH 4 เป็นสารที่ให้โปรตอน (H + ) ดังนั้น NH + 4 จึงเป็นกรด 

H 2 O เป็นสารที่รับโปรตอน (H + ) ดังนั้น H 2 O จึงเป็นเบส 

NH 4 

+ 

3. ให้ H + 

+ 

H 2 O + NH 3 NH 4 + OH - 

รับ H + 

H 2 O เป็นสารที่ให้โปรตอน (H + ) ดังนั้น H 2 O จึงเป็นกรด 

NH 3 เป็นสารที่รับโปรตอน (H + ) ดังนั้น NH 3 จึงเป็นเบส 

จากปฏิกิริยาทั้ง 3 ปฏิกิริยา จะมีสารที่ให้และรับโปรตอนในแต่ละปฏิกิริยา และมี H 3 O + และ OH - เกิดขึ้น แต่ 

บางปฏิกิริยาอาจจะไม่มีสารทั้งสองชนิดนี้เลย ทฤษฎีนี้ก็ยังคงอธิบายได้ เช่น 

4. ให้ H + 

NH 4 

+ 

NH + 4 เป็นกรด 

- 

NH 2 เป็นเบส 

+ NH 2 

- 

รับ H + 

NH 3 + NH 3 




ลองท าสิครับ 

5. 

6. 

H 2 O + CN - HCN + OH - 

HS - + H 2 O H 3 O + + S 2- 

7. 

H 2 O + CO 2- HCO 3 

- 

+ OH – 

8. 

HCl + HCO 3 

- 

H 2 CO 3 + Cl - 

ข้อจ ากัดของทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตต-ลาวรี 

ทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตต-ลาวรี ใช้อธิบายสมบัติของกรด-เบส ได้กว้างกว่าทฤษฎีของอาร์เรเนียส แต่ยังมี 

ข้อจ้ากัดคือ สารที่จะท้าหน้าที่เป็นกรดจะต้องมีโปรตอนอยู่ในสารนั้น 

สารที่เป็นได้ทั้งกรดและเบส (Amphoteric) 

สารบางตัวท้าหน้าที่เป็นทั้งกรด เมื่อท้าปฏิกิริยากับสารตัวหนึ่ง และท้าหน้าที่เป็นเบส เมื่อท้าปฏิกิริยากับอีกสาร 

หนึ่ง นั่นคือเป็นได้ทั้งกรดและเบส สารที่มีลักษณะนี้เรียกว่า สารแอมโฟเทอริก(Amphoteric) เช่น H 2 O , HCO 3 - เป็นต้น 

กรณีของ H 2 O 

ให้ H + 

+ 

H 2 O + NH 3 NH 4 

กรด เบส รับ H + 

+ OH – 

ให้ H + 

+ 

NH 4 + H 2 O H 3 O + + NH 3 


ในกรณีนี้ H 2 O เป็นกรดเมื่อท้าปฏิกิริยากับ NH 3 และเป็นเบสเมื่อท้าปฏิกิริยากับ NH 4 

+ 




กรณีของ HCO 3 

- 

ให้ H + 

- 

HCl + HCO 3 


H 2 CO 3 + Cl – 

ให้ H + 

- 

HCO 3 + OH - H 2 O + 

2– 

CO 3 


- 

ในกรณีนี้ HCO 3 เป็นเบสเมื่อท้าปฏิกิริยากับ HCl และเป็นกรดเมื่อท้าปฏิกิริยากับ OH - 

ดังนั้นอาจจะสรุปได้ว่า สารที่เป็นแอมโฟเทอริก ถ้าท้าปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ดีกว่า ตัวมันเองจะรับ 

โปรตอน (ท้าหน้าที่เป็นเบส) แต่ถ้าไปท้าปฏิกิริยากับสารที่ให้โปรตอนได้ไม่ดี ตัวมันเองจะเป็นตัวให้โปรตอนกับสารนั้น 

(ท้าหน้าเป็นกรด) 

3. ทฤษฎีกรด-เบสของลิวอีส 

ในปี ค.ศ. 1923 (พ.ศ. 2466) ลิวอีสได้เสนอนิยามของกรดและเบสดังนี้ 

กรด คือ สารที่สามารถรับอิเล็กตรอนคู่ จากเบส แล้วเกิดพันธะโคเวเลนต์ 

เบส คือ สารที่สามารถให้อิเล็กตรอนคู่ในการเกิดพันธะโคเวเลนต์ 

ปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบส ตามทฤษฎีนี้ อธิบายในเทอมที่มีการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกัน กรดรับอิเล็กตรอน 

เรียกว่าเป็น Electrophile และเบสให้อิเล็กตรอนเรียกว่าเป็น Nucleophile และตามทฤษฎีนี้สารที่เป็นเบสต้องมี 

อิเล็กตรอนคู่อิสระ เช่น 

F 

F B 

F 

กรด 

+ 

NH3 

เบส 

เบส 

ในกรณีนี้ NH 3 เป็นเบส มีอิเล็กตรอนคู่ 1 คู่ จะให้อิเล็กตรอนคู่กับกรดในการเกิดพันธะโคเวเลนต์ และ BF 3 รับ 

อิเล็กตรอนจาก NH 3 , BF 3 จึงเป็นกรด 

ทฤษฎีของลิวอิสนี้มีข้อดีคือ สามารถจ้าแนกกรด-เบส ที่ไม่มีทั้ง H หรือ OH - ในสารนั้น และแม้ว่าสารนั้นไม่ได้อยู่ 

ในรูปสารละลาย แต่อยู่ในสถานะแก๊สก็สามารถใช้ทฤษฎีลิวอิสอธิบายความเป็นกรดเบสได้ 

F 

F 

F 

B 

NH3 




ตัวอย่างอื่นๆ เช่น 

Cl 

CH3 Cl CH3 

Cl Al + O Cl Al 

- + 

O 

CH 

Cl 

3 Cl 

CH3 

กรด เบส เบส 

SnCl4 + Cl - 2 SnCl6 2- 

กรด 

เบส 

Ag+ + 2 NH3 

[H3N Ag NH3] + 

กรด 

กรด 

เบส 




ตอนที่ 4 คู่กรด-เบส 

จากปฏิกิริยาของกรดกับเบสที่กล่าวถึงแล้ว ตามทฤษฎีของเบรินสเตต-ลาวรี จะเห็นว่าในปฏิกิริยาหนึ่งๆ อาจจะ 

จัดคู่กรด-เบสได้ 2 คู่ด้วยกัน ตัวอย่างเช่น 

คู่กรด – เบส 2 

+ H 2 O H 3 O + + NH 3 

กรด 1 เบส 2 กรด 2 เบส 1 

NH 4 

+ 

คู่กรด – เบส 1 

ปฏิกิริยาตัวอย่างนี้ ปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH 4 + ท้าหน้าที่เป็นกรด เพราะให้ H + กับ H 2 O แล้วได้เป็น NH 3 และ 

H 2 O รับ H + ท้าหน้าที่เป็นเบส ส่วนปฏิกิริยาย้อนกลับ H 3 O + เป็นกรด เพราะให้ H + กับ NH 3 ซึ่งเป็นเบส แล้วได้ H 2 O 

และ NH 4 + ตามล้าดับ 

เรียก NH 4 + ว่าคู่กรดของ NH 3 (เบส) 

H 2 O ว่าคู่เบสของ H 3 O + (กรด) 

NH 3 ว่าคู่เบสของ NH 4 

+ 

H 3 O + ว่าคู่กรดของ H 2 O 

จะเห็นได้ว่า คู่กรด-เบสนั้นจะมีจ้านวนโปรตอน (H) ต่างกัน 1 ตัว หรืออาจกล่าวได้ว่า จ้านวนโปรตอนของคู่ 

กรด จะมากกว่าโปรตอนคู่เบสอยู่ 1 ตัวเสมอ 

ตัวอย่างอื่นๆ ของปฏิกิริยาคู่กรด-เบส 

1. NH 3 (aq) + H 2 O (l) OH – (aq) + NH 4 + (aq) 

2. CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH – (aq) + CH 3 COOH (aq) 

3. H 2 S (aq) + H 2 O (l) HS – (aq) + H 3 O + (aq) 




ตัวอย่างที่ 1 ให้เขียนคู่กรด-เบสของสารต่อไปนี้ 

วิธีท า 

ก. คู่เบสของ H 2 O และ HNO 3 

ข. คู่กรดของ SO 4 

2- 

และ C 2 H 3 O 2 

- 

ก. คู่เบสของ H 2 O และ HNO 3 คือ OH - - 

และ NO 3 ตามล้าดับ 

2- 

- 

- 

ข. คู่กรดของ SO 4 และ C 2 H 3 O 2 คือ HSO 4 และ HC 2 H 3 O 2 ตามล้าดับ 

ตัวอย่างที่ 2 สารคู่ใดต่อไปนี้ ข้อใดเป็นคู่กรด - เบสกันบ้าง 

ก. H 2 O - OH - ง. NH + 4 - NH 3 

ข. H 3 O + - OH - 2 

จ. H 2 CO 3 - CO 3 

- 

ค. H 2 PO 4 

2- 

- HPO 4 

วิธีท า ข้อ ก ค และ ง เป็นคู่กรดเบสกัน ข้อ ข. และ จ ไม่เป็นคู่กรดเบสกัน 




ตอนที่ 5 ความแรงของกรดและเบส 

การเปรียบเทียบความแรงของกรดและเบส อาจจะพิจารณาได้ดังนี้ 

1. ดูจากการแตกตัวของกรด 

กรดที่มีการแตกตัวมาก มีความเป็นกรดมาก กรดและเบสที่แตกตัวได้ 100% จะเรียกว่ากรดแก่ และเบสแก่ 

ตามล้าดับ ซึ่งสามารถน้าไฟฟ้าได้ดี แต่ถ้ากรดและเบสนั้นแตกตัวได้เพียงบางส่วนก็จะเรียกว่า กรดอ่อน หรือเบสอ่อน 

ตามล้าดับ ซึ่งการน้าไฟฟ้าจะไม่ดี 

ส้าหรับการพิจารณาค่าการแตกตัวของกรดและเบสนั้น นอกจากจะคิดจากเปอร์เซ็นต์การแตกตัว หรืออาจจะดู 

ได้จากค่าคงที่สมดุลของการแตกตัวของกรดหรือเบส (K a หรือ K b ) เช่น 

สารละลายกรด 4 ชนิด มีค่าคงที่ของการแตกตัวของกรดเป็นดังนี้ 

HClO 2 K a = 1.1 x 10 -2 

HF K a = 6.8 x 10 -4 

CH 3 COOH K a = 1.8 x 10 -5 

H 2 CO 3 K a = 4.4 x 10 -7 

ความแรงของกรดเรียงล้าดับจากมากไปหาน้อยตามค่า K a ได้ดังนี้ 

HClO 2 > HF > CH 3 COOH > H 2 CO 3 

ในท้านองเดียวกัน ความแรงของเบส ก็พิจารณาจากค่า K b กล่าวคือ ถ้ามีค่า K b มาก มีความเป็นเบสมากกว่า 

K b น้อย เช่น 

NH 3 K b = 1.76 x 10 -5 

N 2 H 4 K b = 9.5 x 10 -7 

C 6 H 5 NH 2 K b = 4.3 x 10 -10 

ความเป็นเบส NH 3 > N 2 H 4 > C 6 H 5 NH 2 




2. ดูจากความสามารถในการให้และรับโปรตอน 

กรดแก่ ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้มาก กรดอ่อน ได้แก่ กรดที่ให้โปรตอนได้น้อย 

เบสแก่ ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้มาก เบสอ่อน ได้แก่ เบสที่รับโปรตอนได้น้อย 

โดยมีข้อสังเกตเกี่ยวกับคู่กรด-เบส ดังนี้ 

ถ้ากรดเป็นกรดแก่ คู่เบสจะเป็นเบสอ่อน เช่น 

HCl (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 

กรดแก่ 

เบสอ่อน 

ถ้ากรดเป็นกรดอ่อน คู่เบสจะเป็นเบสแก่ เช่น 

HS - (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + S 2- (aq) 

กรดอ่อน 

เบสแก่ 

ถ้าเบสเป็นเบสแก่ คู่กรดจะเป็น กรดอ่อน เช่น 

H 3 O + (aq) + S 2- (aq) HS - (aq) + H 2 O (l) 

เบสแก่ กรดอ่อน 

ถ้าเบสเป็นเบสอ่อน คู่กรดจะเป็น กรดแก่ เช่น 

Cl - (aq) + H 3 O + (aq) HCl (aq) + H 2 O (l) 

เบสอ่อน 

กรดแก่ 

ตารางที่ 1 ล้าดับความแรงของกรดและเบสตัวอย่างตามทฤษฎีของเบรินสเตต-ลาวรี 

คู่กรด คู่เบส 

กรดเปอร์คลอริก 

กรดไฮโดรไอโอดิก 

กรดไฮโดรโบรมิก 

กรดไฮโดรคลอริก 

กรดไนตริก 

กรดซัลฟิวริก 

ไฮโดรเนียมไอออน 

ไฮโดรเจนซัลเฟตไอออน 

กรดไนตรัส 

กรดแอซิติก 

กรดคาร์บอนิก 

แอมโมเนียมไอออน 

ไบคาร์บอเนตไอออน 

น้า 

เมทานอล 

แอมโมเนีย 

HClO 4 

HI 

HBr 

HCl 

HNO 3 

H 2 SO 4 

H 3 O + 

- 

HSO 4 

HNO 2 

CH 3 COOH 

H 2 CO 3 

+ 

NH 4 

- 

HCO 3 

H 2 O 

CH 3 OH 

NH 3 

เปอร์คลอเรตไอออน 

ไอโอไดด์ไอออน 

โบรไมด์ไอออน 

คลอไรด์ไอออน 

ไนเตรตไอออน 

ไฮโดรเจนซัลเฟตไอออน 

น้า 

ซัลเฟตไอออน 

ไนตรัสไอออน 

แอซิเตตไอออน 

ไบคาร์บอเนตไอออน 


คาร์บอเนตไอออน 

ไฮดรอกไซด์ไอออน 

เมทออกไซด์ไอออน 

เอไมด์ไอออน 

- 

ClO 4 

I - 

Br - 

Cl - 

- 

NO 3 

- 

HSO 4 

H 2 O 

2- 

SO 4 

- 

NO 2 

CH 3 COO - 

- 

HCO 3 

NH 3 

2- 

CO 3 

OH - 

CH 3 O - 

- 

NH 2 




3. ดูจากการเรียงล าดับในตารางธาตุ 

การพิจารณาความแรงของกรดและเบสดูจากการเรียงล้าดับของธาตุที่อยู่ในกรดนั้น ตามตารางธาตุ ซึ่งแบ่งออก 

ได้เป็น 

3.1 กรดออกซี หมายถึง กรดที่ประกอบด้วย H, O และธาตุอื่นอีก เช่น 

HNO 3 H 3 PO 4 H 3 AsO 4 HClO 4 ถ้าจ้านวนอะตอมออกซิเจนเท่ากัน ความแรง 

ของกรดเรียงล้าดับดังนี้ 

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

3.2 กรดที่ไม่มีออกซิเจน เช่น HCl, HBr, HF, และ HI ความแรงของกรดแรงล้าดับดังนี้ 

HI > HBr > HCl > HF 

H 2 S > H 2 O 




ตอนที่ 6 การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ 

การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ จะแตกตัวได้หมด 100% หมายถึง การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ เป็น 

ไอออนได้หมดในตัวท้าละลายซึ่งส่วนใหญ่เป็นน้า เช่น การแตกตัวของกรด HCl จะได้ H + หรือ H 3 O + และ Cl - ไม่มี HCl 

เหลืออยู่ หรือการแตกตัวของเบส เช่น NaOH ได้ Na + และ OH - ไม่มี NaOH เหลืออยู่ 

การแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่นั้น เขียนแทนด้วยลูกศร ซึ่งแสดงการเปลี่ยนแปลงไปข้างหน้าเพียง 

อย่างเดียว เช่น 

HCl (aq) H + (aq) + Cl - (aq) 

1 โมล 1 โมล 1 โมล 

[HCl] = [H + ] = [Cl - ] = 1 โมล/ลิตร 

HClO 4 (aq) H + (aq) + ClO - 4 (aq) 

0.5 โมล 0.5 โมล 0.5 โมล 

NaOH (aq) Na + (aq) + OH - (aq) 

0.1 โมล 0.1 โมล 0.1 โมล 

การค านวณเกี่ยวกับการแตกตัวของกรดแก่และเบสแก่ 

ตัวอย่างที่ 1 จงค้านวณหา [H 3 O + ] , [NO - 3 ] ในสารละลาย 0.015 M HNO 3 


HNO 3 + H 2 O H 3 O + - 

+ NO 3 

0.015 0.015 0.015 mol 

เพราะฉะนั้น [H 3 O + ] = [NO - 3 ] = 0.015 mol/dm 3 

ตัวอย่างที่ 2 ถ้า KOH 0.1mol ละลายน้าและสารละลายมีปริมาตร 2 dm 3 ในสารละลายจะมีไอออนใดบ้างอย่างละกี่ 

mol/dm 3 


KOH (s) 

2 K + (aq) + OH - (aq) 

0.1 0.1 0.1 mol / 2 dm 3 

0.05 0.05 0.05 mol /dm 3 

สารละลาย KOH 2 dm 3 มี KOH 0.1 mol 

สารละลาย KOH 1 dm 3 มี KOH 0.1 / 2 = 0.05 mol/dm 3 

ดังนั้น KOH จะแตกตัวให้ K + และ OH - อย่างละ 0.05 mol/dm 3 




ตัวอย่างที่ 3 สารละลายกรดแก่ (HA) 250 cm 3 มีปริมาณ H 3 O + ไอออน 0.05 mol สารละลายนี้มีความเข้มข้นเท่าใด 

ถ้าเติมกรดนี้ลงไปอีก 0.2 mol โดยที่สารละลายมีปริมาตรคงเดิม สารละลายที่ได้จะมีความเข้มข้นเท่าใด 


HA 

H 2 O H 3 O + (aq) + A - (aq) 

0.05 0.05 0.05 mol / 250 cm 3 

สารละลาย HA 250 cm 3 มี HA 0.05 mol 

สารละลาย HA 1000 cm 3 มี HA = 

0.05x1000 

250 

เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 0.20 mol/dm 3 

ถ้าเติมกรดอีก 0.2 mol 

สารละลายมี HA รวมทั้งหมด = 0.05 + 0.2 = 0.25 mol 

สารละลาย HA 250 cm 3 มี HA 0.25 mol 

สารละลาย HA 1000 cm 3 มี HA = 

0.25x1000 

250 

เพราะฉะนั้นสารละลายที่ได้มีความเข้มข้น 1.00 mol/dm 3 

= 0.20 mol 

= 1.00 mol 

ตัวอย่างที่ 4 จงหาความเข้มข้นของ OH - ที่เกิดจากการเอา NaOH 10.0 กรัม ละลายในน้าท้าเป็นสารละลาย 0.2 dm 3 

(Na = 23, O = 16, H = 1) 


10 

จ้านวนโมลของ NaOH = 40 

= 0.25 mol 

สารละลาย 0.2 dm 3 มีเนื้อของ NaOH = 0.25 mol 

สารละลาย 1 dm 3 มี NaOH = 

เพราะฉะนั้นสารละลายมีความเข้มข้น 1.25 mol/dm 3 

และปฏิกิริยาการแตกตัวของ NaOH เป็นดังนี้ 


1.25 mol 1.25 mol 1.25 mol 

เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ OH - = 1.25 mol/dm 3 

0.25x1 

0.2 

= 1.25 mol/dm 3 




ตอนที่ 7 การแตกตัวของกรดอ่อน 

สารละลายกรดอ่อน เช่น กรดแอซีติก (CH 3 COOH) เมื่อละลายน้า จะน้าไฟฟ้าได้ไม่ดี ทั้งนี้ เพราะกรดแอซีติก 

แตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วน เขียนแทนโดยสมการจะใช้ลูกศร เพื่อชี้ว่าปฏิกิริยาเกิดขึ้นทั้งปฏิกิริยาไป 

ข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ และอยู่ในภาวะสมดุลกัน เช่น 

CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) 

ปริมาณการแตกตัวของกรดอ่อน นิยมบอกเป็นร้อยละ เช่น กรด HA แตกตัวได้ร้อยละ 10 ในน้า หมายความว่า 

กรด HA 1 โมล เมื่อละลายน้า จะแตกตัวให้ H + เพียง 0.10 โมล 

จ้านวนโมลของกรดที่แตกตัว 

เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรดอ่อน = x 100 

จ้านวนโมลของกรดทั้งหมด 

การแตกตัวของกรดอ่อนชนิดเดียวกัน จะเพิ่มขึ้นเมื่อสารละลายมีความเจือจางมากขึ้น เช่น กรดแอซีติก 

CH 3 COOH ความเข้มข้นต่างกันจะมีเปอร์เซ็นต์การแตกตัวต่างกัน ดังนี้ 

CH 3 COOH 1.0 M แตกตัวได้ 0.42 % 



การแตกตัวของกรดมอนอโปรติก (monoprotic acid dissociation) กรดมอนอโปรติก คือ กรดที่แตกตัว 

ให้ H + ได้เพียง 1 ตัว เช่น HCOOH และ CH 3 COOH 

HCOOH (aq) H + (aq) + HCOO - (aq) 

CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) 

การแตกตัวของกรดพอลิโปรติก (polyprotic acid dissociation) 

กรดพอลิโปรติก หมายถึง กรดที่มีโปรตอนมากกว่า 1 ตัว และสามารถแตกตัวให้ H + ได้มากกว่า 1 ตัว ถ้าแตก 

ตัวได้ H + 2 ตัว เรียกว่า กรดไดโปรติก เช่น H 2 CO 3 , H 2 S , H 2 C 2 O 4 เป็นต้น 

H 2 S H + + HS - 

HS - H + + S 2- 

H 2 CO 3 H + - 

+ HCO 3 

- 

HCO 3 H + 2- 

+ CO 3 

กรดที่แตกตัวให้ H + ได้ 3 ตัว เรียกว่า กรดไตรโปรติก เช่น H 3 PO 4 , H 3 PO 3 

H 3 PO 3 H + - 

+ H 2 PO 4 

- 

H 2 PO 4 H + 2- 

+ HPO 4 

HPO 4 

2- 

H + + PO 4 

3- 




ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (K a ) 

กรดอ่อนแตกตัวได้เพียงบางส่วน ปฏิกิริยาการแตกตัวไปข้างหน้า และปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึ้นได้พร้อมกัน 

และปฏิกิริยาการแตกตัวของกรดอ่อนนี้จะอยู่ในภาวะสมดุล ค่าคงที่สมดุลนี้จะหาได้ดังนี้ 

HA + H 2 O H 3 O + + A - 

K = 

[H 3 O + ][A - ] 

[HA][H 2 O] 

K คือค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา และถือว่า [H 2 O] มีค่าคงที่ ดังนั้นจะได้ว่า 

K[H 2 O] = K a = 

[H 3 O + ][A - ] 

[HA] 

K a คือ ค่าคงที่สมดุลของกรดอ่อน (HA) 

ค่าคงที่สมดุลของกรดนี้ใช้เปรียบเทียบความแรงของกรดได้ ถ้าค่า K a มีค่ามากแสดงว่ากรดมีความแรงมาก แตก 

ตัวได้ดี ถ้าค่า K a น้อยแสดงว่ากรดแตกตัวได้น้อย มีความแรงน้อย ส้าหรับกรดที่แตกตัวได้ 100% จะไม่มีค่า K a 

ตัวอย่างค่า K a 

HF (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + F - (aq) 

[H 

K a = 3 O + ][F - ] 

= 6.7 x 10 -4 

[HF] 

CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) 

[H 

K a = 3 O + ][CH 3 COO - ] 

= 1.74 x 10 -5 

[CH 3 COOH] 

HCN (aq) + + H 2 O (l) 

H 3 O + (aq) + CN - (aq) 

[H 

K a = 3 O + ][CN - ] 

= 4.0 x 10 -10 

[HCN] 

ถ้าเปรียบเทียบความแรงของกรดโดยใช้ K a 

K a (HF) > K a (CH 3 COOH) > K a (HCN) 

เพราะฉะนั้นความแรงของกรด HF > CH 3 COOH > HCN 




กรณีกรดไดโปรติก 

มีสูตรทั่วไปเป็น H 2 A แตกตัวได้ 2 ขั้น ดังนี้ 

ขั้นที่ 1 H 2 A (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HA - (aq) 

[H 

K a1 = 

3 O + ][HA - ] 

[H 2 A] 

ขั้นที่ 2 HA - (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A 2- (aq) 

โดย K a1 > K a2 

K a2 = 

[H 3 O + ][A 2- ] 

[HA - ] 

ตัวอย่างเช่น H 2 S , H 2 CO 3 

H 2 S (aq) + H 2 O (l) 

H 3 O + (aq) + HS - (aq) 

[H 

K a1 = 3 O + ][HS - ] 

= 1.1 x 10 -7 

[H 2 S] 

HS - (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + S 2- (aq) 

[H 

K a2 = 3 O + ][S 2- ] 

= 1.10 x 10 -14 

[HS - ] 

จะเห็นว่าค่า K a1 > K a2 

หมายความว่า H 2 S แตกตัวได้มากกว่า HS - 




กรณีกรดไตรโปรติก 

มีสูตรทั่วไปเป็น H 3 A จะแตกตัวได้ 3 ขั้นตอน คือ 

ขั้นที่ 1 H 3 A (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + H 2 A - (aq) 

K a1 = 

[H 3 O + ][H 2 A - ] 

[H 3 A] 

ขั้นที่ 2 H 2 A - (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HA 2- (aq) 

K a2 = 

[H 3 O + ][HA 2- ] 

[H 2 A - ] 

ขั้นที่ 3 HA 2- (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A 3- (aq) 

K a3 = 

[H 3 O + ][A 3- ] 

[HA 2- ] 

โดย 

K a1 > K a2 > K a3 

ตัวอย่างเช่น H 3 PO 4 

H 3 PO 4 (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + H 2 PO - 4 (aq) 

[H 

K a1 = 3 O + ][H 2 PO - 4 ] 

= 5.9 x 10 -3 

[H 3 PO 4 ] 

H 2 PO 4 - (aq) + H 2 O (l) 

H 3 O + (aq) + HPO 4 2- (aq) 

[H 

K a2 = 3 O + ][HPO 2- 4 ] 

= 6.2 x 10 -8 

[H 2 PO4 - ] 

HPO 4 2- (aq) + H 2 O (l) 

H 3 O + (aq) + PO 4 3- (aq) 

K a3 = [H 3 O + ][PO 3- 4 ] 

= 4.8 x 10 -13 

[HPO - 4 ] 

โดย K a1 > K a2 > K a3 การแตกตัวของกรด H 3 PO 4 > H 2 PO 4 

- 

> HPO 4 

2- 




การค านวณเกี่ยวกับกรดอ่อน 

ตัวอย่างที่ 5 จงค้านวณเปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรด HA 1 mol/dm 3 ซึ่งมี H 3 O + 0.05 mol/dm 3 

วิธีท า HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + A - (aq) 

เริ่มต้น 1 0 0 

ภาวะสมดุล 1 - 0.05 0.05 0.05 mol/dm 3 

จ้านวนโมลของกรดที่แตกตัว 

เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของกรดอ่อน = x 100 

จ้านวนโมลของกรดทั้งหมด 

= 

0.05 

1 

x 100 = 5.0 % 

ตัวอย่างที่ 6 สารละลายกรด HA มีค่า K a เป็น 6.8 x 10 -4 สารละลายกรดนี้มีความเข้มข้น 1 mol/dm 3 สารละลายกรด 

นี้จะมีความเข้มข้นของ H 3 O + เท่าใด 

วิธีท า HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + + A - (aq) 

เริ่มต้น 1 0 0 

ภาวะสมดุล 1 - x x x 

K a = 

[H 3 O + ][A - ] 

[HA] 

6.8 x 10 -4 = 

X 2 

1 – x 

1 - x 1 ( c >>> K a ) 

ดังนั้น x 2 = 6.8 x 10 -4 

จะได้ x = 0.0261 mol/dm 3 

เพราะฉะนั้น [H 3 O + ] = 0.0261 mol/dm 3 

ตัวอย่างที่ 7 ที่ 25 0 C กรดแอซีติก (CH 3 COOH) เข้มข้น 0.1 mol/dm 3 แตกตัวได้ 1.34 % จงค้านวณหาความเข้มข้น 

ของไฮโดรเนียมไอออน แอซีเตตไอออน และ K a 


0.1 mol/dm 3 CH 3 COOH แตกตัวได้ 1.34 % หมายความว่า 

CH 3 COOH 100 mol/dm 3 แตกตัวได้ = 1.34 mol/dm 3 

CH 3 COOH 0.1 mol/dm 3 1.34 x 0.1 

แตกตัวได้ = = 0.00134 mol/dm 3 

100 




CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - 

เริ่มต้น 0.1 0 0 

ภาวะสมดุล 0.1- 0.00134 0.00134 0.00134 

K a = 

[H 3 O + ][CH 3 COO - ] 

[CH 3 COOH] 

= 

[0.00134][0.00134] 

[0.0987] 

= 1.82 x 10 -5 

ดังนั้นความเข้มข้นของ CH 3 COO - และ H 3 O + = 0.00134 หรือ 1.34 x 10 -3 mol/dm 3 

และค่า K a = 1.82 x 10 -5 

ตัวอย่างที่ 8 จงค้านวณหาความเข้มข้นของ H + , SO 4 2- และ HSO 4 - ของสารละลายกรด H 2 SO 4 เข้มข้น 0.05 mol/dm 3 

ก้าหนดค่า Ka 2 = 1.26 x 10 -2 

วิธีท า กรด H 2 SO 4 เป็นกรดแก่แตกตัวได้ 100 % ในขั้นที่ 1 

H 2 SO 4 (aq) H + (aq) + HSO - 4 (aq) 

0.5 0.50 0.50 mol/dm 3 

ขั้นที่ 2 HSO - 4 (aq) แตกตัวให้ H + 2- 

และ SO 4 ดังนี้ 

HSO - 4 (aq) H + (aq) + SO 2- 4 (aq) 

เริ่มต้น 0.50 0.50 0 (จากการแตกตัวขั้นที่1) 

ภาวะสมดุล 0.50 – x 0.50 + x x 

K a2 = 

[H + ][SO 2- 4 ] 

[HSO - 4 ] 

1.26 x 10 -2 = 

[0.50 + x][x] 

[0.50 - x] 

0.0063 - 0.0126X = 0.5X + X 2 

X 2 + 0.513X - 0.0063 = 0 

ใช้สมการควอดราติกแก้สมการ 

X = 

= 

0.513 

(0.513) 

0.513 

0.537 

2 

เพราะฉะนั้น [H + ] = 0.012 mol/dm 3 

2(1) 

4(1)( 0.0063) 

ครูขุนทอง คล้ายทอง หน้า 25 

2 

= 0.012 (ค่าที่เป็นลบไม่ใช้) 

[SO 4 2- ] = 0.012 mol/dm 3 

[HSO 4 - ] = 0.50 - 0.012 = 0.488 mol/dm 3



ตอนที่ 8 การแตกตัวของเบสอ่อน 

เบสอ่อนเมื่อละลายน้าจะแตกตัวเป็นไอออนเพียงบางส่วน และปฏิกิริยาการแตกตัวของเบสอ่อน เป็นปฏิกิริยาที่ 

ผันกลับได้ เช่น แอมโมเนีย เมื่อละลายน้าจะมีภาวะสมดุลเกิดขึ้น ดังสมการ 

NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH + 4 (aq) + OH - (aq) 

[NH + 4 ][OH - ] 

K = 

[NH 3 ][H 2 O] 

[NH + 

K b = K[H 2 O] = 4 ][OH - ] 

[NH 3 ] 

K b คือ ค่าคงที่สมดุลของเบส ค่า K b นี้เป็นค่าคงที่และใช้เปรียบเทียบความแรงของเบสได้ เช่นเดียวกับค่า K a 

โมโนโปรติกเบส (monoprotic base) จะรับ H + ได้ 1 ตัว และมีค่า K b เพียงค่าเดียว เช่น NH 3 

โพลิโปรติกเบส (polyprotic base) จะรับ H + ได้มากกว่า 1 ตัว และมีค่า K b ได้หลายค่า เช่น ไฮดราซีน 

H 2 NNH 2 

H 2 NNH 2 + H 2 O H 2 NNH + 3 + OH - ; K b1 = 9.1 x 10 -7 

H 2 NNH + 3 + H 2 O H 3 NNH + 3 + OH - ; K b2 = 1.0 x 10 -15 

6.5 x 10 -5 

ตารางที่ 1 แสดงค่าคงที่สมดุลของเบสอ่อนบางตัว 

ชื่อสาร สูตรโมเลกุล ปฏิกิริยา Kb (25 0 C) 

ไตรเมทิลเอมีน 

(CH 3 ) 3 N (CH 3 ) 3 N + H 2 O (CH 3 ) 3 NH + + OH - 

ซัลเฟตไอออน 

2- 

SO 4 SO 2- 4 + H 2 O 

- 

HSO 4 + OH - 9.8 x 10 -13 

เอทานอลเอมีน 

HOC 2 H 4 NH 2 HOC 2 H 4 NH 2 + H 2 O HOC 2 H 4 NH + 2 + OH - 3.2 x 10 -5 


NH 3 NH 3 +H 2 O NH + 4 + OH - 

1.8 x 10 -5 

ไฮดราซีน 

N 2 H 4 N 2 H 4 + H 2 O N 2 H + 5 + OH - 1.7x10 -6 (20 0 C) 

ไฮดรอกซิลเอมีน 

HONH 2 HONH 2 + H 2 O HONH + 3 + OH - 1.1x10 -8 (20 0 C) 

ไพรีดีน 

C 5 H 5 N C 5 H 5 N + H 2 O C 5 H 5 N + OH - 

1.8 x 10 -9 

อะนิลีน 

C 6 H 5 NH 2 C 6 H 5 NH 2 + H 2 O C 6 H 5 NH 2 + OH - 4.3 x 10 -10 

ฟอสเฟตไอออน 

3- 

PO 4 PO 3- 4 + H 2 O HPO 2- 4 + OH - 

2.2 x 10 -2 

คาร์บอนเนตไอออน 

2- 

CO 3 CO 2- 3 + H 2 O HCO 2- 3 + OH - 

2.1 x 10 -4 

ไซยาไนด์ไอออน 

CN - CN - + H 2 O HCN + OH - 

1.6 x 10 -5 

ไฮโดรเจนซัลไฟด์ไอออน HS - HS - + H 2 O H 2 S + OH - 

1.1 x 10 -7 

ไฮโดรเจนคาร์บอเนตไอออน 

- 

HCO 3 HCO - 3 + H 2 O H 2 CO 3 + OH - 

2.6 x 10 -8 

แอซิเตตไอออน 

CH 3 COO - CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - 5.7 x 10 -10 

ฟลูออไรด์ไอออน 

F - F - + H 2 O HF + OH - 

1.5 x 10 -11 

ไนไตรต์ไอออน 

- 

NO 2 NO - 2 + H 2 O HNO 2 + OH - 

1.4 x 10 -11 




นอกจาก การบอกปริมาณการแตกตัวของเบสอ่อน ในลักษณะของค่า K b แล้วก็ยังสามารถบอกปริมาณการแตก 

ตัวของเบสอ่อนได้ในลักษณะของเปอร์เซ็นต์ของการแตกตัว ดังนี้ 

จ้านวนโมลของเบสที่แตกตัว 

เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของเบสอ่อน = x 100 

จ้านวนโมลของเบสทั้งหมด 

ตัวอย่างการค านวณ 

ตัวอย่างที่ 9 จงเขียนค่าคงที่สมดุลของเบสอ่อนต่อไปนี้ C 6 H 5 NH 2 , N 2 H 4 

วิธีท า C 6 H 5 NH 2 + H 2 O C 6 H 5 NH + 3 + OH - 

[C 6 H 5 NH + 3 ][OH - ] 

K b = 

[C 6 H 5 NH 2 ] 

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H + 5 + OH - 

[N 2 H + 5 ][OH - ] 

K b = 

[N 2 H 4 ] 

ตัวอย่างที่ 10 จงค้านวณหาความเข้มข้นของ OH - ในสารละลายแอมโมเนียเข้มข้น 0.200 mol/dm 3 

ก้าหนดค่า K b = 1.77 x 10 -5 

วิธีท า NH 3 + H 2 O NH + 4 + OH - 

เริ่มต้น 0.200 0 0 

ภาวะสมดุล 0.200 - x x x mol/dm 3 

[NH + 

K b = 4 ][OH - ] 

[NH 3 ] 

1.77 x 10 -5 (x)(x) 

= 

(0.20 – x) 

เนื่องจาก K b มีค่าน้อยมาก x 0.200 ; 0.20 - x 0.20 

1.77 x 10 -5 X 2 

= 

0.20 

x = 

= 1.88 x 10 -3 

เพราะฉะนั้น [OH - ] = 1.88 x 10 -3 mol/dm 3 




ตัวอย่างที่ 11 เมื่อแอมโมเนียละลายน้า จะแตกตัวให้ NH + 4 และ OH - ถ้าแอมโมเนียจ้านวน 0.106 mol ละลายในน้า 

1 dm 3 ที่ภาวะสมดุลแตกตัวให้ NH + 4 และ OH - เท่ากัน คือ 1.38 x 10 -3 mol จงหาค่าคงที่ของการ 

แตกตัวของ NH 3 

วิธีท า NH 3 + H 2 O NH + 4 + OH - 

เริ่มต้น 0.200 0 0 

ภาวะสมดุล 0.200 - x x x 

K b = 

= 

[NH + 4 ][OH - ] 

[NH 3 ] 

[1.38 x 10 -3 ][ 1.38 x 10 -3 ] 

[0.106 - 1.38 x 10 -3 ] 

K b = 1.82 x 10 -5 

ตัวอย่างที่ 12 สารละลาย NH 3 0.10 mol/dm 3 แตกตัวให้ NH + 4 และ OH - = 1.88 x 10 -3 mol/dm 3 จะแตกตัวได้กี่ 

เปอร์เซ็นต์ และถ้าสารละลายเบสเข้มข้น 0.20 mol/dm 3 จะแตกตัวได้กี่เปอร์เซ็นต์ 


จ้านวนโมลของเบสที่แตกตัว 

เปอร์เซ็นต์การแตกตัวของเบสอ่อน = x 100 

จ้านวนโมลของเบสทั้งหมด 

1.88 x 10 

= -3 

x 100 

0.10 

= 1.88 % 

NH 3 + H 2 O 

+ 

NH 4 + OH - 

เริ่มต้น 0.10 0 0 

ภาวะสมดุล 0.10 - 1.88x10 -3 1.88x10 -3 1.88x10 -3 

K b = 

= 

[NH + 4 ][OH - ] 

[NH 3 ] 

(1.88x10 -3 )(1.88x10 -3 ) 

(0.10 - 1.88x10 -3 ) 

K b = 1.88 x 10 -5 

กรณีสารละลายเบสเข้มข้น 0.2 mol/dm 3 

NH 3 + H 2 O 

+ 

NH 4 + OH - 

เริ่มต้น 0.20 0 0 

ภาวะสมดุล 0.20 - x x x 


K b = 



[NH 4 + ][OH - ] 

[NH 3 ] 

1.88 x 10 -5 = x มีค่าน้อยมาก 0.20 - x 0.20 

(0.20 - x) 

x 2 = 0.20 (1.88 x 10 -5 ) 

x = 1.94 x 10 -3 

เพราะฉะนั้น [NH + 4 ] = [OH - ] = 1.94 x 10 -3 

เปอร์เซ็นต์การแตกตัว = 

1.94 x 10 -3 

x 100 

0.20 

= 0.97 % 

X 2 




ตอนที่ 9 การแตกตัวของน้ าบริสุทธิ์ 

น้าเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก แตกตัวได้น้อยมาก ดังนั้น การน้าไฟฟ้าของน้าจะน้อย จนไม่สามารถตรวจสอบ 

ได้ด้วยการน้าไฟฟ้าผ่านหลอดไฟ แต่ตรวจได้ด้วยเครื่องวัดกระแส (เป็นแอมมิเตอร์) 

ตัวอย่างการวัดการน้าไฟฟ้าของน้าชนิดต่างๆ ได้แก่ น้ากลั่นที่อุณหภูมิห้อง น้ากลั่นที่อุณหภูมิ 60 - 70 องศา 

เซลเซียส น้าคลอง น้าประปา และน้าฝน จะได้ผลดังตาราง 

ตารางที่ 1 ตัวอย่างการน้าไฟฟ้าของน้าชนิดต่างๆ 

น้าชนิดต่างๆ เครื่องตรวจการน้าไฟฟ้า วัดด้วยแอมมิเตอร์ 

น้ากลั่นที่อุณหภูมิห้อง 

น้ากลั่นที่อุณหภูมิ 60-70 0 C 

น้าคลอง 

น้าประปา 

น้าฝน 

หลอดไฟไม่สว่าง 





40 

80 

90 

85 

80 

ตามทฤษฎีของเบรินสเตตและลาวรี น้าท้าหน้าที่เป็นทั้งกรดและเบส ไอออนที่เกิดขึ้นจากการแตกตัวของน้า 

และมีการถ่ายเทโปรตอนกันเองได้ (ออโตไอออไนเซชัน) 

ให้ H + 

H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) 

กรด 1 เบส 2 กรด 2 เบส 2 

โมเลกุลของน้าที่เสีย H + จะเปลี่ยนเป็น OH - ซึ่งมีประจุลบและโมเลกุลของน้าที่ได้รับ H + จะเปลี่ยนเป็น H 3 O + 

ซึ่งมีประจุบวก เราอาจเขียนสมการกรด-เบส ได้ง่ายๆ ดังนี้ 


เนื่องจากระบบนี้อยู่ในภาวะสมดุล สามารถเขียนสมการค่าคงที่สมดุลของ H 2 O ได้ดังนี้ 

[H 3 O + ][OH - ] 

K = 

[H 2 O] 2 

K w = K[H 2 O] 2 = [H 3 O + ][OH - ] = 1 x 10 -14 

K w คือค่าคงที่การแตกตัวของน้า มีค่าเท่ากับ 1 x 10 -14 ที่ 25 0 C เนื่องจากน้าบริสุทธิ์แตกตัวเป็นไอออนจะให้ 

ความเข้มข้นของ H 3 O + และ OH - เท่ากัน 

[H 3 O + ] = [OH - ] = K w 

= 

14 

1.0x10 = 1 x 10 -7 mol/dm 3 ที่ 25 0 C 




ดังนั้น น้าบริสุทธิ์จึงมีสภาพเป็นกลาง เนื่องจากปริมาณ H 3 O + เท่ากับ OH - ค่าคงที่ที่สมดุลของน้ามีค่า 

เปลี่ยนแปลงตามอุณหภูมิ แสดงดังตารางต่อไปนี้ 

ตารางที่ 2 ค่า K w ของน้าที่อุณหภูมิต่างๆ 

อุณหภูมิ ( 0 C) 

0 

10 

20 

25 

30 

40 

50 

K w 

0.114 x 10 -14 

0.292 x 10 -14 

0.681 x 10 -14 

1.010 x 10 -14 

1.470 x 10 -14 

2.920 x 10 -14 

5.470 x 10 -14 

การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนและ ไฮดรอกไซด์ไอออนในน้ า 

จากที่กล่าวมาแล้ว น้าแตกตัวให้ H 3 O + และ OH - ได้เท่าๆ กัน ท้าให้สภาพความเป็นกรด และสภาพความเป็น 

เบสเท่ากันตลอด หรือเรียกว่าเป็นกลาง โดยที่ K w = 1 x 10 -14 และ [H 3 O + ] เท่ากับ [OH - ] = 1 x 10 -7 แต่ความเข้มข้น 

ของ H 3 O + และ OH - นี้จะเปลี่ยนแปลงไปเมื่อเติม H 3 O + หรือ OH - ลงไปในน้า 

ถ้าเติม HCl ซึ่งเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ลงไปในน้า HCl จะแตกตัวให้ H 3 O + และ Cl - ปริมาณ H 3 O + ในน้าจึงเพิ่มขึ้น 


HCl (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 

ตามหลักของเลอชาเตอลิเอ เมื่อ H 3 O + มากขึ้น น้าพยายามรักษาสมดุล โดยที่ H 3 O + จะรวมกับ OH - 

เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ คือได้ H 2 O มากขึ้น และ [OH - ] จะลดลง ปฏิกิริยาก็จะเข้าสู่ภาวะสมดุลอีกครั้งหนึ่ง 

K w = [H 3 O + ][OH - ] 

[H 3 O + ] = 

[OH - ] 

จะเห็นได้ว่าจากสมการถ้า [H 3 O + ] มากขึ้น [OH - ] ก็น้อยลง ในท้านองเดียวกัน ถ้าเติม OH - ลงไปในน้า จะท้า 

ให้ [OH - ] มากขึ้น [H 3 O + ] ก็น้อยลง 

จากสมการ K w = [H 3 O + ][OH - ] ถ้าทราบ [H 3 O + ] ก็ค้านวณหา [OH - ] ได้ หรือถ้าทราบ [OH - ] ก็ค้านวณหา 

[H 3 O + ] ได้ ดังตัวอย่างต่อไปนี้ 

การพิจารณาว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบส 

* ถ้า [H 3 O + ] = [OH - ] สารละลายเป็นกลาง 

* ถ้า [H 3 O + ] > [OH - ] สารละลายเป็นกรด 

* ถ้า [H 3 O + ] < [OH - ] สารละลายเป็นเบส 

K w 




ตัวอย่างที่ 1 สารละลายชนิดหนึ่งมี [H 3 O + ] = 1 x 10 -2 mol/dm 3 [OH - ] จะมีค่าเท่าใด 

วิธีท า K w = [H 3 O + ][OH - ] 

1 x 10 -14 = (1 x 10 -2 ) [OH - ] 

[OH - ] = 

1 x 10 -14 

1 x 10 -2 

= 1 x 10 -12 mol/dm 3 

ตัวอย่างที่ 2 เมื่อเติม H 3 O + จ้านวน 1.0 x 10 -3 mol ลงไปในน้า ให้ค้านวณหาความเข้มข้นของ OH - ถ้าสารละลายนี้มี 

ปริมาตร 1 dm 3 

วิธีท า [H 3 O + ] จากน้า = 1 x 10 -7 mol/dm 3 

[H 3 O + ] ที่เติม = 1 x 10 -3 mol/dm 3 

เพราะฉะนั้น [H 3 O + ] = (1 x 10 -3 ) + (1 x 10 -7 ) 1 x 10 -3 

K w = [H 3 O + ][OH - ] 

[OH - K 

] = w 

[H 3 O + ] 

1 x 10 

= -14 

= 1 x 10 -11 

1 x 10 -3 

จะเห็นได้ว่า [OH - ] ลดลง (< 1 x 10 -7 ) เมื่อเติมกรดลงไป 

ตัวอย่างที่ 3 ถ้าสารละลายแก๊ส HCl 3.65 กรัมในน้า และสารละลายมีปริมาตร 5 dm 3 จงหาความเข้มข้นของ H 3 O + 

และ OH - ในสารละลาย (H = 1 , Cl = 35.5) 


3.65 

จ้านวนโมล HCl = = 0.10 mol 

1 + 35.5 

HCl 5 dm 3 มี HCl = 0.10 mol 

HCl 1 dm 3 0.10 x 1 

มี HCl = = 0.02 mol/dm 3 

5 

HCl เป็นกรดแก่แตกตัวได้ 100% 

HCl + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 

0.02 0.02 0.02 mol/dm 3 

[H 3 O + ] = 0.02 mol/dm 3 

[OH - K w 

] = 

[H 3 O + ] 

1 x 10 -14 

= 

0.02 

= 0.5 x 10 -12 mol/dm 3 




ตอนที่ 10 ความสัมพันธ์ระหว่าง K a , K b และ K w 

* ส้าหรับคู่กรด-เบสใดๆ K w = K a . K b 

เช่น NH 4 + - NH 3 

กรด NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + 

K a = 

เบส NH 3 + H 2 O NH 4 

+ 

K b = 

K a . K b = 

+ OH - 

= [H 3 O + ] [OH - ] = K w 

ตัวอย่างที่ 1 ก้าหนดค่า K a ของ CH 3 COOH ให้เท่ากับ 1.8 x 10 -5 ให้หาค่า K b ของคู่เบสของ CH 3 COOH 

วิธีท า คู่กรด CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + 

. 

K a = 

[CH 3 COO - ][H 3 O + ] 

[CH 3 COOH] 

= 1.8 x 10 -5 

คู่เบส CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - 

K b = 

K a . K b = 

[NH 3 ][H 3 O + ] 

[NH + 4 ] 

[NH 4 + ][OH - ] 

[NH 3 ] 

[NH 3 ][H 3 O + ] 

[NH 4 + ] 

[NH 4 + ][OH - ] 

[NH 3 ] 

[CH 3 COOH][OH - ] 

[CH 3 COO - ] 

[CH 3 COO - ][H 3 O + ] 

[CH 3 COOH] 

[CH 3 - 3 COOH][OH - ]] 

[CH 3 - 3 COO - ]] 

K a . K b = [H 3 O + ] [OH - ] = K w 

1.8 x 10 -5 . K b = 1.0 x 10 -14 

1.0 x 10 -14 

K b = = 5.55 x 10 -10 

1.8 x 10 -5 




ตัวอย่างที่ 2 ก้าหนดค่า K b ของ N 2 H 4 ให้เท่ากับ 1.7 x 10 -6 ให้หาค่า K a ของคู่กรดของ N 2 H 4 

วิธีท า N 2 H 4 + H 2 O 

+ 

N 2 H 5 + OH - 

เบส คู่กรด 

K a . K b = [H 3 O + ] [OH - ] = K w 

K a . 1.7 x 10 -6 = 1.0 x 10 -14 

1.0 x 10-14 

K a = = 5.88 x 10 -9 

1.7 x 10 -6 




ตอนที่ 11 pH ของสารละลาย 

pH คือ ค่าที่แสดงถึงความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน (H + ) หรือไฮโดรเนียมไอออน (H 3 O + ) ใช้บอกความเป็น 

กรดหรือเบสของสารละลาย โดยค่า pH ของสารละลายเป็นค่าลอการิทึมของไฮโดรเจนไอออน (หรือไฮโดรเนียมไอออน) 

ที่เป็นลบ 

pH = -log [H 3 O + ] 

หรือ [H 3 O] + = 10 -pH 

โดยที่ [H 3 O + ] คือ ความเข้มข้นของ H 3 O + หรือ H + เป็น mol/dm 3 

น้าบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 25 0 C จะมี [H 3 O + ] = 1 x 10 -7 mol/dm 3 

ดังนั้น pH = -log [H 3 O + ] = -log [1 x 10 -7 ] = 7 

นั่นคือ pH ของน้าบริสุทธิ์ ที่อุณหภูมิ 25 0 C เท่ากับ 7 ถือว่ามีสภาพเป็นกลาง คือไม่มีความเป็นกรดหรือเบส 

ถ้า [H 3 O + ] = 1 x 10 -5 ; pH = -log [H 3 O + ] = -log [1 x 10 -5 ] = 5 (เป็นกรด) 

ถ้า [H 3 O + ] = 1 x 10 -9 ; pH = -log [H 3 O + ] = -log [1 x 10 -9 ] = 9 (เป็นเบส) 

ดังนั้นสรุปว่า 

* pH < 7 สารละลายเป็นกรด 

* pH = 7 สารละลายเป็นกลาง 

* pH > 7 สารละลายเป็นเบส 

หรืออาจจะเขียนเป็นสเกลได้ดังนี้ 

กรด 

pH 

0 7 14 

กลาง 

เบส 

นอกจากจะบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายด้วยค่า pH แล้วยังสามารถบอกค่าความเป็นกรด-เบส ได้ 

โดยใช้ค่า pOH 

pOH ของสารละลาย คือ ค่าที่บอกความเข้มข้นของ OH - ในสารละลายมีค่าเท่ากับ -log[OH - ] 

pOH = -log[OH - ] 

โดย pH + pOH = 14 




ตารางที่ 1 สเกล pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นต่างๆ กัน 

[H 3 O + ] โมล/ลิตร pH [OH - ] โมล/ลิตร pOH 

1 x 10 0 

1 x 10 -1 

1 x 10 -2 

1 x 10 -3 

1 x 10 -4 

1 x 10 -5 

1 x 10 -6 

1 x 10 -7 

1 x 10 -8 

1 x 10 -9 

1 x 10 -10 

1 x 10 -11 

1 x 10 -12 

1 x 10 -13 

1 x 10 -14 0 

1 

2 

3 

4 

5 

6 

7 

8 

9 

10 

11 

12 

13 

14 

1 x 10 -14 

1 x 10 -13 

1 x 10 -12 

1 x 10 -11 

1 x 10 -10 

1 x 10 -9 

1 x 10 -8 

1 x 10 -7 

1 x 10 -6 

1 x 10 -5 

1 x 10 -4 

1 x 10 -3 

1 x 10 -2 

1 x 10 -1 

1 x 10 0 14 

13 

12 

11 

10 

9 

8 

7 

6 

5 

4 

3 

2 

1 

0 

กลาง 

วิธีวัด pH ของสารละลายวัดได้ 2 วิธี ดังนี้ 

1. วิธีเปรียบเทียบสี วิธีนี้เป็นการวัด pH โดยประมาณ (มีความถูกต้อง 0.5 หน่วย pH) ซึ่งท้าได้โดยเติมอินดิ 

เคเตอร์ที่เหมาะสมลงไปในสารละลายที่ต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบกับสารละลาย ท้าได้โดยเติมอินดิเคเตอร์ที่ 

เหมาะสมลงไปในสารละลายที่ต้องการวัด pH แล้วเปรียบเทียบสีกับสารละลายบัฟเฟอร์ที่ทราบค่า pH แน่นอน ซึ่งได้เติม 

อินดิเคเตอร์ชนิดเดียวกันไปแล้ว หรือใช้กระดาษชุบอินดิเคเตอร์ (กระดาษ pH) จุ่มลงไปแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐาน 

2. วิธีวัดความต่างศักย์ วิธีนี้วัด pH ได้อย่างละเอียด (มีความถูกต้อง 0.01 หน่วย pH) โดยการใช้เครื่องมือ 

ที่เรียกว่า พีเอชมิเตอร์ ซึ่งวัด pH ของสารละลายได้โดยการวัดความต่างศักย์ระหว่างขั้วไฟฟ้า 2 ขั้ว 

ภาพที่ 1 เครื่องพีเอชมิเตอร์ 




ตัวอย่างที่ 1 ให้หาค่า pH ของสารละลายที่มี H 3 O + เท่ากับ 1 x 10 -11 และ 6 x 10 -14 mol/dm 3 

วิธีท า [H 3 O + ] = 1 x 10 -11 

pH = -log[H 3 O + ] = -log[1 x 10 -11 ] = 11 

[H 3 O + ] = 6 x 10 -4 

pH = -log[H 3 O + ] = -log[6 x 10 -4 ] = 4 - log6 = 4 - 0.78 = 3.22 

ตัวอย่างที่ 2 จงหา pH ของสารละลายที่มีความเข้มข้นของ H 3 O + = 4.8 x 10 -13 โมล/ลิตร 

วิธีท า pH = -log[H 3 O + ] 

= -log[4.8 x 10 -13 ] 

= 13 - log 4.8 = 12.32 

ตัวอย่างที่ 3 สารละลายชนิดหนึ่งมี pH = 4.00 จะมีความเข้มข้นของไฮโดรเนียมไอออนเป็นเท่าใด 


4 = -log[H 3 O + ] 

[H 3 O + ] = 10 -4 

= 1 x 10 -4 

ตัวอย่างที่ 4 จงค้านวณหา [OH - ] และ pOH ในสารละลายซึ่งมี pH = 8.37 


8.37 = -log[H 3 O + ] 

[H 3 O + ] = 10 -8.37 = 4.3 x 10 -9 mol/dm 3 

[H 3 O + ][OH - ] = 1 x 10 -14 

[OH - ] = 

1.0 x 10 -14 

= 

1.0 x 10 -14 

[H 3 O + ] 

4.3 x 10 -9 

[OH - ] = 2.33 x 10 -6 mol/dm 3 

จาก pOH + pH = 14 

pOH = 14 - pH = 14 - 8.37 = 5.63 

ตัวอย่างที่ 5 จงค้านวณหา [H + ], [OH - ] , pH และ pOH ของสารละลายที่มีกรดแก่ HX 0.01 mol ในน้า 500 cm 3 


กรดแก่ HX แตกตัวได้ 100 % 

[HX] = 0.01 mol/ 0.5 dm 3 = 0.02 mol/dm 3 

HX H + (aq) + X - (aq) 

0.02 0.02 mol/dm 3 

เพราะฉะนั้น [H + ] = 0.02 mol/dm 3 




จาก [H + ][OH - ] = 1 x 10 -14 mol/dm 3 

[OH - ] = 

1.0 x 10 -14 

0.02 

= 5.0 x 10 -13 

เพราะฉะนั้น [OH - ] = 5.0 x 10 -13 mol/dm 3 

pH = -log[H + ] = -log(0.02) = 1.70 

pH + pOH = 14 

pOH = 14 - pH = 14 - 1.70 = 12.30 

ตัวอย่างที่ 6 กรดไฮโดรไซยานิก (HCN) เมื่อละลายน้าแตกตัว 0.01 % สารละลายของกรดนี้เข้มข้น 0.1 mol/dm 3 


จะมี pH เท่าใด 

0.01 % ของ 0.1 mol/dm 3 0.01 

= 

100 

= 1 x 10 -5 mol/dm 3 

เพราะฉะนั้นกรด HCN แตกตัวไป 1 x 10 -5 mol/dm 3 

HCN(aq) H + (aq) + CN - (aq) 

เริ่มต้น 0.1 0 0 

สมดุล 0.1 - 1 x 10 -5 1 x 10 -5 1 x 10 -5 

[H + ] = 1 x 10 -5 mol/dm 3 

pH = -log [H + ] = -log[1 x 10 -5 ] = 5 

เพราะฉะนั้น pH ของสารละลาย HCN = 5 




ตอนที่ 12 อินดิเคเตอร์ 

อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้บอกความเป็นกรด-เบส ของสารละลายได้อย่างหนึ่ง สารประกอบที่เปลี่ยนสีได้ที่ pH 

เฉพาะตัว จะถูกน้ามาใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ เช่น ฟีนอล์ฟทาลีน จะไม่มีสีเมื่ออยู่ในสารละลายกรด และจะเปลี่ยนเป็นสี 

ชมพู เมื่ออยู่ในสารละลายเบสที่มี pH 8.3 

HO 

HO 

C 

ไม่มีสี (รูปกรด) 

O-C=O 

OH- 

H3O+ 

ภาพที่ 1 ฟีนอล์ฟทาลีน 

ลีชมพู (รูปเบส) 

C=O 

O- 

อินดิเคเตอร์ส้าหรับกรด-เบส เป็นสารอินทรีย์ อาจเป็นกรดหรือเบสอ่อนๆ ซึ่งสามารถเปลี่ยนจากรูปหนึ่งไปเป็น 

อีกรูปหนึ่งได้ เมื่อ pH ของสารละลายเปลี่ยน 

การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ 

HIn เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปกรด (Acid form) 

In - เป็นสัญลักษณ์ของอินดิเคเตอร์ที่อยู่ในรูปเบส (Basic form) 

รูปกรดและรูปเบสมีภาวะสมดุล เขียนแสดงได้ด้วยสมการ ดังนี้ 

HIn (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + In - (aq) 

ไม่มีสี * (รูปกรด) สีชมพู* (รูปเบส) ; (*กรณีเป็นฟีนอล์ฟทาลีน) 

K ind = 

[H 3 O + ][In - ] 

[HIn] 

HIn และ In - มีสีต่างกันและปริมาณต่างกัน จึงท้าให้สีของสารละลายเปลี่ยนแปลงได้ ถ้าปริมาณ HIn มากก็จะมี 

สีของรูปกรด ถ้ามีปริมาณ In - มากก็จะมีสีของรูปเบส การที่จะมีปริมาณ HIn หรือ In มากกว่าหรือน้อยกว่านั้นขึ้นอยู่กับ 

ปริมาณ H 3 O + ในสารละลาย ถ้ามี H 3 O + มากก็จะรวมกับ In - ได้เป็น HIn ได้มาก แต่ถ้าอยู่ในสารละลายที่มี OH - มาก 

OH - จะท้าปฏิกิริยากับ H 3 O + ท้าให้ H 3 O + ลดลง ซึ่งจะมีผลท้าให้เกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าได้ In - มากขึ้น ซึ่งสามารถเขียน 

อธิบายด้วยสมการ ดังนี้ 

เมื่อเติมกรด (H 3 O + ) ท้าให้ปริมาณ [H 3 O + ] ทางขวาของสมการมีมากขึ้น ปฏิกิริยาจะเกิดย้อนกลับ ท้าให้มี 

HIn มากขึ้นจึงเห็นเป็นสีของกรด HIn 

เมื่อเติมเบส (OH - ) OH - จะท้าปฏิกิริยากับ H 3 O + ท้าให้ H 3 O + น้อยลง ปฏิกิริยาจะไปข้างหน้ามากขึ้น () 

ท้าให้มี In - มากขึ้น จึงเห็นเป็นสีเบสของ In - 


HO 

HO 

C



- ถ้า [HIn] มากกว่า [In - ] 10 เท่าขึ้นไป จะเห็นเป็นสีของรูปกรด (HIn) 

- ถ้า [In - ] มากกว่า [HIn] 10 เท่าขึ้นไป จะเห็นเป็นสีของรูปเบส (In - ) 

[HIn] จะมากหรือน้อยกว่า [In - ] ขึ้นอยู่กับ pH ของสารละลาย (หรือปริมาณของ H 3 O + ดังที่ได้กล่าวมาแล้ว 

ช่วง pH ที่อินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีจากรูปหนึ่งไปเป็นอีกรูปหนึ่ง สารละลายจะมีสีผสมระหว่างรูปกรดและรูปเบส 

เรียกว่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ (pH range หรือ pH interval) 

ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์หาได้จากค่า K ind ของอินดิเคเตอร์ดังนี้ 

HIn (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + In - (aq) 

[H 3 O + ][In - ] 

K ind = 

[HIn] 

[HIn] 

[H 3 O + [HIn] 

] = K ind 

[In - ] 

[In - ] 

-log [H 3 O + [HIn] 

] = -log K ind -log 

[In - ] 

[HIn] 

pH = pK ind - log 

[In - ] 

[HIn] 

จะเริ่มเห็นสีของรูปกรดเมื่อ 10 

[In - ] 

pH = pK ind - log10 

pH = pK ind - 1 

1 

จะเริ่มเห็นสีของรูปเบสเมื่อ [HIn] 

 

[In - ] 10 

1 

pH = pK ind - log 10 

pH = pK ind + 1 

นั่นคือ ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ = pK ind 1 

หมายความว่า สีของอินดิเคเตอร์จะเริ่มเปลี่ยนแปลงเมื่อ pH = pK ind 1 ซึ่งเป็นค่าโดยประมาณ แต่ถ้า 

[HIn] มากกว่าหรือน้อยกว่า [In - ] 10 เท่าขึ้นไป อาจถึง 100 เท่า ช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ก็จะเปลี่ยนไป ช่วง pH 

ของอินดิเคเตอร์ที่ถูกต้องจริงๆ ของแต่ละอินดิเคเตอร์หาได้จากการทดลอง 

ตัวอย่างเช่น เมทิลเรด มีช่วง pH 4.4 - 6.2 หมายความว่า สารละลายที่หยดเมทิลเรดลงไป จะเปลี่ยนสีจาก 

รูปกรด (แดง) ไปเป็นรูปเบส (เหลือง) ในช่วง pH ตั้งแต่ 4.4 - 6.2 นั่นคือ 

ถ้า pH < 4.4 จะให้สีแดง (รูปกรด 

pH อยู่ระหว่าง 4.4 - 6.2 จะให้สีผสมระหว่างสีแดงกับเหลือง คือ สีส้ม 

pH > 6.2 จะให้สีเหลือง (รูปเบส) 




สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด จะเปลี่ยนในช่วง pH ที่ต่างกัน ซึ่งแสดงได้ดังภาพที่ 2 

ภาพที่ 2 สีของอินดิเคเตอร์แต่ละชนิด 

อย่างไรก็ตาม อินดิเคเตอร์ชนิดหนึ่งๆ จะใช้หาค่า pH ของสารละลายได้อย่างคร่าวๆ เท่านั้น เช่น เมื่อน้า 

สารละลายมาเติม เมทิลออเรนจ์ลงไป (ช่วง pH ของเมทิลออเรนจ์เท่ากับ 3.0 - 4.4 และสีที่เปลี่ยนอยู่ในช่วง สีแดง 

เหลือง) ถ้าสารละลายมีสีเหลืองหลังจากหยดเมทิลออเรนจ์ แสดงว่าสารละลายนี้มี pH ตั้งแต่ 4.4 ขึ้นไป ซึ่งอาจมีฤทธิ์ 

เป็นกรด กลางหรือ เบส ก็ได้ ดังนั้น การหาค่า pH ของสารละลายหนึ่งๆ อาจจะต้องใช้อินดิเคเตอร์หลายๆ ตัว แล้วน้า 

ข้อมูลมาวิเคราะห์ pH ของสารละลายร่วมกัน 




ตัวอย่างที่ 1 การทดลองหาค่า pH ของสารละลายชนิดหนึ่ง โดยใช้อินดิเคเตอร์ 5 ชนิดด้วยกัน ผลการทดลองเป็นดังนี้ 

ชนิดของอินดิเคเตอร์ ช่วง pH สีที่เปลี่ยน สีสารละลายที่ได้จากการทดลอง 

1. methyl yellow 

2. Bromeresol green 

3. Methyl red 

4. Bromothymol blue 

5. Phenophtalein 

2.9-4.0 

3.8-5.4 

4.4-6.2 

6.0-7.6 

8.0-9.6 

สีแดง-เหลือง 

เหลือง-น้าเงิน 

แดง-เหลือง 

เหลือง-น้าเงิน 

ไม่มีสี-สีชมพู 

เหลือง 

น้าเงิน 

ส้ม 

เหลือง 

ไม่มีสี 

ให้หาค่า pH ของสารละลายจากข้อมูลการทดลองข้างต้น 

แนวคิด จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 1 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 4 

จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 2 แสดงว่า pH ของสารละลายอยู่ระหว่าง 4.4-6.2 

จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 3 แสดงว่า pH ของสารละลาย > 5.4 

จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 4 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 6 

จากอินดิเคเตอร์ชนิดที่ 5 แสดงว่า pH ของสารละลาย < 8.0 

สรุปได้ว่า สารละลายมี pH อยู่ระหว่าง 5.4 - 6 

การหา pH ของสารละลายโดยใช้อินดิเคเตอร์หลายๆ ชนิดนี้ ไม่สะดวกในการใช้ จึงมีการคิดที่จะน้าอินดิเคเตอร์ 

หลายๆ ชนิด ซึ่งเปลี่ยนสีในช่วง pH ต่างๆ กันมาผสมกันในสัดส่วนที่เหมาะสม จะสามารถใช้บอกค่า pH ของสารละลาย 

ได้ละเอียดขึ้น อินดิเคเตอร์ผสมนี้เรียกว่า ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ ซึ่งสามารถเปลี่ยนสีได้ในสารละลายที่มี pH ต่างๆ 

กันเกือบทุกค่า 

การใช้ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ หยดยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ลงในสารละลายที่ต้องการหาค่า pH ประมาณ 3 

หยดต่อสารละลาย 3 cm 3 สังเกตสีของสารละลายแล้วเปรียบเทียบกับสีมาตรฐานของยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ที่ pH 

ต่างๆ ว่าสีของสารละลายตรงกับสีมาตรฐานที่ pH ใด ก็จะมีค่าเท่ากับ pH นั้น 

สูตรของยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ มีหลายสูตรด้วยกัน ตัวอย่างเช่น 

สูตรที่ 1 เมทิลออเรนจ์ 0.05 กรัม (ช่วง pH 3.0-4.4) เหลือง-ส้มเหลือง 

เมทิลเรด 0.15 กรัม (ช่วง pH 4.4-6.2) แดง-เหลือง 

โบรโมไทมอลบลู 0.30 กรัม (ช่วง pH 6.0-7.5) เหลือง-น้าเงิน 

ฟีนอล์ฟทาลีน 0.35 กรัม (ช่วง pH 8.2-10.0) ไม่มีสี-แดงม่วง 

ทั้งหมดละลายใน 66% เอทานอล จ้านวน 1 ลิตร 

สูตรที่ 2 0.1% เมทิลออเรนจ์ 0.5 cm 3 0.1% โบรโมไทมอลบลู 3.0 cm 3 

0.1% เมทิลเรด 1.5 cm 3 0.1% ฟีนอล์ฟทาลีน 3.5 cm 3 




ตารางที่ 1 การเปลี่ยนสีของสารละลาย เมื่อใช้ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ 

pH สารละลาย 

สี 

3 

แดง 

4 

ส้มแดง 

5 

ส้ม 

6 

ส้มเหลือง 

7 

เหลือง เขียว 

8 

เขียว 

9 

น้าเงินเขียว 

10 

ม่วง 

11 

ม่วงแดง 

อินดิเคเตอร์ที่พบในธรรมชาติ 

นอกจากอินดิเคเตอร์กรด-เบส ที่เป็นสารอินทรีย์ที่กล่าวมาแล้ว ในธรรมชาติยังมีสารหลายชนิดที่มีสมบัติ 

เหมาะสมที่จะใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ กล่าวคือ มีสีต่างกันที่ pH ต่างกัน สารเหล่านี้พบในดอกไม้ ผลไม้ ผัก หรือรากไม้บาง 

ชนิด เช่น ในกะหล่้าปลีสีแดง (Red cabage) มีสารที่เป็นอินดิเคเตอร์ จากการทดลองสกัดสารจากกะหล่้าปลีสีแดง ซึ่ง 

เมื่อละลายเป็นกรดจะได้สีแดง (a) แต่เมื่อเติมเบสลงไปจะมีสีหลายสี ได้แก่ เขียว น้าเงิน เหลือง (b) และเมื่อสารละลาย 

เบส สารละลายจะเปลี่ยนเป็นสีน้าเงิน แสดงว่าอินดิเคเตอร์ที่สกัดได้จากกะหล่้าปลีสีแดง จะเปลี่ยนสีแดงเป็นน้าเงิน 

ในช่วงกรดเป็นเบส 

สารละลายมีสีแดง สารละลายมีหลายสี สารละลายมีสีน้าเงิน 

กรด เขียว น้าเงิน เหลือง เบส 

ภาพที่ 3 การสกัดอินดิเคเตอร์จากกะหล่้าปลีสีแดง และการเปลี่ยนสีของสารละลาย 




ดอกกุหลาบสีแดง เมื่อน้ามาละลายในแอลกอฮอล์และอีเทอร์ 1 : 1 จะให้สารละลายซึ่งเป็นอินดิเคเตอร์ตาม 

ธรรมชาติ เช่นกัน เมื่อน้าสารละลายนี้มาหยดในสารละลายที่มี pH 1, 3, 7, 9 และ 11 ปริมาณเล็กน้อย พบว่าให้ 

สารละลายสี แดง ส้ม น้าตาล และเขียว ตามล้าดับ โดยที่อินดิเคเตอร์นี้จะเปลี่ยนสีในช่วง pH 2 ช่วง คือ 5-7 (แดง- 

น้าตาล) และ 8-10(น้าตาล-เขียว) 

ภาพที่ 4 การทดลองสกัดอินดิเคเตอร์จากดอกกุหลาบแดง 

และการทดสอบการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์จากกุหลาบแดง 




ตารางที่ 2 อินดิเคเตอร์ที่พบในธรรมชาติ 

ชนิดพืช สารที่ใช้สกัด ช่วง pH ที่เปลี่ยนสี สีที่เปลี่ยน 

อัญชัน 

ดาวเรือง 

ดาวเรือง 

น้า 

แอลกอฮอล์ 

น้า 

หางนกยูง 

หางนกยูง 

แคแดง 

เข็มแดง 

เข็มแดง 

กระเจี๊ยบ 

คริสต์มาส 

คริสต์มาส 

บานไม่รู้โรย 

บานไม่รู้โรย 

ส้มเกลี้ยง(ผิว) 

สารภี 

สารภี 

ทองกวาว 

น้า 


น้า 

น้า 


น้า+แอลกอฮอล์+อีเทอร์ 

น้า 

แอลกอฮอล์+อีเทอร์ 

น้า 


น้า 


น้า 

น้า 

1-3 

2-3 

11-12 

9-10 

3-4 

7-8 

10-11 

2-3 

10-11 

4-5 

6-7 

6-7 

7-8 

5-6 

6-7 

6-7 

5-6 

8-9 

6-7 

8-9 

10-12 

10-11 

11-13 

11-12 

11-12 

12-13 

11-12 

แดง - ม่วง 

ไม่มีสี - เหลืองอ่อน 

เหลือง - เหลืองน้าตาล 

ไม่มีสี - เหลือง 

ส้ม - เหลือง 

เหลือง - เขียว 

เขียว - เหลือง 

ชมพู - ส้ม 

ส้ม - เหลือง 

บานเย็น - แดง 

แดง - เขียว 

แดง - เหลือง 

เหลือง – เขียว 

ชมพู - เหลือง 

เหลือง - เขียว 

แดง - เขียว 

ชมพู - เขียวอ่อน 

เขียว - เขียวน้าตาล 

แดง - ชมพู 

แดง - ม่วง 

ม่วง - น้าเงิน 

ไม่มีสี - เหลือง 

เขียวอ่อน - เหลือง 

เหลืองอ่อน - เหลืองเข้ม 

เหลือง - น้าตาลเหลือง 

น้าตาลเหลือง - น้าตาลแดง 

เหลืองเขียว - แดง 




ตอนที่ 13 สารละลายกรด-เบส ในชีวิตประจ าวัน 

ค่า pH ของสารละลายในสิ่งมีชีวิตมีค่าเฉพาะตัว เช่น pH ของเอนไซม์ในกระเพาะอาหารมีค่าประมาณ 1.5 

pH ของเลือดและน้าลาย มีค่าเท่ากับ 7.4 และ 6.8 ตามล้าดับ 

ตารางที่ 1 แสดงค่า pH ของสารละลายในร่างกาย 

สาร 

น้าย่อยในกระเพาะอาหาร 

ปัสสาวะ 

น้าลาย 

เลือด 

น้าดี 

ช่วง pH 

1.6-2.5 

5.5-7.0 

6.2-7.4 

7.35-7.45 

7.8-8.6 

นอกจากสารละลายในร่างกายเราจะมีค่า pH เฉพาะตัวแล้ว ก็จะพบว่าสารละลายกรดและสารละลายเบสที่พบ 

ในชีวิตประจ้าวันนั้น มีทั้งกรดอ่อนจนถึงกรดแก่ และเบสอ่อนถึงเบสแก่ ภาพที่ 14.11 แสดงถึง pH ของสารละลายต่างๆ 

สารละลายกรดจะมีค่า pH น้อยกว่า 7 ส้าหรับ สารละลายเบสจะมีค่า pH มากกว่า 7 น้าบริสุทธิ์มีสภาพเป็นกลางไม่เป็น 

กรดหรือเบส ในขณะที่น้าฝนจะมีความเป็นกรดอ่อนๆ เนื่องจากในอากาศมีแก๊ส CO 2 ซึ่งรวมกับน้าได้กรดคาร์บอนิก ซึ่ง 

เป็นกรดอ่อน ส่วนในน้าทะเลจะมีเกลือแร่ต่างๆ ซึ่งเมื่อละลายในน้าจะได้สารละลายไฮดรอกไซด์ ซึ่งมีสภาพเป็นเบส 

ภาพที่ 1 pH ของสารต่างๆ ในชีวิตประจ้าวัน 




น้าโซดาและน้าส้มสายชู (pH < 7) 

น้ายาล้างห้องน้า น้ายาท้าความสะอาด 

Milk of magnesia (pH > 7) 

การใช้พีเอชมิเตอร์วัด pH ของน้าส้มสายชู และ milk of magnesia 

ภาพที่ 2 การทดลองวัด pH ของสารละลาย และตัวอย่างสารต่างๆ ในชีวิตประจ้าวัน 

เราอาจสรุป pH ของสารละลายในชีวิตประจ าวันได้ดังนี้ 

1. ของเหลวบางชนิดอาจจะมีช่วง pH กว้าง และบางชนิดมีช่วง pH แคบตามข้อมูลในตาราง 

2. ถ้าทานอาหารประเภทผัก ปัสสาวะจะมี pH สูง แต่ถ้าทานเนื้อสัตว์มากปัสสาวะจะมี pH ต่้า 

3. ในร่างกายของคนเราของเหลวบางชนิดมี pH แปรไปได้ในช่วงค่อนข้างกว้าง โดยที่ร่างกายยังคงอยู่ในสภาพ 

ปกติไม่เจ็บป่วย แต่ของเหลวบางชนิดในคนปกติมี pH ค่อนข้างคงที่ เช่น เลือดมีค่า pH แปรไปได้เพียง 0.10 เท่านั้น 

ส้าหรับคนที่เป็นโรคเบาหวานรุนแรง ค่า pH ของเลือดอาจลดต่้าลงกว่า 7.35 ท้าให้เกิดอาการคลื่นไส้ ถ้าลดลงต่้ามากๆ 

อาจหมดสติถึงตายได้ 

อย่างไรก็ตาม ปกติในร่างกายของคนจะมีระบบที่ควบคุมค่า pH ของเลือดไว้ให้คงที่ 

4. ในน้าฝนซึ่งน่าจะมีสมบัติเป็นกลาง แต่พบว่ามี pH ประมาณ 5.6-6.0 เท่านั้น และปัจจุบันในประเทศ 

อุตสาหกรรม pH ของน้าฝนมีค่าต่้าถึง 2.8 จากการตรวจสอบพบว่านอกจากมี CO 2 ละลายอยู่แล้วยังมี H 2 SO 4 และ 

HNO 3 ละลายปนอยู่ด้วย 




ฝนกรด (Acid rain) 

น้าฝนที่มี pH ประมาณ 5.6 - 6.0 ซึ่งมีภาวะเป็นกรดอ่อนๆ ปัจจุบันในประเทศอุตสาหกรรม pH ของน้าฝนมี 

ค่าต่้ากว่า 5.6 ทั้งนี้เนื่องจากมีการเผาไหม้เชื้อเพลิง เช่น ถ่านหิน น้ามัน เป็นต้น ซึ่งเชื้อเพลิงเหล่านี้มีสารซัลเฟอร์ (S) อยู่ 

ท้าให้เกิดแก๊ส SO 2 ซึ่งเมื่อถูกปล่อยออกมาสู่บรรยากาศ และละลายในน้า หรือถูกออกซิไดส์ต่อเป็น SO 3 แล้วละลายใน 

น้าฝนได้กรด H 2 SO 4 แล้วจะไปเพิ่มความเป็นกรดให้กับน้าฝน ซึ่งอาจจะท้าให้ pH ต่้ากว่า 3 ในบริเวณที่มีสภาพแวดล้อม 

ไม่ดี 

SO 3 (g) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (aq) 

ผลที่เกิดขึ้นคือ ฝนกรดจะไปท้าลายต้นไม้ ท้าลายชีวิตสัตว์น้า ท้าให้โลหะเกิดการผุกร่อน หินถูกกัดเซาะ เป็นต้น 

SO 2 อาจจะรวมกับน้าได้เป็น H 2 SO 3 และนอกจากสารประกอบของซัลเฟอร์แล้วก็อาจมีสารประกอบของ N 

ซึ่งจะถูกเปลี่ยนเป็น NO 2 , HNO 2 และ HNO 3 ได้เช่นกัน ซึ่งเมื่อละลายในน้าฝนก็จะไปเพิ่มความเป็นกรดให้กับน้าฝนได้ 

ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ 

2NO (g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) 

2NO (g) + H 2 O (l) HNO 2 (aq) + HNO 3 (aq) 

ความเป็นกรดเบสของน้าและดินมีความส้าคัญต่อการเพาะปลูกและการเลี้ยงสัตว์น้า เช่น กุ้ง ซึ่งในการเลี้ยงกุ้ง 

pH ของน้าต้องเป็นกลาง กุ้งจึงจะเจริญเติบโตได้ดี เป็นต้น และโดยทั่วไปดินที่มี pH ต่้า เกินไปอาจจะไม่เหมาะสมต่อ 

การเจริญเติบโตของพืช พืชแต่ละชนิดจะเติบโตในภาวะที่ต่างกัน ข้าวจะเจริญเติบโตในดินเปรี้ยว คือ เป็นกรดเล็กน้อย 

ดังนั้น จึงต้องมีการตรวจวัด pH ของดินและน้า เพื่อช่วยให้เกษตรสามารถจัดการกับการเพาะปลุกได้ดี เช่น ถ้า pH ต่้า 

มากก็อาจใช้ปูนขาว หรือขี้เถ้าโรยลงไปในดินเพื่อลดความเป็นกรดของดินได้ 




ตอนที่ 14 ปฏิกิริยาของกรดและเบส 

1. ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส 

จากทฤษฎีกรด-เบสของเบรินสเตตและลาวรี กรดคือสารที่ให้โปรตอน และเบสคือ สารที่รับโปรตอน เมื่อกรด 

ท้าปฏิกิริยากับเบส จึงมีการถ่ายโอนโปรตอนระหว่างกรดและเบสนั่นเอง ตัวอย่างเช่น ปฏิกิริยาระหว่าง HCl และ NaOH 

สามารถเขียนปฏิกิริยาได้ดังนี้ 

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O 

HCl เป็นกรดจะให้โปรตอน (H + ) กับเบส NaOH ได้เกลือ NaCl กับน้า โปรตอนถ่ายโอนจากกรด HCl ไปให้กับ 

เบส NaOH เมื่อเขียนสมการไอออนิกสุทธิระหว่างกรดและเบสจะได้ดังนี้ 

H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (l) 

ปฏิกิริยาระหว่าง H + จากสารละลายกรดกับ OH - จากสารละลายเบสได้ H 2 O เรียกว่า ปฏิกิริยาสะเทิน 

(Neutralization reaction) 

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส จะได้เกลือกับน้าเป็นส่วนใหญ่ แต่จะมีบางปฏิกิริยาที่ได้เกลือเพียงอย่างเดียว เช่น 

ปฏิกิริยาระหว่าง HCl กับ NH 3 ได้เกลือ NH 4 Cl ซึ่งเกลือ NH 4 Cl จะแตกตัวให้ NH + 4 และ Cl - ท้าให้สารละลายน้า 

ไฟฟ้าได้ 

HCl (aq) + NH 3 NH 4 Cl (aq) NH 4 + (aq) + Cl - (aq) 

ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่างกรดซัลฟิวริกกับแบเรียมไฮดรอกไซด์จะได้ตะกอน BaSO 4 กับน้า 

H 2 SO 4 (aq) + Ba(OH) 2 (aq) BaSO 4 (s) + 2H 2 O (l) 

สารละลาย H 2 SO 4 และสารละลาย BaSO 4 น้าไฟฟ้าได้ แต่เมื่อน้ามาผสมเข้าด้วยกันแล้วสารละลายที่ได้ไม่ 

สามารถน้าไฟฟ้าได้เพราะ BaSO 4 เป็นของแข็งที่ละลายน้าได้น้อยมาก จึงไม่มีไอออนที่จะน้าไฟฟ้าได้ 

ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส แบ่งออกได้ตามชนิดของปฏิกิริยาดังนี้ 

1. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่ HCl กับเบสแก่ KOH ได้เกลือ KCl และน้า 

HCl (aq) + KOH (aq) KCl (aq) + H 2 O (l) 

2. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่ HCl กับเบสอ่อน NH 4 OH ได้เกลือ 

NH 4 Cl และน้า 

HCl (aq) + NH 4 OH (aq) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) 

3. ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรด CH 3 COOH และเบส NaOH ได้เกลือ 

โซเดียมแอซิเตต (CH 3 COONa) และน้า 


4. ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อน เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรด HCN กับเบส NH 4 OH ได้เกลือ NH 4 CN 

และน้า 

HCN (aq) + NH 4 OH (aq) NH 4 CN (aq) + H 2 O (l) 




ปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบสในน้านี้จะท้าให้สารละลายที่ได้แสดงสมบัติเป็นกรด เบส หรือกลางได้ ซึ่งพิจารณา 

ได้เป็น 2 กรณี 

1. ในกรณีกรดและเบสท้าปฏิกิริยากันแล้วมีกรดหรือเบสเหลืออยู่ ถ้ามีกรดเหลืออยู่สารละลายแสดงสมบัติเป็น 

กรด ถ้ามีเบสเหลืออยู่สารละลายก็จะแสดงสมบัติเป็นเบส 

2. ถ้ากรดกับเบสท้าปฏิกิริยากันหมดพอดี ได้เกลือกับน้า สารละลายของเกลือที่ได้จากปฏิกิริยา จะแสดงสมบัติ 

เป็นกรด เบส หรือกลาง ขึ้นอยู่กับชนิดของเกลือนั้นว่ามาจากกรดและเบสประเภทใด ทั้งนี้เพราะเกลือแต่ละชนิดจะเกิด 

การแตกตัวและท้าปฏิกิริยากับน้า เรียกว่า ไฮโดรไลซิส ซึ่งจะท้าให้สารละลายแสดงสมบัติกรด-เบสต่างกัน รายละเอียด 

อยู่ในหัวข้อต่อไป 

2. ปฏิกิริยาของกรดหรือเบสกับสารบางชนิด 

กรดนอกจากจะสามารถท้าปฏิกิริยาสะเทินกับเบสได้เกลือกับน้า แล้วยังสามารถท้าปฏิกิริยากับโลหะบางชนิด 

เช่น Zn, Fe ได้แก๊ส H 2 และเกลือของโลหะนั้น หรือท้าปฏิกิริยากับเกลือคาร์บอนเนต เช่น CaCO 3 , Na 2 CO 3 หรือเกลือ 

NaHCO 3 ได้แก๊ส CO 2 

ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่าง HCl กับ CaCO 3 จะได้เกลือและแก๊ส CO 2 

HCl(aq) + CaCO 3 (s) CaCl 2 (aq) + CO 2 (g) 

เบสก็เช่นเดียวกันนอกจากจะท้าปฏิกิริยาสะเทินกับกรดได้เกลือกับน้าแล้ว ยังสามารถท้าปฏิกิริยากับเกลือ 

แอมโมเนียมเช่น NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 SO 4 จะได้แก๊ส NH 3 หรือท้าปฏิกิริยากับเกลือ เช่นปฏิกิริยาระหว่าง NaOH กับ FeCl 3 

ได้สารผลิตภัณฑ์ดังนี้ 

3NaOH (aq) + FeCl 3 (aq) Fe(OH) 2 (s) + 3NaCl (aq) 

ดังนั้น จะเห็นได้ว่ากรดและเบสท้าปฏิกิริยากันเองได้ และทั้งกรดและเบสก็สามารถท้าปฏิกิริยากับสารอื่นได้ด้วย 




ตอนที่ 15 เกลือ (Salt) 

เกลือเป็นสารประกอบไอออนิก ประกอบด้วยไอออนบวก (แคตไอออน) และไอออนลบ (แอนไอออน) ยกเว้น 

OH - ตัวอย่างเช่น NaCl ประกอบด้วยโซเดียมไอออน (Na + ) และคลอไรด์ไอออน (Cl - ) แบเรียมซัลเฟต (BaSO 4 ) 

ประกอบด้วยแบเรียมไอออน (Ba 2+ ) และซัลเฟตไอออน (SO 4 2- ) เกลือ NaCl ละลายในน้าได้ดีและให้ Na + และ Cl - แต่ 

เกลือ BaSO 4 เป็นเกลือที่ไม่ละลายน้า ท้าให้สารละลายของเกลือ NaCl น้าไฟฟ้าได้ดี แต่สารละลายของเกลือ BaSO 4 ไม่ 

น้าไฟฟ้า 

เราอาจจ าแนกเกลือออกได้เป็นประเภทต่างๆ ดังนี้ 

1. เกลือปกติ (Normal salt) เกลือปกติเป็นเกลือที่ไม่มีไฮโดรเจนหรือไฮดรอกไซด์ไอออนที่อาจถูกแทนที่ 

ดังนั้น จึงประกอบด้วยไอออนบวกคือโลหะ หรือกลุ่มธาตุที่เทียบเท่าโลหะ เช่น NH 4 + (แอมโมเนียมไอออน) กับไอออนลบ 

ซึ่งเป็นอนุมูลกรด (Acid radical) ตัวอย่างของเกลือปกติ เช่น NaCl K 2 SO 4 , Ca 3 (PO 4 ) 2 , NH 4 NO 3 , (NH 4 ) 2 SO 4 , 

ZnSO 4 เป็นต้น 

2. เกลือกรด (Acid salt) เกลือประเภทนี้มี H อะตอมอยู่ในโมเลกุลของเกลือ ซึ่งสามารถไอออไนซ์ได้ (แตก 

ตัวเป็นไอออนได้) เช่น NaHSO 4 , NaHCO 3 , Na 2 HPO 4 , NaH 2 PO 4 เป็นต้น 

3. เกลือเบสิก (Base salt) เกลือประเภทนี้มีไอออนลบ OH - และไอออนบวก เช่น Pb(OH)Cl, Bi(OH) 2 Cl 

เป็นต้น 

4. เกลือสองเชิง (Double salt) เกิดจากเกลือปกติสองชนิดรวมกันเป็นโมเลกุลใหญ่ เช่น Al(SO 4 ) 3 .24H 2 O , 

K 2 SO 4 เป็นต้น 

5. เกลือเชิงซ้อน (Complex salt) ประกอบด้วยไอออนลบที่ไอออนเชิงซ้อน เช่น K 3 Fe(CN) 6 เป็นต้น 

การเรียกชื่อเกลือ 

1. ให้อ่านโลหะแล้วตามด้วยอนุมูลกรด เช่น 

NaCl = โซเดียมคลอไรด์ KI = โพแทสเซียมไอโอไดด์ 

MgS = แมกนีเซียมซัลไฟด์ 

ถ้าอนุมูลกรดมาจากกรดที่ลงท้ายด้วย ous ต้องเปลี่ยนเป็น ite แต่ถ้าลงท้ายด้วย ic ต้องเปลี่ยนเป็น ate เช่น 

Na 2 CO 3 = โซเดียมคาร์บอเนต Ca 3 (PO 4 ) 2 = แคลเซียมฟอสเฟต 

K 2 SO 4 = โพแทสเซียมซัลเฟต Na 2 SO 4 = โซเดียมซัลเฟต 

2. ถ้าโลหะมีเลขออกซิเดชัน (ประจุไฟฟ้า) มากกว่า 1 ค่าให้บอกไว้ในวงเล็บหลังโลหะนั้น แล้วอ่านตามด้วย 

อนุมูลกรด เช่น 

Fe(NO 3 ) 2 = ไอร์ออน (II) ไนเตรต Fe(NO 3 ) 3 = ไอร์ออน (III) ไนเตรต 

SnCl 2 = ทิน (II) คลอไรด์ SnCl 4 = ทิน (IV) คลอไรด์ 




วิธีการเตรียมเกลือ 

1. เตรียมจากปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส 

เช่น 

กรด + เบส เกลือ + น้า 

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) 

H 2 SO 4 (aq) + Ba(OH) 2 (aq) BaSO 4 (s) + 2H 2 O (l) 

“เกลือที่เกิดจากกรดและเบสท าปฏิกิริยากัน ไอออนบวกของเกลือจะมาจากเบส 

ส่วนไอออนลบของเกลือมาจากกรด” 

เกลือที่เกิดจากปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส แบ่งออกได้เป็น 

1.1 เกลือที่เกิดจากกรดแก่และเบสแก่ ตัวอย่างเช่น 

* NaCl เกิดจากกรด HCl กับเบส NaOH, 

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) 

* Ca(NO 3 ) 2 เกิดจาก HNO 3 และ Ca(OH) 2 

HNO 3 (aq) + Ca(OH) 2 (aq) Ca(NO 3 ) 2 (aq) + H 2 O (l) 

1.2 เกลือที่เกิดจากกรดอ่อนกับเบสแก่ เช่น 

* NaClO เกิดจาก HClO และ NaOH 

HClO (aq) + NaOH (aq) NaClO (aq) + H 2 O (l) 

* Ba(C 2 H 3 O 2 ) 2 เกิดจาก C 2 H 3 O 2 H และ Ba(OH) 2 

C 2 H 3 O 2 H(aq) + Ba(OH) 2 (aq) Ba(C 2 H 3 O 2 ) 2 (aq) + H 2 O (l) 

1.3 เกลือที่เกิดจากกรดแก่กับเบสอ่อน เช่น 

* NH 4 Cl เกิดจาก HCl กับ NH 3 

HCl (aq) + NH 3 (g) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) 

* Al(NO 3 ) 3 เกิดจาก HNO 3 (aq) และ Al(OH) 3 (aq) 

HNO 3 (aq) + Al(OH) 3 (aq) Al(NO 3 ) 3 (aq) + H 2 O (l) 

1.4 เกลือที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน เช่น 

* NH 4 CN เกิดจากกรด HCN กับเบส NH 3 

HCN(aq) + NH 3 (g) NH 4 CN (aq) + H 2 O (l) 

* FeCO 3 เกิดจากกรด H 2 CO 3 (aq) กับเบส Fe(OH) 2 (aq) 

H 2 CO 3 (aq) + Fe(OH) 2 (aq) FeCO 3 (aq) + H 2 O (l) 




2. เตรียมจากปฏิกิริยาของโลหะกับกรด 

โลหะ + กรด เกลือ + แก๊ส 

โลหะ + กรด เกลือ + น้า + แก๊ส 

เช่น Mg (s) + 2HCl (aq) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) 

Zn(s) + H 2 SO 4 (aq) ZnSO 4 (aq) + H 2 (g) 

3Cu(s) + 8HNO 3 (aq) 3Cu(NO 3 ) 2 (aq) + H 2 O (l) + 2NO (g) 

3. เตรียมจากปฏิกิริยาของโลหะออกไซด์กับกรด 

โลหะออกไซด์ + กรด เกลือ + น้า 

เช่น CaO (s) + H 2 SO 4 (aq) CaSO 4 (s) + H 2 O (l) 

CuO (s) + H 2 SO 4 (aq) CuSO 4 (s) + H 2 O (l) 

MgO (s) + 2HCl (aq) MgCl 2 (aq) + H 2 O (l) 

4. เตรียมจากปฏิกิริยาของเกลือกับกรด เช่น 

FeS(s) + 2HCl (aq) FeCl 2 (aq) + H 2 S (g) 

Na 2 CO 3 (s) + H 2 SO 4 (aq) Na 2 SO 4 (aq) + H 2 CO 3 (aq) 

NaHCO 3 (s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g) 

BaCO 3 (s) + 2HCl (aq) BaCl 2 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g) 

5.เตรียมจากปฏิกิริยาของเกลือกับเกลือ 

NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) AgCl(s) + NaNO 3 (aq) 

BaCl 2 (aq) + Na 2 SO 4 (aq) BaSO 4 (s) + 2NaCl (aq) 

ZnCl 2 (aq) + Na 2 S (aq) ZnS (s) + 2NaCl (aq) 

6.โดยการรวมตัวกันโดยตรงของโลหะกับอโลหะ 

2Na(s) + Cl 2 (g) 2NaCl (aq) 

Fe (s) + S (s) FeS 




ประโยชน์ของเกลือ 

เกลือหลายชนิดมีประโยชน์มากทั้งในชีวิตประจ้าวัน และในอุตสาหกรรม ดังแสดงในตารางที่ 1 

ตารางที่ 1 แสดงสูตร ชื่อทางเคมี ชื่อทางการค้า และประโยชน์ของเกลือ 

สูตร ชื่อทางเคมี ชื่อทางการค้า ประโยชน์ 

NaCl โซเดียมคลอไรด์ เกลือแกง 

1. ใช้ปรุงอาหาร และ ถนอมอาหาร 

2. ใช้เป็นวัตถุดิบในอุตสาหกรรมผลิตโซดาไฟ 

(NaOH) และโซดาแอช (Na 2 CO 3 ) 

KCl 

KNO 3 

โพแทสเซียมคลอไรด์ 

โพแทสเซียมไนเตรต 

- 

ดินประสิว 

ใช้เป็นปุ๋ยเคมี 

NH 4 NO 3 แอมโมเนียมไนเตรต 

- 

Ca 3 (PO 4 ) 2 แคลเซียมฟอสเฟต - เป็นส่วนประกอบของกระดูกและฟัน 

BaSO 4 แบเรียมซัลเฟต - 

ไม่ยอมให้รังสีเอกซ์ผ่าน ใช้ในการตรวจระบบ 

ทางเดินอาหารของคนไข้ 

NaHCO 3 โซเดียมไฮโดรเจนคาร์บอเนต - 

CaCO 3 แคลเซียมคาร์บอเนต หินปูน 

ใช้เป็นยาลดกรดในกระเพาะอาหาร 

Na 2 SO 4 

MgSO 4 

โซเดียมซัลเฟต 

แมกนีเซียมซัลเฟต 

- 

ดีเกลือ 

ใช้เป็นยาขับถ่าย 

MgCO 3 แมกนีเซียมคาร์บอเนต - 

NH 4 Cl แอมโมเนียมคลอไรด์ - ใช้เป็นยาขับปัสสาวะและขับเสมหะ 

FeSO 4 ไอร์ออน (II) ซัลเฟต - ใช้รักษาโรคโลหิตจาง 

KI โพแทสเซียมไอโอไดด์ - ใช้รักษาโรคคอพอก 

ครูขุนทอง คล้ายทอง หน้า 54



ตอนที่ 16 ไฮโดรไลซิส 

ไฮโดรไลซิส หมายถึง ปฏิกิริยาระหว่างสาร(เกลือ) กับน้า 

ไฮโดรไลซิสของเกลือ หมายถึง ปฏิกิริยาระหว่างเกลือกับน้า เกลือเป็นอิเล็กโทรไลต์แก่ เมื่อเกลือละลายในน้า เกลือ 

จะแตกตัวออกเป็นไอออนบวกและไอออนลบทั้งหมด ดังนั้น สมบัติของสารละลายของเกลือ จึงขึ้นอยู่กับไอออนบวกและ 

ไอออนลบในสารละลายนั้น ไอออนบางตัวสามารถท้าปฏิกิริยากับน้าและให้ H + หรือ OH - ได้ ปฏิกิริยานี้เรียกว่า 

ปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส เช่น 

* ไอออนลบ เช่น X - เมื่อท้าปฏิกิริยากับน้า จะเขียนสมการได้ดังนี้ 

X - (aq) + H 2 O (l) HX (aq) + OH - (aq) 

จะเห็นว่าจากปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสของไอออนลบ X - ที่เกิดขึ้น X - (aq) จะรับ H + จากน้าแล้วได้ OH - (aq) ดังนั้น 

สารละลายที่ได้จึงมีสมบัติเป็นเบส 

* ไอออนบวก เช่น NH + 4 (aq) เมื่อท้าปฏิกิริยากับน้า จะเขียนสมการได้ดังนี้ 

NH + 4 (aq) + H 2 O(l) NH 3 (g) + H 3 O + (aq) 

จะเห็นว่าจากปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสของไอออนบวก NH + 4 (aq) ที่เกิดขึ้น NH + 4 จะให้โปรตอนกับ H 2 O (l) แล้วได้ 

H 3 O + (aq) ดังนั้นสารละลายที่ได้จึงมีสมบัติเป็นกรด 

ดังนั้นจึงอาจสรุปได้ว่า “ถ้าไอออนลบของเกลือเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสจะท าให้สารละลาย 

แสดงสมบัติความเป็นเบส และถ้าไอออนบวกของเกลือเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส จะท าให้ 

สารละลายแสดงสมบัติความเป็นกรด” 

* การพิจารณาว่าไอออนลบใดจะเกิดไฮโดรไลซิสหรือไม่นั้นมีหลักพิจารณาดังนี้ 

1. ถ้าเป็นไอออนลบของกรดแก่ เช่น Cl - , Br - , I - , NO - 3 และ ClO - 4 จะไม่ท้าปฏิกิริยากับน้า ดังนั้น จะไม่มีผลต่อ 

ค่าความเป็นกรด-เบสของสารละลาย 

2. ไอออนลบของกรดอ่อน เช่น CH 3 COO - , ClO - , CN - และ CO 2- 3 สามารถรับโปรตอนจากน้าเกิดปฏิกิริยา 

ไฮโดรไลซิสได้สารละลายที่เป็นเบส เช่น ปฏิกิริยาของ CH 3 COO - กับน้า 

CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) 

* การพิจารณาว่าไอออนบวกใดจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสหรือไม่มีหลักพิจารณาดังนี้ 

1. ไอออนบวกของโลหะหมู่ IA หรือ IIA (ยกเว้น Be) ได้แก่ Li + , Na + , K + , Mg 2+ , Ca 2+ และ Ba 2+ จะ 

ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส รวมทั้งไอออนบวกของเบสแก่ทั้งหมด 

2. แอมโมเนียมไอออนของเกลือแอมโมเนียมจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส และท้าให้สารละลายเป็นกรด 




1. การไฮโดรไลซิสของเกลือที่เกิดจากกรดแก่และเบสแก่ 

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายในน้าจะไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสกับน้า ทั้งนี้เพราะ ทั้งไอออนบวกที่มาจากเบสแก่ 

และไอออนลบที่มจากกรดแก่ ต่างก็ไม่ท้าปฏิกิริยากับน้า เช่น NaCl เมื่อละลายน้าได้ Na + และ Cl - ทั้ง Na + ซึ่งมาจาก 

เบสแก่ และ Cl - ซึ่งมาจากกรดแก่ HCl จะไม่ท้าปฏิกิริยากับน้า ไม่มีผลต่อค่า pH ของสารละลาย สารละลายจึงเป็น 

กลาง คือมี [H 3 O + ] และ [OH - ] ที่แตกตัวจากน้ามีปริมาณเท่ากัน pH ของสารละลายเท่ากับ 7 

2. การไฮโดรไลซิสของเกลือที่เกิดจากกรดอ่อนกับเบสแก่ 

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้าจะได้ไอออนลบที่มาจากกรดอ่อนที่มีสมบัติเป็นคู่เบสที่แรงพอสมควร ไอออนลบที่ 

เกิดขึ้นจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสกับน้าได้ OH - ไอออนท้าให้ สารละลายแสดงสมบัติความเป็นเบส 

ตัวอย่างเช่น NaClO เมื่อละลายน้าจะให้ Na + และ ClO - ดังนี้ 

NaClO (s) Na + (aq) + ClO - (aq) 

ClO - จะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส โดยรับโปรตอนจากน้าได้เป็น HClO และ OH - ตามสมการ 

ClO - (aq) + H 2 O (l) HClO (aq) + OH - (aq) 

ส้าหรับ Na + (aq) ไอออน ซึ่งมาจากเบสแก่ NaOH ไม่เกิดการไฮโดรไลซิส 

ดังนั้นสารละลายที่เกิดจากการละลายของเกลือ NaClO ในน้าแล้วเกิดการไฮโดรไลซิสของ ClO - (aq) จะได้ OH - 

ไอออน จึงแสดงสมบัติเป็นเบส pH ของสารละลายมีค่ามากกว่า 7 

3. การไฮโดรไลซิสของเกลือที่เกิดจากกรดแก่กับเบสอ่อน 

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้าจะให้ไอออนบวกที่มาจากเบสที่เป็นคู่กรด ที่มีความแรงพอสมควร ไอออนบวกนี้จะ 

เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสกับน้าให้ H 3 O + ท้าให้ สารละลายแสดงสมบัติเป็นกรด 

ส่วนไอออนลบซึ่งมาจากกรดแก่ ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส ตัวอย่างเช่น 

NH 4 Cl ซึ่งเกิดจากกรดแก่ HCl กับเบสอ่อน NH 3 

NH 4 Cl แตกตัวในน้าได้ NH 4 + และ Cl - ทั้งหมด 

NH 4 Cl (aq) NH + 4 (aq) + Cl - (aq) 

Cl - ไม่เกิดการไฮโดรไลซิส แต่ NH + 4 เกิดไฮโดรไลซิส โดย NH + 4 จะให้โปรตอนกับ H 2 O ได้เป็น NH 3 (aq) และ 

H 3 O (aq) ดังสมการ 

NH + 4 (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) 

จะเห็นได้ว่าผลจากการไฮโดรไลซิสของ NH 4 Cl จะได้ H 3 O + ดังนั้นสารละลายของเกลือ NH 4 Cl จึงแสดงสมบัติ 

เป็นกรด pH ของสารละลายมีค่าน้อยกว่า 7 

4. การไฮโดรไลซิสของเกลือที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน 

เกลือประเภทนี้เมื่อละลายน้าได้ไอออนบวกและไอออนลบ ซึ่งไอออนทั้งสองนี้ สามารถเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส 

ได้ทั้งคู่ ไอออนบวกของเกลือจะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสได้ H 3 O + ส่วนไอออนลบได้ OH - ดังนั้นความเป็นกรด-เบส 




ของสารละลายจึงขึ้นอยู่กับว่าไอออนบวกหรือไอออนลบเกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิสได้ดีกว่ากัน โดยพิจารณาจาก 

ค่าคงที่ของการแตกตัวของคู่เบส (K b ) (ไอออนลบ) หรือค่าคงที่การแตกตัวของคู่กรด K a (ไอออนบวก) 

ตัวอย่างเช่น เกลือ NH 4 CN ที่เกิดจากกรดอ่อน HCN และเบสอ่อน NH 4 OH 

NH 4 OH แตกตัวในน้าให้ NH + 4 และ CN - ดังสมการ 

NH 4 CN (aq) NH + 4 (aq) + CN - (aq) 

NH + 4 และ CN - เกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิสดังนี้ 

NH + 4 (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) ; K a = 5.6 x 10 -10 

CN - (aq) + H 2 O (l) HCN (aq) + OH - (aq) ; K b = 5.6 x 10 -5 

เนื่องจาก ค่า K b > K a ดังนั้นแสดงว่า CN - เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสให้ OH - + 

ได้ดีกว่า NH 4 

ดังนั้น [OH - ] > [H 3 O + ] สารละลายของเกลือ NH 4 CN จึงแสดงสมบัติเป็นเบส pH มีค่ามากกว่า 7 

ตัวอย่างที่ 1 จงเขียนสมการแสดงการละลายน้าของเกลือโซเดียมแอซิเตต และให้บอกว่าสารละลายเป็นกรดหรือเบส 

วิธีท า เกลือโซเดียมแอซิเตต มีสูตรโมเลกุลเป็น CH 3 COONa เมื่อละลายน้าจะแตกตัวให้ Na + และ CH 3 COO - หมด 

ดังสมการ 

CH 3 COONa (s) Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) 

Na + ไอออน ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส 

CH 3 COO - เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส โดย CH 3 COO - รับโปรตอนจากน้าได้เป็นกรดแอซิติก 


ผลจากการเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสได้ OH - ดังนั้นสารละลายของเกลือโซเดียมแอซิเตตจึงมีสมบัติเป็นเบส 

ตัวอย่างที่ 2 F - ไอออนเกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิสหรือไม่ ถ้าเกิดสารละลายเป็นกรดหรือเบส 

วิธีท า F - ไอออนเป็นไอออนลบของเกลือที่เกิดจากกรดอ่อน HF ดังนั้น F - ไอออนเป็นคู่เบสที่มีความแรงเมื่อท้าปฏิกิริยา 

กับน้าจึงสามารถรับโปรตอนจากน้าได้เป็น HF และ OH - ดังสมการ 

F - (aq) + H 2 O (l) HF(aq) + OH - (aq) 

ผลจากการเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสของ F - จะได้ OH - ดังนั้นสารละลายจึงแสดงสมบัติความเป็นเบส 

ตัวอย่างที่ 3 NH 4 Br เมื่อละลายน้าจะมีผลต่อค่า pH ของสารละลายอย่างไร ? 

วิธีท า NH 4 Br ละลายในน้าจะแตกตัวให้ NH 4 + และ Br - 

NH 4 Br (s) NH + 4 (aq) + Br - (aq) 

Br - มาจากกรดแก่ HBr จึงไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส 

NH + 4 เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสได้ H 3 O + ท้าให้สารละลายแสดงสมบัติความเป็นกรดโดย ให้ H + กับน้าได้ 

NH 3 (aq) และ H 3 O + (aq) ดังนี้ 





ตัวอย่างที่ 4 เกลือ LiNO 3 เมื่อละลายในน้าจะมีผลต่อการเปลี่ยนแปลงค่า pH ของสารละลายหรือไม่ 

วิธีท้า LiNO 3 เมื่อละลายน้าแตกตัวได้ Li + (aq) และ NO 3 - (aq) 

LiNO 3 (s) Li + (aq) + NO - 3 (aq) 

Li + เป็นไอออนบวกของโลหะหมู่ IA จึงไม่เกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิส 

- 

NO 3 เป็นไอออนลบของกรดแก่ HNO 3 ไม่เกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิสเช่นกัน 

ดังนั้นเกลือ LiNO 3 เมื่อละลายน้าไม่ท้าให้ค่า pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลง เนื่องจากมีสมบัติเป็นกลาง 

5. การไฮโดรไลซิสของไอออนลบของเกลือที่เกิดจากกรดพอลิโปรติก 

ไอออนลบของเกลือที่เกิดจากกรดพอลิโปรติก เช่น CO 2- 3 , PO 3- 4 สามารถเกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิสได้หลาย 

ขั้น เนื่องจากสามารถรับ H + จาก H 2 O ได้มากกว่า 1 โปรตอน เช่น 

ปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิสของเกลือ Na 2 CO 3 (s) 

เมื่อ เกลือ Na 2 CO 3 (s) ละลายน้า จะเกิดการแตกตัวเป็นไอออนได้หมด คือ 

Na 2 CO 3 (s) Na + 2- 

(aq) + CO 3 (aq) 

Na + ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส เนื่องจากมาจาก เบสแก่ NaOH 

CO 2- 3 (aq) เกิดปฏิกิริยาการไฮโดรไลซิสได้ 2 ขั้นตอนดังนี้ 

CO 2- 3 (aq) + H 2 O (l) HCO - 3 (aq) + OH - (aq) 

และ HCO - 3 (aq) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) + OH - (aq) 

การค านวณเกี่ยวกับการไฮโดรไลซิสของเกลือแบบต่างๆ 

จากที่กล่าวมาแล้ว เกลือที่เกิดจากปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบสนั้น อาจเกิดหรือไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสก็ได้ 

ขึ้นอยู่กับชนิดของเกลือ 

1. การค านวณเกี่ยวกับเกลือที่เกิดจากกรดแก่และเบสแก่ 

“เกลือชนิดนี้ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสสารละลายแสดงสมบัติเป็นกลาง” 




2. การค านวณเกี่ยวกับเกลือที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน เช่น CH 3 COoNa เกลือชนิดนี้แตกตัวให้ไอออน 

ลบที่สามารถเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสได้ 

CH 3 COONa แตกตัว 100 % ได้ CH 3 COO - (aq) และ Na + (aq) 

CH 3 COONa (aq) CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) 

CH 3 COO - ที่ได้ก็คือเบสอ่อน ซึ่งสามารถรับโปรตอนจากน้าได้เป็นกรดแอซิติก และได้ OH - ซึ่งมาจากการที่ 

โมเลกุลของน้าที่ให้โปรตอน ท้าให้สารละลายเป็นเบส 


เนื่องจาก CH 3 COO - (aq) เป็นเบสอ่อน เมื่อเกิดปฏิกิริยาจะเกิดภาวะสมดุล โดยมีค่าคงที่สมดุล K ดังนี้ 

K = 


[CH 3 COO - ][H 2 O] 

[CH 

K[H 2 O] = K h = 3 COOH][OH - ] 

………………….. (1) 

[CH 3 COO - ] 

K h คือ ค่าคงที่สมดุลของการเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส 

[H 

ถ้าคูณด้านขวาของสมการ (1) ด้วย 3 O + ] 

จะได้ 

[H 3 O + ] 

[CH 3 COOH][OH - ] [H 3 O + ] 

K h = . ……………………. (2) 

[CH 3 COO - ] [H 3 O + ] 

เนื่องจาก [OH - ][H 3 O + ] = K w และ 

[CH 3 COOH][OH - ] 1 

= 

[CH 3 COO - ][H 3 O + ] K a 

1 

เมื่อแทนค่า K w และ ลงในสมการที่ (2) จะได้ว่า 

K a 

K 

K h = w 1.0 x 10 -14 

= = K b 

K a 

K a 

เมื่อทราบค่า K a ของกรดแอซิติกก็สามารถค้านวณหา K h ได้ หรือเมื่อทราบ K h ก็สามารถค้านวณหา [OH - ] 

และ จาก [OH - ] ก็สามารถค้านวณหาค่า pH ของสารละลายได้ หรือถ้าไม่ทราบค่า K a ของกรด CH 3 COOH แต่ 

ทราบค่า K b ของคู่เบส CH 3 COO - ก็ค้านวณได้เช่นกันจากความสัมพันธ์ 

K b = 

K w 

K a 




ตัวอย่างที่ 5 เกลือ CH 3 COONa จ้านวน 0.100 mol ละลายในน้า 1 dm 3 สารละลายจะมี pH เท่าใด 

(K a ของ CH 3 COOH เท่ากับ 1.76 x 10 -5 ) 

วิธีท า K h = 

K w 1.0 x 10 -14 

= 

K a 

= 5.7 x 10 -10 

เมื่อ CH 3 COO - (aq) ที่แตกตัวจากกรดเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส ซึ่งสมมติให้เกิดเท่ากับ x mol/dm 3 


ความเข้มข้นเริ่มต้น 0.1 0 0 mol/dm 3 

ความเข้มข้นที่เปลี่ยนแปลง -x +x +x mol/dm 3 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.1-x +x +x mol/dm 3 

1.76 x 10 -5 [CH 3 COOH][OH - ] 

X 2 

K h = = 

[CH 3 COO - ] 

X 2 

0.1 – x 

0.1 – x 

= 5.7 x 10 -10 

(0.1 - x 0.1) x = 5.7 x 10 -6 mol/dm 3 

x = [OH - ] = 5.7 x 10 -6 mol/dm 3 

[H + ] = 

1.0 x 10 -14 

5.7 x 10 -6 = 1.3 x 10 -9 mol/dm 3 

pH = -log 1.3 x 10 -9 = 8.89 

หมายเหตุ ถ้าโจทย์ก้าหนด K b ของ CH 3 COO - มาให้ให้แทนค่า K b = K h ได้เลย 

K b = K h = 


[CH 3 COO - ] 




3.การค านวณเกี่ยวกับเกลือที่เกิดจากกรดแก่และเบสอ่อน เช่น NH 4 Cl ซึ่งเป็นเกลือที่เกิดจากกรดแก่ HCl 

และเบสอ่อน NH 4 OH , เกลือ NH 4 Cl เมื่อละลายน้าจะแตกตัวให้ NH 4 + และ Cl - 

NH 4 + เป็นกรดอ่อน สามารถให้โปรตอน (H + ) กับน้าได้ H 3 O + ท้าให้สารละลายเป็นเบส ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นแสดง 

ได้ดังนี้ 



[NH 

K = 3 ][H 3 O + ] 

[NH + 4 ][H 2 O] 

[NH 

K[H 2 O] = K h = 3 ][H 3 O + ] 

[NH + 4 ] 

[OH - ] 

คูณ ด้านขวาของสมการจะได้ 

[OH - ] 

[NH 3 ][H 3 O + ] 

K h = . 

[NH + 4 ] 

เนื่องจาก K w = [OH - ][H 3 O + ] และ K b = 

K w 

K b 

[OH - ] 

[OH - ] 

ดังนั้น K h = = K a 

[NH 4 + ][OH - ] 

[NH 3 ] 




ตัวอย่างที่ 6 ให้หาค่า pH ของสารละลาย 0.10 mol/dm 3 NH 4 Cl (ก้าหนด K b ของ NH 3 = 1.8x 10 -5 ) 



K h = 

K w 

1.0 x 10 -14 

= K a = 

K b 1.8 x 10 -5 = 5.5 x 10 -10 


ความเข้มข้นเริ่มต้น 0.10 0 0 

ความเข้มที่ภาวะสมดุล 0.10 - x +x +x mol/dm 3 

K h = 

[NH + 4 ][OH - ] 

[NH 3 ] 

5.5 x 10 -10 = 

x 2 

0.1 - x 

x = 0.1x5.5x10 

10 

= 7.45 x 10 -6 

x = [H 3 O + ] = 7.45 x 10 -6 

pH = -log [H 3 O + ] = -log[7.45 x 10 -6 ] = 5.12 

หมายเหตุ ถ้าทราบค่า K a ของ NH 4 + (เท่ากับ 5.5 x 10 -10 ) ก็แทนค่า K a ได้โดยตรงจากความสัมพันธ์ 

x 2 

K h = K a = 

0.1 - x 

= 5.5 x 10 -10 

x = 7.45 x 10 -6 

x = [H 3 O + ] = 7.45 x 10 -6 

pH = -log [H 3 O + ] = -log[7.45 x 10 -6 ] = 5.12 




4.การค านวณเกี่ยวกับเกลือที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน 

เกลือที่เกิดจากกรดอ่อนและเบสอ่อน เมื่อแตกตัวในน้าจะให้ไอออนที่มาจากกรดอ่อนและไอออนที่มาจากเบส 

อ่อน ไอออนทั้งสองเกิดการไฮโดรไลซิสได้ท้าให้เกิดทั้ง OH - และ H 3 O + ในสารละลาย สารละลายอาจเป็นกรด กลาง 

หรือเบสก็ได้ ขึ้นอยู่กับปริมาณ OH - หรือ H 3 O + 

ตัวอย่างของเกลือชนิดนี้ได้แก่ NH 4 CN , CH 3 COONH 4 เป็นต้น 

ปฏิกิริยาการแตกตัวของ NH 4 CN ในน้าเขียนได้ดังนี้ 

NH 4 CN (s) NH + 4 (aq) + CN - (aq) 

NH + 4 และ CN - เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสได้ H 3 O + และ OH - (aq) 


CN - (aq) + H 2 O (l) HCN 

ถ้าพิจารณาว่า NH + 4 เป็นกรดอ่อน K a ของ NH + 4 จะเป็นตัวก้าหนดปริมาณการแตกตัวของ NH + 4 ในท้านอง 

เดียวกัน K b ของ CN - ก็เป็นตัวก้าหนดปริมาณการแตกตัวของ CN - ในน้า 

+ 

* ถ้า K a ของ NH 4 > K b ของ CN - 

สารละลายจะเป็นกรด เนื่องจากเกิด H 3 O + มากกว่า OH - 

+ 

* ถ้า K a ของ NH 4 < K b ของ CN - 

สารละลายจะเป็นเบส เนื่องจากเกิด H 3 O + น้อยกว่า OH - 

นอกจากนี้ยังอาจใช้สูตรส้าเร็จในการค้านวณหา pH ของสารละลายของเกลือจากกรดอ่อนและเบสอ่อนได้ดังนี้ 

[H 3 O + ] = 

K w .K a 

Kb 

ตัวอย่างที่ 7 จงหา pH ของสารละลาย 0.1 โมล/ลิตรของ NH 4 CN ก้าหนดให้ K a ของ HCN = 4 x 10 -10 K b ของ 

NH 4 OH = 1.8 x 10 -5 

วิธีท า จากสูตร [H 3 O + ] = 

= 

K w .K a 

Kb 

(1.0x10 

14 

)(4.0x10 

10 

) 

1.8x10 

5 

= 4.7 x 10 -10 

pH = -log[H 3 O + ] 

= -log[4.7 x 10 -10 ] = -0.67 + 10 = 9.33 




ตัวอย่างที่ 8 ให้ค้านวณหา pH ของสารละลายที่เกิดจากการไฮโดรไลซิสของเกลือ Na 2 S เข้มข้น 0.020 mol.dm 3 

(ส้าหรับ H 2 S K a1 = 1.0 x 10 -7 , K a2 = 1.0 x 10 -15 ) 


Na 2 S 2Na + (aq) + S 2- (aq) 


ความเข้มข้นที่เปลี่ยนแปลง -x +x +x 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.020 - x +x +x 

K h = 

K w 

Ka 

2 (H 2S) 

K w 

Ka 

2 (H 2S) 

= K 

(S ) 

[HS - ][OH - ] 

= 

[S 2- ] 

1.0 x 10 -14 x 2 

= 

1.0 x 10 -15 0.020 – x 

x 2 + 10x - 0.02 = 0 

x = 

b 2 = 

10 

10 

2 

4( 0.02)(1) 

2(1) 

[HS - ][OH - ] 

[S 2- ] 

= 0.002 

x = [OH - ] = 0.002 

K 

เนื่องจาก K h ในขั้นที่ 2 = w 1.0 x 10 -14 

= = 1.0 x 10 -7 

K a1 1.0 x 10 -7 

ซึ่งมีค่าน้อยมากเมื่อเทียบกับ K h ในขั้นที่ 1 ดังนั้น [OH - ] คิดจากขั้นที่ 1 เพียงขั้นเดียว 

pOH = -log(0.002) = 2.70 

pH = 14 - pOH = 14 - 2.70 = 11.30 

ตัวอย่างที่ 9 สารละลาย NH 4 Cl 0.20 mol/dm 3 pH = 4.96 ให้ค้านวณหาค่า K h 

วิธีท า NH 4 Cl (aq) NH + 4 (aq) + Cl - (aq) 

NH + 4 (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (l) 

เริ่มต้น 0.20 0 0 

ความเข้มข้นที่เปลี่ยนไป -x +x +x 

ความเข้มที่ภาวะสมดุล 0.20 – x x x 

x 2 

K h = 

0.20 – x 

จากค่า pH = 4.96 

x = [H 3 O + ] = 10 -4.96 = 1.1 x 10 -5 mol/dm 3 

x 2 

(1.1 x 10 -5 ) 2 

K h = = = 5.6 x 10 -10 mol/dm 3 

0.20 – x 0.20 – (1.1 x 10 -5 ) 


K w 

K a1



ตัวอย่างที่ 10 ให้ค้านวณหาค่า pH ของสารละลายที่เกิดจากการผสม สารละลาย 0.10 mol/dm 3 NaOH จ้านวน 

300 cm 3 และสารละลาย CH 3 COOH 0.15 mol/dm 3 จ้านวน 200 cm 3 

(ก้าหนด K a ของ CH 3 COOH = 1.8 x 10 -5 ) 

วิธีท า จ้านวนโมล NaOH = 

0.1 

x 300 

1000 

= 0.03 mol 

จ้านวนโมล CH 3 COOH = 

0.15 

x 200 

1000 

= 0.03 โมล 

NaOH + CH 3 COOH (aq) CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) 

0.3 0.3 0.3 mol/0.5 dm 3 

เพราะฉะนั้นจะเกิดเกลือ CH 3 COONa = 0.3 mol/0.5 dm 3 = 0.6 mol/dm 3 


0.6 0.6 0.6 mol/dm 3 



ความเข้มข้นที่เปลี่ยนไป -x +x +x mol/dm 3 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.6-x x x mol/dm 3 

K 

K h = w [CH 3 COOH][OH - ] 

= 

K a [CH 3 COO - ] 

1.0 x 10 -14 x 2 

= 

1.0 x 10 -5 0.60 – x 

5.55 x 10 -10 x 2 

= 

0.60 – x 

[OH - 10 

] = x = 0.60x5.5x10 

 

= 1.83 x 10 -6 mol/dm 3 

pOH = -log [OH - ] = -log[1.83 x 10 -6 ] = 5.73 

pH = 14 - 5.73 = 8.27 




ตอนที่ 17 ปฏิกิริยาการสะเทิน (Neutralization reaction) 

ปฏิกิริยาการสะเทิน หมายถึง ปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบส ซึ่งเข้าท้าปฏิกิริยาพอดีกันได้สารผลิตภัณฑ์ คือ 

เกลือและน้า 

ตัวอย่างของปฏิกิริยาสะเทิน ได้แก่ ปฏิกิริยาระหว่างกรด HCl กับ NaOH ปฏิกิริยาระหว่าง CH 3 COOH กับ 

NaOH เป็นต้น 

HCl(aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) 


HCl (aq) + NH 4 OH (aq) NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) 

การหาปริมาณสารซึ่งเป็นกรดหรือเบส โดยอาศัยปฏิกิริยาการสะเทิน 

เราสามารถหาปริมาณสารซึ่งเป็นกรดหรือเบส โดยอาศัยปฏิกิริยาการสะเทินข้างต้น 

การหาปริมาณที่เป็นกรดหรือเบสนี้ ใช้วิธีที่สารละลายตัวอย่างที่เป็นกรดหรือเบส ท้าปฏิกิริยากับสารละลายที่ 

ทราบความเข้มข้นที่แน่นอนซึ่งเป็นเบสหรือกรด แล้ววัดปริมาตรของสารละลายทั้งสองที่เข้าท้าปฏิกิริยากัน 

สารละลายที่ทราบความเข้มข้นที่แน่นอน เรียกว่า สารละลายมาตรฐาน และกระบวนการหาปริมาณสารโดย 

วิธีใช้สารละลายมาตรฐานให้ท้าปฏิกิริยากับสารตัวอย่าง เรียกว่า วิธีการไทเทรต 

การไทเทรตกรด-เบส หมายถึง กระบวนการหาปริมาณสาร โดยวิธีใช้สารละลายมาตรฐานที่ทราบค่าความ 

เข้มข้นที่แน่นอน ให้ท้าปฏิกิริยากับสารตัวอย่าง โดยอาศัยหลักการเกิดปฏิกิริยาระหว่างสารละลายกรดและเบสที่เข้าท้า 

ปฏิกิริยากันพอดี ท้าให้ค้านวณหาความเข้มข้นหรือปริมาณของสารตัวอย่างดังกล่าวได้ 

วิธีการไทเทรตกรด-เบส คือ น้าสารละลายกรดหรือเบสตัวอย่างที่ต้องการวิเคราะห์หาปริมาณ มาท้าการ 

ไทเทรตกับสารละลายเบสหรือกรดมาตรฐานที่ทราบค่าความเข้มข้นที่แน่นอน กล่าวคือ ถ้าสารละลายตัวอย่างเป็น 

สารละลายกรด ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นเบส น้ามาท้าการไทเทรต แล้วบันทึกปริมาตรของสารละลายมาตรฐาน 

ที่ใช้ในการท้าปฏิกิริยาพอดีกัน จากนั้นน้าไปค้านวณหาปริมาณของสารตัวอย่างต่อไป หรือทางตรงกันข้าม ถ้าใช้ 

สารละลายตัวอย่างเป็นเบส ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นกรด 

ตัวอย่างเช่น การหาค่าสารละลายกรด HCl ว่ามีความเข้มข้นเท่าใดเราอาจใช้สารละลายมาตรฐาน NaOH 

เข้มข้น 0.100 mol/dm 3 มาท้าการไทเทรตกับสารละลาย HCl ตัวอย่าง จ้านวนหนึ่ง (อาจจะเป็น 50 cm 3 ) เมื่อทราบ 

ปริมาตรของ NaOH ที่ใช้ในการท้าปฏิกิริยาพอดีกับ HCl จ้านวน 50 cm 3 นี้โดยอินดิเคเตอร์เป็นตัวบอกจุดยุติ แล้วเราก็ 

สามารถค้านวณหาความเข้มข้นของกรด HCl ได้ 




สารละลายมาตรฐาน ที่ทราบความเข้มข้นแน่นอน บรรจุอยู่ในเครื่องแก้วที่เรียกว่า บิวเรตต์ ซึ่งจะมีก๊อกไขปิด- 

เปิดเพื่อหยดสารละลายมาตรฐานมายังขวดรูปกรวยที่บรรจุสารละลายตัวอย่างที่ต้องการวิเคราะห์ ในการไทเทรต ค่อยๆ 

หยดสารละลายมาตรฐานลงมาท้าปฏิกิริยากับสารตัวอย่างในขวดรูปกรวย เขย่า 

หรือหมุนขวดรูปกรวยเพื่อให้สารผสมกันพอดี ไทเทรตจนกระทั่งอินดิเคเตอร์ 

เปลี่ยนสีก็หยุดไทเทรต แล้วบันทึกปริมาตรสารละลายมาตรฐานที่ใช้ เพื่อน้าไป 

บิวเรตต์ ค้านวณหา pH สารละลายต่อไป 

เครื่องแก้วเชิงปริมาตร ที่ใช้ในการถ่ายเทของเหลวตัวอย่าง ลงในขวดรูป 

กรวยจะใช้เครื่องแก้วที่สามารถ อ่านปริมาตรได้ค่าที่ละเอียด และมีค่าถูกต้อง 

มากที่สุด นั่นคือจะใช้ ปิเปตต์ (จะไม่ใช้กระบอกตวงเพราะให้ค่าที่ไม่ละเอียด 

และความถูกต้องน้อย) ซึ่งมีขนาดต่างๆ ให้เลือกใช้ เช่น ขนาด 1, 5, 10, 25, 

50 cm 3 เป็นต้น 

ขวดรูปกรวย 

วิธีใช้ปิเปตต์ จะใช้ลูกยางช่วยในการดูดสารละลาย โดยในตอนแรก บีบ 

อากาศออกจากลูกยาง ที่อยู่ปลายบนของปิเปตต์ แล้วจุ่มปลายปิเปตต์ ลงใน 

สารละลายที่ต้องการปิเปตต์ แล้วค่อยๆ ปล่อยลูกยาง สารละลายจะถูกดูด 

ขึ้นมาในปิเปตต์ เมื่อสารละลายอยู่เหนือขีดบอกปริมาตร ดึงลูกยางออก รีบใช้ 

นิ้วชี้กดที่ปลายปิเปตต์ค่อยๆ ปล่อยสารละลายออกจนถึงขีดบอกปริมาตรบน 

รูปที่ 1 การไทเทรตกรด-เบส 

จากนั้นก็ปล่อยสารละลาย ออกจากปิเปตต์สู่ขวดรูปกรวยจนหมด 

รูปที่ 2 แสดงการใช้ปิเปตต์ 




รูปที่ 3 แสดงการใช้บิวเรตต์ 

ปฏิกิริยาในการไทเทรตกรด-เบส 

ปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้อง ในการไทเทรตกรด-เบสต่างๆ ได้แก่ 

1. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ 

2. ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน 

3. ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ 

ส้าหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อนไม่นิยมน้ามาใช้ในการไทเทรตกรด-เบส เพราะที่จุดสมมูล หรือจุดที่ 

กรดและเบสท้าปฏิกิริยาพอดีกัน สังเกตการเปลี่ยนแปลงได้ไม่ชัดเจน 

ปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบส เขียนแทนด้วยสมการ 

H + (aq) + OH - (aq) H 2 O (l) 

จุดสมมูล (Equivalence point) 

ในการไทเทรตกรด-เบส จุดที่กรดและเบสท าปฏิกิริยากันพอดี หรือจุดที่ H 3 O + ไอออนหรือ H + ท า 

ปฏิกิริยาพอดีกับ OH - ไอออน ด้วยจ านวนโมลที่เท่ากัน เรียกว่า จุดสมมูล 

ถ้าใช้พีเอชมิเตอร์ วัดหาค่า pH ณ จุดสมมูลจะพบว่า จุดสมมูลของปฏิกิริยาระหว่างกรด-เบส แต่ละปฏิกิริยา 

หรือแต่ละคู่จะมี pH ที่จุดสมมูลแตกต่างกัน ขึ้นอยู่กับชนิดของกรดและเบสที่เข้าท้าปฏิกิริยากัน แต่สามารถระบุอย่าง 

คร่าวๆ ได้ ดังนี้ 

- ถ้าเป็นการไทเทรตระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ pH ของสารละลาย ณ จุดสมมูลประมาณ 7 

- ถ้าเป็นการไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ pH ของสารละลาย ณ จุดสมมูลจะมากกว่า 7 

- ถ้าเป็นการไทเทรตระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน pH ของสารละลาย ณ จุดสมมูลจะน้อยกว่า 7 




จุดยุติ (End point) 

การที่จะทราบว่า ปฏิกิริยาการไทเทรตถึงจุดสมมูลหรือยังนั้น จะต้องมีวิธีการที่จะหาจุดสมมูล วิธีการหนึ่งคือ 

การใช้อินดิเคเตอร์ โดยอินดิเคเตอร์จะต้องเปลี่ยนสีที่จุดที่พอดีหรือใกล้เคียงกับจุดสมมูล นั่นคือ จุดที่อินดิเคเตอร์ 

เปลี่ยนสี จะเรียกว่า จุดยุติ ดังนั้น จึงต้องเลือกอินดิเคเตอร์ให้เหมาะสมที่จะให้เห็นการเปลี่ยนสีที่จุดสมมูลพอดี 

ถ้าเลือกใช้อินดิเคเตอร์ไม่เหมาะสม จะท้าให้เกิด ความคลาดเคลื่อนของการไทเทรต (titration error) ซึ่งเกิด 

จากการที่มีความแตกต่างระหว่างจุดสมมูลและจุดยุติของการไทเทรต กล่าวคือ จุดสมมูลและจุดยุติ ไม่ได้อยู่ในช่วง pH 

เดียวกัน ท้าให้เกิดการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ก่อนหรือหลังจุดสมมูล 

การค านวณเกี่ยวกับการไทเทรตกรด-เบส 

การค้านวณเกี่ยวกับการไทเทรต จะเกี่ยวข้องกับการค้านวณต่อไปนี้ 

1. การค านวณความเข้มข้นของกรดหรือเบสที่เข้าท าปฏิกิริยากันพอดี 

ปริมาณของกรดหรือเบสจะค้านวณได้จากปริมาณสัมพันธ์ในสมการของปฏิกิริยาระหว่างกรดและเบส 

a กรด + b เบส p เกลือ + q น้า 

จากปฏิกิริยาอัตราส่วนระหว่างกรดและเบสเป็นดังนี้ 

จ้านวนโมลของกรด 

จ้านวนโมลของเบส 

= 

a 

b 

เมื่อ 

หรือ a M a V a = b M b V b 

M a , M b คือ ความเข้มข้นเป็น โมล/ลิตร ของกรดและเบส ตามล้าดับ 

V a , V b คือ ปริมาตรเป็น ลิตร ของสารละลายกรดและเบส ตามล้าดับ 

a , b คือ จ้านวนโมลของกรดและเบส ตามล้าดับ 




ตอนที่ 18 กราฟของการไทเทรต 

เป็นกราฟที่ได้จากการเขียนระหว่าง pH ของสารละลายที่เปลี่ยนไปขณะไทเทรต กับปริมาตรของสารละลาย 

มาตรฐาน จะได้กราฟที่มีรูปร่างเปลี่ยนแปลง ขึ้นอยู่กับความแรงของกรด และเบสที่เกี่ยวข้องในการท้าไทเทรต ความ 

เข้มข้นของกรดและเบส สภาวะที่เกิดเป็นบัฟเฟอร์ และการเกิดไฮโดรไลซิสของเกลือ จุดประสงค์ของการเขียนกราฟของ 

การไทเทรต เพื่อศึกษาดูว่า การไทเทรตระหว่างกรด-เบสคู่นั้นจะท้าได้หรือไม่ และยังใช้เป็นส่วนหนึ่งในการเลือกใช้ 

อินดิเคเตอร์อีกด้วย ซึ่งกราฟของการไทเทรตนี้ แบ่งออกได้เป็น 3 ช่วง คือ 

1. ก่อนถึงจุดสมมูล 

2. ที่จุดสมมูล จ้านวนโมลของกรดจะท้าปฏิกิริยาพอดีกับเบส 

3. หลังจุดสมมูล 

1. การไทเทรตระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ 

การไทเทรตกรดแก่ด้วยเบสแก่นั้น ทั้งกรดแก่และเบสแก่ต่างก็แตกตัวได้หมด ตัวอย่างเช่น การไทเทรต 

สารละลายกรดเกลือ (HCl) ด้วยสารละลายมาตรฐานเบส NaOH ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ 

HCl(aq) + NaOH(aq) H 2 O (l) + NaCl (aq) 

จากปฏิกิริยาได้เกลือ NaCl (aq) ซึ่งมีสภาพเป็นกลางในตัวท้าละลายที่เป็นน้า 

รูปที่ 1 เป็นกราฟของการไทเทรตระหว่าง HCl 0.1 mol/dm 3 ปริมาตร 100 cm 3 กับ สารละลาย NaOH 0.1 

mol/dm 3 ก่อนการไทเทรตสารละลายมีแต่กรด HCl เพียงอย่างเดียว และความเข้มข้นเท่ากับ 0.1 mol/dm 3 ดังนั้น 

pH ของสารละลายที่จุดเริ่มต้นจะเท่ากับ 1.0 เมื่อเติมสารละลาย NaOH ลงในสารละลายกรดเกลือ จะท้าให้ความ 

เข้มข้นของ H + ลดลงเรื่อยๆ ท้าให้ pH เพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็ว เมื่อถึงจุดสมมูล และจุดนี้ pH ของสารละลายเท่ากับ 7 

รูปที่ 1 กราฟการไทเทรตระหว่าง 

สารละลาย HCl 0.1 mol/dm 3 ปริมาตร 100 cm 3 กับสารละลาย NaOH 0.1 mol/dm 3 

การไทเทรตระหว่างกรดแก่และเบสแก่ สารละลายผลิตภัณฑ์ที่ได้เป็นเกลือที่ไม่เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิส ดังนั้น 

การหาค่า pH ก็ค้านวณจากปริมาณ H 3 O + หรือ OH - ที่มีอยู่ในสารละลายนั้นโดยตรง 




ตัวอย่างที่ 1 ในการไทเทรต HCl 0.100 mol/dm 3 ปริมาตร 25.0 cm 3 ด้วยสารละลาย NaOH เข้มข้น 0.100 

mol/dm 3 ของ ให้หาค้านวณหา pH ของสารละลาย เมื่อเติม NaOH ลงไปเท่ากับ 

ก. 20.0 cm 3 (ก่อนจุดสมมูล) 

ข. 25.0 cm 3 (จุดสมมูล) 

ค. 25.10 cm 3 (หลังจุดสมมูล) 

วิธีท า ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) 

จากปฏิกิริยา HCl 1 mol ท้าปฏิกิริยาพอดีกับ NaOH 1 mol หรือ จ้านวนโมลของกรดและเบสที่ใช้ต้องเท่ากัน 

ก. เติม NaOH 20.0 cm 3 (ก่อนจุดสมมูล) 

20 

จ้านวนโมลของ NaOH = x 0.100 = 0.002 mol 

1000 

25 0 

จ้านวนโมลของ HCl = x 0.100 = 0.0025 mol 

1000 

เพราะฉะนั้น มี HCl เหลือ = 0.0025 - 0.002 = 0.0005 mol 

จาก HCl แตกตัวได้ 100 % 

HCl (aq) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 

0.0005 0.0005 mol 

เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ H 3 O + = 0.0005 mol / (20+25) cm 3 หรือ 

0.0005 

= x 1000 = 0.0111 mol/dm 3 

(20+25) 

pH = -log [H 3 O + ] 

= -log (0.0111) = 1.95 

ข. เติม NaOH 25.0 cm 3 (ที่จุดสมมูล) 

25 

จ้านวนโมล NaOH = x 0.100 = 0.0025 mol 

1000 

25 

จ้านวนโมลของ HCl = x 0.100 = 0.0025 mol 

1000 

เพราะฉะนั้นไม่มี NaOH หรือ HCl เหลือมีแต่ NaCl แสดงอยู่ที่จุดสมมูลสารละลายมี pH = 7 

ค. เติม NaOH 25.10 cm 3 (หลังจุดสมมูล) 

จ้านวนโมล NaOH = 

25.1 

1000 

x 0.100 = 0.00251 mol 

จ้านวนโมลของ HCl = 

25 

1000 

x 0.100 = 0.0025 mol 




เพราะฉะนั้น มี NaOH เหลือ = 0.00251 - 0.002 = 0.00001 mol 

จาก HCl แตกตัวได้ 100 % 


0.00001 0.00001 mol 

เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ H 3 O + = 0.00001 mol/ (25+30) cm 3 หรือ 

0.00001 

= 

(25+30) 

x 1000 = 1.8 x 10 -4 mol/dm 3 

pOH = -log [OH - ] 

= -log (1.8 x 10 -4 ) = 3.74 

pH = 14.0 - 3.74 = 10.26 

2. การไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ 

การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ เช่น กรดแอซิติก (CH 3 COOH) กับโซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) เมื่อถึงจุดสมมูล 

สารละลายที่ได้จะมีโซเดียมแอซิเตต ซึ่งเกิดไฮโดรไลซิสได้ และสารละลายจะมี pH > 7 

กราฟของการไทเทรตจะเขียนได้ในลักษณะต่อไปนี้ 

รูปที่ 2 กราฟของการไทเทรตระหว่างกรดแอซิติก (CH 3 COOH) กับโซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) 

กราฟจะแบ่งออกเป็น 3 ช่วง คือ ก่อนจุดสมมูล ที่จุดสมมูล และหลังจุดสมมูล กราฟของการไทเทรตของกรด 

แอซิติก กับ NaOH ต่างจากกราฟระหว่าง HCl กับ NaOH ค่า pH ของจุดเริ่มต้นไทเทรตของของกรดแอซิติก กับ NaOH 

จะมีค่า pH ประมาณ 3 ในขณะที่จุดเริ่มต้นของการไทเทรตของกรด HCl กับ NaOH มีค่าประมาณ 1.0 ท้าให้จุดสมมูล 

ของกรดแอซิเตตจะมีการเปลี่ยนแปลง pH ไม่มากเท่ากรดแอซิติก เมื่อไทเทรตกับ NaOH และ pH ที่จุดสมมูลมี 

ค่าประมาณ 9 




กรณีที่ 1 การค านวณ pH ของสารละลายจากปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ 

การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ เช่น กรด CH 3 COOH กับ NaOH จะได้เกลือ CH 3 COONa ซึ่งเกิดไฮโดรไลซิสได้ 

สารละลายที่เป็นแบสมี pH > 7 ที่จุดสมมูล 

ตัวอย่างที่ 2 ให้ค้านวณหา pH ของสารละลายที่เกิดจากการไทเทรตระหว่าง CH 3 COOH 0.1000 mol/dm 3 ปริมาตร 

50.00 cm 3 และสารละลาย NaOH 0.100 mol/dm 3 เมื่อเติมโซเดียมไฮดรอกไซด์ 


ข. 50.00 cm 3 (ที่จุดสมมูล) 



ก. เติม NaOH 10.00 cm 3 (ก่อนจุดสมมูล) 

จ้านวนโมลของ NaOH = 

10 

1000 

x 0.100 = 0.001 mol 

50 

จ้านวนโมลของ CH 3 COOH = 

1000 

จากปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ 

x 0.100 = 0.005 mol 

NaOH (aq) + CH 3 COOH (aq) CH 3 COONa (aq) + H 2 O 

เริ่มต้น 0.001 0.005 mol 

จ้านวนโมลที่ใช้ 0.001 0.001 0.001 mol 

เหลือ 0.00 0.005-0.001 0.001 mol 

จ้านวนโมลของ NaOH 1 mol จะท้าปฏิกิริยาพอดีกับ CH 3 COOH 1 mol 

เพราะฉะนั้น จ้านวนโมลของ CH 3 COOH ที่เหลือจากการท้าปฏิกิริยา = 0.005 - 0.001 

= 0.004 mol 

0.004 

ดังนั้น ความเข้มข้นของ CH 3 COOH ที่เหลือ = x 1000 = 0.0666 mol/dm 3 

60 

และ จ้านวนโมลของ CH 3 COONa ที่เกิดขึ้น = 0.001 mol 

0.001 

ดังนั้น ความเข้มข้นของ CH 3 COONa ที่เกิดขึ้น = x 1000 = 0.0166 mol/dm 3 

60 

แต่ CH 3 COONa แตกตัวให้ CH 3 COO - (aq) และ Na + (aq) ดังสมการ 


0.0166 0.0166 mol/dm 3 




เมื่อค้านวณหาความเข้มข้นของ CH 3 COO - ทั้งหมดที่เหลือและได้จากการแตกตัวของ CH 3 COONa จะได้ดังนี้ 

CH 3 COOH (aq) CH 3 COO - (aq) + H + (aq) 



+0.0166 (ที่ได้จาก CH 3 COONa) mol/dm 3 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.0666-x x+0.0166 x mol/dm 3 

K a = 

= 

[CH 3 COO - ][H + ] 

[CH 3 COOH] 

(x + 0.0166)(x) 

(0.0666 - x) 

x + 0.0166 0.0166 (x มีค่าน้อยมากเมื่อเทียบกับ 0.0666) 

และ 0.0666 - x 0.0666 

K a = 0.0166x 

0.0666 

= 1.80 x 10 -5 

x = [H 3 O + ] = 7.22 x 10 -5 

ดังนั้น pH = -log [H 3 O + ] = -log [7.22 x 10 -5 ] = 4.14 

ข. เมื่อเติม NaOH 50.00 cm 3 (ที่จุดสมมูล) 


50 

1000 

x 0.100 = 0.005 mol 


50 

1000 

x 0.100 = 0.005 mol 



เริ่มต้น 0.005 0.005 mol 


เหลือ 0.000 0.000 0.005 mol 

ดังนั้นไม่มี NaOH และ CH 3 COONa เหลือ แต่เกิด CH 3 COONa 0.005 mol/ปริมาตร 100 cm 3 

0.005 

หรือมีความเข้มข้น = x 1000 = 0.05 mol/dm 3 

100 




CH 3 COONa แตกตัวให้ CH 3 COO - และ CH 3 COO - เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสดังนี้ 

CH 3 COO - (aq) + H 2 O CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) 



ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.0500-x x x mol/dm 3 

K h = 

K W 1.0 x 10 -14 

= 

K a 1.8 x 10 -5 = 


[CH 3 COO - ] 

5.60 x 10 -10 = 

x 2 

0.05 - x 

K a มีค่าน้อยดังนั้น 0.05 - x 0.05 

0.05 

= 5.60 x 10 -10 

x = [OH - ] = 5.29 x 10 -6 

ดังนั้น pOH = -log[OH - ] = 5.27 

pH = 14.00 - 5.27 = 8.73 

ค. เติม NaOH 50.10 cm 3 (หลังจุดสมมูล) 


50.10 

1000 

x 0.100 = 0.00501 mol 


50 

1000 

x 0.100 = 0.005 mol 


x 2 


เริ่มต้น 0.00501 0.005 mol 


เหลือ 0.00501 - 0.005 0.0 0.005 mol 

เพราะฉะนั้น จ้านวนโมลของ NaOH ที่เหลือจากการท้าปฏิกิริยา = 0.00501 - 0.005 

ดังนั้นความเข้มข้นของ NaOH = 0.00001 x 

= 0.00001 mol 

1000 

= 0.0001 

100.10 





0.0001 0.0001 0.0001 

OH - จากการแตกตัวของ NaOH มีค่ามากกว่า OH - ที่เกิดจากการไฮโดรไลซิสของ CH 3 COONa 

ดังนั้น pH ของสารละลายคิดได้จากความเข้มข้นของ OH - เพียงสารเดียว 

pOH = -log[OH - ] = -log[0.0001] = 4 

pH = 14 - 4 = 10.00 

กรณีที่ 2 การค านวณ pH ของสารละลายจากปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน 

การไทเทรตกรดแก่กับเบสอ่อน เช่น กรด HCl กับ NH 3 จะได้เกลือ NH 4 Cl ซึ่งเกิดไฮโดรไลซิสได้สารละลายที่ 

เป็นกรดมี pH < 7 ที่จุดสมมูล 

ตัวอย่างที่ 3 ในการไทเทรตสารละลาย NH 3 0.1000 mol/dm 3 ปริมาตร 25.00 cm 3 ด้วยสารละลาย HCl 0.100 

mol/dm 3 ให้ค้านวณหา pH ของสารละลายเมื่อเติม HCl ลงไป ( K b ของ NH 3 เท่ากับ1.8 x 10 -5 ) 


ข. 25.00 cm 3 (ที่จุดสมมูล) 



ก. เมื่อเติม HCl ลงไป 20.00 cm 3 (ก่อนจุดสมมูล) 

จ้านวนโมล HCl = 

20 

1000 

x 0.100 = 0.002 mol/ 45 cm 3 

25 

จ้านวนโมล NH 3 = 

1000 

จากปฏิกิริยา 

x 0.100 = 0.0025 mol/ 45 cm 3 

NH 3 (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) 

เริ่มต้น 0.0025 0.002 0 


NH 3 1 mol ท้าปฏิกิริยาพอดีกับ HCl 1 mol ได้ NH 4 Cl 1 mol 

ดังนั้นมี NH 3 เหลือ = 0.0025 - 0.002 = 0.0005 mol/ 45 cm 3 

หรือ [NH 3 ] = 

0.0005 

45 

x 1000 = 0.0111 mol/dm 3 

มี NH 4 Cl เกิดขึ้น = 0.002 mol/45 cm 3 หรือ = 

0.002 

45 

x 1000 = 0.044 mol/dm 3 




แต่ NH 4 Cl แตกตัวให้ NH 4 + และ Cl - ดังสมการ 


และความเข้มข้นของ NH + 4 ที่เกิดขึ้น เท่ากับ 0.044 mol/dm 3 เพราะ NH 4 Cl แตกตัวได้ 100% 

NH 3 ที่เหลือจากการท้าปฏิกิริยาแตกตัวเป็นไอออนดังสมการ 

NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH + 4 (aq) + OH - (aq) 



+0.044 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.0111 - x 0.044 + x x mol/dm 3 

K b 

[NH + 4 ][OH - ] (x + 0.044)(x) 

= = 

[NH 3 ] 

0.0111 - x 

1.8 x 10 -5 = 

(x + 0.044)(x) 

0.0111 - x 

1.8 x 10 -5 = 

0.044x 

0.0111 

x = 4.50 x 10 -6 mol/dm 3 

x = [OH - ] = 4.50 x 10 -6 mol/dm 3 

ดังนั้น pOH = -log[OH - ] = -log[4.50 x 10 -6 ] = 5.34 

pH = 14 - 5.34 = 8.66 

ข. เมื่อเติม HCl 25.00 cm 3 (ที่จุดสมมูล) 

25 

จ้านวนโมล HCl = x 0.100 = 0.0025 mol/ 50 cm 3 

1000 

25 

จ้านวนโมล NH 3 = x 0.100 = 0.0025 mol/ 50 cm 3 

1000 



เริ่มต้น 0.0025 0.0025 0 



ดังนั้นไม่มี กรดหรือเบสเหลือมีแต่ NH 4 Cl ในสารละลาย 

[NH 4 Cl] = 

0.0025 

50.00 

x 1000 = 5.0 x 10 -2 mol/dm 3 




NH 4 Cl แตกตัวในน้าให้ NH + 4 และ Cl - ซึ่ง NH + 4 เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสดังนี้ 

NH + 4 (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) 

ความเข้มข้นเริ่มต้น 0.05 

ความเข้มข้นที่เปลี่ยนแปลง -x +x +x 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.05-x x x 

K h = 

K [NH 

= 3 ][H 3 O + ] 1.0 x 10 -14 

w 

= 

K [NH + 4 ] 

1.8 x 10 -5 

b 

x 2 

5.60 x 10 -10 = 

0.05 – x 

x = 5.29 x 10 -6 

x = [H 3 O + ] = 5.29 x 10 -6 

pH = -log[H 3 O + ] = -log[5.29 x 10 -6 ] = 5.3 

ค. เมื่อเติม HCl 25.10 cm 3 (หลังจุดสมมูล) 

25.10 

จ้านวนโมล HCl = x 0.100 = 0.00251 mol/ 50.10 cm 3 

1000 

25 

จ้านวนโมล NH 3 = x 0.100 = 0.0025 mol/ 50.10 cm 3 

1000 



เริ่มต้น 0.0025 0.00251 0 



ดังนั้นเหลือ HCl ในสารละลาย = 0.00251 - 0.0025 = 0.00001 mol/50.10 cm 3 

เพราะฉะนั้น [HCl] ที่เหลือ 

0.00001 

= 

50.10 

x 1000 = 0.0002 mol/dm 3 

HCl เป็นกรดแก่ แตกตัวให้ H 3 O + และ Cl - 100% และ [H 3 O + ] ที่ได้จะมีปริมาณมากกว่า H 3 O + ที่เกิดจากการ 

เกิดไฮโดรไลซิสของ NH 4 Cl ดังนั้น [H 3 O + ] ของสารละลายจึงคิดจาก HCl เพียงสารเดียว 


0.0002 0.0002 0.0002 mol/dm 3 

pH = -log [H 3 O + ] 

= -log 0.0002 

= 3.7 




เมื่อน้าค่า pH มาเขียนกราฟระหว่าง pH กับปริมาตร HCl จะได้กราฟดังนี้ 

กราฟที่ได้เมื่อเริ่มไทเทรต จะมีค่า pH สูง (ประมาณ 11.0) ทั้งนี้ เพราะสารละลายในขวดรูปกรวยเป็น NH 3 จึงมี 

ค่า pH > 7 และเมื่อไทเทรตต่อไปค่า pH จะลดลงเพราะการเติม HCl ลงไปที่จุดยุติ pH ของสารละลายมีค่าประมาณ 

5.3 




ตอนที่ 19 การไทเทรตกรดพอลิโปรติก 

กรดโพลิโปรติกสามารถให้โปรตอน (H + ) กับเบสได้มากกว่า 1 โปรตอน ตัวอย่างเช่น กรดซัลฟิวริก (H 2 SO 4 ) เป็น 

กรดไดโปรติก ให้โปรตอนได้ 2 ตัว กรดฟอสฟอริก (H 3 PO 4 ) เป็นกรดไตรโปรติก ให้โปรตอนได้ 3 ตัว สมการแสดงภาวะ 

สมดุลของกรดพอลิโปรติก สามารถเขียนได้ดังนี้ 

K 1 

H 2 M + H 2 O H 3 O + + HM - 

K 2 

HM - + H 2 O H 3 O + + M 2- 

H 2 M เป็นกรดไดโปรติก มีค่าคงที่การแตกตัว K 1 และ K 2 ในการไทเทรตกรดไดโปรติกนี้กับเบส กรดจะท้า 

ปฏิกิริยากับเบสเป็น 2 ขั้นด้วยกัน และมีจุดสมมูลเกิดขึ้น 2 จุดด้วยกัน 

* จุดสมมูลที่หนึ่ง โปรตอนตัวแรกท้าปฏิกิริยาพอดีกับเบส 

* จุดสมมูลที่สอง โปรตอนตัวที่สองท้าปฏิกิริยาพอดีกับเบส 

ความเข้มข้นของ H + ในสารละลาย หรือ pH ของสารละลายจะขึ้นอยู่กับค่า K 1 และ K 2 ในการไทเทรตกรดพอลิ 

K 1 

โปรติกนี้ ถ้า < 10 3 จะเกิดความคลาดเคลื่อนได้โดยเฉพาะที่จุดสมมูลที่หนึ่ง 

K 2 

ตัวอย่างที่ 4 ในการไทเทรตกรด H 2 M เข้มข้น 0.100 mol/dm 3 25.00 cm 3 ด้วย NaOH เข้มข้น 0.100 mol/dm 3 

ให้ค้านวณหา pH ของสารละลายเมื่อเติม NaOH (K 1 (H 2 M) = 1.20 x 10 -2 , K 2 (HM - ) = 5.96 x 10 -7 ) 

ก. 5.00 cm 3 

ข. 25.00 cm 3 

ค. 25.50 cm 3 

ง. 50.00 cm 3 

วิธีท า ก. เติม NaOH 5.00 cm 3 (ก่อนจุดสมมูลที่หนึ่ง) 

5 

จ้านวนโมล NaOH = x 0.100 = 0.0005 mol/ 30 cm 3 

1000 

25 

จ้านวนโมล H 2 M = x 0.100 = 0.0025 mol/ 30 cm 3 

1000 


H 2 M(aq) + NaOH (aq) NaHM (aq) + H 2 O (l) 

เริ่มต้น 0.0025 0.0005 0 





H 2 M 1 mol ท้าปฏิกิริยาพอดีกับ NaOH 1 mol ได้ NaHM 1 mol 

ดังนั้นมี H 2 M เหลือ = 0.0025 - 0.0005 = 0.0020 mol/ 30 cm 3 

0.0020 

หรือ [H 2 M] = x 1000 = 0.0666 mol/dm 3 

30 

มี NaHM เกิดขึ้น = 0.0005 mol/30 cm 3 0.0005 

หรือ = x 1000 = 0.0166 mol/dm 3 

แต่ NaHM แตกตัวให้ Na + และ HM - 30 

100 % ดังสมการ 

NaHM (aq) Na + (aq) + HM - (aq) 

และความเข้มข้นของ HM - ที่เกิดขึ้น เท่ากับ 0.0166 mol/dm 3 เพราะ NaHM แตกตัวได้ 100% 

H 2 M ที่เหลือจากการท้าปฏิกิริยาแตกตัวเป็นไอออนดังสมการ 

H 2 M (aq) + H 2 O (l) HM - (aq) + H 3 O + (aq) 



+0.0166 (มาจาก NaHM) 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.0666 – x 0.0166 + x x mol/dm 3 

K 1 = 

[HM - ][H 3 O + ] (0.0166 + x)(x) 

= 

[H 2 M] 

0.0666 – x 

1.2 x 10 -2 = 

(0.0166 + x)(x) 

0.0666 – x 

x 2 + (2.87x10 -2 )(x) - 8.00x10 -4 = 0 

x = 1.74 x 10 -2 mol/dm 3 

x = [H 3 O + ] = 1.74 x 10 -2 mol/dm 3 

ดังนั้น pH = -log [H 3 O + ] 

= -log [1.74 x 10 -2 ] = 1.76 

ข. เมื่อเติม NaOH 25.00 cm 3 (จุดสมมูลที่หนึ่ง) 

25 

จ้านวนโมล NaOH = x 0.100 = 0.0025 mol/ 50 cm 3 

1000 

25 


1000 






เริ่มต้น 0.0025 0.0025 0 



ดังนั้นไม่มี H 2 M และ NaOH เหลือ แต่เกิด NaHM 

มี NaHM เกิดขึ้น = 0.0025 mol/50 cm 3 หรือ = 

0.0025 

50 

x 1000 = 0.05 mol/dm 3 

NaHM แตกตัวให้ Na + และ HM - 100 % ดังสมการ 

NaHM (aq) Na + (aq) + HM - (aq) 

HM - เกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสดังสมการ 

HM - (aq) + H 2 O (l) M 2- (aq) + H 3 O + (aq) 



ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.05 – x x x 

K 2 = 

[M 2- ][H 3 O + ] 

[HM - ] 

5.96 x 10 -7 = 

x 2 

0.05 - x 

x = 1.73 x 10 -4 

x = [H 3 O + ] = 1.73 x 10 -4 

pH = -log [H 3 O + ] 

= -log [1.73 x 10 -4 ] = 3.76 

ค. เมื่อเติม NaOH 25.50 cm 3 (หลังจุดสมมูลที่หนึ่งและก่อนจุดสมมูลที่สอง) 

25.50 

จ้านวนโมล NaOH = x 0.100 = 0.0025 mol/ 50.50 cm 3 

1000 

25 

จ้านวนโมล H 2 M = x 0.100 = 0.0025 mol/ 50.50 cm 3 

1000 



เริ่มต้น 0.0025 0.00255 0 



ดังนั้นมี NaOH เหลือ = 0.00255 - 0.0025 = 0.00005 mol/ 50.50 cm 3 

0.00005 

ครูขุนทอง คล้ายทอง 

50.50 

หน้า 82



หรือ [NaOH] = x 1000 = 0.0010 mol/dm 3 

และมี NaHM เกิดขึ้น = 0.0025 mol/50.50 cm 3 0.0025 

หรือ = x 1000 = 0.049 mol/dm 3 

50.50 

จากนั้น NaOH ที่เหลือท้าปฏิกิริยากับ NaHM ได้ดังสมการ 

NaOH (aq) + NaHM (aq) Na 2 M (aq) + H 2 O (l) 

ความเข้มข้นเริ่มต้น 0.0010 0.049 0 mol/dm 3 

ความเข้มข้นที่ใช้ 0.0010 0.0010 0.0010 mol/dm 3 

ดังนั้น ความเข้มข้นของ NaHM ที่เหลือเท่ากับ 0.049 - 0.0010 = 0.048 mol/dm 3 

ซึ่ง NaHM แตกตัวให้ HM - และ Na + หมด 100 % 

ความเข้มข้นของ HM - ที่เหลือในสารละลายจึงเท่ากับ = 0.048 mol/dm 3 

แต่ Na 2 M แตกตัวให้ Na + และ M 2- ได้ 100% ดังสมการ 

Na 2 M (aq) Na + (aq) + M 2- (aq) 

0.0010 0.0010 0.0010 mol/dm 3 

นั่นคือ [M 2- ] = 0.0010 mol/dm 3 

HM - ที่เหลือเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสดังสมการ 

HM - (aq) + H 2 O (l) M 2- (aq) + H 3 O + (aq) 

ความเข้มข้นเริ่มต้น 0.048 0.0010 0.0 mol/dm 3 

ความเข้มข้นเปลี่ยนไป -x +x +x mol/dm 3 

ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.048 – x x + 0.0010 x mol/dm 3 

K 2 = 

[M 2- ][H 3 O + ] 

[HM - ] 

5.96 x 10 -7 = 

(x + 0.0010)(x) 

0.048 – x 

5.96 x 10 -7 = 

0.0010x 

0.048 

( x+0.0010 0.0010 และ 0.048-x 0.048) 

x = 2.86 x 10 -5 

x = [H 3 O + ] = 2.86 x 10 -5 

pH = -log [H 3 O + ] 

= -log [2.86 x 10 -5 ] = 4.55 

ง. เมื่อเติม NaOH 50.00 cm 3 (จุดยุติที่สอง) 

จ้านวนโมล NaOH = 

25.5 

1000 

x 0.100 = 0.0025 mol/ 75 cm 3 

25 

ครูขุนทอง คล้ายทอง 1000 

หน้า 83




จากปฏิกิริยาการไทเทรตเริ่มจาก 

H 2 M + NaOH NaHM + H 2 O 

0.0025 0.0025 0.0025 

NaHM + NaOH Na 2 M + H 2 O 

0.0025 0.0025 0.0025 

จ้านวนโมลของ NaOH = 0.0025 + 0.0025 = 0.005 โมล ท้าให้ถึงจุดยุติที่สอง สารละลายจึงมีแต่ Na 2 M 

ซึ่งจะแตกตัวให้ M 2- และ Na + โดย M 2- จะเกิดปฏิกิริยาไฮโดรไลซิสดังสมการ 

โดยความเข้มข้นของ M 2- = 

0.0025 

1000 

x 0.100 = 0.0333 โมล/ลิตร 

M 2- (aq) + H 2 O MH - (aq) + OH - (aq) 



ความเข้มข้นที่ภาวะสมดุล 0.0333 – x x x 

K h (M 2- ) = 

K w 1.0 x 10 -14 [MH - ][OH - ] 

= = 

K a 5.96 x 10 -5 [M 2- ] 

1.68 x 10 -8 = 

0.0333 – x 

x = 2.36 x 10 -5 

x = [OH - ] = 2.36 x 10 -5 

pOH = -log [OH - ] = -log [2.36 x 10 -5 ] = 4.63 

pH = 14.00 - 4.63 = 9.37 

เมื่อเขียนกราฟระหว่างค่า pH ของสารละลายกับปริมาตรของสารละลาย NaOH จะได้ดังกราฟดังนี้ 

x 2 

รูปที่ 3 กราฟของการไทเทรตระหว่าง 0.100 M H 2 M และ 

0.100 M NaOH 




กราฟแสดงจุดยุติ 2 จุดด้วยกัน ในกรณีนี้ K 1 /K 2 = 

1.2 x 10 -2 

ซึ่งมากกว่า 10 -3 ท้าให้เห็นจุดยุติทั้งสองจุด 

ชัดเจน 

5.96 x 10 -7 

กรดฟอสฟอริก (H 3 PO 4 ) ซึ่งเป็นกรดไตรโปรติก K 1 = 7.11 x 10 -3 , K 2 = 6.34 x 10 -8 , K 3 = 4.2 x10 -13 

อัตราส่วนของ K 1 /K 2 ประมาณ 10 5 ท้าให้เห็นจุดสมมูลทั้งสองได้ชัดเจน แต่การแตกตัวของโปรตอนตัวที่ 3 มีค่าน้อย 

ท้าให้ไม่สามารถเห็นจุดสมมูลสุดท้ายได้ 

กรดซัลฟิวริก (H 2 SO 4 ) ซึ่งเป็นกรดไดโปรติกที่เป็น 

กรดแก่ สามารถแตกตัวได้ 100 % ในขั้นแรกและในขั้นที่ 

สองก็แตกตัวได้ดีมาก (K = 10 -2 ) ความแรงของกรด H 2 SO 4 

และ HSO - 4 ไม่ต่างกันมากนัก ท้าให้เห็นจุดสมมูลรวมกัน 

เพียงจุดเดียว (ในรูป แสดงด้วยกราฟเส้น B) 

กรดออกซาลิก (HOOCCOOH) K a1 = 5.36 x 10 -2 , 

K a2 = 5.42 x 10 -5 อัตราส่วนของ K 1 /K 2 ประมาณ 10 3 

ท้าให้จุดสมมูลจุดแรกไม่ชัดเจน แต่จุดสมมูลที่สองจะเห็นได้ 

ชัดเจนและใช้ในการวิเคราะห์ปริมาณออกซาลิกได้ 




ตอนที่ 20 อินดิเคเตอร์ส าหรับการไทเทรต 

อินดิเคเตอร์กรด-เบส ที่เหมาะสมกับปฏิกิริยาการไทเทรตจะต้องมีค่า pH ที่จุดกึ่งกลางช่วงการเปลี่ยนสีใกล้เคียง 

หรือเท่ากับ pH ที่จุดสมมูลของปฏิกิริยา นอกจากนี้ การเลือกใช้อินดิเคเตอร์กรด-เบส ต้องพิจารณาสีที่ปรากฏ จะต้องมี 

ความเข้มมากพอที่จะมองเห็นได้ง่าย หรือเห็นการเปลี่ยนสีได้ชัดเจน ช่วงการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ จะเกิดขึ้นในช่วง 2 

หน่วย pH 

ตัวอย่างเช่น การไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่ pH ของสารละลายผลิตภัณฑ์ที่เกิดจากปฏิกิริยาการไทเทรต เมื่อถึง 

จุดสมมูลมีค่าใกล้เคียง 7 ก็ควรเลือกใช้อินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH ของการเปลี่ยนสีใกล้เคียงกับ 7 เช่น อาจใช้โบรโมไทมอล 

บลูหรือ ฟีนอล์ฟทาลีน ซึ่งจะเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีชมพู ในช่วง pH 8.20-10.00 เป็นต้น ดังนั้น ถ้าทราบ pH ของ 

สารละลายที่จุดสมมูลของปฏิกิริยาการไทเทรตก็สามารถเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมได้ 

การเลือกอินดิเคเตอร์ ก็ขึ้นอยู่กับชนิดของปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส เพราะที่จุดสมมูลของแต่ละปฏิกิริยานั้น 

มีค่า pH ที่ต่างกัน 

กราฟของการไทเทรตจะช่วยในการเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมได้ดี เพราะกราฟจะแสดงค่า pH ของ 

สารละลายขณะไทเทรต ตั้งแต่ก่อนจุดสมมูล ที่จุดสมมูล และหลังจุดสมมูล จุดที่ pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงมาก ซึ่ง 

เป็นจุดสมมูลนั้น จะบอกช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ที่จะเลือกใช้ ในการพิจารณาเลือกอินดิเคเตอร์ จากกราฟของการ 

ไทเทรต จะแบ่งออกตามชนิดของปฏิกิริยาดังนี้ 

1. อินดิเคเตอร์ส าหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ 

จ า ก ก ร า ฟ จ ะ เ ห็ น ว่ า ค่ า pH 

เปลี่ยนแปลงรวดเร็วที่จุดใกล้ๆ จุดยุติ (ตั้งแต่ 

pH 4-10) ดังนั้นอินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH 

ของการเปลี่ยนแปลงสีระหว่าง 4 ถึง 10 ก็ 

สามารถน้ามาใช้ได้ ซึ่งอินดิเคเตอร์ที่ 

เหมาะสมที่อาจใช้ได้ ได้แก่ เมทิลเรด (4.4- 

6.2) โบรโมไทมอลบลู (6.0-7.5) และฟี 

นอล์ฟทาลีน(8.2-10.0) ดังแสดงในภาพ แต่ 

เรามักจะนิยมใช้ฟีนอล์ฟทาลีน เพราะสังเกต 

การเปลี่ยนแปลงสีได้ชัดเจน ส้าหรับ โบรโม 

คลีซอล กรีน (3.8-5.4) ไม่เหมาะสมที่จะใช้ 

เป็นอินดิเคเตอร์ส้าหรับกรดแก่และเบสแก่ 

รูปที่ 1 กราฟการไทเทรตระหว่างกรดแก่และเบสแก่ 

เพราะช่วงเปลี่ยน สีที่เป็นรูปเบสของ 

จะแสดง pH ที่จุดสมมูลอยู่ที่ pH ใกล้เคียง 7 




อินดิเคเตอร์ จะเกิดก่อนจุดสมมูล ท้าให้เกิด 

ความคลาดเคลื่อนในการบอกจุดยุติ 

2. อินดิเคเตอร์ส าหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ 

รูปที่ 2 กราฟแสดงการไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ 

และอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสม 

การเลือกอินดิเคเตอร์ส้าหรับการ 

ไทเทรตกรดอ่อน เช่น กรดแอซิติก กับเบส 

แก่ เช่น NaOH จะมีข้อจ้ากัดมากกว่าที่จุด 

สมมูลของการไทเทรต สารละลายจะมี 

โซเดียมแอซิเตต ท้าให้สารละลายเป็นเบส มี 

pH มากกว่า 7 

จากกราฟจะเห็นได้ว่า เมทิลเรด จะ 

เปลี่ยนสีก่อนจุดสมมูลจึงไม่เหมาะที่จะใช้ 

เป็นอินดิเคเตอร์ส้าหรับกรดแอซิติกกับ 

NaOH (เข้มข้น 0.100 M) ฟีนอล์ฟทาลีน 

เปลี่ยนสีที่ช่วงจุดสมมูลพอดี โบรโมไทมอล 

บลู อาจจะใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ดี เมื่อใช้สี 

มาตรฐานเทียบ 

3.อินดิเคเตอร์ส าหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน 

รูปที่ 3 กราฟของการไทเทรตระหว่าง 

0.1000 mol/dm 3 NH 3 กับ 0.1000 mol/dm 3 HCl 

การเปลี่ยนแปลง pH ของ 

สารละลายขณะไทเทรตเบสอ่อน เช่น NH 3 

กับกรดแก่ เช่น HCl จะค่อยๆ ลดลง เมื่อใช้ 

HCl เป็นสารมาตรฐาน ที่จุดยุติจะได้เกลือ 

NH 4 Cl และ pH < 7 ในการไทเทรต 0.100 

M NH 3 กับ 0.100 M HCl จะได้กราฟของ 

การไทเทรต (ดังภาพ) 

จากกราฟ เราสามารถพิจารณาชา 

วง pH 3-7.5 ในการเลือกอินดิเคเตอร์ ซึ่งเรา 

อาจใช้โบรโมไทมอลบลูหรือเมทิลเรดได้ แต่ 

ไม่ควรใช้ฟีนอล์ฟทาลีนเพราะช่วง pH ของ 

ฟีนอล์ฟทาลีนมากกว่า 7 ท้าให้เกิดความ 

คลาดเคลื่อนในการบอกจุดสมมูล 




ตัวอย่างที่ 1 ก้าหนดช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ให้ดังนี้ 

อินดิเคเตอร์ 

เมทิลไวโอเลต 

เมทิลออเรนจ์ 

คองโกเรด 

เมทิลเรด 

โบรโมไทมอลบลู 

ลิตมัส 

ฟีนอลเรด 

ครีซอลเรด 

ไทมอลบลู 

ฟีนอล์ฟทาลีน 

ไทมอลทาลีน 

โทรฟีโอลินโอ 


-0.3-1.8 

2.8-3.8 

2.8-4.8 

3.8-6.1 

6.0-7.9 

5.0-8.1 

6.8-8.6 

7.0-9.1 

0.5-1.8 และ 7.6-9.2 

8.0-9.6 

10.2-11.7 

11.1-12.6 

จงเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมที่สุดในการไทเทรตระหว่างสารละลาย 0.1 mol/dm 3 HCN จ้านวน 50 cm 3 

กับ 0.1 mol/dm 3 จ้านวน 50 cm 3 ก้าหนดค่า K a ของกรด HCN = 7.2 x 10 -10 ที่ 25 0 C และ log 8.4 = 0.92 


HCN (aq) + NaOhH(aq) NaCN (aq) + H 2 O (l) 

เพราะฉะนั้นจ้านวนโมลของ HCN = 

เพราะฉะนั้นจ้านวนโมลของ NaOH = 

0.1x50 

1000 

0.1x50 

1000 

= 5 x 10 -3 โมล 

= 5 x 10 -3 โมล 

ดังนั้นสารละลายทั้งสองท้าปฏิกิริยากันพอดีด้วยจ้านวนโมลเท่ากันได้ผลิตภัณฑ์เป็น NaCN = 5 x 10 -3 โมล 

ในปริมาตร 50 + 50 = 100 cm 3 

เพราะฉะนั้น [NaCN] = 

1000 x 5 x 10 -3 = 0.05 โมล/ลิตร 

100 

NaCN แตกตัวได้ 100 % ดังนี้ 

NaCN (aq) Na + (aq) + CN - (aq) 

0.05 0.05 0.05 โมล/ลิตร 


CN - (aq) + H 2 O HCN (aq) + OH - (aq) 




K h = 

K w 

Ka 

= 

1.0x10 

14 

7.2x10 

10 

1.4 x 10 -5 = 



= 

x 2 

0.05 

x 

[HCN ][OH 

 

] 

[CN 

 

] 

1.4 x 10 -5 x 

= 

2 ( x มีค่าน้อยมาก 0.05-x 0.05) 

0.05 

x = 8.4 x 10 -4 = [OH - ] 

pOH = -log[OH - ] = -log[8.4 x 10 -4 ] = -0.92 + 4 = 3.08 

pH = 14 - pOH = 14 - 3.08 = 10.92 

เนื่องจาก pH ของสารละลายหลังไทเทรตเท่ากับ 10.92 ดังนั้นจะต้องเลือกใช้อินดิเคเตอร์ไทมอลทาลีน ซึ่งมีช่วง 

การเปลี่ยนแปลง pH อยู่ระหว่าง 10.2-11.7 จึงจะเหมาะสมที่สุด 

ตัวอย่างที่ 2 น้าสารละลาย HA ซึ่งเป็นกรดอ่อนชนิดหนึ่งปริมาตร 50.00 cm 3 ไปไทเทรตกับสารละลายมาตรฐาน 

NaOH เข้มข้น 0.15 โมล/ลิตร พบว่าเมื่อเติม NaOH ลงไป 12.00 cm 3 จะท้าให้สารละลายที่ได้มี pH 7 และเมื่อเติม 

NaOH ลงไป 16.00 cm 3 จะถึงจุดยุติพอดี สารละลายกรด HA มีความเข้มข้นเริ่มต้นเท่าใด และการไทเทรตกรด-เบสคู่นี้ 

ควรใช้อินดิเคเตอร์ชนิดใด (ก้าหนด K a ของกรดอ่อน HA = 1.7 x 10 -6 ) ก้าหนดให้ 

อินดิเคเตอร์ 



เมทิลออเรนจ์ 

เมทิลเรด 

โบรโมไทมอลบลู 

ฟีนอล์ฟทาลีน 

2.1-4.4 

4.2-6.2 

6.0-7.8 

8.3-10 

16.00 

ที่จุดยุติจ้านวนโมล NaOH = 0.1500 x 1000 

mol 

สมมติความเข้มข้นเริ่มต้นของ HA = X โมล/ลิตร 

HA + NaOH NaA + H 2 O 

จ้านวนโมล HA : NaOH = 1 : 1 

16.00 

เพราะฉะนั้นจ้านวนโมล HA = 0.1500 x 1000 

= X( 50 ) 1000 

X( 50 16.00 

) = 0.1500 x 1000 

1000 


ด้วย

X = 0.048 

ความเข้มข้นเริ่มต้น = 0.048 โมล/ลิตร 

เพราะฉะนั้นความเข้มข้นของ NaA = 0.048 โมล/ลิตร 

การไทเทรตกรดอ่อนกับเบสแก่ที่จุดยุติ มี NaA ซึ่งแตกตัวให้ A - 



A - (aq) + H 2 O (l) HA (aq) + OH - (aq) 




K h = 

K w 

Ka 

= 

1.0x10 

14 

1.7x10 

6 

5.88 x 10 -9 = 

= 

x 2 

0.048 

x 

[HA][OH 

 

] 

[A 

 

] 

1.4 x 10 -5 x 

= 

2 ( x มีค่าน้อยมาก 0.048-x 0.048) 

0.05 

x = 1.68 x 10 -5 = [OH - ] 

pOH = -log[OH - ] = -log[1.68 x 10 -5 ] = 4.77 

pH = 14 - pOH = 14 - 4.77 = 9.22 

ดังนั้น ควรใช้ฟีนอล์ฟทาลีนเป็นอินดิเคเตอร์ 

การประยุกต์การไทเทรตกรด-เบสเพื่อหาปริมาณสารในชีวิตประจ าวัน 

การไทเทรตกรด-เบส ใช้ประยุกต์หาปริมาณสารที่เป็นสารอินทรีย์ สารอนินทรีย์ และสารชีวโมเลกุลได้ ตัวอย่าง 

การประยุกต์ใช้ ได้แก่ การหาปริมาณกรดอ่อนในน้าส้ม น้ามะนาว และในไวน์ การหาปริมาณเบส Mg(OH) 2 , MgO ใน 

ยาลดกรด หรือการหาปริมาณโปรตีนในอาหาร 

* การหาปริมาณกรดอ่อนในน้าสม ท้าได้โดยการปิเปตต์น้าส้มเจือจางด้วยน้ากลั่นประมาณ 5 เท่า 

แล้วไทเทรตกับสารละลายมาตรฐาน NaOH เข้มข้น 0.1000 M โดยใช้ฟีนอล์ฟทาลีนเป็นอินดิเค 

เตอร์ ไทเทรตจนสารละลายเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีชมพู แล้วค้านวณหาร้อยละของกรดแอซิติก 

(CH 3 COOH) โดยมวลต่อปริมาตร 

* การหาปริมาตรกรดอ่อนในมะนาวและในไวน์ ก็ท้าได้โดยวิธีเดียวกับการหาปริมาณกรดแอซิติกในน้าส้ม 

การรายงานผล จะรายงานเป็นร้อยละของกรดแอซิติก (ในน้ามะนาว) และกรดทาร์ทาริก (ในไวน์) 

* การหาปริมาณ Mg(OH) 2 ก็ท้าได้โดยการไทเทรตกับสารละลายมาตรฐานโดยตรง เช่น ไทเทรตกับกรด 

HCl ส้าหรับการหาปริมาณ MgO จะต้องเปลี่ยนให้เป็น Mg(OH) 2 โดยการใช้เบส แล้วค่อยไทเทรตกับสารละลาย 

กรดมาตรฐาน 

* การหาปริมาณโปรตีนในอาหาร ต้องใช้วิธีทางอ้อมในการวิเคราะห์ โดยการหาปริมาณไนโตรเจนที่อยู่ใน 

เอมีน ซึ่งเป็นกรดอะมิโนในโปรตีน การหาปริมาณไนโตรเจนนี้ท้าได้โดยการเปลี่ยนไนโตรเจนให้อยู่ในรูปของ NH 3 

แล้วไทเทรตกับสารละลายมาตรฐาน 




วิธีการวิเคราะห์ เริ่มจากการย่อยสลายสารอาหารตัวอย่างด้วยกรด จากนั้นก็กลั่นเอา NH 3 ออกจากสารละลายที่ 

ย่อยสลายแล้ว NH 3 ที่กลั่นออกมาจะถูกผสมกับกรดมาตรฐาน HCl ที่มากเกินพอ แล้วจึงไทเทรตกรดที่เหลือด้วย 

สารละลายเบส NaOH มาตรฐาน วิธีการไทเทรตแบบนี้เรียกว่า Back-titration 

การหาปริมาณสารลดกรดในยาลดกรดบางชนิด 

การหาปริมาณสารลดกรดในยาลดกรดบางชนิด ท้าได้โดยการน้ายาลดกรดมาบดให้ละเอียด แล้วชั่งประมาณ 1 

กรัม ละลายในน้ากลั่น 20 cm 3 ในบีกเกอร์ขนาด 100 cm 3 เติมกรด HCl เข้มข้น 1.0 mol/dm 3 ครั้งละ 1 cm 3 เขย่า 

จนไม่มีฟองแก๊สเกิดขึ้น เติม HCl ลงไปอีก 1 cm 3 เขย่า บันทึกปริมาตร HCl ที่ใช้ทั้งหมด จากนั้นอุ่นสารละลายให้ร้อน 

1 นาที กรองแล้วล้างด้วยน้ากลั่นเล็กน้อย ของเหลวที่กรองได้ใส่ขวดเชิงปริมาตรขนาด 100 cm 3 ปรับด้วยน้ากลั่น จนมร 

ปริมาตร 100 cm 3 ปิเปตต์สารละลายที่กรองได้ 10 cm 3 แล้วไทเทรตกับสารละลายมาตรฐาน NaOH 0.1 โมล/ลิตร ใช้ 

เมทิลออเรนจ์เป็นอินดิเคเตอร์ บันทึกปริมาตร NaOH แล้วค้านวณปริมาณร้อยละของ CaCO 3 ในยาลดกรด โดยมวล

e0b980e0b8ade0b881e0b8aae0b8b2e0b8a3e0b89be0b8a3e0b8b0e0b881e0b8ade0b89ae0b881e0b8b2e0b8a3e0b8aae0b8ade0b899-1-54

Create successful ePaper yourself

Delete template?

Save as template?