ឧទាហរណ៍សំណួរ និងការពិភាក្សាអំពីអាស៊ីត និងបាស Arrhenius
អាស៊ីត និងបាស គឺជាគោលគំនិតជាមូលដ្ឋាននៅក្នុងគីមីវិទ្យា។ ទ្រឹស្តីមួយក្នុងចំណោមទ្រឹស្តីដែលគេស្គាល់ច្បាស់បំផុត ដើម្បីពន្យល់ពីឥរិយាបថរបស់អាស៊ីត និងបាស គឺទ្រឹស្តី Arrhenius។ យោងតាមលោក Arrhenius អាស៊ីតគឺជាសមាសធាតុមួយដែលនៅពេលរំលាយក្នុងទឹក វាបង្កើតអ៊ីយ៉ុង H⁺ (ឬ H₃O⁺) ខណៈពេលដែលបាសគឺជាសមាសធាតុដែលនៅពេលរំលាយក្នុងទឹក វាបង្កើតអ៊ីយ៉ុង OH⁻។ នៅក្នុងអត្ថបទនេះ យើងនឹងពិភាក្សាអំពីឧទាហរណ៍នៃបញ្ហាជាច្រើនទាក់ទងនឹងអាស៊ីត និងបាស យោងទៅតាមទ្រឹស្តី Arrhenius រួមជាមួយនឹងដំណោះស្រាយរបស់វា។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 1
សំណួរ៖
ដំណោះស្រាយអាស៊ីតអ៊ីដ្រូក្លរីក (HCl) 0,1 M ត្រូវបានរំលាយក្នុងទឹក។ គណនាកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយ។
ប៉េបាហាសាន៖
យោងតាមទ្រឹស្តី Arrhenius HCl គឺជាអាស៊ីតព្រោះវាបង្កើតអ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅពេលរំលាយក្នុងទឹក។ សមីការអ៊ីយ៉ូដសម្រាប់ HCl ក្នុងទឹកមានដូចខាងក្រោម៖
\[ \text{HCl} \ទៅ \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
កំហាប់ដំបូងនៃ HCl គឺ 0,1 M។ ដោយសារ HCl ជាអាស៊ីតខ្លាំងដែលអ៊ីយ៉ូដទាំងស្រុងនៅក្នុងដំណោះស្រាយទឹក ម៉ូលេគុល HCl នីមួយៗនឹងបង្កើតអ៊ីយ៉ុង H⁺ មួយ និងអ៊ីយ៉ុង Cl⁻ មួយ។ ដូច្នេះ កំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយក៏ស្មើនឹងកំហាប់ HCl ដែរ ពោលគឺ៖
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{ M} \]
ដូច្នេះកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយ HCl 0,1 M គឺ 0,1 M។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 2
សំណួរ៖
គណនា pH នៃដំណោះស្រាយអាស៊ីតនីទ្រីក 0,01 M (HNO₃)។
ប៉េបាហាសាន៖
HNO₃ គឺជាអាស៊ីតខ្លាំងដែលអ៊ីយ៉ូដទាំងស្រុងនៅក្នុងទឹក ដូច្នេះសមីការអ៊ីយ៉ូដសម្រាប់ HNO₃ មានដូចខាងក្រោម៖
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
កំហាប់ដែលបានផ្តល់ឱ្យនៃ HNO₃ គឺ 0,01 M។ ដោយសារ HNO₃ ជាអាស៊ីតខ្លាំង ម៉ូលេគុលនីមួយៗនៃ HNO₃ នឹងផលិតអ៊ីយ៉ុង H⁺ មួយ។ ដូច្នេះ កំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយគឺស្មើនឹងកំហាប់ HNO₃ ពោលគឺ៖
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{ M} \]
pH អាចត្រូវបានគណនាដោយប្រើរូបមន្ត៖
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
ដោយបញ្ចូលកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ ទៅក្នុងរូបមន្ត យើងទទួលបាន៖
\[ pH = -\log (0,01) = -\log (10^{-2}) = 2 \]
ដូច្នេះ pH នៃដំណោះស្រាយ HNO₃ 0,01 M គឺ 2។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 3
សំណួរ៖
កំណត់កំហាប់អ៊ីយ៉ុង OH⁻ ក្នុងដំណោះស្រាយ NaOH 0,05 M។
ប៉េបាហាសាន៖
NaOH គឺជាបាសខ្លាំងដែលអ៊ីយ៉ូដទាំងស្រុងនៅក្នុងទឹក ដូច្នេះសមីការអ៊ីយ៉ូដសម្រាប់ NaOH មានដូចខាងក្រោម៖
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
កំហាប់ NaOH ដែលបានផ្តល់ឱ្យគឺ 0,05 M។ ដោយសារ NaOH ជាបាសខ្លាំង ម៉ូលេគុល NaOH នីមួយៗនឹងផលិតអ៊ីយ៉ុង OH⁻ មួយ។ ដូច្នេះ កំហាប់អ៊ីយ៉ុង OH⁻ នៅក្នុងដំណោះស្រាយគឺស្មើនឹងកំហាប់ NaOH ពោលគឺ៖
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{ M} \]
ដូច្នេះកំហាប់អ៊ីយ៉ុង OH⁻ ក្នុងដំណោះស្រាយ NaOH 0,05 M គឺ 0,05 M។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 4
សំណួរ៖
គណនា pH នៃដំណោះស្រាយ KOH 0,01 M ។
ប៉េបាហាសាន៖
KOH គឺជាបាសខ្លាំងដែលអ៊ីយ៉ូដទាំងស្រុងនៅក្នុងទឹក។ សមីការអ៊ីយ៉ូដសម្រាប់ KOH នៅក្នុងទឹកមានដូចខាងក្រោម៖
\[ \text{KOH} \ទៅ \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
កំហាប់ KOH ដែលបានផ្តល់ឱ្យគឺ 0,01 M។ ដោយសារ KOH ជាបាសខ្លាំង ម៉ូលេគុល KOH នីមួយៗនឹងផលិតអ៊ីយ៉ុង OH⁻ មួយ។ ដូច្នេះ កំហាប់អ៊ីយ៉ុង OH⁻ នៅក្នុងដំណោះស្រាយគឺស្មើនឹងកំហាប់ KOH ពោលគឺ៖
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{ M} \]
pH គឺជារង្វាស់នៃកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយមួយ។ យើងអាចប្រើទំនាក់ទំនងរវាង pH អ៊ីយ៉ុង H⁺ និងអ៊ីយ៉ុង OH⁻ ដែលផ្តល់ដោយផលិតផលអ៊ីយ៉ុងទឹក (Kw):
\[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \គុណ 10^{-14} \]
ដោយដឹងពីតម្លៃនៃ [OH⁻] យើងអាចគណនា [H⁺]៖
\[ [\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \text{ M} \]
pH អាចត្រូវបានគណនាដោយប្រើរូបមន្ត៖
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
ដោយបញ្ចូលកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ ទៅក្នុងរូបមន្ត យើងទទួលបាន៖
\[ \text{pH} = -\log (1 x 10^{-12}) = 12 \]
ដូច្នេះ pH នៃដំណោះស្រាយ KOH 0,01 M គឺ 12។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 5
សំណួរ៖
ដំណោះស្រាយមួយមាន pH = 3។ គណនាកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយ។
ប៉េបាហាសាន៖
pH គឺជារង្វាស់នៃកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយ ហើយអាចត្រូវបានបង្ហាញដោយរូបមន្ត៖
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
ដើម្បីគណនាកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ យើងប្តូររូបមន្តទៅជា៖
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
ដោយបញ្ចូលតម្លៃ pH ដែលបានផ្តល់ឱ្យយើងទទួលបាន៖
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{ M} \]
ដូច្នេះកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ នៅក្នុងដំណោះស្រាយដែលមាន pH = 3 គឺ 0,001 M។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 6
សំណួរ៖
សូលុយស្យុង NH₄OH មានកំហាប់ 0,1 M។ គណនា pH នៃសូលុយស្យុង ប្រសិនបើតម្លៃ Kb សម្រាប់ NH₄OH គឺ 1,8 x 10⁻⁵។
ប៉េបាហាសាន៖
NH₄OH គឺជាបាសខ្សោយដែលមិនបង្កើតអ៊ីយ៉ូដទាំងស្រុងនៅក្នុងទឹក។ សមីការអ៊ីយ៉ូដសម្រាប់ NH₄OH នៅក្នុងទឹកមានដូចខាងក្រោម៖
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
ថេរលំនឹងសម្រាប់អ៊ីយ៉ូដនៃ NH₄OH ត្រូវបានគេហៅថា Kb ហើយត្រូវបានផ្តល់ដោយ៖
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
ដោយសារ NH₄OH ជាបាសខ្សោយ យើងប្រើ Kb ដើម្បីគណនាកំហាប់នៃអ៊ីយ៉ុង OH⁻។ ដោយសន្មតថា \(x\) ជាកំហាប់នៃ NH₄OH ដែលត្រូវបានអ៊ីយ៉ូដ សមីការអ៊ីយ៉ូដក្លាយជា៖
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \approx \frac{x^2}{0,1} \]
ដោយសារតម្លៃ Kb តូចណាស់ យើងសន្មតថា \(0,1 – x \approx 0,1\)៖
\[ 1,8 \គុណ 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
x^2 = 1,8 x គុណ 10^{-6}
x = 1,8 x គុណ 10^{-6}}
\[ x \ប្រហែល 1,34 \គុណ 10^{-3} \text{ M} \]
ដូច្នេះកំហាប់នៃអ៊ីយ៉ុង OH⁻ គឺ \(1,34 \x10^{-3} \text{ M}\)។
ពីកំហាប់នេះ យើងអាចគណនាកំហាប់នៃអ៊ីយ៉ុង H⁺ ដោយប្រើ Kw៖
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \ដង 10^{-14}}{1,34 \ដង 10^{-3}} \]
\[ [\text{H}^+] = 7,46 \x10^{-12} \text{ M} \]
pH:
\[ pH = -\log (7,46 x 10^{-12})]
\[ \text{pH} \ប្រហែល ១០.១៣ \]
ដូច្នេះ pH នៃដំណោះស្រាយ NH₄OH 0,1 M គឺប្រហែល 11,13 ។
សេចក្តីសន្និដ្ឋាន
ទ្រឹស្តី Arrhenius ផ្តល់នូវមូលដ្ឋានគ្រឹះដ៏មានតម្លៃសម្រាប់ការយល់ដឹងពីរបៀបដែលអាស៊ីត និងបាសមានឥរិយាបទនៅក្នុងដំណោះស្រាយ។ នៅក្នុងការពិភាក្សានេះ យើងបានពិនិត្យមើលឧទាហរណ៍នៃបញ្ហាជាច្រើនដែលបង្ហាញពីរបៀបដែលគោលគំនិតទាំងនេះអាចត្រូវបានប្រើដើម្បីគណនាកំហាប់អ៊ីយ៉ុង H⁺ និង OH⁻ និង pH នៃដំណោះស្រាយផ្សេងៗ។ ការយល់ដឹងអំពីទ្រឹស្តីនេះគឺចាំបាច់សម្រាប់អ្នកដែលកំពុងស្វែងរកអាជីពក្នុងគីមីវិទ្យា មិនថានៅវិទ្យាល័យ ឬកម្រិតឧត្តមសិក្សានោះទេ។
