ឧទាហរណ៍សំណួរពិភាក្សាអំពីកម្លាំងនៃអាស៊ីត និងបាស
កម្លាំងអាស៊ីត និងកម្លាំងបាស គឺជាគោលគំនិតសំខាន់ៗនៅក្នុងគីមីវិទ្យា ដែលបង្ហាញពីប្រសិទ្ធភាពនៃម៉ូលេគុលអាស៊ីត ឬបាស អាចបរិច្ចាគប្រូតុង (H⁺) ឬទទួលយកប្រូតុងរៀងៗខ្លួន។ នៅក្នុងការពិភាក្សានេះ យើងនឹងពិនិត្យមើលឧទាហរណ៍នៃបញ្ហាមួយចំនួន ដែលនឹងជួយយើងឱ្យយល់អំពីកម្លាំងអាស៊ីត និងបាស ក៏ដូចជារបៀបគណនា pH និង pOH របស់វា។ មុនពេលយើងចូលទៅក្នុងការពិភាក្សាអំពីបញ្ហា ចូរយើងយល់អំពីមូលដ្ឋានគ្រឹះនៃទ្រឹស្តីអាស៊ីត និងបាសជាមុនសិន។
សេចក្តីផ្តើមអំពីកម្លាំងនៃអាស៊ីត និងបាស
កម្លាំងរបស់អាស៊ីត ឬបាសអាចត្រូវបានកំណត់ដោយកម្រិតនៃអ៊ីយ៉ូដរបស់វានៅក្នុងដំណោះស្រាយ។ អាស៊ីតខ្លាំងគឺជាអាស៊ីតដែលមានអ៊ីយ៉ូដស្ទើរតែទាំងស្រុងនៅក្នុងដំណោះស្រាយ ខណៈពេលដែលអាស៊ីតខ្សោយមានអ៊ីយ៉ូដតែផ្នែកខ្លះប៉ុណ្ណោះ។ ដូចគ្នានេះដែរចំពោះបាស។
អាស៊ីតខ្លាំង និងអាស៊ីតខ្សោយ
អាស៊ីតខ្លាំងៗដូចជា៖
- អាស៊ីតអ៊ីដ្រូក្លរីក (HCl)
- អាស៊ីតស៊ុលហ្វួរិក (H₂SO₄)
- អាស៊ីតនីទ្រីក (HNO3)
វាស្ទើរតែមានអ៊ីយ៉ូដទាំងស្រុងនៅក្នុងដំណោះស្រាយ។ ឧទាហរណ៍ HCl ក្នុងទឹកនឹងបំបែកទៅជា H⁺ និង Cl⁻ ស្ទើរតែទាំងស្រុង។
អាស៊ីតខ្សោយដូចជា៖
- អាស៊ីតអាសេទិក (CH₃COOH)
- អាស៊ីតអ៊ីដ្រូហ្វ្លុយអូរីក (HF)
- អាស៊ីតនៃក្រូចឆ្មា (C₆H₈O₇)
មានអ៊ីយ៉ូដដោយផ្នែកខ្លះនៅក្នុងដំណោះស្រាយ។ នេះមានន័យថា នៅពេលណាមួយ ម៉ូលេគុលអាស៊ីតមួយចំនួននៅតែស្ថិតក្នុងទម្រង់ម៉ូលេគុល ហើយមិនបំបែកទៅជាអ៊ីយ៉ុងទេ។
មូលដ្ឋានរឹងមាំ និងមូលដ្ឋានខ្សោយ
មូលដ្ឋានរឹងមាំដូចជា៖
- សូដ្យូមអ៊ីដ្រូស៊ីត (NaOH)
- ប៉ូតាស្យូមអ៊ីដ្រូស៊ីត (KOH)
- កាល់ស្យូមអ៊ីដ្រូស៊ីត (Ca(OH)₂)
វាស្ទើរតែត្រូវបានអ៊ីយ៉ូដស្ទើរតែទាំងស្រុងនៅក្នុងដំណោះស្រាយទឹក ដែលផលិតអ៊ីយ៉ុង OH⁻ ក្នុងបរិមាណច្រើន។
មូលដ្ឋានខ្សោយដូចជា៖
- អាម៉ូញាក់ (NH₃)
- មេទីឡាមីន (CH₃NH₂)
វាបង្កើតអ៊ីយ៉ូដតែផ្នែកខ្លះប៉ុណ្ណោះនៅក្នុងដំណោះស្រាយ ដោយផលិតអ៊ីយ៉ុង OH⁻ ក្នុងបរិមាណតិចតួច។
សំណួរគំរូ និងការពិភាក្សា
ចូរយើងសាកល្បងឧទាហរណ៍បញ្ហាមួយចំនួនដើម្បីយល់កាន់តែច្បាស់អំពីគោលគំនិតនេះ។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 1: ការគណនា pH នៃអាស៊ីតខ្លាំង
សំណួរ៖
គណនា pH នៃដំណោះស្រាយ HCl 0,1 M ។
ប៉េបាហាសាន៖
HCl គឺជាអាស៊ីតខ្លាំង ដូច្នេះវានឹងអ៊ីយ៉ូដពេញលេញនៅក្នុងដំណោះស្រាយ៖
\[ \text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
ដោយសារ HCl ត្រូវបានអ៊ីយ៉ូដពេញលេញ កំហាប់នៃ [H⁺] គឺស្មើនឹងកំហាប់នៃ HCl៖
\[ [\អត្ថបទ{H}^+] = 0,1 \, \អត្ថបទ{M} \]
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
\[ \text{pH} = -\log(0,1)\]
\[ \text{pH} = ១១ \]
ដូច្នេះ pH នៃដំណោះស្រាយ HCl 0,1 M គឺ 1។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 2: ការគណនា pH នៃអាស៊ីតខ្សោយ
សំណួរ៖
គណនា pH នៃដំណោះស្រាយ CH₃COOH 0,1 M។ គេដឹងថា Ka (ថេរនៃការបំបែកអាស៊ីត) នៃ CH₃COOH គឺ \(1,8 \x10^{-5}\)។
ប៉េបាហាសាន៖
ចំពោះអាស៊ីតខ្សោយ កម្រិតនៃអ៊ីយ៉ូដត្រូវតែយកមកពិចារណា។ សមីការលំនឹងសម្រាប់ការបំបែកអាស៊ីតអាសេទិកគឺ៖
\[ \text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{CH}_3\text{COO}^- \]
ដោយប្រើ Ka:
\[ \text{Ka} = \frac{[\text{H}^+][\text{CH}_3\text{COO}^-]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]} \]
សន្មតថាការបំបែក [H⁺] = [CH₃COO⁻] = x ហើយ [CH₃COOH] ដំបូងគឺ 0,1 M បន្ទាប់មក៖
\[ ១.៧៦ គុណ ១០^{-៥} = \frac{x^២}{០.១ – x} \]
ដោយសារ Ka មានទំហំតូច x អាចត្រូវបានមិនអើពើបើប្រៀបធៀបទៅនឹង 0,1៖
\[ ១.៨ \គុណ ១០^{-៥} \ប្រហាក់ប្រហែល \frac{x^២}{០.១} \]
x^2 = 1,8 x គុណ 10^{-6}
x = 1,8 x គុណ 10^{-6}}
\[ x \ប្រហែល 1,34 \គុណ 10^{-3} \]
បន្ទាប់មក [H⁺] ≈ \(1,34 \គុណនឹង 10^{-3} \):
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
\[ pH = -\log(1,34 x 10^{-3})]
\[ \text{pH} \ប្រហែល ១០.១៣ \]
ដូច្នេះ pH នៃដំណោះស្រាយ CH₃COOH 0,1 M គឺប្រហែល 2,87។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 3: ការគណនា pOH និង pH នៃបាសខ្លាំង
សំណួរ៖
គណនា pOH និង pH នៃដំណោះស្រាយ NaOH 0,01 M ។
ប៉េបាហាសាន៖
NaOH គឺជាបាសខ្លាំងដែលត្រូវបានអ៊ីយ៉ូដពេញលេញនៅក្នុងទឹក៖
\[ \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
ដោយសារ NaOH ត្រូវបានអ៊ីយ៉ូដពេញលេញ កំហាប់នៃ [OH⁻] គឺស្មើនឹងកំហាប់នៃ NaOH៖
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \, \text{M} \]
\[ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] \]
\[ \text{pOH} = -\log(0,01) \]
\[ \text{pOH} = 2 \]
គេដឹងថា pH និង pOH មានទំនាក់ទំនងគ្នាតាមរយៈសមីការ៖
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
ដូច្នេះ,
\[ \text{pH} = 14 – \text{pOH} \]
\[ \text{pH} = 14 – 2 \]
\[ \text{pH} = ១១ \]
ដូច្នេះ pOH នៃដំណោះស្រាយ NaOH 0,01 M គឺ 2 ហើយ pH គឺ 12។
ឧទាហរណ៍សំណួរទី 4: ការគណនា pH នៃមូលដ្ឋានខ្សោយ
សំណួរ៖
គណនា pH នៃដំណោះស្រាយ NH₃ 0,1 M។ គេដឹងថា Kb (ថេរឌីសូស្យូមបាស) នៃ NH₃ គឺ \(1,76 \x10^{-5}\)។
ប៉េបាហាសាន៖
NH₃ ក្នុងទឹកមានប្រតិកម្មដើម្បីបង្កើត NH₄⁺ និង OH⁻៖
\[ \text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
ដោយប្រើ Kb,
\[ \text{Kb} = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} \]
សន្មតថាការបំបែក [OH⁻] = [NH₄⁺] = x ហើយ [NH₃] ដំបូងគឺ 0,1 M បន្ទាប់មក៖
\[ ១.៧៦ គុណ ១០^{-៥} = \frac{x^២}{០.១ – x} \]
ជាការសន្មត់ x គឺតូចណាស់បើប្រៀបធៀបទៅនឹង 0,1៖
\[ ១.៨ \គុណ ១០^{-៥} \ប្រហាក់ប្រហែល \frac{x^២}{០.១} \]
x^2 = 1,76 x គុណ 10^{-6}
x = 1,76 x គុណ 10^{-6}}
\[ x \ប្រហែល 1,33 \គុណ 10^{-3} \]
បន្ទាប់មក [OH⁻] ≈ \(1,33 \x10^{-3}\):
\[ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] \]
\[ \text{pOH} = -\log(1,33 \x10^{-3}) \]
\[ \text{pOH} \ប្រហែល ៣.៨៧ \]
បន្ទាប់មក pH ត្រូវបានគណនាដោយរូបមន្ត៖
\[ \text{pH} = 14 – \text{pOH} \]
\[ \text{pH} = 14 – 2,88 \]
\[ \text{pH} \ប្រហែល ១០.១៣ \]
ដូច្នេះ pH នៃដំណោះស្រាយ NH₃ 0,1 M គឺប្រហែល 11,12។
សេចក្តីសន្និដ្ឋាន
ការយល់ដឹងពីកម្លាំងរបស់អាស៊ីត និងបាស គឺជាមូលដ្ឋានគ្រឹះនៃគីមីវិទ្យា។ តាមរយៈការយល់ដឹងពីរបៀបគណនា pH និង pOH ព្រមទាំងការដឹងពីរបៀបកំណត់អត្តសញ្ញាណអាស៊ីត និងបាសខ្សោយ និងខ្លាំង អ្នកនឹងត្រៀមខ្លួនបានកាន់តែប្រសើរឡើងក្នុងការដោះស្រាយបញ្ហាគីមីវិទ្យាជាច្រើនដែលពាក់ព័ន្ធនឹងដំណោះស្រាយ។ ឧទាហរណ៍ដែលបានផ្តល់ជូន សង្ឃឹមថានឹងបញ្ជាក់អំពីគោលគំនិតទាំងនេះ និងផ្តល់មូលដ្ឋានគ្រឹះរឹងមាំសម្រាប់ការសិក្សាបន្ថែម។
