ຕົວຢ່າງຄຳຖາມ ແລະ ການສົນທະນາກ່ຽວກັບ ກົດ ແລະ ເບສ Arrhenius
ກົດ ແລະ ເບສ ແມ່ນແນວຄວາມຄິດພື້ນຖານໃນເຄມີສາດ. ໜຶ່ງໃນທິດສະດີທີ່ມີຊື່ສຽງທີ່ສຸດທີ່ອະທິບາຍພຶດຕິກຳຂອງກົດ ແລະ ເບສ ແມ່ນທິດສະດີ Arrhenius. ອີງຕາມ Arrhenius, ກົດແມ່ນສານປະກອບທີ່ເມື່ອລະລາຍໃນນໍ້າຈະຜະລິດໄອອອນ H⁺ (ຫຼື H₃O⁺), ໃນຂະນະທີ່ເບສແມ່ນສານປະກອບທີ່ເມື່ອລະລາຍໃນນໍ້າຈະຜະລິດໄອອອນ OH⁻. ໃນບົດຄວາມນີ້, ພວກເຮົາຈະປຶກສາຫາລືບັນຫາຕົວຢ່າງຫຼາຍຢ່າງກ່ຽວກັບກົດ ແລະ ເບສຕາມທິດສະດີ Arrhenius, ພ້ອມກັບວິທີແກ້ໄຂຂອງມັນ.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 1
ຄຳຖາມ:
ສານລະລາຍກົດໄຮໂດຣຄລໍຣິກ (HCl) 0,1 M ລະລາຍໃນນໍ້າ. ຄິດໄລ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍ.
ເປບບາຮາຊານ:
ອີງຕາມທິດສະດີ Arrhenius, HCl ເປັນກົດເພາະມັນຜະລິດໄອອອນ H⁺ ເມື່ອລະລາຍໃນນໍ້າ. ສົມຜົນການໄອອອນໄນເຊຊັນສໍາລັບ HCl ໃນນໍ້າມີດັ່ງນີ້:
\[ \text{HCl} \to \text{H}^+ + \text{Cl}^- \]
ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນເບື້ອງຕົ້ນຂອງ HCl ແມ່ນ 0,1 M. ເນື່ອງຈາກ HCl ເປັນກົດແຮງທີ່ໄອອອນຢ່າງສົມບູນໃນສານລະລາຍທີ່ເປັນນໍ້າ, ໂມເລກຸນ HCl ແຕ່ລະໂມເລກຸນຈະຜະລິດໄອອອນ H⁺ ໜຶ່ງອັນ ແລະ ໄອອອນ Cl⁻ ໜຶ່ງອັນ. ດັ່ງນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍຈຶ່ງເທົ່າກັບຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງ HCl, ຄື:
\[ [\text{H}^+] = 0,1 \text{ M} \]
ດັ່ງນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍ HCl 0,1 M ແມ່ນ 0,1 M.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 2
ຄຳຖາມ:
ຄິດໄລ່ pH ຂອງສານລະລາຍກົດໄນຕຣິກ 0,01 M (HNO₃).
ເປບບາຮາຊານ:
HNO₃ ເປັນກົດແຮງທີ່ໄອອອນເຊຊັນຢ່າງສົມບູນໃນນໍ້າ, ສະນັ້ນສົມຜົນການໄອອອນເຊຊັນສຳລັບ HNO₃ ມີດັ່ງນີ້:
\[ \text{HNO}_3 \to \text{H}^+ + \text{NO}_3^- \]
ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນທີ່ກຳນົດໃຫ້ຂອງ HNO₃ ແມ່ນ 0,01 M. ເນື່ອງຈາກ HNO₃ ເປັນກົດແຮງ, ແຕ່ລະໂມເລກຸນຂອງ HNO₃ ຈະຜະລິດໄອອອນ H⁺ ໜຶ່ງອັນ. ດັ່ງນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍຈຶ່ງເທົ່າກັບຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງ HNO₃, ຄື:
\[ [\text{H}^+] = 0,01 \text{ M} \]
ຄ່າ pH ສາມາດຄິດໄລ່ໄດ້ໂດຍໃຊ້ສູດ:
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
ໂດຍການປ້ອນຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ເຂົ້າໃນສູດ, ພວກເຮົາໄດ້ຮັບ:
\[ \text{pH} = -\log (0,01) = -\log (10^{-2}) = 2 \]
ດັ່ງນັ້ນ, pH ຂອງສານລະລາຍ HNO₃ 0,01 M ແມ່ນ 2.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 3
ຄຳຖາມ:
ກຳນົດຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ OH⁻ ໃນສານລະລາຍ NaOH 0,05 M.
ເປບບາຮາຊານ:
NaOH ເປັນເບສທີ່ແຂງແຮງທີ່ສາມາດໄອອອນໄດ້ຢ່າງສົມບູນໃນນໍ້າ, ສະນັ້ນສົມຜົນການໄອອອນສໍາລັບ NaOH ແມ່ນດັ່ງຕໍ່ໄປນີ້:
\[ \text{NaOH} \to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \]
ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງ NaOH ທີ່ໃຫ້ແມ່ນ 0,05 M. ເນື່ອງຈາກ NaOH ເປັນເບສທີ່ແຂງແຮງ, ໂມເລກຸນ NaOH ແຕ່ລະໂມເລກຸນຈະຜະລິດໄອອອນ OH⁻ ໜຶ່ງອັນ. ດັ່ງນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ OH⁻ ໃນສານລະລາຍຈຶ່ງເທົ່າກັບຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງ NaOH, ຄື:
\[ [\text{OH}^-] = 0,05 \text{ M} \]
ດັ່ງນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ OH⁻ ໃນສານລະລາຍ NaOH 0,05 M ແມ່ນ 0,05 M.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 4
ຄຳຖາມ:
ຄິດໄລ່ pH ຂອງສານລະລາຍ KOH 0,01 M.
ເປບບາຮາຊານ:
KOH ເປັນເບສທີ່ແຂງແຮງທີ່ສາມາດໄອອອນໄດ້ຢ່າງສົມບູນໃນນໍ້າ. ສົມຜົນການໄອອອນສໍາລັບ KOH ໃນນໍ້າມີດັ່ງນີ້:
\[ \text{KOH} \to \text{K}^+ + \text{OH}^- \]
ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງ KOH ທີ່ກຳນົດໃຫ້ແມ່ນ 0,01 M. ເນື່ອງຈາກ KOH ເປັນເບສທີ່ແຂງແຮງ, ໂມເລກຸນ KOH ແຕ່ລະໂມເລກຸນຈະຜະລິດໄອອອນ OH⁻ ໜຶ່ງອັນ. ດັ່ງນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ OH⁻ ໃນສານລະລາຍຈຶ່ງເທົ່າກັບຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງ KOH, ຄື:
\[ [\text{OH}^-] = 0,01 \text{ M} \]
pH ແມ່ນການວັດແທກຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍ. ພວກເຮົາສາມາດໃຊ້ຄວາມສຳພັນລະຫວ່າງ pH, ໄອອອນ H⁺, ແລະ ໄອອອນ OH⁻ ທີ່ໃຫ້ໂດຍຜົນຄູນໄອອອນນ້ຳ (Kw):
\[ \text{Kw} = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \ຄູນ 10^{-14} \]
ເມື່ອຮູ້ຄ່າຂອງ [OH⁻] ແລ້ວ, ພວກເຮົາສາມາດຄິດໄລ່ [H⁺] ໄດ້ຄື:
\[ [\text{H}^+] = \frac{\text{Kw}}{[\text{OH}^-]} = \frac{1 \times 10^{-14}}{0,01} = 1 \times 10^{-12} \text{ M} \]
ຄ່າ pH ສາມາດຄິດໄລ່ໄດ້ໂດຍໃຊ້ສູດ:
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
ໂດຍການປ້ອນຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ເຂົ້າໃນສູດ, ພວກເຮົາໄດ້ຮັບ:
\[ \text{pH} = -\log (1 x 10^{-12}) = 12 \]
ດັ່ງນັ້ນ, pH ຂອງສານລະລາຍ KOH 0,01 M ແມ່ນ 12.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 5
ຄຳຖາມ:
ສານລະລາຍມີ pH = 3. ຄິດໄລ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍ.
ເປບບາຮາຊານ:
pH ແມ່ນການວັດແທກຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍ ແລະ ສາມາດສະແດງອອກໄດ້ໂດຍສູດ:
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
ເພື່ອຄິດໄລ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺, ພວກເຮົາປ່ຽນສູດເປັນ:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \]
ໂດຍການສຽບຄ່າ pH ທີ່ກຳນົດໃຫ້, ພວກເຮົາໄດ້ຮັບ:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} = 0,001 \text{ M} \]
ສະນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໃນສານລະລາຍທີ່ມີ pH = 3 ແມ່ນ 0,001 M.
ຕົວຢ່າງຄຳຖາມທີ 6
ຄຳຖາມ:
ສານລະລາຍ NH₄OH ມີຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນ 0,1 M. ຄິດໄລ່ pH ຂອງສານລະລາຍຖ້າຄ່າ Kb ສຳລັບ NH₄OH ແມ່ນ 1,8 x 10⁻⁵.
ເປບບາຮາຊານ:
NH₄OH ເປັນເບສອ່ອນທີ່ບໍ່ໄອອອນເຊຊັນຢ່າງສົມບູນໃນນໍ້າ. ສົມຜົນການໄອອອນເຊຊັນສໍາລັບ NH₄OH ໃນນໍ້າມີດັ່ງນີ້:
\[ \text{NH}_4\text{OH} \leftrightarrow \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
ຄ່າຄົງທີ່ສົມດຸນສຳລັບການໄອອອນໄນເຊຊັນຂອງ NH₄OH ເອີ້ນວ່າ Kb ແລະ ຖືກກຳນົດໂດຍ:
\[ K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_4\text{OH}} \]
ເນື່ອງຈາກ NH₄OH ເປັນເບສທີ່ອ່ອນແອ, ພວກເຮົາໃຊ້ Kb ເພື່ອຄິດໄລ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ OH⁻. ໂດຍສົມມຸດວ່າ \(x\) ແມ່ນຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງ NH₄OH ທີ່ຖືກໄອອອນແລ້ວ, ສົມຜົນການໄອອອນຈະກາຍເປັນ:
\[ K_b = \frac{x^2}{0,1 – x} \ປະມານ \frac{x^2}{0,1} \]
ເນື່ອງຈາກຄ່າຂອງ Kb ມີຂະໜາດນ້ອຍຫຼາຍ, ພວກເຮົາສົມມຸດວ່າ \(0,1 – x \approx 0,1\):
\[ 1,8 \ຄູນ 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \]
x^2 = 1,8 ຄູນ 10^{-6}
x = 1,8 ຄູນ 10^{-6}}
\[ x \ປະມານ 1,34 \ຄູນ 10^{-3} \text{ M} \]
ສະນັ້ນ, ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ OH⁻ ແມ່ນ \(1,34 \times 10^{-3} \text{ M}\).
ຈາກຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນນີ້, ພວກເຮົາສາມາດຄິດໄລ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ໂດຍໃຊ້ Kw:
\[ [\text{H}^+] = \frac{1 \ຄູນ 10^{-14}}{1,34 \ຄູນ 10^{-3}} \]
\[ [\text{H}^+] = 7,46 \times 10^{-12} \text{ M} \]
pH:
\[ pH = -\log (7,46 ຄູນ 10^{-12})]
\[ \text{pH} \ປະມານ 11,13 \]
ດັ່ງນັ້ນ, pH ຂອງສານລະລາຍ 0,1 M NH₄OH ແມ່ນປະມານ 11,13.
ສະຫຼຸບ
ທິດສະດີ Arrhenius ໃຫ້ພື້ນຖານທີ່ມີຄຸນຄ່າສຳລັບຄວາມເຂົ້າໃຈກ່ຽວກັບວິທີທີ່ອາຊິດ ແລະ ເບສ ມີພຶດຕິກຳໃນສານລະລາຍ. ໃນການສົນທະນານີ້, ພວກເຮົາໄດ້ເບິ່ງບັນຫາຕົວຢ່າງຫຼາຍຢ່າງທີ່ສະແດງໃຫ້ເຫັນວ່າແນວຄວາມຄິດເຫຼົ່ານີ້ສາມາດນຳໃຊ້ເພື່ອຄິດໄລ່ຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງໄອອອນ H⁺ ແລະ OH⁻ ແລະ pH ຂອງສານລະລາຍຕ່າງໆໄດ້ແນວໃດ. ການເຂົ້າໃຈທິດສະດີນີ້ແມ່ນສິ່ງຈຳເປັນສຳລັບທຸກຄົນທີ່ກຳລັງຊອກຫາອາຊີບໃນດ້ານເຄມີສາດ, ບໍ່ວ່າຈະຢູ່ໃນລະດັບມັດທະຍົມຕອນປາຍ ຫຼື ລະດັບການສຶກສາຊັ້ນສູງ.
