![3. กรดPolyprotic แตกตัว 3 ได้แก่ H 3PO 4 การแตกตัวของกรด Polyprotic แต่ละครั้งจะให้ H + ไม่เท่ากัน แตกครั้งแรกจะแตกได้ดีมาก ค่า Ka สูงมาก แต่แตกครั้งต่อ ๆ ไปจะมีค่า Ka ต่ามาก เพราะประจุลบในไอออนดึงดูด H + ไว้ดังสมการ
H 2SO 4 H+ + HSO 4 - Ka 1 = 10 11
HSO 4 - H+ + SO 4 2- Ka 2 = 1.2 x 10 -2
เนื่องมาจากกรด Polyprotic มักมีค่า K 1 >> K 2 >> K 3 H + ในสารละลายส่วนใหญ่จะได้มาจากการแตกตัว ครั้งแรก ถ้าค่า K 1 มากกว่า K 2 =10 3 เท่าขึ้นไปจะพิจารณาค่า pH ของสารละลายกรด Polyprotic ได้จากค่า K 1 เท่านั้น แต่ถ้าค่า K 2 มีค่าไม่ต่ามาก จะต้องนาค่า K 2 มาพิจารณาด้วย
เบส แบ่งตาม จานวน OH - ในเบส แบ่งได้เป็น 3 ชนิด คือ 1. เบสที่มี OH - ตัวเดียว เช่น LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 2. เบสที่มี OH - 2 ตัว เช่น Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2 3. เบสที่มี OH - 3 ตัว เช่น Al(OH) 3 Fe(OH) 3
รวมสูตรที่ใช้คานวณในกรณีาา กรดอ่อน เบสอ่อน ไม่ผสมกัน สูตรที่ กรณี (ต้องการ หาอะไร) กรดอ่อน เบสอ่อน
1.
หาค่า K
Ka = [H +] 2 /N
Kb = [ OH -] 2 /N
2.
หา [ H +]
[H +] = [Ka.N]^1/2
[ OH -] = [Kb.N]^1/2
3.
หา % การแตก ตัว
% การแตกตัว = [H +] x 100 / N
% การแตกตัว = [ OH -] x 100 / N
4.
การรวมสูตรของ % กับ K
% = Ka x 100 / N
% = Kb x 100 / N](https://image.slidesharecdn.com/random-140829234512-phpapp01/85/-4-320.jpg)
![ปฏิกิริยาของกรด - เบส
ปฏิกิริยาของกรด เบส แบ่งได้เป็น 4 ชนิดคือ
o ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่
o ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน
o ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่
o ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อน
การแตกตัวของน้าและค่า pH ของสารละลาย
น้าบริสุทธิ์จัดเป็นตัวทาละลายที่สาคัญ เป็นพวก นอน-อิเลคโตรไลท์ (nonelectrolyte) หรือไม่สามารถนา ไฟฟ้า แต่จากการทดลองพบว่า น้าบริสุทธิ์นาไฟฟ้าได้บ้างเล็กน้อย ทั้งนี้เพราะว่าน้าสามารถแตกตัวได้เอง ซึ่งเรียกว่า self-ionization หรือ autoprotolysis
H 2O (1) + H 2O (1) H 3O + (aq) + OH -(aq)
.... acid 1 .....base 2 .............acid 2 ........base 1
หรือ 2H 2O (1) = H 3O + (aq) + OH - (aq)
จากความสัมพันธ์ของ K w ในปฏิกิริยาการแตกตัวของน้า
K w = [H 3O +][ OH -] = 1.0 x 10 -14 ที่ 25 C
(K w ที่ 0 C = 0.12 x 10 -14 และ ที่ 60 C = 9.6 x 10 - 14 M2)
จะได้ pK w = pH + pOH
โดยที่ pH ของ น้า = -log [H 30 +] = 7 และpOH ของ น้า = -log[ OH -] = 7
โดยทั่วไปแล้ว ค่า pH ของสารละลายที่พบอยู่ทั่วไป จะมีค่าอยู่ในช่วง 1-14 เท่านั้น อย่างไรก็ตาม ค่า pH อาจ แสดงค่าเป็นลบหรือมีค่ามากกว่า 14 ได้เช่นเดียวกัน](https://image.slidesharecdn.com/random-140829234512-phpapp01/85/-5-320.jpg)
![ตัวอย่าง จงหา pH ของสารละลายที่ประกอบด้วย 0.10 M NH 3 และ 0.20 M NH 4Cl เมื่อ K b ของ NH 3 เท่ากับ 1.8x10 -5 ที่ 25 oC วิธีทา สมดุลการแตกตัวของเบส :
ความเข้มข้น ( M) NH 3(aq) + H 2O (1) NH 4 + (aq) + OH - (aq)
........................................................ เริ่มต้น ................ 0.10 .......................................0.20 ............0
........................................................ เปลี่ยนแปลง .......... -x ..........................................+x ..............+x
........................................................ ที่สมดุล .................. 0.10-x ..................................0.20+x .......x
ค่าคงที่การแตกตัวของเบสอ่อน :
K b =
1.8 x 10 -5 =
ใช้วิธีประมาณว่า 0.20 + x ~ 0.20 และ 0.10 - x ~ 0.10 จะได้
= 1.8 x 10 -5
.......................................................................... x = [ OH - ] = 1.8x10 -5 x = 9.0 x 10 -5
........................................................................ pH = 14.00 - pOH = 14.00 + log[ OH - ]
....................................................................... 14.00 + log (9.0 x 10 -5) = 14.00 - 5.05 = 8.95
ถ้าเติมกรดปริมาณเล็กน้อยลงไปในสารละลายบัฟเฟอร์นี้ สมการที่เกิดขึ้นคือ NH 3 + H + = NH 4 + ถ้าเติมเบสปริมาณเล็กน้อยลงไปในสารละลายบัฟเฟอร์นี้สมการที่เกิดขึ้นคือ NH 4 ++ OH -= NH 3+H 2O การเลือกใช้สารละลายบัฟเฟอร์ที่เหมาะสม](https://image.slidesharecdn.com/random-140829234512-phpapp01/85/-7-320.jpg)
![ตัวอย่าง ต้องการเตรียมสารละลายบัฟเฟอร์ที่มี pH คงที่ = 4.30 จะต้องเลือกใช้สารละลายบัฟเฟอร์จากขวด ใดต่อไปนี้ ขวดที่ 1 HS0 4 - / SO 4 2- Ka = 1.2 x 10 -2 ขวดที่ 2 HOAc / OAc - Ka = 1.8 x 10 -5 ขวดที่ 3 HCN / CN - Ka = 4.0 x 10 -10 วิธีทา สารละลาย pH = 4.30 [H +] = 5.0 X 10 - 5 M เลือกใช้ HOAc / OAc - เพราะมีค่า Ka ใกล้เคียงกับ [H +] = 5.0 X 10 - 5 M ที่คานวณได้มากที่สุด แต่จะต้องมีการปรับอัตราส่วนของกรด ต่อเบส
.............. acid + H 2O = H 3O + + conjugate base
เมื่อ H + = 5.0 X 10 –5 และ Ka = 1.8 x 10 -5 จะได้ [HOAc] / [OAc - ] = 2.8 อัตราส่วนนี้จะคงที่เสมอ ไม่ว่าจะเติมน้าทาให้เจือจาง หรือใช้ปริมาตรเท่าไร
อินดิเคเตอร์
อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้ทดสอบกรด-เบสของสารละลาย อินดิเคเตอร์ทั่วไปมีสมบัติเป็นกรดอ่อน เป็นสาร ที่เปลี่ยนสีได้เมื่อ pH ของสารละลายเปลี่ยนไป *โดยทั่วไปจะใช้ HIn แทนสูตรทั่วไปของอินดิเคเตอร์ สมการการแตกตัวของอินดิเคเตอร์
HIn (aq) + H 2O (l) H 3O + (aq) + In - (aq)
Ka = [H 3O +][ In - ] / [ HIn]
ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ สามารถบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายได้ และบอกค่า pH ได้](https://image.slidesharecdn.com/random-140829234512-phpapp01/85/-8-320.jpg)
กรด
- 1. กรด-เบส กรด - เบส คืออะไร กรด เบส ในชีวิตประจาวัน ( Acid Base in Everyday Life) สารประกอบจาพวกกรด เบส มีความสาคัญและเกี่ยวข้องกับชีวิตประจาวันของมนุษย์อย่างมาก ก่อนอื่นต้อง ทาความเข้าใจว่า กรด เบส คืออะไรอย่างง่ายๆ สารละลายกรด คือสารละลายที่มีรสเปรี้ยว เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากน้าเงินเป็นแดง หรือทาปฏิกิริยากับ โลหะได้ แก๊ส H 2 และ เกลือ สารละลายเบส คือสารละลายที่มีรสขม เปลี่ยนสีกระดาษลิตมัสจากแดงเป็นน้าเงิน หรือมีลักษณะลื่นๆ นิยามของกรด-เบส Arrhenius Concept กรด คือ สารประกอบที่มี H และเมื่อละลายน้าจะแตกตัวให้ H + หรือ H 3O + เบส คือ สารประกอบที่มี OH และเมื่อละลายน้าจะแตกตัวให้ OH - ข้อจากัดของทฤษฎีนี้คือ สารประกอบต้องละลายได้ในน้า และไม่สามารถอธิบายได้ว่า ทาไมสารประกอบ บางชนิดเช่น NH 3 จึงเป็นเบส Bronsted-Lowry Concept กรด คือ สารที่สามารถให้โปรตอน ( proton donor)แก่สารอื่น เบส คือ สารที่สามารถรับโปรตอน ( proton acceptor)จากสารอื่น ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบสจึงเป็นการถ่ายเทโปรตอนจากกรดไปยังเบสเช่น แอมโมเนียละลายในน้า NH 3(aq) + H 2O (1) NH 4 + (aq) + OH - (aq) base 2 ........ acid 1 ........ acid 2 ........ base 1
- 2. ในปฏิกิริยาไปข้างหน้า NH 3 จะเป็นฝ่ายรับโปรตอนจาก H 2O ดังนั้น NH 3 จึงเป็นเบสและ H 2O เป็นกรด แต่ในปฏิกิริยาย้อนกลับ NH 4 + จะเป็นฝ่ายให้โปรตอนแก่ OH - ดังนั้น NH 4 + จึงเป็นกรดและ OH - เป็น เบส อาจสรุปได้ว่าทิศทางของปฏิกิริยาจะขึ้นอยู่กับความแรงของเบส Lewis Concept กรด คือ สารที่สามารถรับอิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว ( electron pair acceptor) จากสารอื่น เบส คือ สารที่สามารถให้อิเลคตรอนคู่โดดเดี่ยว ( electron pair donor)แกสารอื่น ทฤษฎีนี้ใช้อธิบาย กรด เบส ตาม concept ของ Arrhenius และ Bronsted-Lowry ได้ และมีข้อได้เปรียบคือ สามารถอธิบาย กรด เบส ในกรณีที่เกิดปฏิกิริยาระหว่างกัน และได้สารประกอบที่มีพันธะโควาเลนซ์ เช่น OH - (aq) + CO 2 (aq) HCO 3 - (aq) BF 3 + NH 3BF 3-NH 3 คู่กรด – เบส คู่กรด – เบส คือ สารที่เป็นคู่กรด-เบสกัน H + ต่างกัน 1 ตัว โดยที่ คู่กรดจะมี H + มากกว่าคู่เบส 1 ตัว ความแรงของกรดและเบส = การแตกตัวในการให้โปรตอน(กรด) ความสามารถในการรับโปรตอน(เบส) CH 3COOH (aq) + H 2O (aq) CH 3COO - (aq) + H 3O + (aq) <<< เราต้องรู้ทิศทางการเลื่อนของสมดุลก่อน เราจึงจะบอกถึงความแรงได้>>> 1. ถ้าสมดุลเลื่อนไปทางขวา CH 3COOH เป็นกรดแรงกว่า H 3O + / H 2O เป็นเบสแรงกว่า CH 3COO - 2. ถ้าสมดุลเลื่อนไปทางซ้าย H 3O + เป็นกรดแรงกว่า CH 3COOH / CH 3COO - เป็นเบสแรงกว่า H 2O ถ้าค่า K > 1 สมดุลเลื่อนไปข้างหน้า(สารผลิตภัณฑ์มากกว่าสารตั้งต้น) K < 1 สมดุลเลื่อนย้อนกลับ(สารผลิตภัณฑ์น้อยกว่าสารตั้งต้น) K = 1 ไปข้างหน้าเท่ากับย้อนกลับ (สารผลิตภัณฑ์=สารตั้งต้น) ความแรงทั้ง 2 ข้างเท่ากัน
- 3. เปรียบเทียบกรดแก่กับเบสแก่ กรดแก่ เบสแก่ 1. กรดแก่มีอะไรบ้าง 2. กรด Hydro = HCl HBr HI 3. กรด Oxy = HNO3 HClO3 HClO4 H2SO4 4. การแตกตัว 100% 5. การเป็นอิเล็กโทรไลต์ = แก่ 1. เบสแก่มีอะไรบ้าง 2. หมู่ 1 = LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 3. หมู่ 2 = Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 4. การแตกตัว 100 % ( หมู่ 2 แตก 200 %) 5. การเป็นอิเล็กโทรไลต์ = แก่ กรดแก่ ( strong acid) คือกรดที่สามารถแตกตัวได้ 100% ในน้า เช่น HCl H2SO4 HN03 HBr HClO4 และ HI เบสแก่ ( weak base) คือกรดที่สามารถแตกตัวได้ 100% ในน้า เช่น Hydroxide ของธาตุหมู่ 1 และ 2 ( NaOH LiOH CsOH Ba(OH) 2 Ca(OH) 2 ) กรดอ่อน ( weak acid) คือกรดที่สามารถแตกตัวเป็นไอออนได้เพียงบางส่วน เช่น กรดอะซิติคในน้าส้มสายชู (vinegar) ยาแอสไพริน (acetylsalicylic acid) ใช้บรรเทาอาการปวดศรีษะ saccharin เป็นสารเพิ่มความหวาน niacin (nicotinic acid) หรือ ไวตามินบี เป็นต้น ตัวอย่างปฏิกิริยาของสารละลายกรด CH 3COOH ใน ส่วนผสมของน้าส้มสายชูจะมีดังนี้ : CH 3COOH (aq) + H2O (1) H3O + (aq) + CH3COO - (aq) มีค่า K a เบสอ่อน (weak base) คือเบสที่สามารถแตกตัวเป็นไออนได้เพียงบางส่วน เช่น NH 3 urea aniline เป็นต้น ตัวอย่างปฏิกิริยาของ ammonia มีดังนี้ NH3(aq) + H2O (aq) NH4 + (aq) + OH - (aq) ชนิดของกรดและเบส กรด แบ่งตามการแตกตัว แบ่งได้ 3 ชนิด 1. กรด Monoprotic แตกตัว 1 ได้แก่ HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HCN 2. กรด Diprotic แตกตัว 2 ได้แก่ H 2SO 4 , H 2CO 3
- 4. 3. กรดPolyprotic แตกตัว 3 ได้แก่ H 3PO 4 การแตกตัวของกรด Polyprotic แต่ละครั้งจะให้ H + ไม่เท่ากัน แตกครั้งแรกจะแตกได้ดีมาก ค่า Ka สูงมาก แต่แตกครั้งต่อ ๆ ไปจะมีค่า Ka ต่ามาก เพราะประจุลบในไอออนดึงดูด H + ไว้ดังสมการ H 2SO 4 H+ + HSO 4 - Ka 1 = 10 11 HSO 4 - H+ + SO 4 2- Ka 2 = 1.2 x 10 -2 เนื่องมาจากกรด Polyprotic มักมีค่า K 1 >> K 2 >> K 3 H + ในสารละลายส่วนใหญ่จะได้มาจากการแตกตัว ครั้งแรก ถ้าค่า K 1 มากกว่า K 2 =10 3 เท่าขึ้นไปจะพิจารณาค่า pH ของสารละลายกรด Polyprotic ได้จากค่า K 1 เท่านั้น แต่ถ้าค่า K 2 มีค่าไม่ต่ามาก จะต้องนาค่า K 2 มาพิจารณาด้วย เบส แบ่งตาม จานวน OH - ในเบส แบ่งได้เป็น 3 ชนิด คือ 1. เบสที่มี OH - ตัวเดียว เช่น LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 2. เบสที่มี OH - 2 ตัว เช่น Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2 3. เบสที่มี OH - 3 ตัว เช่น Al(OH) 3 Fe(OH) 3 รวมสูตรที่ใช้คานวณในกรณีาา กรดอ่อน เบสอ่อน ไม่ผสมกัน สูตรที่ กรณี (ต้องการ หาอะไร) กรดอ่อน เบสอ่อน 1. หาค่า K Ka = [H +] 2 /N Kb = [ OH -] 2 /N 2. หา [ H +] [H +] = [Ka.N]^1/2 [ OH -] = [Kb.N]^1/2 3. หา % การแตก ตัว % การแตกตัว = [H +] x 100 / N % การแตกตัว = [ OH -] x 100 / N 4. การรวมสูตรของ % กับ K % = Ka x 100 / N % = Kb x 100 / N
- 5. ปฏิกิริยาของกรด - เบส ปฏิกิริยาของกรด เบส แบ่งได้เป็น 4 ชนิดคือ o ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่ o ปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน o ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่ o ปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสอ่อน การแตกตัวของน้าและค่า pH ของสารละลาย น้าบริสุทธิ์จัดเป็นตัวทาละลายที่สาคัญ เป็นพวก นอน-อิเลคโตรไลท์ (nonelectrolyte) หรือไม่สามารถนา ไฟฟ้า แต่จากการทดลองพบว่า น้าบริสุทธิ์นาไฟฟ้าได้บ้างเล็กน้อย ทั้งนี้เพราะว่าน้าสามารถแตกตัวได้เอง ซึ่งเรียกว่า self-ionization หรือ autoprotolysis H 2O (1) + H 2O (1) H 3O + (aq) + OH -(aq) .... acid 1 .....base 2 .............acid 2 ........base 1 หรือ 2H 2O (1) = H 3O + (aq) + OH - (aq) จากความสัมพันธ์ของ K w ในปฏิกิริยาการแตกตัวของน้า K w = [H 3O +][ OH -] = 1.0 x 10 -14 ที่ 25 C (K w ที่ 0 C = 0.12 x 10 -14 และ ที่ 60 C = 9.6 x 10 - 14 M2) จะได้ pK w = pH + pOH โดยที่ pH ของ น้า = -log [H 30 +] = 7 และpOH ของ น้า = -log[ OH -] = 7 โดยทั่วไปแล้ว ค่า pH ของสารละลายที่พบอยู่ทั่วไป จะมีค่าอยู่ในช่วง 1-14 เท่านั้น อย่างไรก็ตาม ค่า pH อาจ แสดงค่าเป็นลบหรือมีค่ามากกว่า 14 ได้เช่นเดียวกัน
- 6. ตัวอย่าง ค่า pH ของนมสด เท่ากับ 6.5 ถ้านมเสีย (เปรี้ยว) ค่า pH ของนมเสียจะมากหรือน้อยกว่านมสด ตอบ น้อยกว่า ตัวอย่าง จงหาค่า pH ของสารละลายที่เจือจางของ HCl เข้มข้น 1.0 x 10 - 8 M วิธีทา HCl เจือจาง แตกตัวได้ H + 1.0 x 10 - 8 M และน้าแตกตัวได้ H+ 1.0 x 10 - 7 M ปริมาณ H + ที่เกิดขึ้น = 1.0 x 10 -8 + 1.0 x 10 - 7 M pH = -log (1.0 x 10 -8 + 1.0 x 10 -7 ) = 6.96 สารละลายบัฟเฟอร์ ( Buffer Solution) สารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารละลายที่สามารถต้านทานการเปลี่ยนแปลงค่า pH ของสารละลายได้ สารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารละลายที่ค่า pH จะไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อนาไปทาให้เจือจางหรือเข้มข้นขึ้น สารละลายบัฟเฟอร์ คือ สารละลายที่ประกอบไปด้วยกรดอ่อนกับเกลือของกรดอ่อนหรือเบสอ่อนกับเกลือ ของเบสอ่อน และสารในระบบจะไม่ทาปฏิกิริยากัน โดยที่กรดในระบบจะคอยทาปฏิกิริยากับเบสที่เติมลง ไป และเบสในระบบจะคอยทาปฏิกิริยากับกรดที่เติมลงไป
- 7. ตัวอย่าง จงหา pH ของสารละลายที่ประกอบด้วย 0.10 M NH 3 และ 0.20 M NH 4Cl เมื่อ K b ของ NH 3 เท่ากับ 1.8x10 -5 ที่ 25 oC วิธีทา สมดุลการแตกตัวของเบส : ความเข้มข้น ( M) NH 3(aq) + H 2O (1) NH 4 + (aq) + OH - (aq) ........................................................ เริ่มต้น ................ 0.10 .......................................0.20 ............0 ........................................................ เปลี่ยนแปลง .......... -x ..........................................+x ..............+x ........................................................ ที่สมดุล .................. 0.10-x ..................................0.20+x .......x ค่าคงที่การแตกตัวของเบสอ่อน : K b = 1.8 x 10 -5 = ใช้วิธีประมาณว่า 0.20 + x ~ 0.20 และ 0.10 - x ~ 0.10 จะได้ = 1.8 x 10 -5 .......................................................................... x = [ OH - ] = 1.8x10 -5 x = 9.0 x 10 -5 ........................................................................ pH = 14.00 - pOH = 14.00 + log[ OH - ] ....................................................................... 14.00 + log (9.0 x 10 -5) = 14.00 - 5.05 = 8.95 ถ้าเติมกรดปริมาณเล็กน้อยลงไปในสารละลายบัฟเฟอร์นี้ สมการที่เกิดขึ้นคือ NH 3 + H + = NH 4 + ถ้าเติมเบสปริมาณเล็กน้อยลงไปในสารละลายบัฟเฟอร์นี้สมการที่เกิดขึ้นคือ NH 4 ++ OH -= NH 3+H 2O การเลือกใช้สารละลายบัฟเฟอร์ที่เหมาะสม
- 8. ตัวอย่าง ต้องการเตรียมสารละลายบัฟเฟอร์ที่มี pH คงที่ = 4.30 จะต้องเลือกใช้สารละลายบัฟเฟอร์จากขวด ใดต่อไปนี้ ขวดที่ 1 HS0 4 - / SO 4 2- Ka = 1.2 x 10 -2 ขวดที่ 2 HOAc / OAc - Ka = 1.8 x 10 -5 ขวดที่ 3 HCN / CN - Ka = 4.0 x 10 -10 วิธีทา สารละลาย pH = 4.30 [H +] = 5.0 X 10 - 5 M เลือกใช้ HOAc / OAc - เพราะมีค่า Ka ใกล้เคียงกับ [H +] = 5.0 X 10 - 5 M ที่คานวณได้มากที่สุด แต่จะต้องมีการปรับอัตราส่วนของกรด ต่อเบส .............. acid + H 2O = H 3O + + conjugate base เมื่อ H + = 5.0 X 10 –5 และ Ka = 1.8 x 10 -5 จะได้ [HOAc] / [OAc - ] = 2.8 อัตราส่วนนี้จะคงที่เสมอ ไม่ว่าจะเติมน้าทาให้เจือจาง หรือใช้ปริมาตรเท่าไร อินดิเคเตอร์ อินดิเคเตอร์ คือ สารที่ใช้ทดสอบกรด-เบสของสารละลาย อินดิเคเตอร์ทั่วไปมีสมบัติเป็นกรดอ่อน เป็นสาร ที่เปลี่ยนสีได้เมื่อ pH ของสารละลายเปลี่ยนไป *โดยทั่วไปจะใช้ HIn แทนสูตรทั่วไปของอินดิเคเตอร์ สมการการแตกตัวของอินดิเคเตอร์ HIn (aq) + H 2O (l) H 3O + (aq) + In - (aq) Ka = [H 3O +][ In - ] / [ HIn] ยูนิเวอร์ซัลอินดิเคเตอร์ สามารถบอกความเป็นกรดเป็นเบสของสารละลายได้ และบอกค่า pH ได้
- 9. การเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ HIn (aq) + H 2O (l) H 3O + (aq) + In - (aq) แดง .............................................................................. น้าเงิน ถ้าเติมกรดลงไปเปรียบเสมือนเติม H 3O + สมดุลจะย้อนกลับจะได้สารละลายสีแดง ถ้าเติมเบสเปรียบเสมือนเติม OH - , OH - จะไปดึง H 3O + ให้กลายเป็นน้าสมดุลเลื่อนไปข้างหน้า สารละลายเป็นสีน้าเงิน หลักการเลือกอินดิเคเตอร์ ควรเลือกสารที่มีการเปลี่ยนสีตามการเปลี่ยนค่า pH เเละ สีสังเกตได้ชัด การคานวณาาช่วง pH ช่วง pH = -log K Hin + 1