โดยทั่วไปแล้ว Weak acid จะแตกตัวให้อยู่ในสภาวะสมดุล ดังนี้

 

HX  H++X

 

จากการศึกษาเรื่อง สมบัติค่า pH ของสารละลาย ทำให้ได้ข้อมูลที่น่าสนใจ ดังตาราง

การเปลี่ยนแปลง pH เมื่อเติม HCl และ NaOH จำนวนเล็กน้อยลงในน้ำบริสุทธิ์และ Buffer solution CH3COOH/CH3COONa

Solution

pH

Change pH

Water (0.001 m3)

7

                Water + 0.01 mol HCl

2

5

                Water + 0.01 mol NaOH

12

5

Buffer solution CH3COOH/CH3COONa (0.001 m3)จาก 0.10 M CH3COOH + 0.10 M CH3COONa

4.74

                Buffer + 0.01 mol HCl

4.66

0.08

                Buffer + 0.01 mol NaOH

4.83

0.09

ที่มา:      HEIN/BEST/PATTISON.  College Chemistry.  3rd ed.  California: Brooks/Cole Publishing Company, Monterey, 1984, P. 362 อ้างถึงใน ส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี, สถาบัน.  หนังสือเรียนสาระการเรียนรู้พื้นฐานและเพิ่มเติมเคมี เล่ม 3 ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 5.  พิมพ์ครั้งที่ 6.  กรุงเทพฯ : สกสค, 2550, หน้า 209

 

จากตารางทำให้ทราบได้ว่า Buffer solution CH3COOH/CH3COONa ซึ่งเป็นสารผสมระหว่าง Ethanoic acid และ Sodium ethanoate ในความเข้มข้นที่เท่ากัน เมื่อเติมสารที่มีระดับ pH ต่างกันลงไป ทำให้สารละลายมีระดับ pH ที่เกือบจะคงที่ หรืออาจจะได้ว่า ระดับ pH ของสารละลายไม่เปลี่ยนแปลง

ทีั้งนี้ สามารถอธิบายปรากฏการณ์ที่เกิดขึ้นจากตารางได้ว่า เนื่องจาก Ethanoic acid เป็น Weak electrolyte แตกตัวได้ไม่สมบูรณ์ ดังสมการ

 

CH3COOH + H2 CH3COO+ H3O+

 

ส่วน Sodium ethanoate ซึ่งเป็นเกลือ Ionic ที่ละลายน้ำของ Ethanoic acid ซึ่งสามารถแตกตัวได้สมบูรณ์ ดังสมการ

 

CH3COOH + H2 CH3COO+ Na+

 

จะเห็นได้ว่า Sodium ethanoate และ Ethanoic acid แตกตัวให้ Ethanoate ion (CH3COO) ได้เหมือนกัน เกิดปรากฏการณ์ Common ion หมายถึง การเลื่อนสมดุลที่เกิดจากการเติมสารประกอบที่มี Ion ชนิดเดียวกันกับสารที่ละลายอยู่ ปรากฏการณ์นี้เป็นกรณีพิเศษกรณีหนึ่งของ Le Chatelier’s principle เนื่องจาก Ethanoic acid แตกตัวสมบูรณ์ทำให้ [CH3COO] สูง ทิศทางการแตกตัวของ Sodium ethanoate จึงเลื่อนซ้าย

Buffer solution คือ สารละลายที่สามารถรักษาระดับ pH ไว้ให้เกือบคงที่อยู่เสมอ แม้นว่าจะเติมสารใด ก็ไม่ทำให้ระดับ pH เปลี่ยนแปลงไปมากนัก Buffer solution นั้นสามารถเตรียมได้จากสารละลายของ Weak acid ผสมกับสารละลายของเกลือของ Weak acid นั้น (มี Ion ลบซึ่งเป็นคู่ Base) หรือสารละลายของ Weak base กับสารละลายของเกลือของ Weak base นั้น (มี Ion บวกซึ่งเป็นคู่กรด) ในความเข้มข้นที่เหมาะสม

 

หลักการของ Buffer solution

การที่สารละลายมี pH ต่างกัน เนื่องจากความเข้มข้นของ Hydronium ion (H3O+) ไม่เท่ากัน เมื่อเติมกรดหรือ Base ลงไปในสารละลาย สมดุลระหว่าง Hydronium ion และ Hydroxide ion จะถูกรบกวน ในกรณีที่มีการเติมกรดลงไป (H3O+) Ion จะทำปฏิกิริยากับ Ethanoate ion ดังสมการ

 

CH3COO + H+  CH3COOH

 

ถ้าเติม Base ลงไป Hydroxide ion จะถูกสะเทินด้วยกรดดังสมการ

 

CH3COOH + OH  CH3COO + H2O

 

จะเห็นได้ว่าปฏิกิริยาทั้งสองข้างต้นนี้ เป็นลักษณะเฉพาะของ Buffer solution ที่มีความคล้ายกันกับปรากฏการณ์ Common ion

ตัวอย่างของ Buffer solution บางชนิดแสดงในตาราง

ตารางตัวอย่าง Buffer solution

Buffer solution

Acid

Base

1. Solution CH3COOH and CH3COONa

CH3COOH

CH3COO

2. Solution H3PO4 and NaH2PO4

H3PO4

H2PO4

3. Solution NaH2PO4 and Na2HPO4

NaH2PO4

HPO42-

4. Solution H2CO3 and NaHCO3

H2CO3

HCO3

5. Solution NH4Cl and NH3

NH4+

NH3

ที่มา:      ส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี, สถาบัน.  หนังสือเรียนสาระการเรียนรู้พื้นฐานและเพิ่มเติม เคมี เล่ม 3 ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ 5.  พิมพ์ครั้งที่ 6  กรุงเทพฯ : สกสค, 2550, หน้า 211

 

Buffer capacity

Buffer capacity เป็นความสามารถของ Buffer solution ในการรักษาระดับ pH ไว้ได้มากหรือน้อย ซึ่งหมายถึง จำนวน mol ของ กรดหรือ Base ที่ทำให้ Buffer solution 1 dm3 มีระดับ pH เปลี่ยนแปลงไป 1 Buffer solution ที่มีความเข้มข้นสูง จะมี Buffer capacity สูงกว่า Buffer solution ที่มีความเข้มข้นต่ำ ซึ่งขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของ Weak acid กับเกลือของ Weak acid หรือ Weak base กับเกลือของ Weak base นั้น ซึ่ง Buffer solution จะมีค่า Buffer capacity หรืออาจกล่าวได้ว่า มีความสามารถในการควบคุมระดับ pH ไว้ได้ดีที่สุด เมื่อปริมาณความเข้มข้นของ Weak acid กับเกลือของ Weak acid หรือ Weak base กับเกลือของ Weak base นั้นเท่ากัน

ภาพกราฟค่า Buffer Capacity ของสารละลายกรด

เอกสารเพิ่มเติม Buffer Capacityคลิกที่นี่

การคำนวณระดับ pH ของ Buffer solution

ระดับ pH ของ Buffer solution สามารถคำนวณได้จาก Henderson – Hasselbalch equation เมื่อ pKa = -logKaความเข้มข้นของคู่ Base เป็น M ([A]) และความเข้มข้นของกรดเป็น M ([HA]) ดังต่อไปนี้

pH = Ka + log([A]/[HA])

 

Henderson – Hasselbalch equation มีความสมเหตุสมผล ไม่ได้คำนึงถึงที่มาของคู่ Base นั่นคือ ไม่ว่ามาจากกรดอย่างเดียว หรือมาจากทั้งกรดและเกลือ

จาก Henderson – Hasselbalch equation มีข้อสังเกต ดังนี้

1. pKa มีความสัมพันธ์กับ Ka เช่นเดียวกับที่ระดับ pH เกี่ยวข้องกับ [H+] กรดยิ่งแก่ (Ka มีค่ามาก) pKa มีค่าน้อย

2. pKa เป็นค่าคงที่ แต่อัตราส่วนของความเข้มข้นใน Henderson – Hasselbalch equation ขึ้นอยู่กับชนิดของสารละลาย

 

VDO อธิบายการใช้ Henderson – Hasselbalch equation