บทที่ 10 กรด - เบส (Acids and Bases)

1. บทที่ 10 กรด - เบส (Acids and Bases) ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์มหาวิทยาลัยเทคโนโลยีมหานคร

3. Bronsted Acids and Bases Bronsted acid คือ สารที่สามารถให้ proton หรือ hydronium ion ได้ acids  H+ หรือ H3O+ Bronsted base คือ สารที่สามารถรับ proton หรือ hydronium ion ได้ base ; OH- + H3O+ 2H2O

4. คู่กรด-เบส (Conjugate acid–base pair) Acid  H+ + conjugate base (ส่วนที่เหลือของกรดหลังจากให้ proton ไป) CH3COOH (aq) + H2O(l) CH3COO- (aq) + H3O+(aq) acid1 base2 base1 acid2 (conjugate base) Base  conjugate acid + OH- NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) base1 acid2 acid1 base2 (conjugate acid)

5. สมบัติความเป็นกรด-เบสของน้ำ (The acid-base properties of water) น้ำเป็นตัวทำละลายที่มีคุณสมบัติเฉพาะตัว สมบัติประการหนึ่ง ของน้ำคือ เป็นได้ทั้งกรดและเบส และจัดเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนมาก จึงนำไฟฟ้าได้ไม่ดี แต่ก็แตกตัวเป็นไอออนได้บ้าง แบบที่ 1 H2O (l)  H+(aq) + OH-(aq) แบบที่ 2 H2O (l) + H2O (l)  H3O+(aq) + OH-(aq) acid1 base2 acid2 base1 เรียกว่า การแตกตัวเป็นไอออนด้วยตัวเอง (Autoionization) Kw คือ ค่าคงที่ผลคูณไอออน (ion product constant) = [H+][OH-] (แบบที่ 1) น้ำบริสุทธิ์ ที่ 25 oC ; [H+] = [OH-] = 1.0  10-7 M Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] ดังนั้น Kw = (1.0  10-7)(1.0  10-7) = 1.0  10-14

6. pH และการวัดความเป็นกรด (acidity) pH = -log[H+] pH ของน้ำบริสุทธิ์; [H+] = 1.0  10-7 M pH = -log(1.0  10–7) = 7 (เป็นกลาง) ถ้า [H+] > 1.0  10-7 M จะมี pH น้อยกว่า 7 (เป็นกรด) [H+] < 1.0  10-7 M จะมี pH มากกว่า 7 (เป็นเบส) ในกรณีที่เป็น เบส จะสามารถ หา pOH ได้ pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14

8. การหาpHของ กรดแก่ ตัวอย่างที่ 1 เหล้าไวน์ เมื่อเปิดขวด มีความเข้มข้นของH+ เท่ากับ 3.2  10-4 M เมื่อเวลาผ่านไป 1 เดือน พบว่ามีความเข้มข้นของ H+ เท่ากับ 1.0  10-3 M จงหาค่า pH เมื่อเปิดขวดและหลังจากเวลาผ่านไป 1 เดือน เมื่อเปิดขวด ;[H+]1 = 3.2 10-4 M pH = -log [H+] = -log(3.2  10-4) = 3.49 เมื่อผ่านไป 1 เดือน;[H+]2 = 1.0  10-3 M pH = -log(1.0  10-3) = 3.00

9. การหา pH เบสแก่ ตัวอย่างที่ 2 KOH เป็นเบสแก่มีความเข้มข้น 2.9  10-4 M จงหา pOH และ pH ในกรณีที่เป็นเบส จะต้องหา pOH จากความเข้มข้นของ [OH-] ก่อน ซึ่งในกรณีเบสแก่ ความเข้มข้นของ [OH-] จะเท่ากับความเข้มข้นของเบสแก่ pOH = -log[OH-] = -log(2.9  10-4) = 3.54 pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH = 14 – 3.54 = 10.46

10. ความแรงของกรดและเบส (Strength of Acids and Bases) เมื่อกรดละลายน้ำโมเลกุลอาจแตกตัวเป็นไอออนได้ทั้งหมดหรือเพียงบางส่วน ทั้งนี้แล้วแต่สมบัติของกรดแต่ละชนิด ความสามารถในการแตกตัวเป็นไอออน ของกรดแต่ละชนิดจะบอกถึงความแรง (strength) ของกรดนั้น ตารางที่ 1Strength of Acids and Bases Strength คือ ความสามารถในการแตกตัว (ionization) ของกรดและเบส เมื่ออยู่ในน้ำ

11. Strong acid จะมีคู่เป็น weak conjugate base HNO2 เป็น strong acid กว่า CH3COOH ดังนั้น NO2- เป็น weak base กว่า CH3COO-

12. ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส (Typical Acid-Base Reactions) 1. Strong acids and strong bases (กรดแก่และเบสแก่จะแตกตัว 100% หรือสมบูรณ์ในน้ำ) เช่น HCl + NaOH ได้ net ionic equation ; H+ + OH- H2O spectator ions : Na+ Cl- เป็นคู่กรด และคู่เบสที่อ่อนมากๆ จึงไม่ทำปฏิกิริยากับ H2O H+ OH- HCl + NaOH  H2O + Cl- + Na+ ได้สารละลายที่เป็นกลาง

13. 2. Weak acids and Strong bases เบสแก่แตกตัว 100 % เช่น NaOH  Na+ + OH- CH3COOH(aq) + OH-(aq)  CH3COO-(aq) + H2O เนื่องจาก CH3COO- เป็นคู่เบสของกรดอ่อน (CH3COOH) จึงทำปฏิกิริยากับน้ำได้บ้าง ดังสมการ CH3COO-(aq) + H2O(l)  CH3COOH(aq) + OH-(aq) ได้สารละลายที่เป็นเบส

14. 3. Strong acids and Weak bases กรดแก่แตกตัว 100% เช่น HCl  H+ + Cl- H+(aq) + NH3(aq)  NH4+(aq) เนื่องจาก NH4+ เป็นคู่กรดของเบสอ่อน (NH3) จึงทำปฏิกิริยากับน้ำได้บ้าง ดังสมการ NH4+(aq) + H2O(l)  NH3(aq) +H3O+(aq) ได้สารละลายที่เป็นกรด

15. 4. Weak acids and weak bases (กรดอ่อนและเบสอ่อนแตกตัว < 100%) CH3COOH(aq) + NH3(aq)  CH3COO-(aq) + NH4+(aq) ในกรณีนี้ ทั้งไอออนบวกและไอออนลบต่างทำปฏิกิริยากับน้ำ ดังสมการ CH3COO-(aq) + H2O(l)  CH3COOH(aq) + OH-(aq) NH4+(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O+(aq) * ได้ทั้ง OH- และ H3O+ พอ ๆ กัน ดังนั้นจึงเป็น กลาง (neutral) หรือกรด / เบส ที่อ่อนมาก ๆ

16. สมดุลกรดเบส (Acid – Base Equilibrium) กรดอ่อนและค่าคงที่การแตกตัวของกรดอ่อน (Weak acids and acid ionization constants) ลองพิจารณากรดอ่อนโมโนโปรติก HA การแตกตัวของกรดนี้ในน้ำเกิดขึ้น ดังสมการHA(aq)  H+(aq) + A-(aq) ค่าคงที่สมดุลสำหรับการแตกตัวของกรดนี้เรียกว่า “ ค่าคงที่การแตกตัวของกรด (acid ionization constant, Ka)” Ka = - ค่า Ka แสดงถึง strength ของกรด ถ้า กรดมีการแตกตัวที่ดีจะให้ [H+] มาก ทำให้ค่า Ka สูง

17. ตารางที่ 2 Ionization constant (Ka) การคำนวณความเข้มข้นที่สมดุล จาก Ka และ law of mass action โดยใช้หลัก chemical equilibrium

18. ตัวอย่างที่ 3 จงคำนวณความเข้มข้นที่สมดุลของ HCOOH และ ion อื่นๆ และ pH ของสารละลายโดยที่ HCOOH มีความเข้มข้นเริ่มต้น 0.1 M (Ka = 1.7  10-4 ) เขียนสมการ HCOOH H+ + HCOO- เริ่มต้น (M) 0.1 0 0 เปลี่ยนแปลง (M) -x +x +x สมดุล (M) (0.1-x) x x Ka = แทนค่า 1.7  10-4 = ใช้การประมาณ : (0.1 – x)  0.1

19. 1.7  10-4 = x2 = 1.7  10-4 (0.1) x = 4.1  10-3 M ดังนั้น [HCOOH] = 0.1 – x = 0.1 – 0.0041 = 0.096 M [H+] = 0.0041 M [HCOO-] = 0.0041 M จะเห็นว่า มีความเข้มข้นของ [H+] เท่ากับ 4.1  10-3 M ดังนั้นสามารถหาค่า pH ได้ดังนี้ pH = -log[H+] = -log(4.1  10-3) = 2.39

20. หรือใช้สูตร[H+] = โดยที่ [H+] คือ ความสามารถในการแตกตัวของกรด Ka คือ ค่าคงที่การแตกตัวของกรดอ่อน M คือ ความเข้มข้นของกรดอ่อน [H+] = = 4.1  10-3 M pH = -log(4.1  10-3) = 2.39

21. ตัวอย่างที่ 4 จงหา pH ของสารละลาย 0.05 M HNO2 (Ka = 4.5  10-4 ) HNO2(aq) H+(aq) + NO2- (aq) เริ่มต้น (M) 0.05 0 0 เปลี่ยนแปลง (M) -x +x +x สมดุล (M) (0.05-x) xx Ka = 4.5  10-4 = ใช้การประมาณ : (0.05 – x )  0.05 4.5  10-4 = x = 4.8  10-3 M = ความเข้มข้นของ [H+] ที่สมดุล

22. จาก pH = -log[H+] = -log(4.8  10-3) = 2.32 ใช้สูตรเลย หรือใช้สูตร [H+] = [H+] = = 4.8  10-3 M pH = -log(4.8  10-3) = 2.32

23. ตัวอย่างที่ 5 pH ของกรดอ่อน HA มีค่า 2.85 ที่ความเข้มข้น 0.1 M จงหา Ka คำนวณ [H+] จาก pH = -log[H+] = 2.85 log[H+] = -2.85 [H+] = 10-2.85 = 1.41  10-3 M จาก [H+] = 1.41  10-3 = 1.99  10-6 = Ka (0.1) Ka = = 2.0  10-5

24. เบสอ่อนและค่าคงที่การแตกตัวของเบส (Weak bases and base ionization constants) เบสอ่อนมีลักษณะคล้ายกรดอ่อน เมื่อละลายแอมโมเนียในน้ำจะเกิดการแตกตัว ดังสมการ NH3(aq) + H2O (l)  NH4+(aq) + OH- (aq) ไฮดรอกไซด์ไอออนที่เกิดขึ้นจากการแตกตัวของเบสนี้ทำให้ [OH-] > [H+] และสารละลายมี pH > 7 K[H2O] = Kb =

25. ตารางที่ 3 ค่า Kb ของ เบสอ่อน ที่ 25 oC

26. ตัวอย่างที่ 6 จงหา pH ของสารละลาย 0.4 M แอมโมเนีย (Kb = 1.8  10-5) NH3(aq) + H2O (l) NH4+(aq) + OH- (aq) เริ่มต้น (M) 0.4 0 0 เปลี่ยนแปลง (M) -x +x +x สมดุล (M) (0.4 – x) xx Kb = 1.8  10-5 = ใช้การประมาณ : (0.4 – x)  0.4 1.8  10-5 = x = 2.7  10-3 M

27. x คือ ความเข้มข้นของ [OH-] ที่สภาวะสมดุล ซึ่งสามารถหาค่า pOH จากความเข้มข้น [OH-] pOH = -log [OH-] = -log (2.7  10-3) = 2.57 จาก pH = 14 – pOH = 14 – 2.57 = 11.43

28. หรือใช้สูตร [OH-] = = = 2.7  10-3 M เวลาสอบให้ใช้สูตร pOH = -log [OH-] = -log (2.7  10-3) = 2.57 จาก pH = 14 – pOH = 14 – 2.57 = 11.43

29. ความสัมพันธ์ระหว่าง Ka ของ acid กับ Kb ของ conjugate base CH3COOH(aq)  H+(aq) + CH3COO-(aq) ---(1) acid conjugate base Ka = CH3COO-(aq) + H2O(l)  CH3COOH(aq) +OH-(aq) ---(2) Kb = (1) + (2) ; H2O(l)H+(aq) + OH-(aq) Ka.Kb =  ถ้า Ka.Kb = [H+] [OH-] = Kw = 1.0  10-14

30. กรดไดโปรติกและกรดพอลิโปรติก (Diprotic and polyprotic acids) กรดไดโปรติกและกรดพอลิโปรติกแต่ละโมเลกุลสามารถแตกตัวได้ โฮโดรเจนไอออนมากกว่า 1 ไอออน จึงมีรายละเอียดที่ซับซ้อนกว่าของ กรดโมโนโปรติก กรดทั้งสองประเภทแตกตัวอย่างเป็นขั้นตอน คือ แตกตัวแต่ละครั้งจะให้ 1 โปรตอนและมีค่าคงที่การแตกตัวทุกขั้น ดังนั้น ในการคำนวณความเข้มข้นของไอออนและโมเลกุลต่างๆ จึงต้องใช้ค่าคงที่สมดุล หลายค่า แต่การหาค่า pH ของสารละลายคิดการแตกตัวเพียงครั้งเดียวก็พอ

31. ตารางที่ 4 Ionization constants (Ka) ของdiprotic acids และ polyprotic acids ที่ 25oC และ Kb ของ conjugate bases Strong acid จะมีค่า Ka สูง และจะได้ conjugate base ที่มี Kb ต่ำ

32. ตัวอย่างที่ 7 จงหาความเข้มข้นไอออนทุกชนิดที่สมดุล ของกรด H2CO3 เข้มข้น 0.10 M (Ka1 = 4.2  10-7 , Ka2 = 4.80  10-11) H2CO3 เป็นกรด diprotic มีการแตกตัว 2 steps ดังนี้ step 1H2CO3 (aq)  H+(aq) + HCO3-(aq) เริ่มต้น (M) 0.10 0 0 เปลี่ยนแปลง (M) -x +x +x สมดุล (M) (0.1 – x) xx Ka1 = 4.2  10-7 =

33. ใช้การประมาณ: (0.1 – x)  0.1 ; 4.2  10-7 = x = 2.05  10-4 M ดังนั้น [H+] = 2.05  10-4 M [HCO3-] = 2.05  10-4 M [H2CO3] = 0.1 – (2.05  10-4) = 9.98  10-2 M

34. step 2 HCO3-(aq)  CO32-(aq) + H+(aq) เริ่มต้น (M) 2.05  10-4 0 2.05  10-4 เปลี่ยนแปลง (M) -y +y +y สมดุล(M) (2.05  10-4– y) y (2.05  10-4+ y) Ka2 = 4.80  10-11 = ใช้การประมาณ ; (2.05  10-4+ y) และ (2.05  10-4– y)  2.05  10-4 4.80  10-11 = y = 4.80  10-11 M

35. ที่สมดุล [CO32-] = 4.80  10-11 M [H+] = (2.05  10-4) + (4.80  10-11) = 2.05  10-4 M [HCO3-] = (2.05  10-4) – (4.80 10-11) = 2.05  10-4M หมายเหตุ - การแตกตัวครั้งที่ 2 ของกรด diprotic มีผลต่อ [H+] น้อยมาก เมื่อเทียบกับ การแตกตัวครั้งที่ 1 ดังนั้น [H+] คิดเพียงการแตกตัวครั้งที่ 1 ก็พอ - สามารถหาค่า pH ของการแตกตัวครั้งที่ 1 และ 2 ได้คือ pH = -log [H+] = -log (2.05  10-4) = 3.69 - ถ้าเป็นกรด polyprotic ก็ใช้หลักเดียวกัน คือ คำนวณที่ละ steps

36. คุณสมบัติ กรด-เบส ของ เกลือ (Acid-base properties of salts) พิจารณาองค์ประกอบของเกลือว่ามาจากกรดแก่ กรดอ่อน เบสแก่ หรือเบสอ่อน 1. Salts ที่เป็น neutral solutions (กรดแก่ + เบสแก่) HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O NaNO3 Na+ + NO3- ได้สารละลายที่เป็นกลาง 2. Salts ที่เป็น basic solutions (กรดอ่อน + เบสแก่) จะได้สารละลายที่เป็นเบส CH3COOH + NaOH  CH3COONa CH3COONa (s)  CH3COO- (aq) + Na+ (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)  CH3COOH(aq) + OH- (aq) Kb =

37. 3. Salts เป็น acidic solutions (กรดแก่ + เบสอ่อน) จะได้สารละลายที่เป็นกรด NH4Cl (s)  NH4+(aq) + Cl- (aq) NH4+(aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + H3O+ (aq) Ka = 4. Salts ที่มี cation และ anion ที่ hydrolyzed ได้ทั้งคู่ - เกิดจาก กรดอ่อน + เบสอ่อน และสามารถที่จะ hydrolyzed ได้ทั้งคู่ - pH ของสารละลายจะขึ้นกับค่า Ka กับ Kb - ถ้า Ka > Kb cation จะ hydrolyzed ให้ H+ (เป็นกรด) Kb > Ka anion จะ hydrolyzed ให้ OH- (เป็นเบส) Ka Kb เป็นกลาง

38. ตัวอย่างที่ 8 จงคำนวณค่า pH ของสารละลาย 0.15 M CH3COONa (สารละลายเกลือเป็นเบส) กำหนดค่า Ka ของ CH3COOH เท่ากับ 1.8  10-5 CH3COONa(s)  CH3COO-(aq) + Na+(aq) CH3COO-(aq) + H2O(l)  CH3COOH (aq) + OH-(aq) เริ่มต้น (M) 0.15 0 0 เปลี่ยนแปลง (M) -x +x +x สมดุล (M) (0.15 – x) xx Kb == 5.6  10-10 =

39. ใช้การประมาณ ; (0.15–x)  0.15 5.6  10-10 = จะได้ x = 9.2  10-6 M (เป็นความเข้มข้นของ [OH-] ที่สมดุล) ดังนั้น [OH-] = 9.2  10-6 M pOH = -log [OH-] = -log (9.2  10-6) = 5.04 pH = 14 – pOH = 14 – 5.04 = 8.96

40. หรือใช้สูตร [OH-] = = = 9.2  10-6 M pOH = -log [OH-] = -log (9.2  10-6) = 5.04 pH = 14 – pOH = 14 – 5.04 = 8.96

41. ตัวอย่างที่ 9 จงคำนวณ pH ของสารละลาย 0.2 M NH4Cl (สารละลายเกลือเป็นกรด) กำหนด Kb ของ NH3 เท่ากับ 1.8  10-5 NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O+(aq) เริ่มต้น (M) 0.2 0 0 เปลี่ยนแปลง (M) -x +x +x สมดุล (M) (0.2 – x) xx Ka = Ka = =

42. ใช้การประมาณ ; (0.2–x)  0.2 5.6  10-10 = จะได้ x = 1.05  10-5 M (เป็นความเข้มข้นของ [H+] ที่สมดุล) ดังนั้น [H+] = 1.05  10-5 M pH = -log [H+] = -log (1.05  10-5) = 4.98

43. หรือใช้สูตร [H+] = = = 1.05  10-5 M pH = -log (1.05  10-5) = 4.98

44. ปรากฏการณ์ไอออนร่วม (The Common Ion Effect) - ถ้าสารละลายมีตัวถูกละลายมากกว่า 1 ชนิด ซึ่งมีไอออนที่เหมือนกัน เช่น CH3COONa กับ CH3COOH จะมีแตกตัวแล้วให้ไอออนที่เหมือนกัน คือ CH3COO- CH3COONa CH3COO-(aq) + Na+(aq) ---(1) เป็น strong electrolyte แตกตัว 100 % CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H+(aq) ---(2) เป็น กรดอ่อน แตกตัว < 100% จาก 2 สมการมี CH3COO- เกิดขึ้นทั้งคู่ เรียก CH3COO- ว่า common ion - CH3COO- ไอออน จาก (1) จะเกิดมาก ทำให้รวมกับ H+ ใน (2) และกลายเป็น CH3COOH ทำให้ปฏิกิริยาเกิดย้อนกลับ (ปริมาณของ H+ ลดลง) - ที่สมดุลจะมี pH มากกว่าสารละลายที่มีแต่กรด CH3COOH อย่างเดียว (เป็นเบสมากกว่า) - การย้อนกลับของปฏิกิริยา ที่สมดุล นี้จากการเติมสารที่มีไอออนร่วมกับไอออน ที่มีอยู่แล้ว เรียกว่า Common ion effect

45. สารละลายบัฟเฟอร์ (Buffer Solutions) สารละลายบัฟเฟอร์ คือสารละลายที่ประกอบด้วยของผสมของสารละลาย 2 ลักษณะ 1. กรดอ่อน กับ เกลือของกรดอ่อน 2. เบสอ่อน กับ เกลือของเบสอ่อน มีคุณสมบัติในการต้านการเปลี่ยนแปลง pH เมื่อเติมกรดแก่ (H+) หรือเบสแก่ (OH-) เมื่อเติมสารละลายของกรดแก่ หรือเบสแก่ลงในสารละลาย ถ้ามีสารละลาย บัฟเฟอร์อยู่จะทำให้ค่า pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงไปเล็กน้อยเท่านั้น แต่ถ้าไม่มีสารละลายบัฟเฟอร์อยู่ จะทำให้ค่า pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงไป อย่างมาก

46. เช่น บัฟเฟอร์ที่เป็นกรดอ่อนผสมกับเกลือของกรดอ่อน CH3COONa / CH3COOH หรือ CH3COO- / CH3COOH ถ้าเติม H+ (กรดแก่) CH3COO- จากสารละลายเกลือจะทำปฏิกิริยากับ H+ ของกรดแก่ที่เติม CH3COO-(aq) + H+(aq)  CH3COOH (aq) ถ้าเติม OH- (เบสแก่) CH3COOH ของกรดอ่อนจะทำปฏิกิริยากับ OH- ของเบสแก่ที่เติมลงไป CH3COOH(aq) +OH-(aq)  CH3COO-(aq) + H2O (aq) [H+] และ [OH-] ที่เติมลงไปจะถูกทำปฏิกิริยาโดยสารละลายบัฟเฟอร์ ทำให้ pH ไม่เปลี่ยนหรือเปลี่ยนแปลงน้อยมาก

47. ตัวอย่างที่ 10 ข้อใดจัดเป็น buffer system KH2PO4 เป็นเกลือของกรดอ่อน H3PO4 H3PO4 เป็นกรดอ่อน / a) KH2PO4 / H3PO4 NaClO4 เป็นเกลือของกรดแก่ HClO4 HClO4 เป็นกรดแก่ × b) NaClO4 / HClO4 NH4Cl เป็นเกลือของเบสอ่อน NH3 NH3 เป็นเบสอ่อน c) NH4Cl / NH3 / NaCl เป็นเกลือของกรดแก่ HCl HCl เป็นกรดแก่ × d) NaCl / HCl

48. การหา pH ที่มี กรดอ่อน และ เกลือ อยู่ร่วมกัน ถ้าให้ HA เป็นตัวแทนของกรดอ่อนและแตกตัวดังสมการ ดังนี้ HA(aq) H+(aq) + A-(aq) Ka = [H+] = -log[H+] = -logKa - log -log[H+] = -logKa + log

49. pH = pKa + log เมื่อ [A-] คือ conjugate base มีความเข้มข้นเท่ากับความเข้มข้นของเกลือ ที่เติมลงไป เพราะ [A-] ที่เกิดจากการ ionized ของ [HA] ถือว่าน้อยมาก และ [HA] คือกรดอ่อน

50. ในกรณี ที่เป็น เบสอ่อน กับ เกลือของเบสอ่อน เช่น NH3 กับ NH4+ ใน NH4Cl และ common ion คือ NH4+ pOH = -logKb + log pOH = pKb + log pH = 14 - pOH ค่า pH ในกรณีที่มีเบสอ่อนและเกลือของเบสอ่อนผสมกันอยู่ จะมีค่าน้อยกว่าในกรณีที่มีสารละลาย NH3 อย่างเดียว