약산-강염기 중화반응. Kw = Ka * Kb

약산-강염기 중화반응. Kw = Ka * Kb

 

 

다음 표는 25℃에서 산 HA, 염기 MOH, 염 MA 수용액의 몰농도와 pH를 나타낸 것이다.

25℃에서 물의 이온곱 상수(Kw)는 1×10^(-14)이다.

 

수용액	HA(aq)	MOH(aq)	MA(aq)
몰농도(M)	0.01	0.1	1
pH	x	13	10

 

x는?

 

-----------------------------------------

 

0.1 M MOH의 pH = 13 이므로, MOH는 강염기.

 

1 M MA의 pH = 10 이므로, HA는 약산.

왜냐하면, 약산의 짝염기(A^-)는 비교적 강한 염기이므로,

다음과 같은 가수분해 반응이 일어나며,

그 결과 생성된 OH^- 이온 때문에, 염기성을 나타낸다.

A^-(aq) + H2O(l) ⇌ HA(aq) + OH^-(aq)

 

Kb를 계산하면,

 

A^-(aq) + H2O(l) ⇌ HA(aq) + OH^-(aq)

Kb = (x)(x) / C-x ≒ x^2 / C

 

염 수용액의 pOH = 4 이므로, [OH^-] = 10^(-4) M = x

Kb = [10^(-4)]^2 / 1 = 10^(-8)

 

Ka를 계산하면,

 

Kw = Ka * Kb

Ka = [1×10^(-14)] / [10^(-8)] = 10^(-6)

 

약산의 이온화 상수로부터, 평형에서 [H^+]를 계산하면,

HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O^+(aq) + A^-(aq)

Ka = x^2 / C

x = sqrt [ (10^(-6)) * 0.01 ] = 0.0001 = [H^+]

 

pH = -log[H^+] = -log(0.0001) = 4

 

 

답: x = 4