0.1 M 황산 용액의 pH ★

0.1 M 황산 용액의 pH

0.1 M H2SO4 용액의 pH

 

 

 

황산은 2가산이므로,

다단계(2단계)로 이온화된다.

 

 

 

황산의 1단계 이온화 반응식

H2SO4(aq) → H^+(aq) + HSO4^-(aq)

 

 

 

황산은 강산이므로,

1단계는 100% 이온화된다고 가정(간주)한다.

[H2SO4] = [H^+] = [HSO4^-] = 0.1 M

 

 

 

황산의 2단계 이온화 평형 반응식과 평형 상수

HSO4^-(aq) ⇌ H^+(aq) + SO4^2-(aq)

Ka = [H^+][SO4^2-] / [HSO4^-] = 0.012

( 2단계에서는 일부만 이온화된다. )

 

 

 

2단계 이온화 평형 반응식을 화학량론에 기초하여,

ICE 도표를 작성하면,

 

............. HSO4^-(aq) ⇌ H^+(aq) + SO4^2-(aq)

초기(M) ... 0.1 ................. 0.1 ........... 0

변화(M) ... –x .................. +x ............ +x

평형(M) ... 0.1–x ............. 0.1+x ........ x

 

 

 

초기 농도에서 [HSO4^-] = [H^+] = 0.1 M 인 이유는

1단계에서 이온화되어 용액 중에 이미 존재하기 때문이다.

 

다단계로 이온화되는 산(또는 염기)의 경우, 이점에 주의해야 한다.

 

 

 

근의 공식으로 x를 계산하면,

( 참고 https://ywpop.tistory.com/3302 )

 

Ka = (0.1+x)(x) / (0.1–x) = 0.012

 

0.1x + x^2 = 0.0012 – 0.012x

 

x^2 + 0.112x – 0.0012 = 0

 

x = 0.009848 M

 

 

 

따라서 평형에서 [H^+]는

0.1 + 0.009848 = 0.109848 M 이므로,

 

0.1 M H2SO4 용액의 pH는

pH = –log(0.109848) = 0.9592 가 된다.

 

 

 

실제 0.1 M H2SO4 용액의 pH는 0.7보다는 약간 높다.

 

> 2개 수소 전부 100% 이온화된다고 가정하면,

pH = –log(0.2) = 0.7

---> 실험값(= 실제값)은 이 값에 더 가깝다.

 

> 수소 1개만 100% 이온화된다고 가정하면,

pH = –log(0.1) = 1

 

 

 

주목할 점은 고등학교뿐만 아니라 대학교 교재에서도

2가 이상의 강산 또는 강염기의 pH는

2단계까지 100% 이온화된다고 가정한 농도 값으로

계산한다는 것이다.

 

황산의 일반적인 이온화 반응식

H2SO4(aq) → 2H^+(aq) + SO4^2-(aq)

 

 

 

 

 

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