NH3 ← HCl 당량점의 pH

NH3 ← HCl 당량점의 pH

 

 

당량점의 pH를 계산하시오.

0.100 M NH3 40.0 mL를 0.100 M HCl로 적정

(단, NH3의 Kb = 1.8×10^(-5))

 

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▶ 참고: 약염기-강산 적정

[ https://ywpop.tistory.com/2742 ]

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산의 몰농도 × 산의 부피 = 염기의 몰농도 × 염기의 부피

일 때, 산-염기 중화 반응의 당량점(= 중화점) 이므로,

 

0.100 M HCl 40.0 mL를 가하면,

시료인 약염기는 표준 용액인 강산에 의해 완전히 중화된다.

 

그러나 약염기의 짝산 염(NH4Cl)의 가수분해 때문에,

당량점에서 용액은 중성이 되지 않는다.

( 참고 https://ywpop.tistory.com/21853 )

 

 

 

당량점에서 NH4Cl의 몰농도를 계산하면,

(0.100 mol/L) × 0.0400 L = 0.00400 mol

 

0.00400 mol / (0.0400 + 0.0400) L = 0.0500 M NH4Cl

 

 

 

NH4Cl의 가수분해 반응식

NH4^+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O^+(aq)

( 참고: 가수분해 https://ywpop.tistory.com/5502 )

 

Kh = Ka = Kw / Kb

= [1.0×10^(-14)] / [1.8×10^(-5)] = 5.6×10^(-10)

 

 

 

x2 / (0.0500–x) = 5.6×10^(-10)

( 참고 https://ywpop.tistory.com/4294 )

 

0.0500–x ≒ 0.0500 라 가정하고 x를 계산하면,

x = [(5.6×10^(-10)) (0.0500)]^(1/2)

= 5.29×10^(-6) M = [H^+]

 

 

 

pH = –log(5.29×10^(-6)) = 5.28

 

 

 

답: pH = 5.28

 

 

 

 

[키워드] 약염기-강산 당량점 pH 기준문서, 약염기-강산 당량점 pH 사전, 약염기-강산 당량점의 pH. 0.1 M NH3 40 mL를 0.1 M HCl로 적정, 0.100 M NH3 40.0 mL를 0.100 M HCl로 적정할 때 당량점의 pH를 구하시오.

 

[FAQ] [①22/08/01]