0.1 M Na2HPO4 용액의 pH

0.1 M Na2HPO4 용액의 pH

 

 

Calculate the pH of the solution containing 3.875 g of Na2HPO4 (FW = 141.98 g/mol) that has been dissolved in a 250 mL volumetric flask and diluted to the mark.

The three equilibrium values for H3PO4, H2PO4^-, and HPO4^2- are:

Ka1 = 7.11×10^-3

Ka2 = 6.34×10^-8

Ka3 = 4.22×10^-11

 

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Na2HPO4 용액의 몰농도를 계산하면,

3.875 g / (141.98 g/mol) / 0.250 L = 0.10917 M

 

 

HPO4^2-(aq) ⇌ H^+(aq) + PO4^3-(aq) ... Ka3

Ka3 값이 매우 작기 때문에, 이 과정은 무시한다.

 

 

HPO4^2-는 약산의 짝염기이므로, 가수분해 반응이 일어난다.

HPO4^2-(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4^-(aq) + OH^-(aq)

 

 

Kh = Kb = Kw / Ka

= 10^(-14) / (6.34×10^(-8)) = 1.58×10^(-7)

 

 

Kb = x^2 / C

( 식 설명 https://ywpop.tistory.com/4294 )

 

x = [1.58×10^(-7) × 0.10917]^(1/2)

= 0.000131335 M = [OH^-]

 

 

pOH = -log(0.000131335) = 3.88

pH = 14 – 3.88 = 10.12

 

 

답: pH = 10.12

 

 

 

[참고]

pH = -log[H^+] = 10.12
[H^+] = 10^(-10.12) = 7.59×10^(-11) M

 

 

 

[참고]

Na2HPO4는 양쪽성양성자성(amphiprotic) 물질이므로,

pH ≒ (pKa2 + pKa3) / 2

( 식 설명 https://ywpop.tistory.com/8464 )

 

pKa2 = -log(6.34×10^(-8)) = 7.2

pKa3 = -log(4.22×10^(-11)) = 10.4

 

pH = (7.2 + 10.4) / 2 = 8.8