0.1 M NH3 용액 75 mL + 0.1 M HCl 용액 25 mL

0.1 M NH3 용액 75 mL + 0.1 M HCl 용액 25 mL

약염기-강산 중화적정. 당량점 이전

 

 

0.1 M NH3 용액 75 mL에 0.1 M HCl 용액 25 mL를 가했을 때 용액의 pH

단, NH3의 Kb = 1.8×10^(-5)

 

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▶ 참고: 약염기-강산 적정

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

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0.1 M NH3 용액 75 mL에 들어있는 NH3의 몰수

= (0.1 mol/L) × 0.075 L = 0.0075 mol NH3

 

 

 

0.1 M HCl 용액 25 mL에 들어있는 HCl의 몰수

= (0.1 mol/L) × 0.025 L = 0.0025 mol HCl

 

 

 

산-염기 중화 반응식

HCl(aq) + NH3(aq) → NH4^+(aq) + Cl^-(aq)

( 참고 https://ywpop.tistory.com/7609 )

 

HCl : NH3 : NH4^+ = 1 : 1 : 1 계수비(= 몰수비) 이므로,

가한 HCl의 몰수만큼,

NH3의 몰수 감소(소모), NH4^+의 몰수 증가(생성).

 

약염기, NH3의 몰수 = 0.0075 – 0.0025 = 0.0050 mol

짝산, NH4^+의 몰수 = 0.0025 mol

 

 

 

약염기-강산 적정에서 당량점 이전에서는 완충 용액이 형성되므로,

용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch 식으로 계산한다.

pOH = pKb + log([짝산]/[약염기])

( 참고 https://ywpop.tistory.com/1926 )

 

= –log(1.8×10^(-5)) + log(0.0025/0.0050)

= 4.44

 

 

 

[팁] 약염기와 짝산은 같은(한) 용기에 들어있으므로, 용액의 부피가 같다.

---> 몰농도(M) 대신 mol수를 사용해도 된다.

( 참고 https://ywpop.tistory.com/13452 )

 

 

 

pH = 14.00 – 4.44 = 9.56

 

 

 

답: pH = 9.56

 

 

 

 

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/12100 ] 0.500 M NH3 375 mL + 0.500 M HCl 225 mL

 

 

 

[키워드] 약염기-강산 적정 기준문서, NH3 HCl 적정 기준문서, NH3 완충 용액 기준문서