약염기-강산 적정. 0.1 M NH3 50.0 mL + 0.1 M HCl 40.0 mL

약염기-강산 적정. 0.1 M NH3 50.0 mL + 0.1 M HCl 40.0 mL

 

 

0.1 M NH3 용액 50.0 mL에

0.1 M HCl 용액 40.0 mL를 적가한

용액의 pH는 얼마인가?

단, NH3의 Kb = 1.8×10^(-5)

 

 

 

[참고] 약염기-강산 적정

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

 

 

 

> 약염기의 몰수 = (0.1 mol/L) (50.0/1000 L) = 0.005 mol

> 강산의 몰수 = (0.1 mol/L) (40.0/1000 L) = 0.004 mol

( 참고 https://ywpop.tistory.com/7787 )

 

 

 

산-염기 중화반응

NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq)

---> 가한 산의 몰수만큼

약염기의 몰수는 소비(감소)되고,

짝산의 몰수는 생성(증가)된다.

 

 

 

> 남은 약염기의 몰수 = 0.005 – 0.004 = 0.001 mol

> 생성된 짝산의 몰수 = 0.004 mol

 

 

 

약염기-강산 적정 중(당량점 이전)에는 완충용액이 형성되므로,

용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch 식으로 계산한다.

pOH = pKb + log([짝산]/[약염기])

( 참고 https://ywpop.tistory.com/1926 )

 

= –log(1.8×10^(-5)) + log(0.004 / 0.001)

= 5.35

 

 

 

pH = 14.00 – pOH

= 14.00 – 5.35

= 8.65

 

 

 

답: pH = 8.65

 

 

 

 

[ 관련 글 https://ywpop.tistory.com/470790 ]

0.1 M NH3 용액 50 mL + 0.1 M HCl 용액 적정 pH 7.28

가한 HCl의 몰수 = 10^(pOH – pKb) × 남은 NH3의 몰수

 

 

 

[키워드] 약염기-강산 적정 기준, 약염기-강산 적정 당량점 이전 기준, NH3-HCl 적정 기준