당량점 pH. 0.0144 M NH3 용액 10 mL + 0.0144 M HCl 적정

당량점 pH. 0.0144 M NH3 용액 10 mL + 0.0144 M HCl 적정

 

 

0.0144 M NH3 용액 10 mL를

0.0144 M HCl 용액으로 적정할 때

당량점에서의 pH를 계산하시오.

단, NH3의 Kb = 1.8×10^(-5)

 

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▶ 참고: 약염기-강산 적정 [ https://ywpop.tistory.com/2742 ]

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NH3의 몰수

= (0.0144 mol/L) (10.00/1000 L) = 0.000144 mol

 

 

 

염기와 산의 몰농도가 같고,

1가염기 + 1가산 중화반응이므로,

> 당량점에서 HCl의 부피 = 10 mL

> 당량점에서 HCl의 몰수 = 0.000144 mol

 

 

 

산-염기 반응

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

---> 약염기의 몰수와 첨가한 강산의 몰수가 같으므로,

약염기는 강산에 의해 완전히 중화된다.

 

 

 

그러나 이때 생성된 짝산(NH4^+)과 용매인 물 사이에

가수분해 반응이 일어나기 때문에,

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

용액의 pH는 7이 되지 않는다.

( 가수분해 결과 생성된 H3O^+ 때문에, 7 미만. )

 

 

 

짝산의 몰수는 첨가한 강산의 몰수와 같으므로,

짝산의 몰농도를 계산하면,

몰농도 = 용질 mol수 / 용액 L수

= 0.000144 mol / [(10 + 10)/1000 L]

= 0.0072 M NH4^+

 

 

 

Kh = Ka = Kw / Kb

( 참고 https://ywpop.tistory.com/2937 )

 

= (1.00×10^(-14)) / (1.8×10^(-5))

= 5.6×10^(-10)

 

 

 

x = [Ka × C]^(1/2)

( 참고 https://ywpop.tistory.com/4294 )

 

= [ (5.6×10^(-10)) × 0.0072 ]^(1/2)

= 2.0×10^(-6) M = [H3O^+]

 

 

 

pH = –log[H3O^+]

= –log(2.0×10^(-6))

= 5.7

---> 당량점(= 중화점)에서의 pH

 

 

 

답: pH = 5.7

 

 

 

 

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/16921 ] 0.1000 M C2H5NH2 40.00 mL + 0.1000 M HCl. 당량점

 

 

 

[키워드] 당량점 pH 약염기-강산 적정 기준문서, 당량점 pH NH3 + HCl 적정 기준문서, 당량점 pH 약염기-강산 기준문서, 당량점 pH NH3 + HCl 기준문서