0.05 M NH3 100.0 mL + 0.1 M HCl 10 mL 용액의 pH

0.05 M NH3 100.0 mL + 0.1 M HCl 10 mL 용액의 pH

약염기-강산 중화적정. 당량점 이전

 

 

0.05 M NH3 100.0 mL에 0.1 M HCl 10 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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0.05 M NH3 100.0 mL 속 NH3의 몰수

= (0.05 mol/L) (100.0/1000 L) = 0.005 mol NH3

( 참고 https://ywpop.tistory.com/7787 )

 

 

 

0.1 M HCl 10 mL 속 HCl의 몰수

= (0.1) (10/1000) = 0.001 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).

 

 

 

산-염기 중화 반응 후,

> (남아있는)약염기, NH3의 몰수 = 0.005 – 0.001 = 0.004 mol

> (생성된)짝산, NH4^+의 몰수 = 0.001 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(0.001 / 0.004)

= 4.14

 

 

 

[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 – pOH

= 14.00 – 4.14 = 9.86

 

 

 

답: pH = 9.86

 

 

 

 

[참고] pH = –log[H^+] = 9.86 이므로,

[H^+] = 10^(-9.86) = 1.38×10^(-10) M

 

또는

pOH = –log[OH^-] = 4.14 이므로,

[OH^-] = 10^(-4.14) M

 

[H^+] = 10^(-14) / 10^(-4.14) = 1.38×10^(-10) M

( 참고 https://ywpop.tistory.com/2706 )

 

 

 

 

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/11277 ] 0.1 M NH3 용액 75 mL + 0.1 M HCl 용액 25 mL

 

 

 

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