0.05 M NH3 100.0 mL + 0.1 M HCl 50 mL 용액의 pH

0.05 M NH3 100.0 mL + 0.1 M HCl 50 mL 용액의 pH

약염기-강산 중화적정. 당량점. 중화점

 

 

0.05 M NH3 100.0 mL에 0.1 M HCl 50 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 50 mL 속 HCl의 몰수

= (0.1) (50/1000) = 0.005 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 – 0.005 = 0 mol

> (생성된)짝산, NH4^+의 몰수 = 0.005 mol

---> NH3는 HCl에 의해 전부 중화됨.

 

 

 

NH3의 몰수 = HCl의 몰수 이므로,

용액은 정확히 중화된다.

 

그러나

이때 생성된 NH4^+의 가수분해 때문에,

용액의 pH는 7이 되지 않는다.

( 참고: 가수분해 https://ywpop.tistory.com/5502 )

 

 

 

혼합 용액의 부피 = 100.0 + 50 = 150 mL 이므로,

NH4^+의 몰농도 = 0.005 mol / (150/1000 L)

= 0.03333 M

 

 

 

약염기의 짝산의 가수분해 반응

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

 

Kh = Ka = Kw / Kb

= (1.0×10^(-14)) / (1.8×10^(-5))

= 5.6×10^(-10)

 

 

 

Ka = [NH3] [H3O^+] / [NH4^+]

= (x) (x) / (0.03333 – x)

 

 

 

Ka = 5.6×10^(-10)

---> Ka 값이 매우 작다.

---> 이온화되는 x의 값이 매우 작다.

 

0.03333 – x ≒ 0.03333 이라 근사처리하면,

x = [Ka × C]^(1/2)

( 참고 https://ywpop.tistory.com/4294 )

 

= [5.6×10^(-10) × 0.03333]^(1/2)

= 4.32×10^(-6) M = [H3O^+]

 

 

 

pH = –log[H3O^+]

= –log(4.32×10^(-6))

= 5.3645

 

 

 

답: pH = 5.36

 

 

 

 

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/20192 ] 당량점 pH. 0.016 M NH3 25 mL + 0.016 M HCl 25 mL

 

 

 

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