약염기-강산 중화적정: 0.0144 M NH3 10 mL + 0.0144 M HCl

약염기-강산 중화적정: 0.0144 M NH3 10 mL + 0.0144 M HCl

 

 

0.0144 M NH3 용액 10 mL를 0.0144 M HCl 용액으로 적정할 때, 당량점에서의 pH는 얼마일까? (NH3의 Kb = 1.8×10^-5)

 

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1) 적정 전 염기의 몰수 = (0.0144 mol/L) × (0.01 L) = 0.000144 mol

→ 염기가 중화되기 위해서는 이 몰수만큼 산이 필요합니다.

→ 산의 농도와 염기의 농도가 같으므로, 중화에 필요한 산의 부피는 10 mL입니다.

 

2) 산-염기 중화반응: NH3(aq) + HCl(aq) → NH4+(aq) + Cl-(aq)

→ 중화반응이 완결되면, [NH4+(aq) + Cl-(aq)]이 생성됩니다.

→ NH4+의 농도 = (0.000144 mol) / (0.02 L) = 0.0072 M

→ NH4+는 약염기의 짝산이므로, 강산입니다.

→ 이 때문에 용액 중의 물과 가수분해반응이 일어납니다.

 

3) 가수분해반응: NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq)

→ 이때 생성된 H3O+ 때문에, 당량점에서의 pH는 7보다 작습니다.

→ 생성된 H3O+의 농도는 평형상수식으로 구할 수 있습니다.

 

 

NH4+(aq)   +   H2O(l)     ⇄     NH3(aq)   +   H3O+(aq)

0.0072-x                              x                 x

 

Kh = Kw / Kb = (x)(x) / (0.0072-x)

(1.0×10^-14) / (1.8×10^-5) = 5.6×10^-10 = x^2 / 0.0072

x = 2×10^-6 = [H+]

 

pH = -log[H+] = -log(2×10^-6) = 5.7

 

 

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