약염기-강산 중화적정. 0.10 M NH3 5.0 mL와 0.020 M HCl 10.0 mL

약염기-강산 중화적정. 0.10 M NH3 5.0 mL와 0.020 M HCl 10.0 mL

 

 

0.10 M NH3 5.0 mL와 0.020 M HCl 10.0 mL를 혼합한 용액의 pH는 얼마인가?

 

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약염기-강산 중화적정 참고 http://ywpop.tistory.com/2742

 

0.10 M NH3 5.0 mL의 몰수

= 0.10 mol/L * 0.0050 L = 0.0005 mol NH3

 

0.020 M HCl 10.0 mL의 몰수

= 0.020 * 0.0100 = 0.0002 mol HCl (HCl이 한계시약)

 

NH3 + HCl ⇌ NH4Cl

 

NH3 : HCl = 1 : 1 반응 비이므로,

산-염기 반응 후 남아있는 NH3의 몰수

= 0.0005 – 0.0002 = 0.0003 mol NH3

 

NH3 : NH4Cl = 1 : 1 반응 비이므로,

산-염기 반응 후 생성된 NH4Cl의 몰수

= 0.0002 mol NH4Cl

 

적정 중에는 NH3-NH4Cl 완충용액이므로,

용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch 식으로 구한다.

( Henderson-Hasselbalch 식 http://ywpop.tistory.com/1926 )

 

NH3의 pKb = 4.75

 

pOH = pKb + log{[짝산]/[약염기]}

= 4.75 + log(0.0002/0.0003)

= 4.57

 

pH + pOH = 14

pH = 14 – 4.57 = 9.43