Cl- 이온과 AgNO3의 반응. 용해도곱상수, Ksp

Cl- 이온과 AgNO3의 반응. 용해도곱상수, Ksp

 

 

0.1 M Cl- 용액 100 mL를 0.1 M AgNO3 용액으로 적정할 때 pCl 계산

(단, AgCl의 Ksp = 1.0×10^-10)

 

1) 0.1 M AgNO3 0 mL 첨가했을 때

2) 0.1 M AgNO3 20 mL 첨가했을 때

3) 0.1 M AgNO3 99 mL 첨가했을 때

4) 0.1 M AgNO3 100 mL 첨가했을 때

5) 0.1 M AgNO3 110 mL 첨가했을 때

 

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당량점 이전에는 남아있는 Cl- 이온의 몰농도를 계산 ---> pCl 값 계산

당량점에서는 AgCl의 용해도곱상수 식으로부터 Cl- 이온의 몰농도를 계산 ---> pCl 값 계산

당량점 이후에는 남아있는 Ag+ 이온의 몰농도를 AgCl의 용해도곱상수 식에 대입해서 Cl- 이온의 몰농도를 계산 ---> pCl 값 계산

 

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Cl- 이온의 몰수

= (0.1 mol/L) × 0.100 L = 0.01 mol Cl-

 

1) pCl = -log[Cl-] = -log(0.1) = 1

 

2) 첨가한 Ag+ 이온의 몰수를 계산하면,

(0.1 mol/L) × 0.020 L = 0.002 mol Ag+

이만큼 AgCl이 생성되므로, 이만큼 Cl- 이온이 소모된다.

Ag+ + Cl- → AgCl

따라서 남아있는 Cl- 이온의 몰농도는

(0.01-0.002) mol / (0.100+0.020) L = 0.0667 M Cl-

pCl = -log(0.0667) = 1.18

 

3) 첨가한 Ag+ 이온의 몰수를 계산하면,

0.1 × 0.099 = 0.0099 mol Ag+

이만큼 AgCl이 생성되므로, 남아있는 Cl- 이온의 몰농도는

(0.01-0.0099) / (0.100+0.099) = 0.000503 M Cl-

pCl = -log(0.000503) = 3.3

 

4) 첨가한 Ag+ 이온의 몰수를 계산하면,

0.1 × 0.100 = 0.01 mol Ag+

Cl- 이온의 몰수와 같으므로, 남아있는 Cl- 이온은 없다.

단지, AgCl에서 해리된 Cl- 이온만 있을 뿐,

AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)

Ksp = [Ag+][Cl-]

x^2 = 1.0×10^-10

x = (1.0×10^-10)^(1/2) = 1.0×10^-5 M Cl-

pCl = -log(1.0×10^-5) = 5

 

5) 첨가한 Ag+ 이온의 몰수를 계산하면,

0.1 × 0.110 = 0.011 mol Ag+

반대로 Ag+ 이온이 남는다.

(0.011 mol Ag+) - (0.01 mol Cl-) = 0.001 mol Ag+

남아있는 Ag+ 이온의 몰농도는

0.001 / (0.100+0.110) = 0.00476 M Ag+

이 농도를 Ksp 식에 대입해서 Cl- 이온의 몰농도를 계산한다.

Ksp = [Ag+][Cl-]

(0.00476)x = 1.0×10^-10

x = (1.0×10^-10) / (0.00476) = 2.1×10^-8 M Cl-

pCl = -log(2.1×10^-8) = 7.68

 

 

[관련 예제] http://ywpop.tistory.com/4332