약염기-강산 적정. 0.1 M NH3 50 mL를 0.1 M HCl로 적정

약염기-강산 적정. 0.1 M NH3 50 mL를 0.1 M HCl로 적정

 

 

0.1 M NH3 50 mL를 0.1 M HCl로 적정할 때,

HCl을 0, 10, 25, 50, 60 mL 가했을 때의 pH를 계산하여라.

 

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▶ 참고: 산-염기 중화 적정 [ https://ywpop.tistory.com/2732 ]

 

▶ 참고: 약염기-강산 적정 [ https://ywpop.tistory.com/2742 ]

---> 아래 결과의 자세한 설명은 이 글을 참고하세요.

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1) HCl 0 mL (적정 전)

Kb = x^2 / (C–x) = 1.8e–5

( 참고 https://ywpop.tistory.com/4294 )

 

C–x ≒ C 라 근사처리하면,

x = root[(1.8e–5) (0.1)] = 0.001342 = 1.34e–3 M = [OH^-]

 

pOH = –log(1.34e–3) = 2.87

 

∴ pH = 14 – 2.87 = 11.13

이때 약염기의 몰수 = (0.1 mol/L) × 0.050 L = 0.005 mol

 

 

 

 

2) HCl 10 mL 가하면, 가한 HCl의 mol 수

= (0.1 mol/L) × 0.010 L = 0.001 mol

⇨ 이만큼 약염기가 중화되고, 짝산(염)이 생성된다.

 

남은 약염기의 몰수 = 0.005 mol – 0.001 mol = 0.004 mol

 

pOH = pKb + log([짝산]/[약염기])

= 4.75 + log(0.001/0.004) = 4.15

 

∴ pH = 14 – 4.15 = 9.85

 

 

 

 

3) HCl 25 mL 가하면, 가한 HCl의 mol 수

= (0.1 mol/L) × 0.025 L = 0.0025 mol

⇨ 이만큼 약염기가 중화되고, 짝산(염)이 생성된다.

 

남은 약염기의 몰수 = 0.005 mol – 0.0025 mol = 0.0025 mol

 

pOH = pKb + log([짝산]/[약염기])

= 4.75 + log(0.0025/0.0025) = 4.75

 

∴ pH = 14 – 4.75 = 9.25

 

 

 

 

4) HCl 50 mL 가하면, 가한 HCl의 mol 수

= (0.1 mol/L) × 0.050 L = 0.005 mol

⇨ 약염기의 몰수와 가한 강산의 몰수가 같으므로,

약염기는 강산에 의해 완전히 중화된다.

 

그러나 중화반응 결과 생성된 0.05 M 염(짝산)의 가수분해 때문에,

중화점에서 용액은 중성이 되지 않는다.

( ∵ 0.005 mol / 0.100 L = 0.05 M )

 

∴ pH = 5.28

( 참고 https://ywpop.tistory.com/12832 )

 

 

 

 

5) HCl 60 mL 가하면, 가한 HCl의 mol 수

= (0.1 mol/L) × 0.060 L = 0.006 mol

⇨ 약염기를 모두 중화시키고, 남는다.

 

남은 강산의 몰수 = 0.006 mol – 0.005 mol = 0.001 mol

 

강산의 몰농도 = 0.001 mol / 0.110 L = 0.00909 M

( ∵ 염의 가수분해로 생성된 H^+ 이온의 양은

강산이 이온화되어 생성된 H^+ 이온의 양에 비해

매우 작기 때문에 무시한다. )

 

∴ pH = –log(0.00909) = 2.04

 

 

 

 

[키워드] 약염기-강산 적정 기준문서