약산-강염기 중화반응. Kw = Ka * Kb
다음 표는 25℃에서 산 HA, 염기 MOH, 염 MA 수용액의 몰농도와 pH를 나타낸 것이다.
25℃에서 물의 이온곱 상수(Kw)는 1×10^(-14)이다.
수용액 |
HA(aq) |
MOH(aq) |
MA(aq) |
몰농도(M) |
0.01 |
0.1 |
1 |
pH |
x |
13 |
10 |
x는?
-----------------------------------------
0.1 M MOH의 pH = 13 이므로, MOH는 강염기.
1 M MA의 pH = 10 이므로, HA는 약산.
왜냐하면, 약산의 짝염기(A^-)는 비교적 강한 염기이므로,
다음과 같은 가수분해 반응이 일어나며,
그 결과 생성된 OH^- 이온 때문에, 염기성을 나타낸다.
A^-(aq) + H2O(l) ⇌ HA(aq) + OH^-(aq)
Kb를 계산하면,
A^-(aq) + H2O(l) ⇌ HA(aq) + OH^-(aq)
Kb = (x)(x) / C-x ≒ x^2 / C
염 수용액의 pOH = 4 이므로, [OH^-] = 10^(-4) M = x
Kb = [10^(-4)]^2 / 1 = 10^(-8)
Ka를 계산하면,
Ka = [1×10^(-14)] / [10^(-8)] = 10^(-6)
약산의 이온화 상수로부터, 평형에서 [H^+]를 계산하면,
HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O^+(aq) + A^-(aq)
Ka = x^2 / C
x = sqrt [ (10^(-6)) * 0.01 ] = 0.0001 = [H^+]
pH = -log[H^+] = -log(0.0001) = 4
답: x = 4
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