1.0 M NH4Cl 용액의 pH

1.0 M NH4Cl 용액의 pH

pH of 1.0 M NH4Cl

단, NH3의 Kb = 1.8×10^(-5)

( 관련 주제: 약염기-강산 적정에서 당량점 pH 계산 )

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NH4Cl은 가용성염이므로,

물에서 100% 이온화된다고 가정하면,

NH4Cl(aq) → NH4^+(aq) + Cl^-(aq)

[NH4Cl] : [NH4^+] = 1 : 1 계수비(= 몰수비) 이므로,

[NH4Cl] = [NH4^+] = 1.0 M

NH4^+ 이온은 약염기(NH3)의 짝산이므로,

물과 가수분해 반응이 일어난다.

NH4^+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O^+(aq)

---> 가수분해 결과 H3O^+ (= H^+)가 생성되기 때문에,

약염기의 짝산으로 이루어진 염은 산성 염.

( 참고: 가수분해 https://ywpop.tistory.com/5502 )

이 반응의 평형상수 식은 다음과 같다.

Kh = Ka = [NH3][H3O^+] / [NH4^+]

( Kh = 가수분해 상수 )

( Ka = 산 이온화 상수 )

Ka는 다음 관계식으로부터 계산한다.

Ka = Kw / Kb

( 참고 https://ywpop.tistory.com/2937 )

= (1.0×10^(-14)) / (1.8×10^(-5))

= 5.56×10^(-10)

( NH3의 Kb = 1.8×10^(-5) )

평형상수 식에 값들을 대입해서 x를 계산한다.

Ka = (x) (x) / (C–x)

≒ x^2 / C

( 참고 https://ywpop.tistory.com/4294 )

5.56×10^(-10) = x^2 / 1.0

x = [(5.56×10^(-10)) (1.0)]^(1/2)

= 2.36×10^(-5) M = [H^+]

pH = –log[H^+]

= –log(2.36×10^(-5))

= 4.63

또는

Ka = Kw / Kb = x^2 / C

x = (Kw•C / Kb)^(1/2)

= ( (10^(-14)) (1.0) / (1.8×10^(-5)) )^(1/2)

= 2.357×10^(-5) M = [H^+]

답: pH = 4.63

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/8564 ] 0.1 M NH4NO3 용액의 pH

[ 관련 글 https://ywpop.tistory.com/2742 ] 약염기-강산 적정

[키워드] 약염기의 짝산(NH4^+)으로 이루어진 염은 산성 염 기준, NH4Cl의 가수분해 기준, NH4Cl 용액의 가수분해 기준, NH4Cl 용액의 pH 기준, NH4Cl 용액의 pH dic