HCl 수용액의 [H+] 및 [OH-] 농도 계산에 대한 이해 (Chemistry, HCl solution, Ion concentration, pH calculation, Acid-base reaction, Ionic equilibrium)

질문 요약

HCl을 물에 넣은 수용액에서 HCl 몰농도가 10^-4 M입니다. HCl의 [H+]와 [Cl-]가 10^-4 M인 것은 이해합니다. 그런데 물의 [H+]와 [OH-]는 각각 10^-7M인데, 전체 H+와 OH-이온의 농도를 어떻게 이해해야 하나요? HCl의 [H+]는 10^-4이고, 물의 [H+]는 10^-7이므로 전체 H+ 이온 농도는 (10^-4) + (10^-7)이라고 생각되며, OH- 이온 농도는 10^-7이 아닌가요?

답변 요약

순수한 물에서의 [H+]와 [OH-]는 각 10^-7M입니다. 하지만 HCl 수용액에서는 H+가 HCl 농도인 10^-4M으로 인해 주로 형성됩니다. 따라서 수산화 이온([OH-])의 농도는 물의 자동 이온곱 상수보다는 염산의 영향을 받아 10^-10M이 됩니다.

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HCl 수용액에서 [H+] 및 [OH-] 농도 계산 이해하기

화학 반응에서는 산과 염기의 농도를 계산하는 것이 매우 중요합니다. 이 글에서는 HCl(염화수소) 수용액에서의 [H+] 및 [OH-] 농도에 대해 알아보겠습니다. 특히, HCl의 몰농도가 10^-4 M인 상황에서 각각의 이온 농도를 계산하고 이를 물의 자동 이온곱과 어떻게 연관지어 이해할 수 있는지 설명합니다.

HCl 수용액의 특성

HCl은 강산으로 물에 완전히 이온화되어 수소 이온(H+)과 염화 이온(Cl-)을 생성합니다. 따라서, HCl의 농도는 [H+]의 농도와 동일합니다. 예를 들어, HCl의 몰농도가 10^-4 M이라면, [H+]도 10^-4 M입니다. 이는 다음과 같은 반응식을 통해 이해할 수 있습니다:

HCl → H+ + Cl-

순수한 물에서는 물의 자동 이온화로 인해 [H+]와 [OH-]가 각각 10^-7 M입니다. 그러나 HCl 수용액에서는 HCl의 이온화에 의해 [H+]가 10^-4 M으로 증가하게 됩니다.

물의 자동 이온곱과 [OH-] 농도 계산

물의 자동 이온곱 상수(Kw)는 다음과 같이 정의됩니다:

Kw = [H+][OH-] = 10-14

HCl 수용액에서는 [H+]가 10^-4 M로 증가하지만, Kw는 일정하므로 [OH-]는 다음과 같이 계산됩니다:

[OH-] = $\frac{{10}^{-14}}{[H^{+}]}$

따라서, [H+]가 10-4 M일 때, [OH-]는 다음과 같이 계산됩니다:

[OH-] = $\frac{{10}^{-14}}{{10}^{-4}}$ = 10^-10 M

이는 염산의 산성 특성에 의해 수산화 이온 농도가 감소하는 것을 보여줍니다.

전체 이온 농도의 이해

이와 같이, HCl 수용액에서 전체 [H+] 농도는 다음과 같이 계산할 수 있습니다:

전체 [H+] = 10-4 M + 물의 [H+] = 10^-4 M + 10^-7 M ≈ 10^-4 M

여기서, 10^-7 M은 10^-4 M에 비해 무시할 수 있는 작은 값이므로, 전체 [H+]는 거의 10^-4 M입니다.

반면, [OH-] 농도는 10^-10 M으로 계산됩니다. 이는 염산의 강한 산성 효과로 인해 물의 자동 이온화로 생성된 수산화 이온의 농도가 크게 감소했음을 나타냅니다.

결론

HCl 수용액의 [H+]는 HCl의 몰농도로 결정되며, 물의 자동 이온화로 인해 생성된 [H+]는 거의 영향을 미치지 않습니다. 이는 강산의 특성에 기인합니다. 또한, [OH-] 농도는 물의 자동 이온곱 상수에 의해 결정되며, [H+] 농도가 증가함에 따라 [OH-] 농도는 감소하게 됩니다. 이러한 원리를 이해하면 수용액 내 산과 염기의 평형 상태를 더욱 명확하게 파악할 수 있습니다.

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