약산-강염기 중화점에서 용액의 pH. HCN + NaOH

약산-강염기 중화점에서 용액의 pH. HCN + NaOH

 

 

0.4 mol/L HCN 250 mL와 0.4 mol/L NaOH 250 mL를 합한 수용액의 [H+]를 구하라.

(단, HCN의 Ka=4.8×10^-10)

 

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[ 관련 예제 http://ywpop.tistory.com/3049 ]

 

 

산의 몰수와 염기의 몰수가 같으므로, 용액은 정확히 중화된다.

그러나 약산의 짝염기(NaCN)가 가수분해되므로, 용액의 pH는 7이상이 된다.

 

NaCN의 몰수와 몰농도 계산

(0.4 mol/L) × 0.250 L = 0.1 mol NaCN

0.1 mol / 0.500 L = 0.2 M NaCN

 

가수분해 반응

CN^-(aq) + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH^-(aq)

 

Kh = Kb = Kw/Ka = (10^(-14)) / (4.8×10^(-10)) = 2.0833×10^-5

Kh = [HCN][OH-] / [CN-] = x^2 / 0.2-x = 2.0833×10^-5

( 0.2-x ≒ 0.2 라 근사하면, )

x = sqrt [0.2 × (2.0833×10^(-5))] = 0.002041 M = [OH-]

 

[H+] = (10^(-14)) / 0.002041

= 4.8996×10^-12

 

 

답: 4.9×10^-12 M