0.05 M HCl 용액 100 mL + 0.5 M HF 용액 300 mL 혼합 용액의 pH

0.05 M HCl 용액 100 mL + 0.5 M HF 용액 300 mL 혼합 용액의 pH

강산 + 약산 혼합 용액의 pH

 

 

100.0 mL의 0.0500 M HCl 용액과 300.0 mL의 0.5 M HF 용액을 섞은 혼합 용액의 pH는 얼마인가?

(단, HF의 Ka = 7.2×10^-4)

 

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0.05 M HCl 용액 100 mL에 들어있는 HCl의 몰수를 계산하면,

(0.05 mol/L) × 0.100 L = 0.005 mol HCl

 

혼합 용액의 부피 = 400 mL 이므로,

0.005 mol / 0.400 L = 0.0125 M HCl

 

HCl은 강산이므로,

HCl(aq) → H^+(aq) + Cl^-(aq)

[HCl] = [H^+] = 0.0125 M

 

 

 

0.5 M HF 용액 300 mL에 들어있는 HF의 몰수를 계산하면,

(0.5 mol/L) × 0.300 L = 0.15 mol HF

 

혼합 용액의 부피 = 400 mL 이므로,

0.15 mol / 0.400 L = 0.375 M HF

 

HF에서 이온화된 H^+ 이온의 몰농도(x)를 계산하면,

 

........... HF(aq) . ⇌ . H^+(aq) . + . F^-(aq)

초기(M) ... 0.375 ....... 0.0125 ...... 0

변화(M) ... -x .......... +x .......... +x

평형(M) ... 0.375-x ..... 0.0125+x .... x

 

Ka = (0.0125+x) (x) / (0.375-x) = 7.2×10^(-4)

0.0125x + x^2 = 0.00027 - (7.2×10^(-4))x

x^2 + 0.01322x – 0.00027 = 0

 

근의 공식으로 x를 계산하면,

( 참고 https://ywpop.tistory.com/3302 )

x = 0.0111 M

---> 약산인 HF에서 이온화된 [H^+]

 

 

 

혼합 용액에 존재하는 전체 [H^+]를 계산하면,

0.0125 + 0.0111 = 0.0236 M H^+

 

pH = -log[H^+] = -log(0.0236) = 1.63

 

 

답: pH = 1.63