약산-강염기 적정. 당량점이전. 0.2 N CH3COOH + 0.2 N NaOH

약산-강염기 적정. 당량점이전. 0.2 N CH3COOH + 0.2 N NaOH

 

 

0.2 N CH3COOH 100 mL를 NaOH로 적정하고자 하여

0.2 N NaOH 97.5 mL를 가했을 때 이 용액의 pH는?

(단, CH3COOH의 Ka = 1.8×10^-5)

 

 

0.2 M CH3COOH 100 mL를 NaOH로 적정하고자 하여

0.2 M NaOH 97.5 mL를 가했을 때 이 용액의 pH는?

 

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CH3COOH는 1가산이므로,

0.2 N CH3COOH = 0.2 M CH3COOH

( 참고 https://ywpop.tistory.com/3093 )

 

 

NaOH는 1가염기이므로,

0.2 N NaOH = 0.2 M NaOH

 

 

 

0.2 M CH3COOH 100 mL에 들어있는 CH3COOH의 몰수

= (0.2 mol/L) × 0.100 L = 0.02 mol CH3COOH

 

 

0.2 M NaOH 97.5 mL에 들어있는 NaOH의 몰수

= (0.2 mol/L) × 0.0975 L = 0.0195 mol NaOH

 

 

 

CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COO^-(aq) + Na^+(aq) + H2O(l)

 

CH3COOH : NaOH : CH3COO^- = 1 : 1 : 1 계수비(= 몰수비) 이므로,

가한 강염기(NaOH)의 몰수(0.0195 mol)만큼,

약산(CH3COOH)의 몰수는 감소(소모)하고,

짝염기(CH3COO^-)의 몰수는 증가(생성)한다.

 

남은 약산의 몰수 = 0.02 – 0.0195 = 0.0005 mol

 

 

 

약산-강염기 적정에서 당량점 이전에서는 완충용액이 형성되므로,

( 약산과 짝염기가 동시에 존재 )

 

용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch 식으로 계산한다.

( 이 식으로 계산하는 것이 정석이고 가장 간단하다. )

 

pH = pKa + log([짝염기]/[약산])

( 참고 https://ywpop.tistory.com/1926 )

 

= –log(1.8×10^(-5)) + log(0.0195 / 0.0005)

= 6.3358

 

 

 

답: pH = 6.34

 

 

 

 

[참고] 다른 계산 방법

> 남은 약산의 몰농도 = 0.0005 mol / 0.1975 L = 0.00253 M CH3COOH

> 생성된 짝염기의 몰농도 = 0.0195 mol / 0.1975 L = 0.0987 M CH3COO^-

 

Ka = [H^+] [CH3COO^-] / [CH3COOH]

 

[H^+] = Ka [CH3COOH] / [CH3COO^-]

= (1.8×10^(-5)) (0.00253) / (0.0987) = 4.614×10^(-7) M

 

pH = –log[H^+] = –log(4.614×10^(-7))

= 6.3359

---> 단 1줄이면 되는 간단한 계산을 이렇게 길게 할 필요는 없다.

 

 

 

 

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/8801 ] 0.1 N CH3COOH 100 mL를 NaOH로 적정하고자 하여 0.1 N NaOH 96 mL를 가했을 때, 이 용액의 pH는?

 

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/12985 ] 약산-강염기 적정. 당량점이전. 0.100 M CH3COOH + 0.100 M NaOH

 

 

 

[키워드] 아세트산 완충 용액의 pH 기준문서