0.1 M H2SO4 10 mL + 0.05 M NaOH 10 mL 혼합용액의 pH

0.1 M H2SO4 10 mL + 0.05 M NaOH 10 mL 혼합용액의 pH

단, 황산은 100% 이온화된다.

 

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0.1 M H2SO4 10 mL에 들어있는 H^+의 몰수

= (2) (0.1 mol/L) (10/1000 L) = 0.002 mol H^+

 

[참고] 2를 곱한 이유

H2SO4는 2가산이므로, 즉

1 mol H2SO4 이온화되면, 2 mol H^+ 생성되기 때문에.

H2SO4(aq) → 2H^+(aq) + SO4^2-(aq)

 

 

 

0.05 M NaOH 10 mL에 들어있는 OH^-의 몰수

= (1) (0.05 mol/L) (10/1000 L) = 0.0005 mol OH^-

 

 

 

중화 반응 후 남아있는 H^+의 몰수

= 0.002 – 0.0005 = 0.0015 mol H^+

 

 

 

H^+의 몰농도를 계산하면,

0.0015 mol / (20/1000 L) = 0.075 M H^+

 

 

 

pH = –log[H^+]

= –log(0.075)

= 1.125