0.1 M CH3COOH 100 mL + 0.1 M NaOH. 50.0 mL

0.1 M CH3COOH 100 mL + 0.1 M NaOH. 50.0 mL

0.1 N CH3COOH 100 mL + 0.1 N NaOH. 50.0 mL

단, Ka = 1.8×10^(-5)

 

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▶ 참고: 약산-강염기 적정

[ https://ywpop.tistory.com/2736 ]

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> CH3COOH의 몰수

= (0.1 mol/L) × (100/1000 L) = 0.01 mol

 

 

 

첨가한 NaOH의 몰수를 계산하면,

(0.1 mol/L) × (50.0/1000 L) = 0.005 mol NaOH

 

 

 

산-염기 중화반응

CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l)

CH3COOH(aq) + OH^-(aq) → CH3COO^-(aq) + H2O(l)

---> 가한 염기의 몰수만큼,

산의 몰수는 감소(소모)되고,

짝염기(CH3COO^-)의 몰수는 증가(생성)된다.

 

 

 

> 남은 산의 몰수 = 0.01 – 0.005 = 0.005 mol

> 생성된 짝염기의 몰수 = 0.005 mol

 

 

 

약산-강염기 적정 중(당량점 이전)에는

약산과 짝염기가 동시에 존재하므로,

완충 용액이 형성된다.

---> 완충 용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch식으로 계산.

 

 

 

Henderson-Hasselbalch 일반식

pH = pKa + log([짝염기]/[약산])

( 참고 https://ywpop.tistory.com/1926 )

 

= –log(1.8×10^(-5)) + log(0.005 / 0.005)

= 4.7447

≒ 4.74

 

 

 

 

[참고] 약산과 짝염기는 동일한 비커 속에 함께 존재하므로,

부피가 같다.

---> Henderson-Hasselbalch식에

몰농도 대신 몰수를 대입해도 된다.

계산 시간을 절약하자.

 

 

 

[키워드] 약산-강염기 적정 기준문서, CH3COOH + NaOH 적정 기준문서, 반당량점 기준문서, 반중화점 기준문서, 반-당량점 기준문서, 반-중화점 기준문서