0.1276 g water 25.0 mL 0.0633 M NaOH 18.4 mL 10.0 mL pH 5.87

0.1276 g water 25.0 mL 0.0633 M NaOH 18.4 mL 10.0 mL pH 5.87

 

 

미지의 일양성자 산 0.1276 g 시료를 물 25.0 mL에 용해시키고

0.0633 M NaOH 용액으로 적정하였다.

당량점에 도달하기 위해 필요한 염기의 부피는 18.4 mL였다.

b) 적정 중에 10.0 mL의 염기를 첨가한 후,

이때 적정 중인 용액의 pH가 5.87로 측정되었다.

미지의 산의 Ka는 얼마인가?

 

 

A sample of 0.1276 g of an unknown monoprotic acid

was dissolved in 25.0 mL of water

and titrated with 0.0633 M NaOH.

The acid required 18.4 mL of base

to reach the equivalence point.

b) After 10.0 mL of base has been added in the titration

the pH was found to be 5.87.

What is the Ka for the unknown acid?

 

---------------------------------------------------

 

a) What is the molecular weight of the acid?

( 참고 https://ywpop.tistory.com/22701 )

 

 

 

b)

> Ka 값을 계산하라는 것은 HA가 약산임을 의미.

> 약산-강염기 적정 중에는 완충 용액이 형성됨.

 

 

 

10.0 mL NaOH 가했을 때, 중화된 HA의 몰수를 계산하면,

(0.0633 mol/L) (10.0/1000 L) = 0.000633 mol

 

 

 

HA(aq) + OH^-(aq) → A^-(aq) + H2O(l)

HA : A^- = 1 : 1 계수비(= 몰수비) 이므로,

0.000633 mol HA가 중화(소모)되면,

0.000633 mol A^-가 생성됨. 그리고

 

0.00116472 – 0.000633

= 0.00053172 mol HA가 남아있음.

 

 

 

완충 용액의 pH는

Henderson-Hasselbalch 식으로 계산.

pH = pKa + log([짝염기]/[약산])

( 참고 https://ywpop.tistory.com/1926 )

 

 

 

pH = pKa + log([A^-] / [HA])

 

5.87 = pKa + log(0.000633 / 0.00053172)

( 참고: 몰농도 대신 몰수 https://ywpop.tistory.com/13452 )

 

pKa = 5.87 – log(0.000633 / 0.00053172) = 5.79428

 

Ka = 10^(-5.79428) = 1.606×10^(-6)

 

 

 

답: Ka = 1.61×10^(-6)