0.1 M HAc 50 mL + 0.1 M NaOH 50 mL. 당량점 pH

0.1 M HAc 50 mL + 0.1 M NaOH 50 mL. 당량점 pH

약산-강염기 적정. 당량점 pH

 

 

0.1 M HAc 50 mL 중화에 0.1 M NaOH 50 mL 소비.

이 용액의 [H^+]? 단, HAc의 Ka = 1.8×10^(-5)

 

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▶ 참고: 약산-강염기 적정

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

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(0.1 mol/L) (50/1000 L) = 0.005 mol

= HAc의 몰수

= NaOH의 몰수

 

 

 

약산의 몰수와 강염기의 몰수가 같으므로,

약산은 강염기에 의해 완전히 중화된다.

HAc(aq) + NaOH(aq) → NaAc(aq) + H2O(l)

 

 

 

그러나 약산의 짝염기(Ac^-)의 가수분해 때문에,

용액의 pH는 7이 되지 않는다.

Ac^-(aq) + H2O(l) ⇌ HAc(aq) + OH^-(aq)

( 참고: 가수분해 https://ywpop.tistory.com/5502 )

 

 

 

NaAc의 몰농도

= 0.005 mol / (100/1000 L) = 0.05 M

---> 약산 몰농도의 1/2.

 

 

 

Ac^-(aq) + H2O(l) ⇌ HAc(aq) + OH^-(aq)

 

Kh = Kb = Kw / Ka = x^2 / (C–x)

( 참고 https://ywpop.tistory.com/4294 )

 

(1.0×10^(-14)) / (1.8×10^(-5)) = x^2 / 0.05

 

x = [(1.0×10^(-14)) / (1.8×10^(-5)) (0.05)]^(1/2)

= 5.27×10^(-6) = [OH^-]

 

 

 

pOH = –log(5.27×10^(-6)) = 5.28

 

pH = 14 – 5.28 = 8.72

 

 

 

▶ 약산(HA)의 짝염기(A^-)의 가수분해

pH = 7 + (pKa + logC)/2

( 참고 https://ywpop.tistory.com/20228 )

 

= 7 + (–log(1.8×10^(-5)) + log(0.05))/2

= 8.72

 

 

 

답: pH = 8.72

 

[H^+] = (1.0×10^(-14)) / (5.27×10^(-6))

= 1.8975×10^(-9) M

= 1.90×10^(-9) M

 

 

 

 

[공식]

[H^+] = (Kw × Ka / [짝염기])^(1/2)

= [(1.0×10^(-14)) × (1.8×10^(-5)) / 0.05]^(1/2)

= 1.8974×10^(-9) M

 

 

 

 

[ 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/22549 ]

0.25 M CH3COOH 10 mL + 0.25 M NaOH 10 mL 용액의 pH

 

 

 

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