0.10 M HNO3 500 mL + 0.10 M Ca(OH)2 500 mL 혼합 용액의 pH

0.10 M HNO3 500 mL + 0.10 M Ca(OH)2 500 mL 혼합 용액의 pH

강산-강염기 중화반응. HNO3 + Ca(OH)2

 

 

0.10 M HNO3 500 mL 용액과

0.10 M Ca(OH)2 500 mL 용액을 혼합했을 때,

이 혼합 용액의 pH를 구하시오.

 

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강산 1몰당 수소 이온(H^+) 1몰이 이온화되므로,

H^+ 이온의 mol수 = (0.1 mol/L) × 0.5 L = 0.05 mol

( 참고: MV = mol https://ywpop.tistory.com/7787 )

 

 

 

 

강염기 1몰당 수산화 이온(OH^-) 2몰이 이온화되므로,

OH^- 이온의 mol수 = (0.1 mol/L) × 0.5 L × 2 = 0.10 mol

 

 

 

[중화 반응의 알짜 이온 반응식 (net ionic equation)]

다음 반응이 중화 반응의 글자 그대로 알짜, 즉 본질이다.

 

 

 

H^+ : OH^- = 1 : 1 계수비(= 몰수비) 이고,

“H^+ 이온의 mol수 < OH^- 이온의 mol수” 이므로,

1 : 1 중화 반응 결과 남아있는 것은 0.05 mol OH^-.

 

이때 OH^- 이온의 몰농도 = 0.05 mol / 1.0 L = 0.05 M

 

 

 

OH^- 이온의 몰농도로부터 pOH를 계산하면,

pOH = –log[OH^-]

= –log(0.05) = 1.3

 

 

 

따라서 용액의 pH는

pH = 14 – pOH

= 14 – 1.3 = 12.7

 

 

 

답: pH = 12.7

 

 

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Calculate the resulting pH

if 365 mL of 2.88 M HNO3 solution is mixed with

335 mL of 1.10 M Ca(OH)2 solution.

 

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(1) H^+ 이온의 mol수 = (2.88 mol/L) × 0.365 L = 1.0512 mol

 

(2) OH^- 이온의 mol수 = (1.10 mol/L) × 0.335 L × 2 = 0.737 mol

 

(3) 1.0512 mol – 0.737 mol = 0.3142 mol H^+

 

(4) 전체 용액의 부피 = 0.365 L + 0.335 L = 0.7 L

 

(5) H^+의 몰농도 = 0.3142 mol / 0.7 L = 0.449 M

 

(6) pH = –log[H^+] = –log(0.449) = 0.348

 

 

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① 혼합 용액의 pH를 계산할 때와

 

② 특정 양의 산(또는 염기)을 중화시킬 때

필요한 염기(또는 산)의 양을 계산할 때,

 

반응식에 나와 있는 계수를 적용하는 방법이

다르다는 것에 주의할 것.

 

 

 

예) 25.0 mL 0.100 M HNO3 용액을

중화시키는데 필요한 Ca(OH)2의 질량은?

 

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① 균형 맞춘 반응식 쓰기

2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O

 

 

 

 

[주의] 혼합 용액의 pH를 결정할 때는

위 균형 맞춘 반응식을 사용하면 안 된다.

 

 

 

② 산의 몰수 계산

(0.1 mol/L) × 0.025 L = 0.0025 mol

 

 

 

③ 산 중화에 필요한 염기의 몰수 계산

산 : 염기 = 2 : 1 계수비(= 몰수비) 이므로,

산 : 염기 = 2 : 1 = 0.0025 mol : ? mol

 

? = 0.0025 / 2 = 0.00125 mol

 

 

 

④ Ca(OH)2의 질량 계산

Ca(OH)2의 몰질량 = 74.09 g/mol 이므로,

0.00125 mol × (74.09 g/mol) = 0.0926 g

( 참고: n = W/M https://ywpop.tistory.com/7738 )

 

 

 

 

[키워드] HNO3 + Ca(OH)2 기준문서, HNO3 + Ca(OH)2 반응 기준문서