0.10 M HA 60 mL 0.10 M NaOH x mL 혼합 pH 4.0

0.10 M HA 60 mL 0.10 M NaOH x mL 혼합 pH 4.0

 

 

25℃에서 0.10 M HA 수용액 60 mL와

0.10 M NaOH 수용액 x mL를

혼합하여 만든 수용액의 pH가 4.0일 때, x는?

(단, 25℃에서 HA의 산 해리 상수는 2.0×10^(-4) 이다.)

 

 

 

약산-강염기 적정의 당량점 pH > 7 이므로,

( 참고 https://ywpop.tistory.com/10637 )

 

수용액의 pH가 4.0

---> 당량점 이전이다.

 

 

 

약산-강염기 적정 시(당량점 이전)에는

완충 용액이 형성되기 때문에,

적정 중 용액의 pH는

Henderson-Hasselbalch 식으로 계산한다.

( 참고 https://ywpop.tistory.com/1926 )

 

 

 

약산, HA의 몰수

= (0.10 mol/L) (60/1000 L) = 0.006 mol

 

 

 

가한 염기, NaOH의 몰수 = x 라 두면,

 

산-염기 반응

HA + OH^- → A^- + H2O

 

가한 염기(OH^-)의 몰수만큼,

약산, HA의 몰수는 소비(감소)되고,

짝염기, A^-의 몰수는 생성(증가)된다.

 

 

300x250

 

 

Ka = 2.0×10^(-4) 이므로,

pKa = –log(2.0×10^(-4)) = 3.69897

 

 

 

Henderson-Hasselbalch 식

pH = pKa + log([짝염기]/[약산])

 

[짝염기] / [약산] = 10^(pH – pKa)

= 10^(4.0 – 3.69897)

= 2

 

 

 

[짝염기] = 2 × [약산]

 

혼합 용액의 부피가 같으므로,

짝염기의 몰수 = 2 × 약산의 몰수

 

x = 2 × (0.006 – x)

= 0.012 – 2x

 

3x = 0.012

 

x = 0.012 / 3 = 0.004 mol

---> 가한 0.10 M NaOH의 몰수

 

 

 

0.004 mol / (0.10 mol/L) = 0.04 L

---> 가한 0.10 M NaOH의 부피

 

 

 

답: 40 mL

 

 

 

 

[키워드] 약산-강염기 적정 기준