0.06 M HCl 70 mL + 0.03 M Ba(OH)2 50 mL 혼합용액의 pH

0.06 M HCl 70 mL + 0.03 M Ba(OH)2 50 mL 혼합용액의 pH

 

 

0.06 M HCl 수용액 70 mL와 0.03 M Ba(OH)2 수용액 50 mL를 혼합시킨 용액이 있다.

이 혼합 용액의 pH는?

 

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HCl(aq) → H^+(aq) + Cl^-(aq)

[H^+] = [HCl] = 0.06 M

 

 

 

Ba(OH)2(aq) → Ba^2+(aq) + 2OH^-(aq)

[OH^-] = 2[Ba(OH)2] = 0.06 M

 

 

 

H^+의 mol수 = (0.06 mol/L) × 0.070 L = 0.0042 mol

 

OH^-의 mol수 = (0.06 mol/L) × 0.050 L = 0.0030 mol

 

 

 

산-염기 중화반응의 알짜이온반응식

H^+(aq) + OH^-(aq) → H2O(l)

 

 

 

H^+의 mol수 > OH^-의 mol수 이므로,

중화반응 후 남아있는 H^+의 mol수

= 0.0042 – 0.0030 = 0.0012 mol

 

 

 

혼합 용액의 부피 = 0.070 + 0.050 = 0.120 L

 

 

 

H^+의 몰농도 = 0.0012 mol / 0.120 L = 0.01 M

( 몰농도 = 용질 mol수 / 용액 L수 )

 

 

 

pH = –log[H^+] = –log(0.01) = 2

 

 

 

답: pH = 2

 

 

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공식으로 중화반응 후 남아있는 물질의 몰농도(M’’)를 계산하면,

nMV – n’M’V’ = M’’V’’ ( 또는 aMV – bM’V’ = M’’V’’ )

( V’’ = V + V’ )

( n, n’: 당량수 또는 H^+와 OH^- 이온의 개수 )

 

 

 

nMV = H^+의 mol수 = 1×0.06×70 mL = 4.2 mmol H^+

n’M’V’ = OH^-의 mol수 = 2×0.03×50 mL = 3.0 mmol OH^-

 

 

 

nMV – n’M’V’ = M’’V’’

4.2 mmol – 3.0 mmol = 1.2 mmol = M’’×120 mL

M’’ = 1.2 mmol / 120 mL = 0.01 M = [H^+]

 

 

 

 

[키워드] HCl + Ba(OH)2 혼합용액의 pH 기준문서