진한 HCl 50.0 mL와 진한 HNO3 20.0 mL 혼합 용액의 pH

진한 HCl 50.0 mL와 진한 HNO3 20.0 mL 혼합 용액의 pH

 

 

50.0 mL의 진한 염산과 20.0 mL의 진한 질산을 300 mL의 물에 첨가하여 용액을 만들었다. 물을 더 첨가하여 최종 부피가 1.00 L가 되었다. 이 용액의 [H+], [OH-]와 pH를 계산하라. [힌트: 진한 염산은 38% HCl(질량)이고, 밀도는 1.19 g/mL, 진한 질산은 70.% HNO3(질량)이고, 밀도는 1.42 g/mL이다.]

 

A solution is prepared by adding 50.0 mL of concentrated hydrochloric acid and 20.0 mL of concentrated nitric acid to 300 mL of water. More water is added until the final volume is 1.00 L. Calculate [H+], [OH-], and the pH for this solution. [Hint: Concentrated HCl is 38% HCl (by mass) and has a density of 1.19 g/mL; concentrated HNO3 is 70.% HNO3 (by mass) and has a density of 1.42 g/mL.]

 

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순수한 HCl의 몰수를 계산하면,

50.0 mL * (1.19 g/mL) = 59.5 g ... HCl 용액의 질량

59.5 g * 0.38 = 22.61 g ... HCl의 질량

22.61 g / (36.46 g/mol) = 0.620 mol HCl ... HCl의 몰수

 

이를 한 번에 계산하면,

50.0 mL * (1.19 g/mL) * 0.38 / (36.46 g/mol)

= 0.620 mol HCl

 

순수한 HNO3의 몰수를 한 번에 계산하면,

20.0 mL * (1.42 g/mL) * 0.70 / (63.01 g/mol)

= 0.316 mol HNO3

 

HCl, HNO3, 둘 다 강산이므로, 100% 이온화된다고 가정하면,

용액 속에 존재하는 H+ 이온의 전체 몰수는

0.620 mol + 0.316 mol = 0.936 mol

 

용액의 최종 부피가 1 L이므로, H+ 이온의 몰농도는

[H+] = 0.936 mol / 1 L = 0.936 M

 

[OH-] = Kw / [H+]

= 10^(-14) / 0.936 = 1.07*10^-14 M

 

pH = -log[H+]

= -log(0.936) = 0.0287

 

 

답: 0.936 M, 1.07*10^-14 M, 0.0287