산-염기 적정. 0.1276 g of an unknown monoprotic acid

산-염기 적정. 0.1276 g of an unknown monoprotic acid

 

 

미지의 일양성자산 시료 0.1276 g을 25.0 mL의 물에 녹여 0.0633 M NaOH로 적정하였다. 산이 당량점에 도달하는데 염기 18.4 mL가 필요하다.

a) 산의 몰질량은 얼마인가?

b) 적정 시 염기를 10.0 mL 첨가한 후 pH가 5.87임을 알았다. 산의 이온화 상수(Ka)는 얼마인가?

 

A sample of 0.1276 g of an unknown monoprotic acid was dissolved in 25.0 mL of water and titrated with 0.0633 M NaOH. The acid required 18.4 mL of base to reach the equivalence point.

a) What is the molecular weight of the acid?

b) After 10.0 mL of base has been added in the titration the pH was found to be 5.87. What is the Ka for the unknown acid?

 

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a)

MV = M’V’

( 적정 시 설명 http://ywpop.tistory.com/4689 )

(M)(25.0 mL) = (0.0633 M)(18.4 mL)

M = (0.0633)(18.4) / (25.0) = 0.0465888 M HA

 

(0.0465888 mol/L) × 0.0250 L = 0.00116472 mol HA

0.1276 g / 0.00116472 mol = 109.55 g/mol HA

 

또는 일양성자산의 경우,

당량점에서 NaOH의 몰수 = HA의 몰수 이므로,

(0.0633 mol/L) × 0.0184 L = 0.00116472 mol HA

0.1276 g / 0.00116472 mol = 109.55 g/mol HA

 

 

b)

Ka 값을 계산하라는 것은 HA가 약산임을 의미.

약산-강염기 적정 중에는 완충용액이 형성됨.

 

10.0 mL NaOH 가했을 때, 중화된 HA의 몰수를 계산하면,

0.00116472 mol × (10.0 mL / 18.4 mL) = 0.000633 mol

 

HA(aq) + OH^-(aq) → A^-(aq) + H2O(l)

HA : A^- = 1 : 1 계수비(몰수비) 이므로,

0.000633 mol HA가 중화되면, 0.000633 mol A^-가 생성됨. 그리고

0.00116472 – 0.000633 = 0.00053172 mol HA가 남아있음.

 

완충용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch식으로 계산.

( 설명 http://ywpop.tistory.com/1926 )

pH = pKa + log{[염기]/[산]}

pH = pKa + log{[A^-]/[HA]}

 

5.87 = pKa + log(0.000633 / 0.00053172)

pKa = 5.87 - log(0.000633 / 0.00053172) = 5.79428

Ka = 10^(-5.79428) = 1.606×10^-6

 

 

답: a) 109.6 g/mol, b) 1.61×10^-6