약산-강염기 중화반응. HNO2 + KOH

약산-강염기 중화반응. HNO2 + KOH

 

 

50.00 mL of 0.10 M HNO2 (nitrous acid, Ka = 4.5×10^-4) is titrated with a 0.10 M KOH solution. After 25.00 mL of the KOH solution is added, the pH in the titration flask will be

 

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약산-강염기 중화반응의 경우, 중화점 이전에서는 완충용액과 같으므로,

용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch 식으로 계산한다.

( 설명 http://ywpop.tistory.com/1926 )

pH = pKa + log{[짝염기]/[약산]}

 

 

약산의 몰수 = (0.10 mol/L) * 0.05000 L = 0.005 mol HNO2

강염기의 몰수 = (0.10 mol/L) * 0.02500 L = 0.0025 mol KOH

 

 

HNO2 + OH^- → NO2^- + H2O

가한 강염기의 몰수만큼,

① 약산은 중화되고(소모되고, 사라지고),

② 짝염기는 생성된다.

 

 

남은 약산의 몰수 = 0.005 – 0.0025 = 0.0025 mol HNO2

생성된 짝염기의 몰수 = 0.0025 mol NO2^-

 

 

“약산의 몰수 = 짝염기의 몰수” 이므로,

pH = pKa

 

pKa = -log(4.5*10^(-4)) = 3.35

 

 

답: pH = 3.35

 

 

[ 관련 예제 http://ywpop.tistory.com/6365 ]