용액의 pH. 0.01 M H2SO4 10 mL + 0.01 N NaOH 5 mL

용액의 pH. 0.01 M H2SO4 10 mL + 0.01 N NaOH 5 mL

 

 

0.01 M H2SO4 10 mL를 0.01 N NaOH 5 mL와 혼합하였다.

이 용액의 pH를 계산하라.

 

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H2SO4는 2가산이므로,

0.01 M H2SO4 10 mL에 들어있는 H^+의 몰수를 계산하면,

2 * (0.01 mmol/mL) * 10 mL = 0.2 mol H^+

 

 

NaOH의 당량수 = 1 eq/mol 이므로,

0.01 N NaOH = 0.01 M NaOH

( 설명 http://ywpop.tistory.com/8892 )

 

 

0.01 M NaOH 5 mL에 들어있는 OH^-의 몰수를 계산하면,

(0.01 mmol/mL) * 5 mL = 0.05 mol OH^-

 

 

H^+(aq) + OH^-(aq) → H2O(l)

H^+ : OH^- = 1 : 1 반응

 

 

중화반응 후 남아있는 H^+의 몰수를 계산하면,

0.2 – 0.05 = 0.15 mmol H^+

 

 

H^+의 몰농도를 계산하면,

0.15 mmol / 15 mL = 0.01 mmol/mL = 0.01 M H^+

 

 

pH = -log[H^+] = -log(0.01) = 2

 

 

답: pH = 2