분석화학 질문

[설명]

[1] 강산가 강염기의 중화반응이므로 중화점에서 pH = 7.0

[2] 반응식 : NaOH(aq) + HCl(aq) ---> NaCl(aq) + H2O(l)

1 mol 1mol 1 mol --- 1가의 산 : 1가의 염기의 중화반응

1. 0.1000M NaOH 50.00mL를 0.1000M HCl로 적정할 때 산을 50.00mL 첨가한 후에 용액의 pH

[1] MV = M'V'

0.1M x50 = 0.1M x 50 mL --> 산의 몰수와 염기의 몰수가 같으므로 중화점,

[ H+] = [OH-] = 1x10-7 mol/L

[2] pH = - log[H+] = - log [1x10-7] = 7

답] pH = 7.0

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2. 0.1000M NaOH 50.00mL를 0.1000M HCl로 적정할 때 산을 55.00mL 첨가한 후에 용액의 pH

[1] 중화 점을 넘어 산의 농도가 높으므로, 농도가 높은 쪽 - 농도가 낮은 쪽을 해서 pH 산출

[2] MV = (M'V') - (M"V")

Mx 105 mL = (0.1M x 55 mL) - (0.1M x 50 mL) = (5.5 -5.0) / 105 = 0.00476 M

[3] 산의 농도가 높으므로 H+ = 0.00476 M(mol/L) = 4.76 x 10^-3 M

[4] pH = - log[H+] = - log [ 4.76 x 10^-3] = 3 - log 4.76 = 3 - 0.67 = 2.33

답] pH = 2.33

3. 0.1000M NaOH 50.00mL를 0.1000M HCl로 적정할 때 산을 60.00mL 첨가한 후에 용액의 pH

[1] 중화 점을 넘어 산의 농도가 높으므로, 농도가 높은 쪽 - 농도가 낮은 쪽을 해서 pH 산출

[2] MV = (M'V') - (M"V")

Mx 110 mL = (0.1M x 60 mL) - (0.1M x 50 mL) = (6.0 -5.0) / 110 = 0.0091M

[3] 산의 농도가 높으므로 H+ = 0.0091 M(mol/L) = 9.1 x 10^-3 M

[4] pH = - log[H+] = - log [ 9.1 x 10^-3 ] = 3 - log 9.1 = 3 - 0.96 = 2.04

답] pH = 2.04

0.1000M NaOH 50.00mL를 0.1000M HCl로 적정할 때 산을 50.00mL, 55.00mL, 60.00mL 첨가한 후에 각 용액의 pH를 계산하는 과정은 다음과 같습니다.

1. 산을 50.00mL 첨가했을 때는 NaOH와 HCl이 완전히 중화되어 pH는 7이 됩니다.

2. 산을 55.00mL 첨가했을 때는 NaOH가 HCl에 의해 5.00mL 소비되어 남은 NaOH의 농도는 0.0950M입니다. 따라서 pH는 다음과 같이 계산됩니다.

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pH = -log(0.0950) = 1.02

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1. 산을 60.00mL 첨가했을 때는 NaOH가 HCl에 의해 10.00mL 소비되어 NaOH가 전부 소모됩니다. 따라서 pH는 다음과 같이 계산됩니다.

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pH = -log(0.1000) = 2.00

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이처럼 NaOH와 HCl의 적정 과정에서 pH는 산을 첨가할수록 감소합니다.