산-염기 중화 적정 1 - 강산 - 강염기 적정

산-염기 중화 적정은 산-염기세기에 따라서 크게 3가지로 분류한다. 

1. 강산 - 약염기 적정

2. 약산 - 강염기 적정

3. 강산 - 약염기 적정 

*약산 -약염기 적정은 시행하지 않으며 불필요하다. 

 

1. 강산 - 강염기 적정

- 1 mol의 H^+ 는 정확히 1 mol 만큼의 OH^- 와 반응한다 라는것을 전제로 계산을 하면된다. 

문제 패턴은 대략 4가지로 구분할수 있는데 

 

a. 오직 강산만이 존재할때; Before 적정  (ex. 0.1M HBr 50ml 와 0.1M NaOH 0ml) 

- 계산은 매우 간단하다. 시료인 산 밖에 존재하지 않으니

[HBr] (강산임으로 100% 해리한다) = [H^+] = 0.1M  

∴ pH = 1 , HCl의 몰은 0.1M * 50ml = 5mmol

 

 

b. 중화점 전; (10ml 0.1M NaOH) 

- 0.1M * 10ml = 1mmol 만큼의 OH^- 생성; 5mmol (초기 산의 몰량) - 1mmol (생성된 염기 몰량) = 4 mmol

이렇게 산과 생성된 염기가 화학량론적으로 정확히 반응하여 4mmol의 산이 남는다. 

총 50ml + 10ml = 60ml의 수용액이 되었으니; [H^+] = 4mmol/60ml =  0.667 M.  

∴ pH ≈ 1.18

 

 

c. 중화점; (50ml 0.1M NaOH): 

- 생성되는 OH^-는 정확히 존재하는 H^+와 같은 mol이기에 시료인 산은 모두 중화되고 pH는 7에 도달한다.

[H^+] = [OH^-] 

 

d. 중화점 이후 (75ml 0.1M NaOH)

- 이때 부터는 OH^-의 mol수가 존재하는 H^+와 모두 반응하고도 남았을때의 상황이다. 

생성되는 염기의 몰수가 초기 산의 몰수를 추월했을때의 지점을 계산해야 한다. 

75ml * 0.1M = 7.5mmol 의 염기가 생성되며 초기 5mmol의 산과 반응 후 2.5mmol의 염기가 남는다. 

즉 산의 몰농도가 아닌 염기의 몰농도를 구하여 pOH를 구하여 14 = pOH + pH 공식을 사용하여 pH를 구해야한다. 

 

2.5mmol / 125 ml = 0.02M [OH] 

pOH = -log (0.02) = 1.7

pH = 14 - 1.7 = 12.3