0.100 M lactic acid 25.0 mL + 0.100 M NaOH (3) 12.5 mL

0.100 M lactic acid 25.0 mL + 0.100 M NaOH (3) 12.5 mL

0.100 M 젖산(lactic acid, HC3H5O3, pKa=3.86) 25.0 mL를

0.100 M NaOH 용액으로 적정하였다.

NaOH를 (1) 0.0 mL, (2) 8.0 mL, (3) 12.5 mL,

(4) 25.0 mL, (5) 26.0 mL를 첨가하였을 때

각각의 pH를 계산하시오.

[참고] 약산-강염기 적정

[ https://ywpop.tistory.com/2736 ]

pKa = –logKa = 3.86 이므로,

Ka = 10^(-3.86)

초기(처음) 젖산의 몰수

= (0.100 mol/L) × (25.0/1000 L)

= 0.0025 mol

첨가한 NaOH의 몰수를 계산하면,

(0.100 mol/L) × (12.5/1000 L)

= 0.00125 mol NaOH

산-염기 중화반응

HA(aq) + NaOH(aq) → NaA(aq) + H2O(l) 또는

HA(aq) + OH^-(aq) → A^-(aq) + H2O(l)

---> 가한 염기(OH^-)의 몰수만큼

산(HA)의 몰수는 감소(소모)되고,

짝염기(A^-)의 몰수는 증가(생성)된다.

> 남아있는 산의 몰수 = 0.0025 – 0.00125 = 0.00125 mol

> 생성된 짝염기의 몰수 = 0.00125 mol

약산-강염기 적정 중(당량점 이전)에는

약산과 짝염기가 동시에 존재하므로,

완충 용액이 형성된다.

---> 완충 용액의 pH는 Henderson-Hasselbalch식으로 계산.

Henderson-Hasselbalch 일반식

pH = pKa + log([짝염기]/[약산])

( 참고 https://ywpop.tistory.com/1926 )

= 3.86 + log(0.00125 / 0.00125)

= 3.86

답: pH = 3.86

[참고] 약산과 짝염기는 동일한 비커 속에 함께 존재하므로,

부피가 같다.

---> Henderson-Hasselbalch식에

몰농도 대신 몰수를 대입해도 된다.

계산 시간을 절약하자.

[참고] 반-당량점. 반-중화점

“남아있는 약산의 mol수 = 생성된 짝염기의 mol수” 이므로,

log([짝염기]/[약산]) = 0

---> pH = pKa = 3.86

( 참고: 반-당량점 https://ywpop.tistory.com/10228 )

[참고] 용액의 pH는 3.53에서 3.86으로 증가.

[키워드] 약산-강염기 적정 기준, 젖산 NaOH 적정 기준, lactic acid NaOH 적정 기준, 반당량점 기준, 반중화점 기준, 반-당량점 기준, 반-중화점 기준