산과 염기의 뜨거운 만남, 중화 반응! 산과 염기가 만나 물과 염을 생성하는 중화 반응은 우리 주변에서 흔히 볼 수 있으며, 화학 분석의 핵심 원리입니다. 하지만 중화 적정, pH 변화, 당량점 등 다양한 개념들이 얽혀 있어 많은 학생들이 어려움을 느낍니다. 중화 반응 문제, 이제 마지막 일격으로 완벽하게 끝내버립시다!
학생들이 가장 많이 틀리는 대표 문제 유형 2가지, 그리고 오답률을 높이는 치명적인 함정들을 전문적이고 명확하고 간결하게 분석하여, 여러분을 중화 반응 Master로 만들어 드립니다. 자, 산과 염기의 화학적 결합을 완벽하게 이해해 볼까요?
중화 반응 문제 풀이와 오답 포인트
개념정리가 필요하시다면 참고해 보세요.
중화반응의 원리와 예제: 위산 중화제부터 폐수 처리까지
중화반응은 산과 염기가 결합하여 염과 물을 생성하는 화학 반응입니다. 이 과정은 일상생활과 산업에서 널리 활용되며, 화학의 기본 개념 중 하나로 간주됩니다. 이번 포스팅에서는 중화반응
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1. 황산-수산화나트륨 중화 반응의 부피 계산
문제 1
0.1 M 황산(H₂SO₄) 20 mL를 완전히 중화시키기 위해 필요한 0.2 M 수산화나트륨(NaOH) 용액의 부피는 몇 mL인가?
(1) 10 mL (2) 20 mL (3) 30 mL (4) 40 mL (5) 80 mL
풀이
중화 반응에서 산의 H⁺ 이온 몰수와 염기의 OH⁻ 이온 몰수는 같아야 합니다.
1. 황산의 H⁺ 이온 몰수 계산
황산(H₂SO₄)은 2가의 산이므로 1 mol의 황산에서 2 mol의 H⁺ 이온이 생성됩니다.
황산의 몰수 = 농도 × 부피 = 0.1 mol/L × 0.020 L = 0.002 mol
H⁺ 이온의 몰수 = 2 × 황산의 몰수 = 2 × 0.002 mol = 0.004 mol
2. 수산화나트륨의 OH⁻ 이온 몰수 계산
수산화나트륨(NaOH)은 1가의 염기이므로 1 mol의 수산화나트륨에서 1 mol의 OH⁻ 이온이 생성됩니다.
수산화나트륨 용액의 농도 = 0.2 mol/L
수산화나트륨 용액의 부피를 V (L)라고 하면, OH⁻ 이온의 몰수 = 농도 × 부피 = 0.2 mol/L × V (L)
3. 중화 조건 적용
H⁺ 이온의 몰수 = OH⁻ 이온의 몰수
0.004 mol = 0.2 mol/L × V (L)
V (L) = 0.004 mol / 0.2 mol/L = 0.020 L
V (mL) = 0.020 L × 1000 mL/L = 20 mL
따라서 0.1 M 황산 20 mL를 완전히 중화시키기 위해 필요한 0.2 M 수산화나트륨 용액의 부피는 20 mL입니다.
1. 황산의 2가성을 고려하지 않음: 황산(H₂SO₄)은 1몰당 2몰의 H⁺ 이온을 내놓는 2가산입니다. 많은 학생들이 이를 간과하고 1몰당 1몰로 계산하여 필요한 수산화나트륨의 몰수를 절반으로 계산하는 실수를 할 수 있습니다. 예를 들어, 황산의 몰수를 0.002 mol로 계산한 후, 필요한 수산화나트륨의 몰수도 0.002 mol이라고 생각하는 경우입니다.
2. 단순한 농도와 부피 비교: 산과 염기의 농도와 부피를 단순히 비교하여 오답을 선택할 수 있습니다. 예를 들어, 황산의 농도가 수산화나트륨의 농도의 절반이므로 부피가 두 배 필요하다고 잘못 생각하여 40 mL를 답으로 고르는 경우입니다. 중화 반응은 몰수 기준으로 일어나므로, 가수를 고려해야 합니다.
3. 계산 실수: 몰수 계산 또는 최종 부피 계산 과정에서 사소한 계산 실수를 하여 오답을 선택할 수 있습니다.
2. 염산-수산화칼륨 중화 반응을 이용한 농도 결정
문제 2
농도를 모르는 염산(HCl) 50 mL를 완전히 중화시키기 위해 0.1 M 수산화칼륨(KOH) 용액 40 mL가 필요했습니다. 염산 용액의 농도는 몇 M인가?
(1) 0.08 M (2) 0.10 M (3) 0.16 M (4) 0.20 M (5) 0.25 M
풀이
1. 수산화칼륨의 OH⁻ 이온 몰수 계산
수산화칼륨(KOH)은 1가의 염기이므로 1 mol의 수산화칼륨에서 1 mol의 OH⁻ 이온이 생성됩니다.
수산화칼륨의 몰수 = 농도 × 부피 = 0.1 mol/L × 0.040 L = 0.004 mol
OH⁻ 이온의 몰수 = 1 × 수산화칼륨의 몰수 = 0.004 mol
2. 염산의 H⁺ 이온 몰수 계산
중화점에서 산의 H⁺ 이온 몰수와 염기의 OH⁻ 이온 몰수는 같으므로, 염산 용액 속 H⁺ 이온의 몰수는 0.004 mol입니다.
염산(HCl)은 1가의 산이므로 1 mol의 염산에서 1 mol의 H⁺ 이온이 생성됩니다. 따라서 염산의 몰수도 0.004 mol입니다.
3. 염산 용액의 농도 계산
염산 용액의 농도 = 몰수 / 부피 = 0.004 mol / 0.050 L = 0.08 mol/L = 0.08 M
따라서 염산 용액의 농도는 0.08M입니다.
1. 산과 염기의 가수를 혼동: 염산(HCl)과 수산화칼륨(KOH) 모두 1가산과 1가염기이므로 가수를 고려하는 실수는 적을 수 있지만, 문제 1번과 혼동하여 불필요하게 가수를 곱하거나 나누는 실수를 할 수 있습니다.
2. 농도와 부피의 대입 오류: 염산과 수산화칼륨의 농도와 부피 값을 공식에 잘못 대입하여 오답을 계산할 수 있습니다. 예를 들어, 염산의 부피에 수산화칼륨의 농도를 대입하는 등의 실수입니다.
3. 단위 환산 오류: 부피 단위를 mL에서 L로 변환하거나, 최종 답을 요구하는 단위에 맞게 변환하는 과정에서 실수를 할 수 있습니다. 이 문제에서는 단위가 mL로 통일되어 있어 단위 환산 오류 가능성은 낮습니다.
4. 계산 실수: 몰수 계산 또는 최종 농도 계산 과정에서 사소한 계산 실수를 하여 오답을 선택할 수 있습니다.
