(2 điểm) Cốc A chứa 50mL dung dịch KOH 0,1 M được chuẩn độ bằng dung dịch HNO3 0,1 M. Sau khi thêm 52 mL dung dịch HNO3 vào, pH của dung dịch trong cốc là bao nhiêu?
Chào các pro, hiện mình đang cần support nhanh chóng để giải đáp câu hỏi này. Ai có thể chia sẻ kiến thức của mình không?

Phương pháp giải:

1. Xác định số mol dung dịch HNO3 đã thêm vào cốc A:
Số mol dung dịch HNO3 = n = C.V = 0,1 * 0,052 = 0,0052 mol

2. Xác định số mol dung dịch KOH ban đầu:
Theo phương trình phản ứng: KOH + HNO3 -> KNO3 + H2O
Ta thấy tỉ lệ mol giữa KOH và HNO3 là 1:1, vì vậy số mol dung dịch KOH ban đầu cũng là 0,0052 mol.

3. Tính dung tích dung dịch KOH ban đầu:
C = n/V => V = n/C = 0,0052/0,1 = 0,052 L = 52 mL

4. Tính pH của dung dịch sau khi thêm dung dịch HNO3:
Với số mol dung dịch KOH ban đầu là 0,0052 mol và dung tích là 50 mL, ta có:
[OH-] = n/V = 0,0052/0,05 = 0,104 M
=> [H+] = Kw/[OH-] = 1 * 10^-14/0,104 = 9,62 * 10^-14 M
=> pH = -log[H+] = -log(9,62 * 10^-14) = 13,02

Câu trả lời: Khi thêm 52 mL dung dịch HNO3 0,1 M vào cốc A chứa 50 mL dung dịch KOH 0,1 M, pH của dung dịch trong cốc là 13,02.

Ta có số mol KOH = 0.1*50/1000 = 0.005 mol. Khi chuẩn độ, số mol HNO3 tiêu hóa sẽ tương đương với số mol KOH. Vậy sau khi thêm 52 mL dung dịch HNO3 vào, số mol HNO3 tiêu hóa là 0.005 mol. Từ đó, ta tính được nồng độ HNO3 sau phản ứng: C = n/V = 0.005/52 = 0.000096 M. Tiếp theo, ta tính pOH = -log[OH-] = -log(C) = -log(0.000096) = 3.02. Vậy pH của dung dịch trong cốc là 14 - 3.02 = 10.98.

Đầu tiên, ta xác định số mol KOH trong cốc A: số mol = n = C*V = 0.1*50/1000 = 0.005 mol. Sau đó, ta sử dụng công thức tính pH của dung dịch bazơ: pH = 14 - pOH = 14 - (-log[OH-]). Từ cân bằng hóa học giữa KOH và HNO3, ta biết rằng số mol HNO3 ≈ số mol OH-. Vì vậy, sau khi thêm 52 mL dung dịch HNO3 vào, số mol OH- bị tiêu hóa là 0.005 mol. Vậy, pH của dung dịch trong cốc là 14 - (-log[0.005]) = 14 + log[0.005] = 14 + (-2) = 12.

\(n_{OH^-}=0,05.0,1=0,005\left(mol\right)\\ n_{H^+}=0,1.0,052=0,0052\left(mol\right)\\ H^++OH^-\rightarrow H_2O\\ Vì:\dfrac{0,005}{1}< \dfrac{0,0052}{1}\Rightarrow H^+dư\\ n_{H^+\left(dư\right)}=0,0052-0,005=0,0002\left(mol\right)\\ \left[H^+\right]=\dfrac{0,0002}{0,102}=\dfrac{1}{510}\left(M\right)\\ pH=-log\left[H^+\right]=-log\left[\dfrac{1}{510}\right]\approx2,7076\)