실험보고서 - 용액의 pH 측정
분야
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용액의 pH 측정
목차
1. 실험목적
2. 이론
3. 실험내용
4. 결과 및 토론
5. 결론
6. 참고문헌
1. 실험목적
pH측정의 의의와 원리를 알고 산성인 음료수를 마셔도 죽지 않는 이유를 알 수 있다.
2. 이론
2.1. pH(수소 이온 농도)
용액 중의 수소이온 H+의 농도를 수소 이온 농도라고 한다. 1L의 용액 속에 존재하는 수소 이온의 그램 이온수를 의미한다. 이 값은 매우 광범위하게 변하기 때문에 보통 편리를 위해 수소 지수를 사용하여 표시한다. 이 값은 이온 지수의 일종으로 보통 1L 속의 수소 그램 이온수의 역수의 상용로그를 취하며, pH 또는 pH의 기호로 표시하고 있다. 예를 들면 순수한 물은 1기압, 25℃에서는 수소이온의 농도[H+]는 약 10-7그램 이온(물의 이온곱 Kw=[H+][OH-]=10-14 pH+pOH=14)이므로 이때의
pH=log1/[H+] = -log[H+]=7
이 된다. 수소이온 농도가 10-7그램 이온보다 클 때([H+]>[OH-]), 즉 pH가 7보다 작을때 그 용액은 산성이고, 그 반대일 때가 알칼리성이다. 수소 이온 농도를 측정하는 방법은 크게 나누어 전위차를 측정하는 방법과 수소 이온 농도 지시약을 사용하는 방법이 있다. 전자는 검액을 사용해서 수소 전극을 만들고, 이것을 표준 수소 전극 또는 염화수은 전극과 조합하여 전지를 만들어 그 동전력을 측정해 구하는 방법이다. 수소 전극은 취급이 까다롭기 때문에, 유리전극, 퀸히드론 전극, 안티몬 전극 등을 사용하는 방법도 있다. 산염기 지시약을 사용할 때에는 수소 이온 농도를 알고 있는 표준액을 몇 가지 준비하여, 이것을 같은 부피의 시험관에 넣고 지시약을 같은 양 넣어 비색 표준액을 만든다. 검액에도 동일조건하에서 지시약을 같은 양 넣어 비색 표준액을 만든다. 검액에도 동일조건하에서 지시약을 넣고, 그 발색을 비교한다. 정확하게 하기 위해서는 비색계를 사용한다. 간단히 하려면 pH시험지를 사용하여, 그 정색을 표준과 비교한다. 지시약법에 의할 때에는 완충농이 없는 용액에서는 색소 자체의 염기성 또는 산성에 의하여 용액의pH가 편하는 경우도 있고, 염의 공존에 의한 영향, 단백질, 알칼로이드 등에 색소 흐박에 의한 오차 등을 고려하지 않으면 오차가 뚜렷하게 커질 염려가 이싿. 수소 이온 농도는 용액의 산성 강도를 나타내고, 분석화학, 콜로이드화학, 생화학, 기타화학의 각 분야와 그 응용면에서 중요한 양이다.
2.2. 물의 산-염기 성질
우리가 잘 알고 있는 것과 같이 물은 매우 독특한 용매이다. 물의 특별한 성질 중의 하나는 물이 산으로도 염기로도 작용할 수 있는 능력이 있다는 것이다. 물은 HCl이나 CH3COOH와 같은 산과 반응할 때에는 염기로서 행동하고, NH3와 같은 염기와 반응할 때에는 산으로서 행동한다. 물은 매우 약전해질이므로 약한 전기 전도체이지만 조금은 이온화 한다.
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
짝산-짝염기 쌍은 (1) H2O(산)과 OH-(염기)와 (2) H3O+(산)과 H2O(염기)이다.
산-염기 반응의 연구에서는 수소 이온 농도가 열쇠이다. 그 값이 용액의 산도 또는 염기도를 나타낸다. 물분자들 중 극히 일부분만 이온화 되므로, 물의 농도[H2O]는 사실상 변하지 않은 채로 있다. 물의 자체 이온화에 대한 평형상수는 다음과 같이 나타낼 수 있다.
