총산도 측정

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목차

1. 제 목
2. 날 짜
3. 목 적
4. 원 리

본문내용

수용액에서 H⁺나 이온의 농도는 흔히 너무 작은 값이어서 이 값을 그대로 나타내기가 불편함으로 1909년 네덜란드 화학자 소렌센이 PH라고 하는 더 실용적인 방법을 제안하였다. 용액의 PH는 수소이온 농도(mol/L)의 음의 로그로 정의한다.
PH = -log[H₃O⁺] 또는 PH = -log[H⁺]

[H⁺]가 작은 값이기 때문에 음의 로그를 취하면 PH값은 양수가 된다. PH는 단지 수소 이온 농도를 나타내는 방법이므로 25℃에서 산성과 염기성 용액은 PH값에 따라 다음과 같이 구분할 수 있다.

산성용액 : [H⁺] > 1.0 × 10⁻⁷ M. PH < 7.00
염기성 용액 : [H⁺] < 1.0 × 10⁻⁷ M. PH >7.00
중성용액 : [H⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M. PH=7.00

때로는 용액의 PH값을 주고 [H⁺] 이온 농도를 계산하라고 하는 경우도 있다. 그러한 경우 [H⁺] = 1.0 × 10^-PH의 식으로 계산한다. PH 정의와 용액 농도를 포함하는 모든 계산은 암시적으로 이상적 거동을 가정하기 때문에 오차를 수반한다는 것을 알아야 한다. 실제로는 이온쌍 형성과 다른 형태의 분자간 상호 작용들이 용액 중 화학종의 실제 농도에 영향을 줄 수 있다. 용액에서의 용질의 실제 즉 “유효” 농도는 용액에 원래 넣어준 물질의 양으로 알고 있는 우리가 생각하는 것과 다를 수 있다. 한 가지 방법은 농도를 유효농도인 활동도로 바꾸어 쓰는 것이다.

PH = -log a H+

aH+는 H⁺이온의 활동도이다. 이상 용액의 활동도는 농도와 같다. 실제 용액에서 활동도는 대게 농도와 다르며 때로는 상당히 다르다. 묽은 용액을 제외하면 H⁺ 이온의 몰농도가 활동도 값과 같지 않으므로 측정한 PH는 대게 계산한 값과 같지 않다. 실험실에서 PH는 PH미터로 측정한다.

참고 자료

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