[화공실험] pH 측정 파이널(pH미터 사용)

소개글

pH측정 파이널레포트입니다.
부가적인 실험이론도 많이 들어있습니다.
용액제조계산식과 실험방법은 플로우차트로 작성되어 있습니다.

목차

1. 실험이론
1) 실험목적
2) 실험이론
3) 주의사항
4) pH미터 사용에서의 유의사항

2. 실험방법

3. 실험장치

4. 결과 및 고찰

1) 실험계산 및 결과
pH 계산식
용액 제조 계산식
2) 결과 고찰
pH 측정 결과
pH 측정 결과 고찰
pH 미터기 교정
3) 문제 풀이

5. 참고문헌

본문내용

pH는 용액의 산 또는 알칼리 상태의 세기를 나타내는데 널리 사용되는 용어로서 수소이온농도를 나타내는 한 방식이며, 환경의 모든 분야에 있어서 중요하다. pH는 상수 처리 분야에서는 화학적 응집, 살균 소독, 연수화, 부식방지에서 반드시 고려되어야 하는 인자이다. 생물학적 폐수처리에 있어서는 관여하는 미생물들의 성장에 적합한 범위의 pH가 유지되도록 조절해야 한다.

pH는 전기한 바와 같이 용액의 산 또는 알칼리 상태의 세기를 나타내는 용어로 수소이온 농도라하며 수소이온 농도를 그 역수의 상용대수로서 나타낸 값이다.
25。C 순수한 물은 해리하여(H2O ↔ H++OH-)10-7 mol/l 의 수소이온농도를 가진다. [H+][OH-] = 10-7×10-7 = 10-14이며, -log[H+] = 7.0이므로 순수한 물의 pH는 7.0이 된다. 물의 수소이온농도와 수산이온농도의 이온화 곱 Kw 값은 1.0 × 10-14으로서 수소이온의 농도가 커지면 상대적으로 수산이온농도가 작아지며, 반대로 수산이온농도가 커지면 상대적으로 수소 이온의 농도가 작아진다. 그러므로 pH값은 1.0∼14.0범위에 있고 7.0은 중성이며, 7.0보다 작은 것은 산성, 7.0보다 큰 것은 알칼리성이다.

수소이온농도는 일반적인 적정법으로는 측정할 수 없기 때문에 산과 그 염, 또는 염기와 그 염의 혼합용액 pH는 (Table. 2.)의 Henderson-Hasselbalch식을 이용하여 계산한다.

참고 자료

※“일반화학 제 3판“ -자유아카데미-
※ 최규원, "분석화학", p.120 ∼p.128, 박영사 (1975).
※ (http://scet.yu.ac.kr/)