본문내용
1. pH 측정 원리
1.1. 용액의 산성 및 알칼리성 정도
용액이란 한 물질이 다른 물질에 녹아있는 상태이며, 평균 직경이 0.05~0.25nm 정도 되는 원자, 분자 혹은 작은 이온들이 균일하게 섞여 있는 혼합물이다. 용액을 형성하기 위해서는 녹아 들어가는 물질인 용질과 녹이는 물질인 용매 간의 분자 간 상호작용이 필요하다.
pH는 용액의 산성 또는 알칼리성의 정도를 나타내기 위해 몰농도로 나타낸 수소이온농도의 역수의 대수 값이다. 이는 용액에 존재하는 수소이온(H3O+) 농도에 따라 결정되며, pH = -log[H3O+]의 식으로 나타낼 수 있다. 따라서 산성 용액은 pH가 낮고 알칼리성 용액은 pH가 높다.
중성 용액의 pH는 7이며, 이보다 낮은 용액은 산성, 이보다 높은 용액은 알칼리성을 나타낸다. 강산은 물에 녹아 많은 양의 수소이온을 만들지만, 약산은 물에 녹아 적은 양의 수소이온만을 만든다. 예를 들어 황산이나 염산은 강산이고 초산은 약산이다.
용액의 pH는 산-염기 지시약이 수소이온 농도에 따라 변색되는 것을 관찰하거나 pH 미터를 이용한 전기적 측정을 통해 확인할 수 있다. 지시약은 용액의 pH 범위에 따라 서로 다른 색을 나타내며, pH 미터는 용액 속 지시전극과 기준전극 사이의 전위차를 측정하여 pH를 결정한다.
1.2. pH 측정 방법
1.2.1. 산-염기 지시약 이용
산-염기 지시약은 수소이온 농도에 의해 변색되는 약한 산 혹은 약한 염기이다. 산형과 염기형이 다른 색깔을 나타내는데, 이는 산형인 HInd와 염기형인 Ind-의 농도 비율과 관련된다. 지시약의 해리상수 KHInd = [H3O+][Ind-] / [HInd]에 따라, 지시약의 색깔은 [Ind-] / [HInd] 비율에 의해 결정된다.
용액의 수소이온 농도가 크면 대부분의 지시약은 산형의 색깔을 나타내고, 수소이온 농도가 작으면 염기형의 색깔로 변한다. 수소이온 농도가 지시약의 해리상수와 같으면 산형과 염기형의 농도가 같아져 지시약의 색상이 중성이 된다. 따라서 다양한 지시약을 사용하여 색깔을 비교함으로써 대략적인 pH 값을 알아낼 수 있다.
지시약의 변색 범위는 지시약에 따라 다르며, 산형과 염기형 사이에서 지시약의 분자 분포는 수소이온 농도에 따라 달라진다. 따라서 용액의 수소이온 농도가 변함에 따라 지시약이 들어있는 용액의 색깔도 변하게 된다. 이처럼 산-염기 지시약을 이용하면 용액의 pH를 대략적으로 측정할 수 있다.
1.2.2. pH 미터를 이용한 전기적 측정
pH 미터는 전극을 사용하는 전기적 pH 측정장치로서 pH 전역에 걸쳐 측정할 수 있다. 산화성 및 환원성의 물질이나 비수용액뿐만 아니라 착색된 용액의 pH도 측정할 수 있다. pH 미터에 의한 전기적 측정법은 용액 속에 담근 지시전극과 기준 전극 사이의 전위차 측정에 의하여 pH를 결정하는 방법이다. 지시전극의 특징은 용액의 pH 변화에 비례하여 전위가 변한다는 점이다. 이에는 수소전극, 퀸히드론 전극, 안트몬전극, 유리전극 등이 있으나 일반적인 측정에는 유리전극이 많이 사용된다. 표준이 되는 기준전극은 수소전극이지만 사용하기가 불편하므로 유리전극의 내부전극과 같은 종류, 같은 조성을 가진 포화 칼로멜 전극이 쓰이는데, 이것은 용액의 pH에 관계없이 일정한 전극전위를 나타내는 특징이 있다.
Nernst 방정식에 따르면 표준전극의 기전력은 25°C에서 E = 0.0591 log 1/[H3O+]의 관계식으로 나타낼 수 있다. 따라서 수소전극을 기준전극에 연결하면 pH는 pH=(E-E0)/0.0591의 식으로 주어진다. 여기서 E0는 칼로멜전극일 때 0.0336V이다. 현재 시판되고 있는 pH 미터는 지시 눈금이 pH 단위로 표시되어 있으므로 용액의 pH를 ...
