pH 측정법

목차

1. 목적
2. 이론
3. 실험 기구 및 시약
4. 안전환경 주의사항
5. 실험 방법

본문내용

1. 목적

pH의 정의를 이해하고 간단한 용액의 pH는 쉽게 계산되어지지만 실제로 사용되는 대부분의 용액은 대단히 복잡하여 그 pH가 쉽게 계산되지 않기 때문에 지시약이나 pH 미터를 이용하여 pH를 측정하게 된다. pH 측정기의 원리를 습득함으로서 실생활에 사용하고 있는 여러 음용수의 pH를 측정한다.

2. 이론

1) pH
주어진 온도에서 어떤 용액의 산성 또는 염기성의 특성 및 그 세기는 pH 또는 수소이온의 활동도에 의해 나타내어진다. 매우 묽은 용액에서는 pH를 수소이온의 농도로 사용하는 것이 적당하지만 수소이온의 실제농도는 아니다. 유효농도라는 용어가 활동도의 단순한 정의로 사용되기도 하지만, pH가 수소 이온의 활동도를 표현하는 보편적인 방법이다.

물이나 수용액에서 다음 평형방정식이 pH를 표현하기 위하여 사용되어진다.

H2O = H+ + OH- (1)

극히 순수한 물은 단지 일부만이 이온화된다. 물의 이온화 상수(Kw)는 일정하다.

[H+][OH-] = Kw = 1.01×10-14 at 25℃
즉: [H+] = [OH-] = 1.01×10-7 M

여기서:
[H+] = mole/liter에서 수소이온(H+)의 활동도
[OH-] = mole/liter에서 수산이온(OH-)의 활동도

pH는 다음과 같이 정의된다.

pH = -log[H+]
그리고 pOH = -log[OH+]
식 (1)의 물의 이온적 상수로부터
-log[H+] + -log[OH-] = Kw = 14 at 25℃ 또는 pH + pOH = 14

이 식은 수용액에서 pH의 크기가 0에서 14로 제한됨을 나타낸다. 그리고 pH = 7은 OH-와 H+의 활동도가 같기 때문에 25℃에서 중성의 물로 표현된다. 그리고 각각의 대략적 농도는 10-7 M 이다.
실제, 아무것도 포함하지 않은 순수한 물에서 10-5 M의 염산 용액은 pH 5.00에 가깝다. 그러나 용액이 1M의 바탕이온세기를 갖는다면 산, 염기는 다른 이온들로 인한 이온적 상호작용으로 다른 pH를 나타낸다.

참고 자료

없음