산용액 제조 결과 보고서 (화학과 분석화학실험)

목차

1. Observation
2. Result
3. Discussion
4. Reference

본문내용

Observation
이번 실험은 농도를 아는 강산 HCl 용액을 제조하여 Na2CO3와의 반응을 통해 HCl 용액을 표준화하고, 미지농도의 강염기 NaOH과의 적정으로 NaOH의 농도를 구하는 실험이었다.

우선 이번 실험에서 사용한 HCl은 35 % HCl로 0.1M HCl 250ml를 제조하기 위해 계산이 필요했다. 계산한 부피만큼 증류수와 천천히 섞어주었다. HCl 용액을 표준화하기 위해 사용한 1차 표준물질은 탄산나트륨(Na2CO3) 이었다. 탄산나트륨은 고체 결정성 물질로, 물에 잘 용해되며 물에 용해되었을 때 발열반응이 적은 물질이다. 탄산나트륨은 수용액 상태에서 pH 11.8인 약염기성 물질이다. 이러한 물질이 HCl을 만나게 되면 다음과 같이 반응한다.

Na2CO3＋2HCl → 2NaCl＋H2O＋CO2↑

약염기인 탄산나트륨과 강염기의 HCl의 중화반응을 통해 NaCl 염과 물과 이산화탄소를 생성한다.

< 중 략 >

Discussion
(1) 산염기 적정 pH 변화
(그림 첨부)
강산+ 강염기 적정그래프는 pH 변화의 폭이 상당히 넓다. 당량점의 위치도 비교적 pH 7에 가깝게 측정이 된다. 강산+약염기 적정 그래프와 약산+강염기 적정 그래프는 pH 변화의 폭이 강산+강염기에 비해 상대적으로 좁으며, 당량점의 위치는 강산+약염기는 pH 7이하에서, 약산+강염기는 pH 7 이상에서 측정된다. 그 이유는 당량점 구간에서 용액 내에 중화 반응 직후 남아있는 H+이온 또는 OH-이온이 pH값에 영향을 주기 때문이다. 약산+약염기 적정그래프는 강산+강염기 적정그래프와 비교했을 때 pH 변화의 폭이 상당히 좁지만, 당량점의 위치는 비교적 pH7에 가깝다. pH 변화의 폭이 서로 다른 이유는 산 염기가 수용액에서 용해된 정도가 다르기 때문이다. 강산과 강염기의 경우 용액에 99%정도 거의 다 이온화상태를 가지지만, 약산과 약염기의 경우 용액에 일부만 용해되어 이온화 상태를 가지기 때문이다.

참고자료

· 예비 보고서 참고
· 핸드아웃 참고
· http://www.chemmate.com/chem2/5/5-3-2.htm(그림)