산 및 염기 농도

산과 염기

Arrhenius 산은 물에 용해될 때 수소 이온을 생성합니다.

HA + H₂O → H⁺_(aq) + A^-_(aq)

여기서 HA는 비해리산, H⁺는 수소 양이온, A^-는 접합 염기라고 하는 용매 음이온입니다. Arrhenius 염기는 물에 용해될 때 수산화물 이온을 생성합니다.

BOH + H₂O → B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

여기서 BOH는 해리되지 않은 염기, OH^-는 수산화물 이온, B⁺는 공액산이라고 하는 용매 양이온입니다. 켤레 염기는 산이 수소 이온을 잃고 수소를 얻을 수 있는 잠재력을 가질 때 형성됩니다. 켤레 산(conjugate acid)도 마찬가지인데, 이는 염기가 수산기를 잃고 이를 회복할 가능성이 있을 때 형성됩니다. 모든 산에는 켤레 염기가 있고 모든 염기에는 켤레 산이 있습니다.

산도

pH는 용액의 산도 정도이며 용액 내 수소 이온의 양을 측정한 것입니다. pH 척도는 대수이며 0에서 14까지입니다. pH가 7 미만인 수용액은 산성으로 설명되고 pH가 7 이상인 수용액은 알칼리성 또는 염기성으로 설명됩니다. pH 7의 용액은 중성으로 간주됩니다.

용액의 pH는 용액 내 수소 이온 농도의 음의 로그 염기 10과 같습니다.

물은 수소 이온과 강하게 상호 작용하는데, 이는 수소 이온의 강한 양전하가 주변 물 분자의 음극을 끌어당기기 때문입니다. 사실, 그들은 매우 강하게 상호 작용하여 공유 결합과 히드로늄이라고 하는 H₃O⁺ 양이온을 형성합니다. 위의 방정식은 이를 반영하기 위해 다시 작성되었습니다.

단순화를 위해 pH를 논의할 때 히드로늄 이온 대신 수소 이온의 농도를 언급하겠습니다. 용액의 pH 값이 낮을수록 더 많은 수소 이온이 존재하고 더 나아가 용액의 산성도가 높아집니다. 예를 들어, 황산 1mM의 pH는 2.75인 반면 염산 1mM의 pH는 3.01입니다. 황산 용액 내 수소 이온의 농도는 1 × ^10-2.75로 계산되는 반면, 염산 용액 내 수소 이온의 농도는 1 × ^10-3.01이다. 따라서 황산에는 더 많은 수소 이온이 존재하며 더 산성입니다. 두 용액의 pH가 pH 값의 절반 정도만 변할 수 있지만 pH 척도의 로그 특성으로 인해 수소의 양이 크게 변한다는 점을 기억하십시오.

산과 염기의 강도

산의 강도는 공액 염기의 전기 음성도와 산성 수소의 극성에 영향을 받습니다. 따라서 강도는 수소 양이온(H⁺)이 음이온에서 얼마나 쉽게 분리되는지를 나타냅니다. 강산과 염기는 수용액에서 완전히 해리되는 반면, 약산과 염기는 접합 이온으로 부분적으로만 해리됩니다.

해리 상수 K_a는 산의 강도를 나타냅니다. Ka_는 비해리산 HA의 농도, 수소 양이온 및 공액 염기의 농도 A^-를 사용하여 계산됩니다. K_a 값이 높을수록 더 강한 산을 나타내고 K_a 값이 작을수록 더 약한 산을 나타냅니다.

K_a 는 수치적으로 매우 작으며 K_{a 의} 음의 로그 밑 10 인 pK_a 형태로 보고되는 경우가 많습니다. pK_a 값이 낮으면 산이 더 강하고 pK_a 값이 높으면 산이 약합니다.

일부 산은 하나의 수소 이온만 해리하므로 1pK_a 값을 갖습니다. 이러한 산을 단양성자라고 합니다. 그러나 일부 산은 하나 이상의 수소 이온을 해리할 수 있으며 이를 다양성자라고 합니다. 이러한 산은 각 수소 이온 해리에 대한 pK 값을 갖습니다.

pK_a는 Henderson-Hasselbalch 방정식에 표시된 것처럼 산-염기 반응의 평형 pH를 계산하는 데에도 사용할 수 있습니다.

Henderson-Hasselbalch 방정식은 공액 염기와 약산의 농도가 알려진 경우 pH를 계산하거나 pH와 농도가 알려진 경우 pK_a를 계산하는 데 사용됩니다.

적정

산-염기 반응은 적정을 사용하여 정량적으로 연구됩니다. 적정 실험에서는 표준 용액이라고 하는 알려진 농도의 용액을 사용하여 다른 용액의 농도를 측정합니다. 산-염기 적정을 위해 표준화된 염기 용액을 농도를 알 수 없는 산에 천천히 첨가합니다(또는 산이 염기에 첨가됨). 산-염기 반응은 소금과 물을 형성하는 중화 반응입니다. 산에 있는 수소 이온의 몰이 염기에서 첨가된 하이드록실 이온의 몰과 같을 때 용액은 중성 pH에 도달합니다.

산-염기 적정을 수행하기 위해 뷰렛을 사용하여 미지의 산의 교반 플라스크에 표준화된 염기를 천천히 첨가하여 부피를 측정하고 염기를 적가할 수 있습니다. 용액의 pH는 산에 첨가된 pH 지시약을 사용하여 적정 전반에 걸쳐 면밀히 모니터링됩니다. 일반적으로 페놀프탈레인은 용액이 염기성이 될 때까지 무색으로 유지되어 연한 분홍색으로 변하기 때문에 사용됩니다.

적정이 당량점(수소 이온의 몰이 추가된 수산기 이온의 몰과 같을 때)에 가까워짐에 따라 pH 지시약은 과도한 수산기 이온으로 인해 일시적으로 색상을 변경합니다. 플라스크가 소용돌이치면 pH 지시약의 산성 색상이 돌아옵니다. 적정이 완료되었으며 소량의 하이드록실 이온이 지표자를 영구적으로 기본 색상으로 변경할 때 종말점에 도달했습니다.

적정 곡선은 용액의 pH 대 첨가된 표준화된 염기의 부피를 비교한 그래프입니다. 당량점은 곡선의 변곡점에 위치하며 적정 곡선의 2차 도함수로 계산됩니다.

산이 다양성자인 경우 각 수소 이온 해리에 대해 하나씩 여러 개의 당량 점을 갖습니다. 단프로트산의 경우 당량점의 중간 지점 또는 폴리프로트산의 경우 당량점 사이의 pH는 산의 pK_a와 같습니다.

참조

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). 화학 및 화학 반응성. 캘리포니아 벨몬트 : Brooks / Cole, Cengage Learning.
2. Silberberg, M.S. (2009). 화학: 물질과 변화의 분자적 성질. 매사추세츠주 보스턴: McGraw-Hill.
3. Harris, D.C. (2015). 정량적 화학 분석. 뉴욕, 뉴욕 : WH 프리먼 앤 컴퍼니.

Arrhenius acid는 물에 용해될 때 수소 이온을 생성하는 물질이고 염기는 수산화물 이온을 생성하는 물질입니다. 수소 이온은 즉시 물과 반응하여 히드로늄 이온을 형성하지만 단순화를 위해 계속 수소 이온으로 생각할 것입니다. 용액에 있는 수소 이온 또는 수산화물 이온의 양에 따라 산성 또는 염기성으로 간주됩니다.

우리는 수소 이온 농도의 음의 로그로 계산되는 pH를 사용하여 산도 또는 염기성의 양을 측정합니다. 따라서 7 미만의 pH 값은 산성이고 7 이상의 pH 값은 염기성입니다. pH 7은 중성입니다.

산과 염기는 또한 pH와 다른 강도에 따라 비교됩니다. 산의 강도는 수소 이온이 켤레 염기라고 하는 음이온에서 얼마나 쉽게 해리되는지와 관련이 있습니다. 수산화물 이온(hydroxide ion)과 그 공액산(conjugate acid)과 관련하여 염기에 대해서도 동일한 아이디어가 이어집니다. 산 해리 상수 또는 K_a를 사용하여 해당 강도에 값을 할당할 수 있습니다.

K_a는 비해리산과 해리된 수소 이온 및 접합체 염기의 농도를 사용하여 정의됩니다. 이 관계는 종종 pK_a로 표시되는 것을 볼 수 있으며, 이는 단순히 K_a의 음수 로그입니다. pK_a가 작을수록 산이 더 강해집니다.

염산과 같은 일부 산은 단양성자인데, 이는 수소 이온을 하나만 해리할 수 있음을 의미합니다. 인산과 같은 폴리프로트산은 여러 수소 이온을 해리할 수 있습니다. 각 해리에는 고유한 pK_a가 있습니다.

그렇다면 pK_a는 어떻게 결정할 수 있을까요? 한 가지 방법은 산-염기 적정을 수행하는 것입니다. 적정은 농도를 알 수 없는 용액에 농도가 알려진 용액을 천천히 첨가하면서 이들 사이의 반응을 관찰하여 수행됩니다. 이 경우, 산은 중화 반응에서 염기와 반응하여 소금과 물을 형성합니다.

따라서 산에서 수소 이온의 농도를 측정하려면 산이 중화될 때까지 알려진 수산화물 이온 농도를 가진 강한 염기로 간단히 적정할 수 있습니다. 적정을 정확하게 수행하려면 염기를 표준화해야 하며, 이는 정확한 수산화물 이온 농도를 알고 있어야 함을 의미합니다. 이것이 항상 간단한 것은 아닙니다.

예를 들어, 실험에 사용할 NaOH는 흡습성이 매우 높아 대기에서 물을 흡수합니다. 이것은 NaOH에 고체와 용액 모두에서 발생합니다. 따라서 NaOH 용액의 실제 농도는 예상보다 낮을 수 있습니다.

NaOH의 정확한 농도를 측정하려면 먼저 산-염기 적정을 수행해야 합니다. 이렇게하려면 염기를 사용하여 알려진 농도의 산을 적정해야합니다. 칼륨 수소 프탈레이트(KHP)는 비흡습성산이므로 질량에서 농도를 정확하게 계산할 수 있습니다.

적정이 완료되었을 때(산이 중화되었음을 의미함) 페놀프탈레인(phenolphthalein)과 같은 pH 지시약을 사용하여 확인할 수 있습니다. Phenolphthalein은 약 pH 0에서 pH 8 사이에서 중성이며 무색입니다.

pH가 증가함에 따라 두 개의 수소 이온이 해리됩니다. 이 음이온 형태는 분홍색입니다. 따라서 적정을 시작할 때 KHP 용액은 산성이고 페놀프탈레인은 무색입니다. NaOH를 첨가하고 수소 이온이 중화되면 pH가 증가합니다.

이 반응에서, 용액은 동일한 양의 산과 염기가 함께 혼합되었을 때 중성입니다. 그 후 NaOH를 조금 더 첨가하면 pH가 염기되고 용액이 분홍색으로 변합니다. 이를 엔드포인트라고 합니다. KHP의 몰과 이를 중화하는 데 사용되는 NaOH의 부피를 알고 있다면 염기의 정확한 농도를 계산할 수 있습니다.

표준화된 염기가 확보되면 pH를 모니터링하면서 표준화된 염기로 알려진 산의 농도를 적정하여 산의 pK_a를 결정할 수 있습니다. 첨가된 염기의 부피 대비 pH의 플롯을 적정 곡선이라고 합니다. 곡선은 일반적으로 S 또는 시그모이드 모양을 따르며, 곡선의 가장 가파른 부분의 변곡점은 등가 점을 나타냅니다.

여기서 수산화물 이온과 해리된 수소 이온의 몰은 동일합니다. pK_a와 마찬가지로 해리된 각 수소 이온에 대해 하나의 당량점을 볼 수 있습니다. 따라서 monoprotic acid는 당량점이 하나뿐이고 triprotic acid는 3 개입니다.

적정을 수행할 때 pH 지시약이 무색에서 분홍색으로 간신히 변할 때 당량점을 통과했음을 알 수 있습니다. 이를 적정 종말점이라고 합니다. 염기를 표준화할 때와 마찬가지로, 이것은 용액에 약간의 수산화물 이온이 과량하여 약간 염기성인 경우입니다.

그래프의 또 다른 변곡점은 당량점의 중간에서 발생합니다. 여기서, 해리된 산과 해리되지 않은 산의 농도는 동일합니다. 따라서 이 지점의 pH는 pK_a와 같습니다. 따라서 적정을 수행하고 당량점 부피를 결정하면 이 부피의 절반에서 pK_a를 pH로 계산할 수 있습니다.

이 실험실에서는 먼저 염기를 표준화한 다음 표준화된 염기를 사용하여 2개의 pK_a를 측정하여 적정을 수행합니다.