산과 염기

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산과 염기에 대한 보고서 자료입니다.

목차

1. 산과 염기의 반응
루이스의 산과 염기
브뢴스테드-로우리의 정의
아레니우스(Arrhenius, S. A.)의 산.염기 정의

본문내용

1단계),
ii) HS-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + S2-(aq) (2단계),
i)식 + ii)식 : H2S + 2H2O(l) 2H3O+(aq) + S2-(aq),
가. 이온화도와 이온화 상수와의 관계
① 농도가 C mol/L인 산 HA의 수용액의 이온화도가 α일 때, 산 HA의 이온화 상수를 구하면,
HA(aq) = H2O(l) + H3O(aq) + A-(aq)
(처음 농도): C 0 0
(이온화된 농도): - Cα + Cα + Cα
-------------------------------------
(평형 농도): C-Cα Cα Cα
② 약한 산인 경우, 이온화도 α가 매우 작으므로 (1-α) ≒ 1,
③ 약한 산의 수소이온 농도 [H+] 구하기
[H+] = Cα
나. 이온화 평형의 이동: 약한 전해질의 이온화평형도 화학평형에서와 같이 외부 조건에 따라 평형이
이동한다.
① 공통이온 효과(common ion effect): 약한 전해질의 수용액에 그 속에 포함되어 있는 이온과
같은 종류의 이온을 가하면 용액의 이온화 평형은 가해진 이온의 농도가 감소하는 방향으로 이동하여 새로운 평형 상태로 되는 현상(르 샤틀리에의 원리 적용).
예) 아세트산 수용액[CH3COOH(aq)]에 아세트산나트륨(CH3COONa)을 가했을 때(=완충 용액),
CH3COO-의 농도가 증가하였으므로 '르 샤틀리에의 원리'에 의해 반응은 증가된
CH3COO-의 농도가 감소하는 '역반응'이 진행되어 수소 이온 농도 [H+]는 감소된다.
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)
CH3COONa(aq) CH3COO-(aq) + Na+(aq)
② 완충 용액(buffer solution): 약한 산에 그 약한 산의 염을 넣은 용액이나, 약한 염기에 그 약한
염기의 염을 넣은 용액은 산이나 염기를 가해도 용액의 pH가 공통 이온 효과 때문에 크게 변하지 않는 용액.
예) CH3COOH에 CH3COONa를 가한 용액(=완충 용액):
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq) (약한 산이므로 약간 이온화함)
CH3COONa(aq) CH3COO-(aq) + Na+(aq)(약한산의 염이므로 거의 100 이온화함).
이 용액에 ⑴ 강산인 HCl을 가하면 H+의 농도 증가; 역반응 진행(르샤틀리에 원리), 증가한
만큼 H+의 농도 감소. 따라서 pH의 변화는 거의 없다.
CH3COO-(aq) +H+(aq) CH3COOH(aq)
⑵ 강염기인 NaOH을 가하면 OH-이 생겨(H+ + OH- -→ H2O) H+의 농도 감소; 정반응
진행(르샤틀리에 원리), 감소한 만큼 H+의 농도 증가. 따라서 pH의 변화는 거의 없다.
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)
(2) pH와 중화 적정
① 물의 자동 이온화
가. 순수한 물은 양쪽성 물질이므로 H+를 서로 주고 받아 아주 적은 양의 H3O+와 OH-를
생성함.(매우 약한 전해질)
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)에서
나. 물의 이온곱 상수(Kw): 물의 농도는 항상 일정하므로,
Kw = K × [H2O]2 = [H3O+] [OH-]
㉠ 물의 이온곱 상수(Kw)는 온도가 높을수록 증가함.
㉡ 순수한(=중성) 물에서는 [H3O+]와 [OH-]는 같으므로,
25℃에서, Kw=[H3O+] [OH-]=[H3O+]2mol2/L2
따라서, [H3O+] = [OH-] = 1.0 × 10-7 mol/L
다. 수소 이온 농도
㉠ 수소 이온 농도와 용액의 액성: 물의 이온곱 상수 Kw = [H3O+] [OH-]는 순수한
물에서는 물론 모든 수용액에서 성립한다. 순수한 물보다 [H3O+]가 증가하면 [OH-]가
작아져서 산성 용액이 되고, 순수한 물보다 [OH-]가 증가하면 [H3O+]가 감소하여 염기성
용액이 된다.
i) 산성 용액: [H3O+] > [OH-], [H3O+] > 1.0 × 10-7 mol/L
ii) 중성 용액: [H3O+] = [OH-], [H3O+] = 1.0 × 10-7 mol/L
iii)염기성 용액: [H3O+] < [OH-], [H3O+] < 1.0 × 10-7 mol/L
㉡ 산-염기 수용액에서 [H3O+] 및 [OH-] 구하기
ⓐ Kw = [H3O+] [OH-]가 모든 수용액에서 성립되므로 산-염기의 수용액에서 [H3O+] 나
[OH-]는 다음 관계가 성립됨. .
ⓑ 약한 산(HA)과 약한 염기(BOH)의 수용액에서 [H3O+] 와 [OH-]는 수용액의 농도 C와
이온화도 α를 알면 다음과 같이 구할 수 있다.
.약한 산의 수용액에서, [H3O+] = 몰 농도 × 이온화도 = C.α
. 약한 염기의 수용액에서, [OH-] = 몰 농도 × 이온화도 = C.α
pH
가. 용액의 액성 표시: 수용액에서 [H3O+]나 [OH-]는 너무 작은 숫자로 나타나므로, 서로 간단히
비교하기가 힘들고 취급하기 어렵다. ☞ 수소 이온 지수(pH)로 용액의 액성을 나타냄.
나. 수소 이온 농도 지수(pH, power of Hydrogen ion concentration)
: 수소 이온 농도 [H+]의 역수의 상용 로그값(쇠렌센 Sorensen의 정의)
pH = - log [H+]
다. 수용액의 액성과 pH
① 산성 용액: [H+] > 1.0 × 10-7 mol/L, pH < 7
② 중성 용액: [H+] = 1.0 × 10-7 mol/L, pH = 7
③ 염기성 용액: [H+] < 1.0 × 10-7 mol/L, pH > 7
라. 수산화 이온 지수(pOH): 수산화 이온 농도 [OH-] 역수의 상용 로그값.
pOH = - log [OH-]
① 산성 용액: [OH-] < 1.0 × 10-7 mol/L, pOH > 7
② 중성 용액: [OH-] = 1.0 × 10-7 mol/L, pOH = 7
③ 염기성 용액: [OH-] > 1.0 × 10-7 mol/L, pOH < 7
마. pH와 pOH 사이의 관계식
pH + pOH = 14, 즉 pH = 14 - pOH, pOH = 14 - pH

키워드

산,   염기,   염산,   산성,   화공,   화학