산과염기

소개글

산과염기에 대한 보고서 자료입니다.

목차

1. 산과 염기의 정의
(1) 염기[鹽基, base]
(2) 산 [酸, acid]

2. 산과 염기의 성질
(1) 산의 성질
(2) 염기의 성질
(3) 산과 염기의 지시약 반응

3. 산성 또는 염기성을 가지는 물질

4. 산과 염기의 세기
5. 산과 염기의 이온화
6. 아레니우스(Arrhenius, S. A.)의 산, 염기 정의
7. 브뢴스테드-로우리(Brönsted-Lowry)의 정의
8. 루이스의 산과 염기
9. 산의 이온화 상수(Ka)와 염기의 이온화 상수(Kb)의 성질

본문내용

) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)에서
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
② 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.
- 산성 용액: [H3O+] > [OH-], [H3O+] > 1.0 × 10-7 mol/L
- 중성 용액: [H3O+] = [OH-], [H3O+] = 1.0 × 10-7 mol/L
- 염기성 용액: [H3O+] < [OH-], [H3O+] < 1.0 × 10-7 mol/L
③ 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
(4) pH
① 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.
② 수소 이온 농도 지수(pH, power of Hydrogen ion concentration)
- 수소 이온 농도 [H+]의 역수의 상용 로그값(쇠렌센 Sorensen의 정의)
pH = - log [H+]
③ 수용액의 액성과 pH
- 산성 용액: [H+] > 1.0 × 10-7 mol/L, pH < 7
- 중성 용액: [H+] = 1.0 × 10-7 mol/L, pH = 7
- 염기성 용액: [H+] < 1.0 × 10-7 mol/L, pH > 7
④ 수산화 이온 지수(pOH): 수산화 이온 농도 [OH-] 역수의 상용 로그값.
pOH = - log [OH-]
- 산성 용액: [OH-] < 1.0 × 10-7 mol/L, pOH > 7
- 중성 용액: [OH-] = 1.0 × 10-7 mol/L, pOH = 7
- 염기성 용액: [OH-] > 1.0 × 10-7 mol/L, pOH < 7
⑤ pH와 pOH 사이의 관계식
pH + pOH = 14, 즉 pH = 14 - pOH, pOH = 14 - pH

키워드

산,   염기,   루이스산,   브뢴스테드-로우리,   아레니우스,   이온화상수,   산-염기