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소개글

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목차

Ⅰ. 아레니우스의 산 염기 정의
1. 산-염기의 정의
1) 산(acid)
2) 염기(base)
2. 산과 염기의 성질
1) 산
2) 염기
3. 산과 염기의 분류
1) 산의 분류(염기도에 의한 분류)
2) 염기의 분류(산도에 의한 분류)
4. 아레니우스의 산·염기 정의의 단점

Ⅱ. 펄슨의 산 염기 정의
1. Pearson의 원리
2. 산-염기의 분류
1) 산
2) 염기
3) 무른 산과 무른 염기
4) 굳은 산과 굳은 염기
3. HSAB 개념의 응용
1) 원소의 반응 예측
2) 다원자 음이온의 결합자리 예측
3) 광물의 존재 설명
4) 복분해 반응의 예측

Ⅲ. 브뢴스테드-로우리의 산 염기 정의
1. 산·염기의 정의
1) 산
2) 염기
2. 짝산-짝염기
3. 양쪽성 물질

Ⅳ. 럭스-프루드의 산 염기 정의

Ⅴ. 산 염기의 활용

Ⅵ. 산 염기의 이온상수
1. 단계별 이온화 상수
1) 이온화도와 이온화 상수와의 관계
2) 이온화 평형의 이동
2. pH와 중화 적정
3. pH
1) 용액의 액성 표시
2) 수소 이온 농도 지수(pH, power of Hydrogen ion concentration)
3) 수용액의 액성과 pH
4) 수산화 이온 지수(pOH)
5) pH와 pOH 사이의 관계식

Ⅶ. 산 염기의 적정법

참고문헌

본문내용

3COOH에 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
· 물의 자동 이온화
가. 순수한 물은 양쪽성 물질이므로 H+를 서로 주고받아 아주 적은 양의 H3O+와 OH-를 생성한다.(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 증가한다.
㉡ 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
3. 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
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
4) 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
5) pH와 pOH 사이의 관계식
pH + pOH = 14, 즉 pH = 14 - pOH, pOH = 14 - pH
Ⅶ. 산 염기의 적정법
산-염기 적정법은 부피분석에 속하는 분석법으로서 분석하고자 하는 시료와 반응하는데 소비된 표준용액의 부피를 측정하여 시료의 농도를 결정하므로 부피분석이라고 하며, 그 실험 방법을 적정법이라고 한다.
시료가 산일 때 표준용액은 염기가 되며, 표준용액을 적정액이라고 부르며 뷰렛에 넣고 시료용액이 들어 있는 플라스크에 조금씩 넣어 반응이 완결되었을 때 소비량의 눈금을 읽어 측정한다.
적정에서 분석물질과 정확하게 화학량론적으로 반응하는데, 소비된 적정액의 양을 당량점이라고 한다. 그러나 당량점은 이상적인 값이고 실제는 몇 가지 방법으로 얻는데, 이것을 종말점이라고 한다. 종말점과 당량점의 차이는 피할 수 없는데, 그 차이를 적정오차라고 부르며, 종말점을 어떻게 결정하느냐에 따라 적정오차는 줄일 수도 있다.
종말점을 결정하는 방법으로는 흔히 지시약을 사용하여 당량점 부근에서 색깔의 변화를 관찰하여 결정한다. 지시약은 일종의 약산 또는 약염기로서 산형과 염기형의 색깔이 서로 다르다. 따라서 pH에 따라 색깔이 다른데 각 지시약은 두 색깔이 변하는 변색 pH 범위를 가지고 있어서 산-염기 적정의 종류와 적당한 것을 선택하게 된다.
산-염기 적정에서 계산은 적정시약(T)의 몰수와 분석물질(A)의 몰수를 고려하여 수행한다. 만일 반응이
와 같다면 T의 몰수와 A의 몰수는 다음과 같이 계산된다.
여기서 Mt는 이미 알고 있는 염산용액의 농도이며, Vt는 염산용액의 소비량으로 측정되므로 시료용액의 부피 Va를 알면 수산화나트륨의 농도를 쉽게 계산할 수 있다.
참고문헌
교육부(1992) / 고등학교 과학과 교육 과정 해설
삼성경제연구소 편(1997) / 복잡성 과학의 이해와 적용, 서울 : 삼성경제연구소
사키가와 노리유키, 오김동훈 / 화학의 첫걸음, 아카데미서적
손영운(2009) / 산성비 주의보, 독서평설 교양마당
이승열·유영호·박노춘 편저 / 일반화학, 신광문화사
Atkins(1997) / 일반 화학, 탐구당

키워드

산,   염기,   이온상수,   아레니우스,   펄슨