PH미터에 의한 수소 이온 농도의 측정 [결과]

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본문내용

=
0.096M NaCl 50ml 제조를 위해 필요한 NaCl의 양
= 0.2808 g NaCl
③ 0.001M HCl
0.1 =
0.099M NaCl 50ml 제조를 위해 필요한 NaCl의 양
= 0.2896 g NaCl
④ 0.0004M HCl
0.1 =
0.0996M NaCl 50ml 제조를 위해 필요한 NaCl의 양
= 0.291g NaCl
⑤ 0.0001M HCl
0.1 =
0.0999M NaCl 50ml 제조를 위해 필요한 NaCl의 양
= 0.2922 g NaCl
3)값 계산
농도
측정한 기전력(mV)
측정한 pH
사용한 NaCl
온도
0.01M
348.8
0.85
0.2633 g
20.9℃ → 293.7K
0.004M
324.7
1.21
0.2808 g
0.001M
290.4
1.85
0.2896 g
0.0004M
278.1
2.06
0.2910 g
0.0001M
249.2
2.57
0.2922 g
는 무시할 수 있을 정도로 작은 수이므로 0
① 0.01M HCl : log[]= -pH = - 0.85
348.8mV = +
∴ = 348.8+0.0495= 348.85 mV
② 0.004M HCl : log[]= -pH = - 1.21
324.7mV = +
∴ = 324.7+0.07052= 342.77 mV
③0.001M HCl : log[]= -pH = - 1.85
290.4 mV = +
∴ = 290.4+0.1078= 290.51 mV
④0.0004M HCl : log[]= -pH = - 2.06
278.1mV = +
∴ = 278.1+0.1201= 278.22 mV
⑤0.0001M HCl : log[]= -pH = - 2.57
249.2mV = +
∴ = 249.2+0.1498= 249.35 mV
HCl 농도
pH
평균
0.01M
0.85
348.85 mV
301.94 mV
0.004M
1.21
342.77 mV
0.001M
1.85
290.51 mV
0.0004M
2.06
278.22 mV
0.0001M
2.57
249.35 mV
4)이론적인 pH와 측정한 pH값의 비교
pH = -log[]
HCl 농도
이론적인 pH
측정한 pH
pH차이 값
0.01
2
0.85
1.15
0.004
2.4
1.21
1.19
0.001M
3
1.85
1.15
0.0004M
2.4
2.06
0.34
0.0001M
4
2.57
1.43
Ⅳ. 논의 및 고찰
이번 실험은 pH미터를 이용하여 기전력을 측정 후 미지 농도 용액의 pH를 측정해 보는 실험이었다. 실험방법은 1M HCl로 0.01M, 0.004M HCl용액을 만든 후 각각의 용액으로 0.001, 0.0001M, 0.0004M HCl용액을 제조한 뒤에 NaCl로 이온강도를 0.1로 맞춰 pH미터로 기전력과 pH를 측정 해 보았다.
위 실험 결과에서 볼 수 있듯이 값은 348.85 mV에서 249.35 mV까지 차이가 심했다. 값은 상수이므로 거의 일정한 값이 나왔어야 했었다. 또한 이론적인 pH와 실험 측정으로 구한 pH차이는 평균 1정도 차이 났는데, pH = -log[]이므로 의 농도는 10배나 차이난다. 상당히 오차가 크다고 볼 수 있다. 값과 pH의 차이가 난 이유를 생각 하여보니, 원래 실험방법대로라면, 0.01M HCl의 pH를 측정할 때 NaCl 0.2633g을 증류수 50ml에 녹여 0.09M NaCl을 만든 뒤에 0.01M HCl 50ml와 혼합하여 기전력을 측정하였어야 했다. 하지만 실험 할 때에는 이온강도를 맞출 때 각 농도에 맞는 NaCl양을 정하고 그 양을 취한 후 바로 각 농도의 용액에 바로 녹여서 기전력과 pH를 측정하였다. 그로인해 pH가 (음의 값으로)커진 듯하다.

키워드

PH미터에 의한 수소 이온 농도의 측정,   실험,   결과