[일반화학실험]용해도곱 상수의 결정

소개글

[일반화학실험]용해도곱 상수의 결정에 대한 보고서 자료입니다.

목차

1. Title
2. Date
3. Object
4. Apparatus & Reagents
5. Theory
6. Procedure
7. Data &　Result
8. Discussion
9. Reference

본문내용

04
0.0102
8.5 x 10-5
0.100M NaOH
20.7mL
0.0828
- 0.0172
-0.0086
x
[OH-]total =
증류수
0.025M NaOH
0.050M NaOH
0.100M NaOH
[OH-]Ca(OH)2 = [OH-]total - 처음가한 NaOH의 몰농도
증류수 0.0172 - 0 = 0.0172
0.025M NaOH 0.0284 - 0.025 = 0.0034
0.050M NaOH 0.0704 - 0.050 = 0.0204
0.100M NaOH 0.0828 - 0.100 = - 0.0172
[Ca2+] = Ca2+= [OH-]Ca(OH)2 / 2
증류수 0.0172 / 2 = 0.0086
0.025M NaOH 0.0034 / 2 = 0.0017
0.050M NaOH 0.0204 / 2 = 0.0102
0.100M NaOH - 0.0172 / 2 = -.0.0086
Ksp = [Ca2+][OH-]2
증류수 x 0.0086 = 1.5 x 10-4
0.025M NaOH x 0.0017 = 3.0 x 10-5
0.050M NaOH x 0.0102 = 8.5 x 10-5
0.100M NaOH x - 0.0086 = x
8. Discussion
이번 실험의 목적은 Ca(OH)2로 포화된 용액에 OH- 이온을 넣어주면 공통이온 효과에 따라 Ca2+의 농도가 감소되는데, 이 원리를 이용하여 Ca(OH)2의 용해도곱 상수를 결정해보는 것이다.
용해도곱 상수란 포화용액에서 염을 구성하는 양이온과 음이온과의 농도의 곱을 말한다. 이온평형에 대하여 질량작용의 법칙이 적용된다면, 일정한 온도에서는 포화용액의 농도 및 이온화상수는 일정한 것으로 간주할 수 있으므로, 용해도곱도 일정온도에서는 일정한 값을 보인다. 이번 실험에서의 용해도곱 상수 Ksp 를 구하는 식은 Ksp = [Ca2+][OH-]2 이다. 여기서 Ca(OH)2 의 몰농도 값이 빠진 이유는 Ca(OH)2 용액이 포화용액이기 때문에 더 이상 농도가 늘어나지도 줄어들지도 않는 일정한 값이기 때문에 평형상수를 구할 때처럼 생략하는 것이다. 실제로는 어떠한 용액에 용해 시켰느냐에 따라 달라지지만 이는 난용성으로서 매우 미소한 일부분만이 완전히 해리하기 때문에 농도가 일정하고, 일정한 값을 가진다고 볼 수 있다. 즉, 용해도곱은 일정온도에서 일정한 값을 갖는다고 볼 수 있다. 하지만 실험결과에서 보면 각각 다른 값으로 나와 있다.
그리고 NaOH 수용액의 농도가 진할수록 Ca2+농도가 낮아야 하는데 그렇지 못했다. NaOH 수용액의 농도가 진할수록 칼슘이온의 농도가 낮아야 하는 이유는 NaOH가 해리하여 생긴 OH-이온이 공통이온으로서 작용하기 때문에 수산화칼슘의 용해도가 감소하기 때문이다. 이를 공통이온효과라 한다.
오차의 원인을 살펴보면, 4번 나눠하는 실험 중 처음 한 실험의 용액의 온도만 측정했기 때문에 미세하게 온도의 차이가 있었을 것이고, 수산화나트륨 용액을 제조할 때 직접했기 때문에 정확한 몰농도가 나오지 않았을 수도 있다. 또한 감압플라스크에서 걸러낸 용액에는 수산화칼륨이 포함되지 않았어야 하는데 포함 되었을 수도 있고, 수산화칼슘을 물이나 수산화나트륨수용액에 녹이는 과정에서 완전히 녹여 포화용액으로 만들어 주지 못하여 오차가 발생 했을 수도 있다. 그리고 정확한 적정 점을 찾았어야 하는데, 육안으로 판별하기 어려웠고, 10분 동안 충분히 저어서 수산화칼슘을 녹였어야 하는데, 여기서 완전히 녹지 않아 실험의 오차가 발생 하였던 것 같다.
9. Reference
일반화학 / MASTERTONHURLEY / 자유아카데미 / 2002 / p446~452, 560~571

키워드

용해도곱,   Ca(OH)2,   K2CrO4