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제6장 산과 염기

6-0. 학습개요

홍차에 레몬즙을 넣으면 색이 변하는 것을 볼 수 있다. 홍차에 레몬즙을 넣으면 홍차색이

옅어지는 이우는 레몬즙에 포함된 산이라는 물질이 색을 변화시키기 때문이다. (지시약이라

불리는) 화합물에 의한 색의 변화는 물질을 분류하는 중요한 기준으로 사용된다. 색변화에

의해 물질을 분류하는 한 예가 산, 염기 및 염을 구분하는 것이다.

산과 염기는 가정에서도 두루 사용되는데 식초, 표백제, 세제, 식기세척제 등이 그 예이

다. 산과 염기의 일부는 음식으로 사용되나 다른 일부는 독성이 있다.

이 장에서는 산과 염기의 확인과 그들의 성질을 학습할 것이다. .

학습목표(Objectives)

제6장의 학습을 마치면 다음을 알 수 있다.

• 산, 염기, 염의 정의와 이들의 특성

• 해리의 개념 

• pH 의 정의와 용액의 pH 값 계산 

• 염기의 이론과 정의 

• 완충용액

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6-1. 산, 염기 및 염 용액의 성질

여러분은 아마 산이 염기의 반대라는 것은 잘 알고 있을 것이다. 그러나 산과 염기에 3가

지의 개념이 있다는 것도 알고 있는가? 이제부터 이들 3가지의 산-염기의 개념을 학습한

다.

[산과 염기의 표시] 부식성이 있으니 접촉 금지

다음은 이들 산-염기의 3가지의 개념이다.

• 아레니우스 개념(Arrhenius concept) 

• 브뢴스테드-로우리 개념(Brönsted-Lowry concept) 

• 루이스 개념(Lewis concept)

이들 3가지 개념은 서로 상충되지 않으며 오히려 상호 보완관계가 있다. 이 3가지 산-염

기 개념은 산-염기 이론의 진화결과이며, 이들 이론이 개발 된지가 상당히 오래되었지만 오

늘날에도 사용된다.

염(salts)도 산-염기와 같이 학습하는데 왜 그런지는 이 장 뒷부분에서 알게 될 것이다. 3

개의 산-염기 개념을 본격적으로 학습하기 이전에 우선 산과 염기 및 염을 구분해주는 일

반적인 성질을 살펴보자.

산, 염기, 염의 성질(Properties)

산, 염기 및 염은 그들의 물리적 및 화학적 성질에 의해 확인되는데 다음은 이들의 대표

적인 성질들이다.

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[가정에서 사용되는 산과 염기]

산(Acids)

• 신맛이 난다. 

• 금속과 반응하여 수소를 발생한다.  

• pH 값이 7보다 작다. 

• 푸른색 리트머스(litmus) 시험지를 붉은색으로 변화시킨다. 

• 전기 전도성이 있다.

• 피부에 상처를 줄 수 있다.

염기(Bases)

• 쓴맛이 난다. 

• 촉감이 미끄럽다. 

• pH값이 7보다 크다. 

• 붉은 리트머스시험지를 푸른색으로 변화시킨다.  

Ÿ 전기 전도성이 있다.

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Ÿ 피부에 상처를 줄 수 있다.

염(Salts)

• 고체는 결정 상태이다.  

• 이온결합물로 단단하다.  

• 산과 염기가 결합하면 물과 함께 생성된다.

아레니우스 개념(Arrhenius Concept)

1884년에 아레니우스(Svante Arrhenius)는 산과 염기를 물을 구성하는 양성자

(Protons :H+)와 하이드록실 이온( Hydroxide ions :OH-)으로 정의하였다. 산과 염기는 물

에 녹아 수용액(aqueous solution)의 일부가 된다.

[아레니우스 산의 예] 염산, 질산, 황산

아레니우스 산/염기 개념:

• 산은 수용액에서 양성자를 생성하는 물질이다.  

• 염기는 수용액에서 하이드록실 이온을 생성하는 물질이다.  

• 양성자와 하이드록실 이온이 결합하면 중화반응을 일으켜 물이 생성된다.

산과 염기의 두 가지 중요한 특성인 다중양성자성(multiprotism) 과 중화반응

(neutralization)은 아레니우스 산-염기 개념으로 쉽게 설명할 수 있다.

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[아레니우스 산과 염기의 결합에 의한 물과 염(용해된 이온결합 화합물)의 생성]

그러나 아레니우스의 산-염기 개념에는 한계가 있는데 이는 양성자를 갖지 아니한 산도

있고, 모든 염기가 하이드록실 이온을 포함하지도 않는다는 것이다.

• 다중양성자성의 연습문제 -> Click here for some practice problems with

multiprotism.

• 중화반응의 연습문제 -> Click here for some practice problems with neutralization.

•

[아레니우스 산의 애니메이션]

브뢴스테드-로우리 개념(Brönsted-Lowry Concept)

네덜란드의 화학자 브뢴스테드(Johannes Brönsted)와 영국의 화학자 로우리(Thomas

Lowry)는 1923년에 그들의 산-염기 개념을 발표하였다. 이 개념은 아레니우스의 개념보다

더 일반적인 산-염기의 정의를 제공하며, 수용액에서뿐 아니라 물을 포함하지 않는 용액에

서도 산-염기를 정의할 수 있게 해준다.

브뢴스테드-로우리의 산-염기 개념;

• 산은 양성자를 주는 물질(제공자)이다. 

• 염기는 양성자를 받는 물질(수여자)이다.

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• 산이 양성자를 주면 양성자를 받을 수 있는 염기가 되며, 이를 그 산의 짝염기

(the conjugate base)라 한다.  

• 염기가 양성자를 받으면 양성자를 줄 수 있는 산이 되며, 이를 그 염기의 짝산

(conjugate acid)이라 한다.

[브뢴스테드 염기로 작용하는 암모니아]

브뢴스테드-로우리 개념에 의하면 물은 산도 될 수 있고 염기도 될 수 있다. 물 분자는

양성자를 제공하면 하이드록실 이온이 되며, 양성자를 받으면 하이드로늄(Hydronium) 이온

이 된다. 물처럼 어떤 화합물이 산과 염기 모두로 작용할 때 그 물질이 양쪽성(amphoteric)

을 가진다고 말한다.

[산과 염기로 작용하는 물]

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브뢴스테드-로우리 개념의 한계는 모든 산-염기가 용매 내에서 양성자를 교환하지는 않

는다는 점이다.

• 짝산과 짝염기 -> Click here to work problems with conjugate Acids and Bases.

• 브뢴스테드-로우리 산-염기의 대화형 퀴즈 -> Click here for an Interactive quiz

on Brönsted -Lowry Acids and Bases.

루이스 개념(Lewis Concept)

Ÿ http://chemistry.bd.psu.edu/jircitano/Lowry.html Foundational_concepts_of_organic_chemistry/Electron_dot_structures

루이스(Gilbert Lewis)는 1900년대 초기에 새로운 산-염기 개념을 개발한 미국의 화학자

이다. 루이스의 개념은 아레니우스나 브뢴스테드-로우리의 산-염기 개념보다 더 일반적이

다. 즉, 아레니우스와 브뢴스테드-로우리의 산-염기는 모두 루이스의 산-염기이지만 일부

루이스의 산-염기는 아레니우스나 브뢴스테드-로우리 개념으로는 산-염기가 아니다.

루이스의 산-염기 개념;

• 산은 전자쌍을 받는 물질이다. 

• 염기는 전자쌍을 주는 물질이다.

그림 6.1.8 에서 루이스산은 아레니우스산이며 동시에 브뢴스테드-로우리산이 됨을 알

수 있다.

[루이스산으로의 양성자와 루이스염기로서의 수산화물]

동시에 그림 6.1.9 는 루이스산은 아레니우스산이나 브뢴스테드산이 아닐수도 있음을 보

여준다.

Ÿ 산과 염기의 퀴즈 ->Click here to take an Acid and Base quiz.

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[양성자가 없는 루이스 산과 염기]

지시약(Indicators)

그림 6.1.10.에서 볼 수 있는 것처럼 많은 종류의 산-염기 지시약( acid-base Indicator

s) 이 있다.

[ pH지시약의 pH에 따른 색 변화]

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지시약(Indicator)의 일반적인 기호는 HIn이며, 지시약에 대한 브뢴스테드-로우리 산-염기

식은 다음과 같다.

이 식에서 서로 짝산-짝염기의 관계를 가지는 HIn 과 In- 은 색깔이 다르며, 이 색깔은

용액의 pH 값에 따라 나타난다.

산성 pH에서는 프로톤이 많기 때문에 In- 을 HIn 로 변환시켜 이 용액의 HIn 양이 많아

져 파란색이 된다.

반면에 염기성 pH에서는 Hin 에 있는 양성자가 하이드록실 이온에 의해 제거되므로 In-

이 많이 생겨 용액의 색은 In의 색인 빨간색이 된다.

Ÿ 붉은 양배추로 지시약 만들기 -> Click here to find out how to make your own pH

Indicator paper with red cabbage.

Ÿ  http://virtual.yosemite.cc.ca.us/lmaki/Chem142/chap_outlines/chapter12.htm

http://www.chem4kids.com/files/react_acidbase.html

비디오 수업자료(Video Instruction)

* 다음의 유튜브 비디오 수업자료는 없어졌거나 내용이 변경되었을 수 있다.

• 산-염기의 기초: Acid Base Introduction (18:36)

• 산-염기와 당신: Acids and Bases and You (6:07)

• 산과 염기: This one is all about acids and bases…Great soundtrack too! (2:31)

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6-2. 해리

수용액이나 기체 상태에서 반응물이 자발적으로 나뉘어져 생성물이 되는 반응을 해리

(dissociation)라 한다. 해리반응의 일반적 반응식은 다음과 같다.

이 반응에서는 반응물(a 몰의 A 와 b 몰의 B)이 생성물(c 몰의 C 와 d 몰의 D)로 해리

된다. 이 반응에서 A 와 B의 해리는 지속적으로 일어나며, 동시에 C 와 D의 재결합도 지

속적으로 진행된다. 따라서 해리/재결합 반응은 다음과 같이 표시하는 것이 적절하다.

이 반응식의 2중 화살표는 반응물과 생성물의 해리와 재결합의 속도가 같아진 동적 평형

(Equilibrium) 상태를 표시해준다.

이러한 평형은 반응물이 생성물이 되고 또 생성물이 반응물이 되는 지속적인 순환이 이루

어지는 상태이다.

그림 6.2.1애서와 같은 화학평형 상태에서 ([C]c x [D]d) 값을 ([A]a x [B]b) 값으로 나

눈 값을 평형상수(Equilibrium Constant :Keq)라 한다.

이 식에서 괄호([ ])는 그 안에 있는 물질의 몰/리터 단위의 농도(concentration

 :mol/L)를 가리키며, 이 괄호위의 상첨자는 완결된 화학반응식에서의 각 물질 앞에 붙은

계수(coefficient)를 가리킨다.

[평형상수의 계산: 완결된 화학반응식이 평형상태에 있을 때의 상수]

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Keq 는 주어진 특정온도에 대한 상수이며, 이는 반응온도에 따라 달라진다.

또한 이러한 평형상수의 계산은 고체물질에 대해서는 적용되지 않는다.

만일 어느 반응의 Keq를 알면 이로부터 평형반응 참여물질의 양을 구할 수 있고 역으로

평형반응 물질의 양을 알면 이로부터 Keq를 구할 수 있다.

Ÿ 평형상수의 계산 -> Click here to read more about calculating Keq.

Ÿ 평형반응의 학습지침서 -> Click here for an interactive and animated Tutorial and

Quiz on Equilibrium reactions.

노트: 이 학습에서는 다음과 같은 브뢴스테드-로우리 산-염기(Brönsted-Lowry Acids

and Bases) 개념을 바탕으로 한다.

• 산은 양성자 제공하는 물질이다.

• 염기는 양성자 받는 물질이다.

산이 양성자를 잃으면 다시 양성자를 받아 원래의 산이 될 수 있는 짝산(conjugate

base)이 되며, 염기가 양성자를 받아 산이 되면 이는 양성자를 다시 줄 수 있는 그 염기의

짝산(conjugate acid)이 된다.

산해리상수(Acid Dissociation Constant)

산의 해리반응에 대한 평형상수를 산상수(Acid Constant :Ka) 또는 산해리상수라 한다.

약산(Weak Acids)은 물에 약간만 용해된다. 따라서 약산은 수용액에 양성자를 제공하는

능력이 약하다.

이제 약산의 하나인 아세트산(Acetic Acid C2H3OOH)과 그의 짝염기인 아세트산이온

(C2H3OO-)의 평형반응을 살펴보자(그림 6.2.2). 이 반응의 반응식은 다음과 같으며,

이 반응의 산평형상수(Ka)식과 25oC에서의 상수 값은 다음과 같다.

C2H3OOH의 농도(0.1M)를 이 Ka 식에 대입하면 다음식이 얻어지고,

이 값의 제곱근을 구하면 1.3 x 10-3 이 얻어지므로 산(프로톤)의 농도는 1.3 x 10-3 몰/

리터가 된다.

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[약산과 그 짝염기]

따라서 0.1M(몰/리터) 농도의 아세트산 용액에서의 양성자 농도는 겨우 0.0013M이고 따

라서 이 산의 짝염기인 아세트산이온의 농도도 0.0013M이다. 그러나 이 용액 1리터에는

56 몰의 물이 들어 있다.

강산(Strong Acids)은 수용액에서 완전히 해리된다.

농도가 0.1M인 강산은 물에서 0.1M 농도의 양성자와 같은 농도의 짝염기를 생성한다.

강산인 염산 0.1 M 용액의 25oC에서의 평형반응식은 다음과 같다.

이 반응의 Ka 는 무한대이며, 이는 용액내의 HCl의 양이 양성자와 Cl- 양에 비해 엄청 적

다(거의 없다)는 것을 의미한다. 0.1 M 염산은 거의 완전히 해리가 되므로 양성자와 Cl-

의 농도는 거의 0.1 M이 된다.

그림 6.2.2 와 6.2.3 을 비교해보면 강산(그림 6.2.3)이 약산(그림 6.2.2)에 비해 훨씬

많은 해리가 일어남을(작은 빨간 공이 프로톤이다) 볼 수 있다.

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[강산과 그 짝염기]

강산에서는 반응물보다 생성물이 훨씬 많기 때문에 그 Ka값이 약산에서보다 훨씬 큰 것

을 알 수 있다.

그림 6.2.4 아래의 제목을 클릭하면 강산인 HCl의 애니메이션 모형을 볼 수 있다.

[강산의 해리 모형 애니메이션]

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물 해리상수(Water Dissociation Constant)

물의 해리상수는 ‘Kw’ 로 표시하며 이는 아주 특별한 평형상수이다. 순수한 물(H2O)은 다

음식과 같이 산(H+) 과 염기(OH-)로 해리되며.

이는 다음 식으로도 쓸 수 있는데,

이는 다음의 관계 때문이다.

다시 말해, H+ 와 H3O+ 는 상호 교환적으로 사용할 수 있다.

Figure 6.2.5 Observe the dissociation and recombination of Water.

http://www.800mainstreet.com

[물의 해리와 재결합 반응의 애니메이션]

물의 첫 번째 평형반응식을 사용하여 25oC의 물의 평형상수식과 그 값을 구하면 다음과

같다.

물의 농도는 55 mol/L로 일정하므로 이를 위 식에 대입하면 다음과 같은 물의 해리상수

(Water Dissociation Constant :Kw)를 구할 수 있다.

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Ÿ 물의 해리 학습지도서와 퀴즈 -> Click here for a Tutorial and Quiz on water

dissociation.

Click here for a water dissociation Tutorial.

Click here for a quiz on calculating Equilibrium concentrations.

해리 백분률(Percent Dissociation)

한 물질의 해리 백분율(percent dissociation)은 다음 식으로 정의된다.

해리 백분율 = (해리된 것의 몰농도)/(해리되지 전의 몰농도) X 100%

만일 25oC의 0.1M C2H3OOH 용액이 있는데 이 중 해리된 양성자의 농도가 1.3 x 10-3M

이었다면 해리 백분율은 다음과 같다.

해리 백분율 = (1.3 x 10-3M)/(0.1M) x 100 = 1.3%

Ÿ 헤리 백분율 학습지도서 -> Click here for a Tutorial on Percent Dissociation.

비디오 수업자료(Video Instruction)

* 다음의 유튜브 비디오 수업자료는 없어졌거나 내용이 변경되었을 수 있다.

• 산과 염기: Acids and Bases (10:17)

• pKa와 pKb의 관계: pKa and pKb Relationship (14:32)

• pH와 물의 해리: pH and Dissociation of Water (3:00)

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6-3. pH

우리 신체의 pH 값은 신체가 정상적으로 작용하는데 매우 중요하다. 우리 신체의 각 부

위는 서로 다른 pH 값을 가지며 신체가 제대로 작용하기 위해서는 이들 각 부위의 pH가

일정하게 유지되어야 한다.

마찬가지로 지구의 물 환경(water bodies)이 개별 생명체를 지원하는데 이 물 환경의 pH

변화는 그 물 환경에 사는 생명체의 죽음을 의미한다.(그림 6.3.1 참조).

[pH 환경의 영향] 각 물 환경의 pH

그렇다면 pH는 정확히 무엇을 뜻하는가?

pH (p는 항상 소문자로 쓴다)는 수소의 힘(”power of Hydrogen”)이다.

이 pH 는 실제로는 수용액에서의 양성자 농도[H+]의 음 거듭제곱( negative power : 또

는 -log10) 으로 다음 식과 같다.

pH = – log10 [H+]

앞서 우리는 순수한 물의 [H+] 는 1×10-7M이라는 것을 배웠으며, 따라서 물의 pH는

7.00이 된다.

pH = -log10[1x10-7] = 7.00

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순수한 물의 pH 는 7.00이라는 것은 물이 중성(산성이나 염기성이 아니)임을 의미한다.

(실제로는 공기 중의 탄산가스와 접촉하고 있는 물에는 소량의 탄산가스가 녹아 다음 화

학반응식에 따라 탄산이 만들어진다.

이 소량의 탄산이 물의 산성을 증가시켜 물의 실제 pH가 약 5.5가 된다.

앞 절에서 0.1M 의 C2H3OOH은 25oC에서 수소이온의 농도[H+] 가 1.3 x 10-3

임을 알았으며, 따라서 이 용액의 pH 는 2.89가 된다.

pH척도(pH scale)에 의하면 0.1M 의 C2H3OOH는 분명히 산성이나 이는 강한 산성은

아님을 알 수 있다.  

pH 척도(pH scale)

[pH 척도]

pH 척도(scale)의 일반적인 범위는 1 에서 14이며, 1은 강산성, 14는 강염기성 또는 알

칼리성((or alkaline)을 의미한다.

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pH 1([H+] = 0.1M)과 pH 3 ([H+] = 0.001M)을 비교하면 pH 1일 때가 pH 3일 때보다

양성자 [H+]의 값이 1,000배가 된다.

또한  pH 가 1이면 pH 가 6일 때 보다 산성이 10,000배가 강하다.

pH의 단위가 대수(logarithmic: 로가리즘)이기 때문에 pH 1단위의 변화는 농도 10배의

변화, 2단위의 변화는 100배의 농도변화임에 유의를 해야 한다.

다음 사이트에서 [H+]로부터 pH와 그 반대의 계산 연습을 할 수 있다.

Ÿ pH 계산 -> Click here for more pH calculations.

Ÿ pH 문제와 해답 -> Click here for pH problems with answers.

Ÿ pH 퀴즈 -> Click here, for pH quizzes.

산해리상수(pKa)

[H+]로부터 pH를 계산하는 것과 비슷한 방법으로 다음 식에 의해 Ka.로부터  pKa 를 구

할 수 있다.

pKa = –log10(Ka)

예를 들어 아세트산(C2H3OOH) 의 25oC에서의 Ka 는 1.8×10-5 이며, 따라서 그 pKa 는

4.74이다.

또 아세트산의 pH, pKa, 및 그 짝염기(C2H3OO-)d와 전체 아세트산의 농도비 사이에는 다

음의 관계가 존재한다.

pH = pKa + log10 ([C2H3OO-]/[C2H3OOH])

이 식에서 짝염기의 농도와 해리되지 아니한 아세트산의 농도가 같을 경우에는

pH = pKa 가 된다.

Ÿ pKa 퀴즈 -> Click here, for pKa quizzes.

Ÿ wiki/PH -> http://en.wikipedia.org/wiki/PH

비디오 수업자료(Video Instruction)

* 다음의 유튜브 비디오 수업자료는 없어졌거나 내용이 변경되었을 수 있다.

• pH, pOH 및 pKw :Introduction to pH, pOH, and pKw (18:08)

• 약산의 pH: pH of a Weak Acid (17:48)

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• 강산과 강염기의 pH, pOH: pH, pOH of Strong Acids and Bases  (14:49)

실험(Experiments)

Ÿ 산/염기 실험: Click here for acid/base experiments.

Ÿ 추가 산/염기 실험: Click here for more acid/base experiments.

Ÿ pH 값 관련 실험:Click here for an experiment dealing with pH values.

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6-4. 염기

이 학습에서는 브뢴스테드-로우리 개념( Brönsted-Lowry concept.)에 따른 염기를 다룬

다. 즉,

• 염기는 양성자를 받는 물질(수용자)이다.

• 염기가 양성자를 받아 생성된 물질은 양성자를 제공할 수 있는 산이 되는데 이를 원래

염기의 짝산(conjugate Acid)이라 한다.

염기해리상수(Base Dissociation Constant)

염기의 평형상수(Equilibrium Constant: Keq)를 그 염기의 염기상수((Base Constant :Kb)

또는 염기해리상수라 한다.

약염기(Weak Base):

약염기(Weak Base)는 수용액에 약한 농도의 하이드록실이온(OH-)을 내놓는다.

수용액에서 암모니아(NH3)는 약염기이며 이것의 짝산은 암모늄이온(NH4+)이다.

[약산의 물에서의 해리 평형]

염기해리반응(이는 염기 이온화 반응이라고도 불린다)은 다음과 같이 나타낸다.

암모니아의 염기상수 (Kb) 는 25oC에서 다음과 같다.

Kb = [NH4+][OH-] / [NH3] = 1.8 x10-5

만일 NH3의 처음 농도가 0.1M이었다면 최종 [OH-] 와 [NH4+]의 농도는 각각 1.3 x

10-3이 된다.

약염기의 대부분은 질소를 포함한 화합물들이다.

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강염기(Strong Base)

강염기(Strong Base)는 수용액에서 완전히 해리하여 양이온과 하이드록실이온(OH-)을 생

성한다. 강염기인 수산화나트륨(NaOH)의 25oC에서의 염기상수는 다음과 같다.

여기에서 NaOH는  Na+ 와 OH- 이온으로 완전히 해리되어 그 농도가 0M이 되므로 염기

상수가 무한대가 된다. 만일 최초의 NaOH의 농도가 0.1M이었다면 최종 [Na+] 와 [OH-]는

모두 0.1M이 된다.

[세탁비누는 강염기인 NaOH로 만든다]

대부분의 강염기는 수산화알칼리(Alkali Hydroxides)이다.

Ÿ 약염기와 강염기의 차이에 대한 애니메이션 -> Click here to see the animated

difference between a Weak and a Strong Base. 

약염기와 강염기의 학습지도서 -> Click here for a Tutorial on Weak and Strong

Bases.

염기와 염기상수의 퀴즈 -> Click here for a quiz on Bases and Kb.

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pKb

앞에서 pKa에 대하여 학습했기 때문에 pKb 가 –log10[Kb]라는 것을 짐작했을 것이다.

암모니아(NH3)의 경우 Kb 는 1.8 x 10-5 이므로 pKb= 4.74이다.

또한 pH, pKb와 해리 이전의 [NH3]에 대한 짝산 [NH4+]의 비 사이에는 다음의 관계가

성립한다.

pH = pKb + log10 ([NH4+]/[NH3]

또 짝산과 해리 전의 염기농도가 같을 경우에는

pH = pKb 가 된다.

강염기는 아주 큰 Kb 값을 가지며 따라서 아주 작은 pKb 값을 가진다.

역으로 약산의 Kb 값은 아주 작고 그 pKb 는 크다.

Ÿ 염기상수의 표 -> Click here and scroll down for a Table of pKb

Ÿ Kp 관련 퀴즈 -> Click here for a quiz that involves Kb’s.

pOH

산의 세기를 양성자 [H+]의 농도로 측정하는 것과 마찬가지로 염기의 농도는 하이드록실

이온 [OH-]의 농도로 측정한다.

용액에 [OH-]가 존재하면 pOH 를  –log10[OH-]로부터 구할 수 있다. 예를 들어 [OH-]

가 1×10-3 M이라면 pOH 가 3이 된다. 그림 6.4.3에서 pOH 가 3이면 pH가 11임을 알 수

있다. 이 그림은 pH와 pOH 사이에 다음의 일반적 관계가 있음을 보여준다.

pH + pOH = pKw

..

[pH 척도와 pOH척도의 비교]

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이 식에서  pKw 는 –log10(Kw)이며 이 pKw 값은 25oC에서 14이므로

pH + pOH = 14 가 된다. .

이 식을 이용하면 pH로부터 pOH를 또 pOH로부터 pH를 쉽게 구할 수 있다.

http://www.sparknotes.com/chemistry/acidsbases/intro/summary.html

• [H+], [OH-], pOH 계산의 학습지도서와 퀴즈 -> Click here for a short Tutorial and

quiz on [H+], [OHs-], pH, and pOH calculations.

• [H+], [OH-], pH, pOH 결정을 위한 학습지도서 ->Click here for a Worksheet

involving [H+], [OH-], pH, and pOH determinations.

• [H+], [OH-], pH, pOH의 계산 문제 -> Click here for interactive [H+], [OH-], pH,

and pOH calculation problems.

• pH와 pOH 연습문제 -> Click here for pH and pOH problems with answers

provided.

비디오 수업자료(Video Instruction)

* 다음의 유튜브 비디오 수업자료는 없어졌거나 내용이 변경되었을 수 있다.

• 약염기의 pH: pH of a Weak Base (13:00)

• 짝산과 짝염기: Conjugate Acids and Bases (16:45)

실험(Experiments) 

Ÿ 산/염기의 실험: Click here for acid/base experiments.

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6-5. pH와 수소이온 계산

우리는 앞 절에서 양성자 농도 [H+]를 pH로부터 계산하는 방법과 pH로부터 양성자 농도

[H+]를 계산하는 방법을 배웠다.

여기에서는 다음을 학습한다.

Ÿ 한 용액에 2개 이상의 산이 섞여있거나 산과 염기가 함께 있을 때 pH를 계산하는 방

법

Ÿ 중화적정(Titration)을 통한 산 또는 염기의 세기 결정

Ÿ 용액의 pH 

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/HBASE/chemical/ph.html

http://web.jjay.cuny.edu/~acarpi/NSC/7-ph.htm

pH와 수소이온농도를 구하려면 먼저 수용액에 들어있는 산/염기의 종류를 알아내고 이어

서 Ka / Kb 표로부터 이들 산/염기의 Ka / Kb 값을 찾아야 한다.

다음 단계로 모든 산/염기에 대한 해리(H2O도 포함시킴)를 비교한다. 이 때 5% 미만의

[H+]를 생성하는 산이나 5% 미만의 [OH-]를 생성하는 염기의 해리는 무시하는데 이를

5% 규칙이라 한다.

산/염기적정(Acid/Base Titration)

http://en.wikipedia.org/wiki/Titration 

http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c123/titratn.html

산과 염기의 세기는 그들 용액의 pH를 측정하여 결정할 수 있다. 또한 중화적정에 의해

서도 용액 중의 산이나 염기의 세기를 결정할 수 있다.

적정(Titration)이란 농도를 아는 산/염기 용액을 사용하여 농도를 모르는 염기/산 용액의

농도를 알아내는 기법이다. 즉,

Ÿ 적정에 사용하려는 용액(적정용액)의 농도와 부피를 알고,

Ÿ 적정하려는 용액의 부피와 적정에 소요된 적정용액의 부피를 알면,

Ÿ 다음 식에 의하여 적정하는 용액의 농도를 계산할 수 있다.

CaVa = CbVb

만일 산으로 염기를 적정한다면 이 식에서 Ca는 농도를 아는 산성용액의 농도, Va는 적

정에 사용된 그 산성용액의 부피이고, Cb는 적정에 의해 알아내려는 염기용액의 농도, Vb

는 알고 있는 염기용액의 부피이다.

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예를 들어. 어떤 염기용액 100 mL를 적정하는데 2.5 mL의 0.01M HCl을 사용했다면

2.5 mL x 0.01M Acid = 100 mL x ?

에 의해 염기용액의 농도(?) 0.25M이 얻어진다.

0.25M 염기용액의 pOH 는 0.6이며, 이는 pH 가 13.9이므로 이 염기는 강염기이다..

비디오 수업자료(Video Instruction)

* 다음의 유튜브 비디오 수업자료는 없어졌거나 내용이 변경되었을 수 있다.

Ÿ 강산적정: Strong Acid Titration (12:17)

Ÿ 약산적정: Weak Acid Titration (10:24)

Ÿ 적정종합: Titration Roundup (11:02)

 

실험(Experiments)

Ÿ 산-염기의 실험: Click here for many Acid/Base experiments.

Ÿ 토양의 pH: Click here to learn about the pH of soils.

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6-6. 완충용액

만일 어떤 용액의 pH를 일정하게 유지하고 싶다면 완충용액(Buffer)을 사용해야 한다.

[pH 변화에 저항하는 완충용액]

예를 들어 공기 중에 노출된 상태로 물을 놓아두면 이 물에 공기 중의 탄산가스가 녹아

물이 산성으로 변한다. 만약 이러한 산성화를 방지하려면 완충용액을 사용한다.

유리병을 만든 유리의 불순물이 보관 중인 용액에 우러나와 용액의 pH를 높일 수(염기성

이 되게 할 수)있다. 이 경우에도 완충용액을 사용하면 이러한 pH변화를 예방할 수 있다.

완충용액은 비록 강산이나 강염기를 소량 넣더라도 그 용액의 pH를 거의 일정하게 유지

시켜주는 능력이 있다.

산성완충용액(Acidic Buffer Solutions)

산성 완충용액은 pH 값이 7미만인 완충용액이다..

산성 완충용액은 약산과 그 약산의 짝염기(대개 나트륨 Na+ 염의 형태)로 만든다.

이제 1M 의 아세트산(C2H3OOH)과 1M의 아세트산나트륨(C2H3OO-Na+)으로 만든 아세트

산 완충용액을 살펴보자. 이 완충용액의 pH는 아세트산의 해리상수 Ka:로부터 구할 수 있

다.

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C2H3OOH]와 [C2H3OO-]에 대하여 그들의 농도인 1M을 위 식에 대입하면

[H+] = 1.8 x 10-5 가 얻어지므로 이 완충용액의 pH = 4.74이다. 만일 pH 가 더 낮은 아

세트산 완충용액을 만들려면 아세트산의 농도[C2H3OOH]를 높이면 되고, pH가 더 큰 완충

용액을 원하면 아세트산이온의 농도[C2H3OO-]를 증가시키면 된다. 이와 같이 약산과 그 짝

염기염의 농도를 조절하는 방법 이외에도 해리상수가 아세트산과 다른 약산 및 그의 짝염기

를 사용하는 방법이 있다.

그렇다면 완충용약은 어떻게 완충작용을 하는가?

산성완충용액에 산의 추가

아세트산 완충용액의 평형반응은 다음과 같다.

만일 여기에 산(H+)을 추가하면 그 산은 C2H3OO-와 결합하여 C2H3OOH을 형성하며 평형

을 왼쪽으로 이동시킨다.

강산인 HCl 0.010 mol을 아세트산염 완충용액 1L에 추가하면 이 용액의 새로운 평형상

태는 다음과 같이 된다.

즉 이 되어 그 pH 값이 4.73이 된다.

이 완충용액의 원래의 pH가 4.74 이었기 때문에 소량의 강산인 HCl을 추가했을 때 pH가

0.01 단위밖에 변하지 아니했다.

산성완충용액에 염기의 추가(Addition of Base to an Acidic Buffer)

아세트산 완충용액에 강염기인 수산화나트륨(Na+OH-)을 추가하면 다음 평형 상태가 오른

쪽으로 이동하는데,

다음의 새로운 평형상태에서의

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가 되며, 따라서 이 용액의 pH가 4.75이 된다.

즉 강염기 소량을 추가하자 원래의 pH인 4.74가 0.01단위 증가되었음을 알 수 있다.

[산성 완충용액에 산과 염기의 추가에 따른 변화]

Ÿ 완충용액, pH, 적정에 관한 학습지 -> Click here for a Worksheet on Buffers, pH,

and Titrations. 

Ÿ 완충용액에 관한 학습 지도서 -> Click here for a Tutorial on Buffers, with

questions and their answers.

염기성완충용액(Basic Buffer Solutions)

염기성 완충용액은 pH 값이 7보다 큰 완충용액이다.

염기성 완충용액은 약염기와 그의 짝산(보통 Cl-염의 형태)으로 만든다.

이제 염기성 완충용액의 하나인 1M 농도의 암모니아[NH3]와 그의 암모늄염[NH4+Cl-]으

로 만들어진 암모니아 완충용액을 살펴보자.

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이 완충용액의 pH는 다음의 암모니아 염기 해리상수 Kb로부터 구할 수 있다.

위 식에 [NH3]와 [NH4+Cl-]의 값인 1M을 대입하면. 이고,

따라서 pOH 는 4.74, pH는 9.26이 얻어진다.

만일 pH가 더 낮은(또는 pOH가 더 높은) 암모니아 완충용액을 만들려면 [NH4+Cl-]를 더

많이 사용하고, pH가 더 높은 완충용액을 원할 경우에는 [NH3]를 더 사용하면 된다.

약염기인 암모니아와 그 짝산염의 농도를 조절하는 방법 이외에도 pH가 다른 염기성 완

충용액은 다른 약염기와 그들의 짝산 염으로 제조할 수 있다.

염기성 완충용액에 산의 추가

암모니아 완충용액의 평형은 다음과 같다.

NH3 + H+ ↔ NH4+

여기에 산(H+)을 추가하면 그 산은 NH3와 결합하여 NH4+를 생성하면서 평형을 오른쪽으

로 이동시킨다.

실제로 강산인 HCl 0.010mol을 1L의 암모니아 완충용액에 더하면 추가된 [H+] 양만큼

[NH3]양이 줄어들고 같은 양의 [NH4+]가 증가된다. 다음 암모니아완충용액의 평형식에

이 변화된 값을 대입하면

이 되어 pH 가 9.25임을 알 수 있다.

따라서 소량의 강산을 더해도 암모니아 완충용액 원래의 pH인 9.26에서 0.01단위만 감

소됨을 알 수 있다.  

염기성 완충용액에 염기의 추가

이번에는 강염기인 수산화나트륨((Na+OH-)을 암모니아 완충용액에 넣었을 때의 변화를

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살펴보자. 이 때 다음의 암모니아 평형이 왼쪽으로 이동할 것이며:

0.010몰의 NaOH를 추가하면 농도가 다음과 같이 변해

pOH = 4.74 즉, pH = 9.26 상태가 된다.

따라서 소량의 강염기를 추가해도 암모니아 완충용액의 pH는 9.25에서 불과 0.01 단위

만 증가하였음을 알 수 있다.

[염기성 완충용액에 강염기를 추가했을 때의 변화]

Ÿ 산-염기 및 완충용액의 학습지 -> Click here for an Acid/Base and Buffer

worksheet with answers.

 

비디오 수업자료(Video Instruction)

* 다음의 유튜브 비디오 수업자료는 없어졌거나 내용이 변경되었을 수 있다.

• 반 당량점: Half Equivalence Point (15:23)

• 완충용액: Buffers  (18:03)