핵심 개념
pH 척도는 산성도를 로그로 나타낸다. 강산과 강염기는 완전히 이온화하고 약산과 약염기는 일부만 이온화하며, 완충 용액은 pH의 변화에 저항한다.
- pH = −log₁₀[H⁺]이며 25 °C에서 pH + pOH = 14이다. pH가 1 다르면 [H⁺]는 10배 다르다.
- 강산에서는 [H⁺]가 산의 농도와 같다. 약산은 이온화가 적을 때 [H⁺] ≈ √(K_a·C)이다.
- 완충 용액은 약산과 그 짝염기로 이루어진다. 헨더슨–하젤바흐 식은 pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])이다.
- 적정의 당량점에서는 산의 몰수와 염기의 몰수가 같다. 1 대 1 반응이면 M_aV_a = M_bV_b이다.
핵심 식
pH = −log₁₀[H⁺]pH + pOH = 14 (25 °C)K_a = [H⁺][A⁻] ÷ [HA][H⁺] ≈ √(K_a·C)pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])M_aV_a = M_bV_b
풀이 예제
K_a = 1.8 × 10⁻⁵인 0.10 M 아세트산에서 [H⁺] = √(1.8 × 10⁻⁵ × 0.10) = 1.3 × 10⁻³ M이므로 pH = 2.87이다. 0.20 M 아세트산과 0.10 M 아세트산 이온의 완충 용액(pKa = 4.74)은 pH = 4.74 + log(0.10 ÷ 0.20) = 4.74 − 0.30 = 4.44이다.
자주 하는 실수
- 약산을 완전히 이온화하는 것처럼 다루는 것.
- 헨더슨–하젤바흐 비에서 염기 ÷ 산이 아니라 산 ÷ 염기로 쓰는 것.
- pH가 로그임을 잊는 것. pH 3은 pH 4보다 10배 더 산성이며 25 % 더 산성인 것이 아니다.
연습
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