Metrohm(메트롬) pH 측정 원리와 pH meter 원리 - Part 1 -

pH 측정 원리와 pH meter 원리 - Part 1 -

해당 글은 Naver Blog : pH 1st 에서도 확인할 수 있습니다.

이번 포스팅부터는 거의 모든 실험 분야에서 사용되는 pH에 대해서 언급하려고 합니다. pH의 쉬운 이해를 위해서 전문적인 내용이나 과학적인 논의는 가급적 피하면서 설명하도록 하겠습니다.

Metrohm 781 pH/Ion meter

1. pH란?

pH을 측정하는 가장 일상적인 이유는 산(acid)과 염기(base)을 구분하기 위한 것이라고 생각합니다. 일반적으로 식초, 과일, 김치 등은 신맛을 나타내는 산성 물질이며, 암모니아수, 비누 등은 쓴맛을 지니는 염기성 물질입니다. 하지만 단순히 신맛을 지니면 산성, 쓴맛을 지니면 염기라고 표현할 수 없으므로, 좀 더 과학적인 논의가 필요하다고 생각합니다.

스웨덴의 화학자 아네리우스(Arrhemius)는 산은 수용액 중에서 해리되어 수소이온(H⁺)을 만들고, 염기는 수용액에 해리되어 수산화이온(OH^-)을 만드는 물질이라고 정의하였습니다. 엄밀히 따지면, 수소이온은 수용액 중에서 수소이온으로 존재하는 것이 아니라 물분자와 결합하여 옥소늄 이온(Oxonium ion, H₃O⁺)의 형태로 존재하지만, 일반적으로 수소이온(H⁺)으로 나타냅니다.

2 물의 이온 곱

순수한 물은 비전도체로 구분됩니다. 이것은 순수한 물속에는 이온이 존재하지 않는 것입니다. 하지만 이것은 엄밀히 말하면 진실이 아닙니다. 정밀한 장비로 측정한 결과 순수한 물속에서도 아주 미량의 이온이 존재하는 것으로 밝혀졌습니다. 순수한 물속에는 다른 용질이 없기 때문에, 아주 미량의 이온이 존재한다는 것은 물 자체로 왔다고 추정할 수 있습니다. 순수한 물속에 이온이 존재한다는 것은 물 자체가 스스로 이온화 되었다는 것을 의미하며, 이것을 자체이온화(autoionization)라고 하며, 액체 분자들의 해리로부터 양이온과 음이온이 생성되는 것입니다. 물은 아주 약한 전해질로서, 자체이온화는 아래의 식으로 나타낼 수 있습니다.

위에서 언급한 것과 물중의 H⁺은 실제로는 H₂O와 배위결합을 한 상태인 H₃O⁺로 존재합니다. 하지만 대부분 아래와 같은 식으로 표현을 합니다.

식2)의 평형상수(K)은 아래의 식과 같이 나타낼 수 있습니다.

식3)에서의 반응전의 물의 몰농도는 1000/18 = 55.5M(mol/L)입니다. 물이 자체이온화 과정에서 물분자 중 아주 작은 양의 분자만이 이온화되므로, 평형상태에서의 물의 몰농도는 55.5M에서, 이온들의 몰농도를 감안하여야 하나, 너무 미량으로 존재하므로, 상대적으로 물의 몰농도인 55.5M에 비하여 아주 작은 값이므로, 일반적으로 무시하고, 25℃ 평형상태에서의 순수한 물의 몰농도는 55.5M로 가정합니다. 이러한 이유로 식3)을 다시 표현하면 아래와 같습니다.

위의 식을 다시 표현하면,

위의 식에서 K의 값은 25℃ 순수한 물의 전기전도도 측정에 의해서 1.8ⅹ10^-16 이라는 것을 알 수 있으므로, 아래와 같이 풀이 할 수 있습니다.

위의 식에서 [H⁺] [OH^-]을 물의 이온 곱(K_w)라고 하며, 25℃ 순수한 물에서 물의 이온 곱은 항상 1.0ⅹ10^-14 입니다.

순수한 물과 같이 H⁺ 몰농도와 OH^- 몰농도가 동일한 경우의 용액을 중성용액이라고 하며, 다음과 같이 표현할 수 있습니다.

이와 같이 중성용액에서의 수소이온농도[H⁺]은 10^-7M 입니다. 즉 산성용액에서는 [H⁺]가 [OH^-]보다 크고, 염기성 용액에서는 [H⁺]은 [OH^-] 보다 적게 존재합니다. 이렇듯 25℃에서 물의 이온 곱은 항상 1.0ⅹ10^-14 이기 때문에, 물에 산성 물질을 첨가하게 되면, [H⁺]가 증가하게 되므로, 상대적으로 [OH^-]은 감소하게 되며, 염기 물질을 첨가하게 되면, [OH^-]가 증가하게 되므로, [H⁺]가 감소하게 됩니다.

3. pH 표현

위에서 pH는 수소이온의 농도라고 설명하였습니다. 수용액상에서 수소이온농도는 매우 크게 움직일 수 있습니다. 예를 들어 이 용액의 수소이온농도는 0.0000069M 또는 6.9ⅹ10^-6M로 다루기에는 너무 작기 때문에 덴마크의 화학자인 Sorensen은 이것을 보다 쉽게 표현하기 위해서, 수소이온농도의 역수를 상용대수로 나타낸 값을 pH로 정의하였습니다.

식6)에서와 같이 위에서 언급한 0.0000069M을 pH 값으로 바꾸면, 간단히 5.16으로 나타낼 수 있습니다. 역으로 말하면, pH가 얼마인가를 알면, 이 용액 중에는 수소이온농도가 몇 M 존재한다는 것을 간단히 알 수 있습니다.

이 pH 값이 대수 값이라는 점이 중요합니다. 두 용액의 pH가 1 pH 단위만큼 다르다는 것은 두 용액 중의 [H⁺]가 10배 차이가 난다는 것을 의미합니다.

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