[화학공학] 완충용액 - 산, 염기 반응의 ph적정원리, 완충용약을 사용하는 목적

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[화학공학] 완충용액 - 산, 염기 반응의 ph적정원리, 완충용약을 사용하는 목적
완충용액

1. 서론(실험 목적)
산․염기 반응의 pH 적정원리를 이해하고, 완충용액을 사용하는 목적을 이해한다.

2. 이론적 배경
1) 강산을 강염기로 적정할 때 pH는 적정되지 않은 산이나 과잉 염기의 농도만으로 구해질 수 있다. 이는 생성된 공역염기는 pH에 어떠한 영향도 미치지 않기 때문이다. 그러나 약산을 강염기로 적정할 때 몇가지 고려할 점이 있다.
어떤 약산이 수용액중에서 이온화되어 소량의 H⁺이온을 생성할 때 다음과 같이 된다.
HA → H⁺ +A⁻ (16-1)
OH⁻이온이 첨가되면 H⁺ 이온을 중화시켜 다음과 같이 된다.
OH⁻+ H⁺ → H₂O (16-2)
H⁺이온의 제거는 약산과 그 이온들 사이의 평형을 방해한다. 따라서 더 많은 HA가 이온화 되어 다시 평형에 도달하게 된다. 새로이 형성된 H⁺이온은 더욱 OH⁻ 이온에 의해 원래의 모든 수소가 중화될때까지 계속해서 중화시킨다.
따라서
HA + OH⁻ → H₂O + A⁻ (16-3)
이다.
2) A⁻이온의 가수분해로 인하여 적정의 종점(당량점)에서 pH값은 7보다 높아지는 데, 이는 식(16-3)의 잔존 HA가 없어지면서 A⁻이온은 물과 반응하여 OH⁻이온과 미이온 약산인 HA를 형성하는 평형반응이기 때문이다.
3) 완충제는 이와 같은 원리에 의하여 pH 적정시 급격한 변화를 방지해 주는 물질이다. 대개의 완충 혼합물은 공역산과 공역염기의 두가지 물질로 되어있다. 산성완충용액은 약염기와 그 염(공역산)을 포함하는데, 두물질이 첨가되는 H⁺이온 또는 OH⁻이온을 부분적으로 흡수하기 때문에 pH의 급격한 변화가 일어나지 않게 된다.
참고로 약산 HA의 K 와 pH와의 관계는 Henderson-Hasselbalch 식에 의해 다음과 같이 표기된다.
pH=pK+ log (16-4)

※완충용액
외부로부터 어느 정도의 산 또는 염기를 가해도 그것들의 영향을 받지 않고, 수소이온농도를 일정하게 유지하려고 하는 용액.
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