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pH는 실험실에서 가장 흔하게 이루어지는 측정중의 하나이고, 실제로 화학과 관계없는 실험실에서조차 pH 측정은 일반적이다. 그러나 실제 실험자들이 pH 전극의 측정원리, 전극의 올바른 사용법, 응용시 주의사항 등을 정확히 모르고 측정하는 경우가 많다. 이 글에서는 간단하게 pH의 개념을 설명하고, 측정시 특별히 주의 하여야하는 시료에 대한 설명과 좀더 정확히 pH를 측정할 수 있는 방법, 그리고 응용분야별로 올바른 전극 및 용액 선택법을 소개하려고 한다.

 

 

주어진 온도에서 어떤 용액의 산성 또는 염기성의 특성 및 그 세기는 pH 또는 수소이온의 활동도에 의해 나타내어진다. 매우 묽은 용액에서는 pH를 수소이온의 농도로 사용하는 것이 적당하지만 수소이온의 실제농도는 아니다. 유효농도라는 용어가 활동도의 단순한 정의로 사용되기도 하지만, pH가 수소 이온의 활동도를 표현하는 보편적인 방법이다.

 

물이나 수용액에서 다음 평형방정식이 pH를 표현하기 위하여 사용되어진다.

 

H2O = H+ + OH- (1)

 

극히 순수한 물은 단지 일부만이 이온화된다. 물의 이온적 상수(Kw)는 일정하다.

 

[H+][OH-] = Kw = 1.01×10-14 at 25℃

 

즉:

 

[H+] = [OH-] = 1.01×10-7 M

 

여기서:

 

[H+] = mole/liter에서 수소이온(H+)의 활동도

 

[OH-] = mole/liter에서 수산이온(OH-)의 활동도

 

pH는 다음과 같이 정의된다.

 

pH = -log[H+]

 

그리고

 

pOH = -log[OH+]

 

식 (1)의 물의 이온적 상수로부터

 

-log[H+] + -log[OH-] = Kw = 14 at 25℃

 

또는 pH + pOH = 14

 

이 식은 수용액에서 pH의 크기가 0에서 14로 제한됨을 나타낸다. 그리고 pH = 7은 OH-와 H+의 활동도가 같기 때문에 25℃에서 중성의 물로 표현된다. 그리고 각각의 대략적 농도는 10-7 M 이다.

 

 

 

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