산성도를 한 자릿수로 — pH와 완충 용액

르샤틀리에의 원리는 평형이 흔들림에 응답하는 법을 알려 주었습니다. 이제 그 언어를 산과 염기, 그리고 우리 몸의 pH에 적용합니다.

오늘의 한 문장

pH = −log[H+]이고, 25°C 물에서는 Kw = [H+][OH−] = 1.0×10^−14, 따라서 pH + pOH = 14입니다.

완충 용액은 약산과 그 짝염기처럼 한 쌍이 함께 있어 산이나 염기를 조금 넣어도 pH가 크게 변하지 않는 용액입니다.

순수한 물도 아주 조금은 H+와 OH−를 만듭니다. 25°C에서 두 농도의 곱은 1.0×10^−14입니다.

pH는 수소 이온 농도에 로그를 취하고 음수 부호를 붙인 값입니다. [H+]가 클수록 pH는 작아집니다. pOH도 같은 방식으로 [OH−]를 숫자로 바꿉니다.

Kw = [H+][OH−] = 1.0×10^−14
pH = −log[H+]
pOH = −log[OH−]
pH + pOH = 14  (25°C)

물의 자동 이온화·Kw·pH·pOH와 강산·약산, Ka·pKa를 정리한 다이어그램

강산은 물에서 거의 완전히 이온화합니다. 그래서 강산에서는 농도가 곧 [H+]와 가깝습니다.

약산은 일부만 이온화하고 나머지는 분자로 남아 평형을 이룹니다. 같은 몰농도라도 약산은 강산보다 [H+]가 작고 pH가 높습니다.

따라서 “농도가 같다 = 산성도가 같다”는 강산에서만 조심스럽게 통합니다. 약산에는 이온화 정도가 필요합니다.

약산 HA가 H+와 A−로 갈라지는 평형에는 산 이온화 상수 Ka가 있습니다. Ka가 클수록 더 잘 이온화하는 산입니다.

pKa는 Ka를 로그 척도로 바꾼 값입니다. pKa가 작을수록 더 강한 산입니다. pH가 작을수록 산성이 강하다는 방향과 비슷하게, pKa도 작을수록 강한 산입니다.

HA ⇌ H+ + A−
Ka = [H+][A−]/[HA]
pKa = −log Ka

약산과 짝염기가 산·염기를 받아 pH 변화를 줄이는 완충 작용 개념도

완충 용액은 약산 HA와 그 짝염기 A−가 함께 있는 용액입니다. 산이 조금 들어오면 A−가 받아 주고, 염기가 조금 들어오면 HA가 내어 주며 pH 변화를 줄입니다.

완충 용액의 pH는 헨더슨-하셀바흐 식으로 어림할 수 있습니다. 짝염기와 약산 농도가 같으면 log 1 = 0이므로 pH는 pKa와 같습니다.

혈액 pH가 좁은 범위에 머무는 것도 완충 작용의 중요한 예입니다.

pH = pKa + log([A−]/[HA])
[A−] = [HA]이면 pH = pKa

다음 시간에는 고2 한 해를 닫습니다. 엔탈피, 속도, 평형, pH가 한 반응 시스템을 보는 네 눈으로 모입니다.