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[보고서] 산-염기의 적정에 실험보고서

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작성일18-03-04 03:40

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당량점 부근에서는 pH 변화가 있으므로 pH 미터를 사용하면 당량점을 편리하게 찾을 수 있으나 보통의 경우 수용액의 pH에 따라 색이 변하는 지시약을 사용한다.
염산의 몰수 〓 수산화소듐의 몰수
염산의 몰농도를 MA, 염산의 부피를 VA, 수산화소듐의 몰농도를 MB, 수산화소듐의 부피를 VB라고 한다면 MAVA 〓 MBVB이다.


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설명




순서


1. 실험 제목
산-염기의 적정

2. 실험 목적
지시약을 이용한 산-염기의 적정을 통해서 적정법을 이해하고 농도를 모르는 산이나 염기의 농도를 구한다.

3) 강산과 약염기의 중화
HCl + NH4OH → NH4+ + Cl- + H2O
여기서 Cl-는 H2O를 가수분해 시키지 못하지만 NH4+ 는 H2O와 반응하여 NH4+ + H2O → NH3 + H3O+가 되게 한다.
따라서 염산의 농도와 부피를 알고 있다면 수산화소듐의 농도를 다음 식으로부터 구할 수 있다아
- (1)

1) 중화반응 : 산과 염기가 반응하여 염과 물이 생성되는 반응.
2) 당량점 : 산의 H+ 몰 수와 염기의 OH- 몰 수가 같아지는 지점.
종말점 : 산·염기 중화적정실험에서 실험자가 중화점이라고 판단하여 적정을 멈추는 지점
3) pH미터 : 유리전극과 비교
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다. 즉, 약산과 약염기의 반응은 각 화학종의 Ka와 Kb에 따라 액성이 달라진다. 당량점에서는 다음과 같은 관계가 성립된다. 이 경우 지시약은 pH 8.3∼10.0 번위에서 색이 변화하는 페놀프탈레인을 많이 쓴다. 수소 이온을 내기 때문에 당량점은 산성에 해당하고, 이때 지시약은 pH 3.0∼4.4 사이에서 변할 수 있는 메틸오렌지를 많이 사용한다.
H+ +Cl- +Na+ +OH- → Na+ + Cl- + H2O
산과 염기의 중화반응은 화학량론적이며 매우 빠르게 일어나기 때문에 중화반응을 이용하면 수용액 속에 녹아 있는 산이나 염기의 농도를 정확하게 알아 낼 수 있으며, 이런 실험 방법을 산-염기 적정법이라고 한다.
4) 약산과 약염기와의 반응은 당량점 부근에서 pH변화가 크지 않기 때문에 거의 적정하지 않는다.
NaOH + CH3COOH → H2O + CH3COO- + NH4+
이때 CH3COO-의 Kb와 NH4+의 Ka가 같기 때문에 당량점에서의 액성은 중성이다. 적당한 지시약을 사용하면 반응의 종말점2)을 쉽게 찾을 수 있고, 이로부터 반응의 당량점을 알 수 있다아 산-염기 적정법의 종류와 그 때 쓰이는 지시약을 알아보자.

1) 강산과 강염기의 중화
HCl + NaOH → Na+ + Cl- + H2O
Na+와 Cl-는 물을 가수분해시키지 못하기 때문에 수용액은 중성이 되므로 당량점에서의 pH는 7이 되고, 당량점 부근에서의 pH 변화가 굉장히 크기 때문에 (pH 4∼10 정도) 이 범위 안에서 변색을 일으킬 수 있는 지시약인 페놀프탈레인(무색 8.3∼10.0 분홍색), 메틸오렌지(붉은색 3.1∼4.4 노란색)를 쓰면 된다.

2) 약산과 강염기의 중화
CH3COOH + NaOH → H2O + Na+ + CH3COO-
Na+는 물을 가수분해시킬 능력이 없고, CH3COO-는 H2O를 가수분해시켜 O…(省略) H-를 내놓는다. 예를 들면, NaOH 용액으로 HCl 용액을 적정할 때의 반응은 다음과 같다.
산과 염기의 중화반응의 경우 산을 완전히 중화시킬 만큼의 염기를 넣어준 상태를 “당량점”이라고 하고 당량점2)에서는 순수한 산 또는 염기만 있을 때와는 다른 pH를 나타낸다.
산과 염기는 정량적으로 반응하기 때문에 산(또는 염기)의 농도와 부피를 알면 이와 반응한 염기(또는 산)의 농도를 알 수 있다아 이 실험에서는 농도를 아는 HCl 표준 용액을 이용하여 NaOH 용액의 농도를 구하고자 한다.
H2O + CH3COO- → CH3COOH + OH-
전체 생성물의 pH는 염기성에 가까우므로 당량점은 염기성에 해당한다.

3. 실험 원리
산과 염기가 섞이면 산에서 나오는 H+와 염기에서 나오는 OH-가 반응하여 H2O가 생성되는 반응, 즉 중화 반응1)이 일어나게 된다.

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