Chapter 13

산과 염기(Acid and Base)

• Brønsted-Lowry Acid-Base Model

• The Ion Product of Water

• pH and pOH

• Weak Acid and Ka

• Weak Base and Kb

• Acid Base Properties of Salt Solution

Brønsted-Lowry Acid-Base Model

Acid is a proton donor, base is a proton acceptor

HB(aq)+A-(aq) HA(aq)+B-(aq)

HB, HA 는 산; A-, B- 는 염기.

HB – B- 와 HA – A- 는 서로 짝산 (conjugate acid )-짝염기(conjugate base) 쌍

양쪽성양성자성(amphiprotic) : H2O, HCO3-… .

←→

+− →←++

OHOHOH HH32

13.2 The Ion Product of Water

모든 수용액 (Aqueous solution)은 H3O+(H+)과 OH– 사이에 평형상태:

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)

KW = [H3O+]×[OH–] = 1.0 ×10-14 at 25°C :이온화곱상수

(ion product const. of water)

←→

1. 순수한 물 : [H+] = [OH–] = 1.0 ×10–7 M; 중성용액

2. 산성용액 : [H+] > 1.0 ×10–7 M > [OH–]

3. 염기성용액 : [OH–] > 1.0 ×10–7 M > [H+]

4. 바닷물 , [H+] = 5 ×10-9 M; [OH–] = ?[OH–] = (KW) / (5 ×10-9) = 2 ×10-6 M

13.3 pH and pOH

pH = –1og10[H+], [H+] = 10-pH

중성용액 : pH = 7.0산성용액 : pH < 7.0

염기성용액 : pH > 7.0

pOH = –1og10[OH–] ;

KW = [H3O+]×[OH–] = 1.0 ×10-14 at 25°CpH + pOH =-log [H3O+]-log[OH–] = -log([H3O+]×[OH–] )=14

pH + pOH = 14.00 at 25°C

pH

[H+] = 2.4 × 10-6 M ; pH의 계산

pH = –1og10(2.4 ×10–6) = 5.62

pH = 8.68 ; [H+] 의 계산

[H+] = 10–8.68 = 2.1 ×10–9 M

pH 와 [H+]의 관계

See, Τable 13.1

센산과 센염기의 pHStrong Acids

HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4

Strong Bases

LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

HCl 수용액

분자HF(aq) + H2O H3O+(aq) + F –(aq)

유기산(RCOOH), HNO2

←→

양이온

NH4+(aq) + H2O H3O+(aq) + NH3(aq)

Zn(H2O)42+(aq) + H2O H3O+(aq) + Zn(H2O)3(OH)+(aq)

전이금속이온(Al3+… )←→

←→

13.4 Weak Acid and Their Eqilibrium Consts.

Acid Equilibrium Constants, Ka

평형상수 : Ka 의 계산

←→

Ka =[H+] ×[B- ]

[HB]

HB(aq) H+(aq) + B–(aq)

pKa = -log10Ka

약산의 세기 ↑ : Κa ↑ : pKa↓ HNO2 pKa = 3.22, HCN pKa=9.24

Ka 계산의 예

0.100 M HC2H3O2 용액의 pH 는 2.87; Ka=?

0.1-x x x

[H+] =10-2.87 = 1.3 ×10–3 M = [C2H3O2–]

[HC2H3O2] = 0.100 M – 0.0013 M = 0.099 M

Ka = = 1.7 × 10–5(1.3 × 10–3)2

0.099

←→HC2H3O2(aq) H+(aq) + C2H3O2

–(aq)

용액 중 [H+] 계산의 예

0.200 M HC2H3O2 용액중의 [H+] 계산, Ka=1.8 × 10–5

0.200 – x x x

[H+] = x 라면, [C2H3O2–] = x , [HC2H3O2] = 0.200 – x 임

0.200 - x ≅ 0.200 라고 가정; x = 1.9 × 10–3 M

이 경우, % ionization =

HC2H3O2(aq) == H+(aq) + C2H3O2–(aq)

52

108.1200.0

−×=− x

x

%0.5%0.1100200.0109.1 3

p=×× −

용액 중 [H+] 계산의 예

0.100 M HF (Ka= 6.9 × 10–4) 용액 중 [H+] 계산

HF(aq) + H2O == H3O+(aq) + F –(aq)

0.100 – x x x

= 6.9 × 10–4

0.100 – x ≅ 0.100 라고 놓고 풀면 : x = 8.3 × 10–3 > 5%

연속근사법: (cf, 이차방정식)

= 6.9 × 10–4; x = 8.0 × 10–3

x2

0.100 – x

x2

0.100 – 0.008

Polyprotic Weak Acid

H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1 = 7.1 ×10-3

H2PO4- H+ + HPO4

2- Ka2 = 6.2 ×10-8

HPO42- H+ + PO4

3- Ka3 = 4.5 ×10-13

Ka1 > Ka2 > Ka3

H2CO3

←→

←→

←→

13.5 Weak Bases and their Equilibrium Constants

분자

NH3(aq) + H2O OH– (aq) + NH4+(aq)

아민(CH3NH2… .)←→

약산의 음이온

F– (aq) + H2O HF(aq) + OH– (aq)←→

NH3 : Kb =

base equilibrium constants, Kb

[NH4+] × [OH–][NH3]

NH3(aq) + H2O == OH– (aq) + NH4+(aq)

pKb = -log10Kb

약염기의 세기 ↑ : Κb ↑ :pKb ↓

Ka 와 Kb 의 관계

Ka × Kb = KW = 1.0 × 10–14

Ka Kb

HF 6.9 × 10–4 F– 1.4 × 10–11

HAc 1.8 × 10–5 Ac– 5.6 × 10–10

NH4+ 5.6 × 10–10 NH3 1.8 × 10–5

염기의 세기는 그 짝산의 세기와 직접적으로 반비례한다.

See, Table 13.4

pKa + pKb = 14

Kb

F– 1.4 × 10–11

Ac– 5.6 × 10–10

NH3 1.8 × 10–5

산의 세기

Ka

HF 6.9 × 10–4

HAc 1.8 × 10–5

NH4+ 5.6 × 10–10

HF > HAc > NH4+

약염기 용액 중 [OH–] 의 계산

약염기 용액 중 [OH-]의 계산 : 0.10M NaF 의 pH ?

F– (aq) + H2O == HF(aq) + OH– (aq) : Kb=1.4 × 10–11

0.10-x x x

= 1.4 × 10–11 ; = 1.4 × 10–11

[OH–] = 1.2 × 10–6 M ; pH = 8.08

[HF][OH–][F–]

[OH–]2

0.10

Acid-Base Properties of Salt Solutions

Ø염 (salt)

Ø 양이온방관자(Spectator): 강 염기로부터 파생된

Li+, Na+, K+; Ca2+, Sr2+, Ba2+

산성(Acidic): 전이금속을 포함한 모든 다른 양이온들 Al3+, NH4+… .

Ø 음이온방관자 : 강산으로부터 파생된

C1–, Br–, I–, NO3–, SO4

2–

염기성(Basic): 약산으로부터 파생된 음이온, F–, NO2– 등

Ø 총체적 결과 : 강한 것이 이긴다..

총체적 결과

Salt Cation Anion

NaNO3 Na+(Sp.) NO3–(Sp.) 중성

KF K+(Sp.) F–(Ba.) 염기성

FeCl2 Fe2+(Ac.) Cl–(Sp.) 산성

산성 양이온과 염기성 음이온을 가진 화합물이라면, Ka, Kb값을 서로 비교하여 결정

NH4F: Ka = 5.6 × 10–10, Kb = 1.4 × 10–11 ; 산성