완충용액

Buffer solution 서론 산, 염기 반응의 pH 적정원리를 이해하고, 완충용액을 사용하는 목적을 이해한다. 이론적 배경 ①강산을 강염기로 적정할 때 pH는 적정되지 않은 산이나 과잉 염기의 농도만으로 구해질 수 있다. 이는 생성된 공역염기(예 : Cl-)는 pH에 어떠한 영향도 미치지 않기 때문이다. 그러나 약산을 강염기로 적정할 때 몇 가지 고려할 점이 있다. 어떤 약산이 수용액 중에서 이온화되어 소량의 H+이온을 생성할 때 다음과 같이 된다. HA → H+ + A- (1) OH-이온이 첨가되면 H+이온을 중화시켜 다음과 같이 된다. OH- + H+ → H2O (2) H+이온의 제거는 약산과 그 이온들 사이의 평형을 방해한다. 따라서 더 많은 HA가 이온화되어 다시 평형에 도달하게 된다. 새로이 형성된 H+이온은 더욱 OH-이온에 의해 원래의 모든 수소가 중화할 때까지 계속해서 중화시킨다. 따라서, HA + OH- → H2O + A- (3) ②A-이온의 가수분해로 인하여 적정의 종점(당량점)에서 pH 값은 7보다 높아지는데, 이는 식(3)의 잔존 HA가 없어지면서 A-이온은 물과 반응하여 OH-이온과 미이온 약산인 HA를 형성하는 평형반응이기 때문이다. ③완충제는 이와 같은 원리에 의하여 pH적정시 급격한 변화를 방지해 주는 물질이다. 대개의 완충 혼합물은 공역산과 공역염기의 두 가지 물질로 되어 있다. 산성 완충 용액은 약염기와 그 염(공역산)을 포함하는데, 두 물질이 첨가되는 H+이온 또는 OH-이온을 부분적으로 흡수하기 때문에 pH의 급격한 변화가 일어나지 않게 된다. 참고로 약산 HA의 Ka와 pH와의 관계는 Henderson-Hasselbalch 식에 의해 다음과 같이 표기된다. pH = pKa + log (4) ④시약 조사 ·EDTA 표준용액 [1] 화학식 C10H16N2O8. 에틸렌디아민테트라아세트산이라고도 한다. 무색의 결정성 분말로, 녹는…
화학식 C10H16N2O8. 에틸렌…