수소이온농도(pH)

 

수소이온농도(pH)

1. 실험목적

pH는 용액의 산 또는 알칼리 상태의 세기를 나타내는 데 널리 사용되는 용어로 수소이온농도를 그 역수의 상용대수로서 나타낸다. 수소이온농도는 수소이온활동도를 나타내는 한 방정식이며, 환경공학의 거의 모든 부문에서 중요하다. pH에 대한 지식은 용수나 수처리에 있어서 매우 중요한 것이다. 천연수는 도시 하수나 각종 산업폐수의 유입으로 오염되어 그 pH가 변화한다. 따라서 pH측정은 물의 오염도를 측정할때 빼놓을 수 없는 항목중의 하나이다. pH는 상수처리 분야에서 화학적 응집, 살균소독, 단물화 및 부식방지에서 반드시 고려되어야 하는 인자이다. 생물학적 폐수처리 공정에 있어서는, 거기에 관여하고 있는 특수한 생물들의 생장에 적합한 범위의 pH가 유지되도록 조절되어야 한다. 폐수의 응집, 슬러지 탈수나 시안화 이온과 같은 특수한 물질을 산화시키는 화학적 처리에서는 pH가 더욱 좁은 범위 내에서 유지되도록 조절되어야 한다. 또 상수관이나 구조물 등의 부식현상에 관계가 깊다. 이러한 이유들과 또 pH, 산도, 알칼리도의 사이에는 서로 중요한 관계가 있으므로, pH의 이론적인 면과 함께 실질적인 면을 잘 이해하여야 하는 것은 대단히 중요한 일이다. 따라서 수질 공학적으로 매우 중요한 의미가 있는 pH를 깊이 숙지하고 그 측정 방법을 터득함으로써 수질 화학의 기초를 다질 수 있다.

2. 수소이온농도

액체상태에서 진행되는 대부분의 화학반응, 특히 생체내에서 진행되는 생화학 반응은 수소 이온농도에 의하여 크게 영향을 받는다. 예를 들면 대표적인 단백질 정성반응의 하나인 닌히드린 반응은 pH 4～8 범위에서만 양성반응을 나타내고, 산화환원적정에 자주 이용되는 KMnO4(과망간산칼륨)는 산성상태에서는 1 mole이 5g 당량으로 반응하지만, 알칼리성 상태에서는 3g 당량으로 반응하며, 생화학 반응의 중심이 되는 효소는 최적 pH에서 가장 높은 활성을 나타낸다.  그러므로 실험을 할 때에 사용되는 용액의 수소이온농도를 측정하는 것은 대단히 중요하다고 할 수 있다.  일반적으로 산의 수용액에는 수소이온(H⁺)이 존재하며 알칼리 수용액에는 수산이온(OH^-)이 존재한다고 말하지만, 실제로는 산 용액에도 소량의 수산이온, 알칼리 용액에도 소량의 수소이온이 존재한다. 즉 수용액 중에는 수소이온과 수산이온이 항상 공존하는데 이는 물의 이온화현상과 밀접한 관계가 있다.

3.  물의 이온과 pH

순수한 물에는 매우 적은 양의 수소이온과 수산이온이 존재하는데 이것은 물의 이온화에 의하여 생성된 것이다. 물은 극미량 밖에 이온화되지 않지만(순수한 물의 경우 25℃에서 1,800만 분자당 약 1분자만 이온화 된다) 생성물인 수소이온(H⁺)과 수산이온(OH^-)은 위에서 언급한 바와 같이 매우 중요한 생물학적 효과를 나타내기 때문에 물의 이온화 정도를 정량적으로 나타낼 필요가 있다.  즉 위식을 평형상수로 나타내면 다음과 같이 된다.

Keq = [H⁺][OH^-] / [H₂O]

위의 식에서 [H₂O](물의 농도 : 물 1ℓ의 무게를 물의 g 분자량으로 나눈 값과 같으며 즉 1000/18 = 55.5 M 이 된다)는 25℃의 순수한 물 속의 [H⁺](수소이온농도)나 [OH^-](수산이온농도)의 매우 낮은 농도(1×10^-7M)에 비하면 상대적으로 매우 높고, 일정하다고 볼 수 있으므로 위식은 다음과 같이 쓸 수 있다.

 Keq = [H⁺][OH^-] /55.5

이 식을 변형시키면 55.5×Keq = [H⁺][OH^-] 여기서 Keq값은 물의 전기전도도 측정에 의해서 25℃에서 1.8×10^-16 이라는 것을 알 수 있는데 이 값을 위식에 대입하면

55.5×(1.8×10^-16 )=[H⁺][OH^-]

위의 식을 풀면1.0×10^-14 = [H⁺][OH^-] 이다.

55.5×Keq를 기호 Keq로 나타내면 Keq=1.0×10^-14 = [H⁺][OH^-]과 같다.

이 Keq를 물의 이온곱이라고 부르며 그 값은 25℃에서 1.0×10^-14이다. 이것은 25℃의 모든 용액에 있어서 H⁺와 [OH^- ]의 곱이 항상 일정한 수, 즉 1.0×10^-14이라는 의미이다.  순수한 물처럼 H⁺와 [OH^- ]의 두 농도가 정확히 같을 때 이 용액을 중성용액이라고 한다. 

중성상태하에서 H⁺와 [OH^- ]의 농도는 다음과 같이 물의 이온곱으로부터 계산할 수 있다.

Keq = [H⁺][OH^- ] =2[H⁺]  이것을 [H⁺]에 대하여 풀면

[H⁺] = [OH^- ] = 10^-7M

위의 식에서 보는 바와 같이 [H⁺]이 1×10-7M 이상이 되면 [OH^- ]는 1×10^-7M 이하로 되어야 하며 [OH^- ]가 1×10^-7M  이상이 되면 [H⁺]는 1×10^-7M 이하로 되어야 한다. 따라서 HCl 용액과 같이 [H⁺]가 매우 높으면 [OH^- ]는 매우 낮아진다. 왜냐하면 [H⁺]×[OH^- ]은 1.0×10^-14이기 때문이다. 또한 NaOH 용액과 같이 [OH^- ]가 매우 높으면 [H⁺]는 매우 낮아지게 된다. 즉 [H⁺]×[OH^- ] = 1.0×10^-14의 값은 중성의 물은 물론 산, 알칼리성 용액에도 모두 해당되며 물의 이온곱으로부터 [OH- ]를 알면 [H⁺]을 계산할 수 있고 [H⁺]를 알면 [OH^- ]을 계산할 수 있다. 덴마크의 화학자 S.P.L. Sorensen은 용액중의 수소이온농도를 보다 쉽게 표현하는 방법을 제안하였는데 그는 수소이온농도의 역수를 상용대수로 나타낸 값을  pH로 정의하였다. 이 값은 그 용액의 산성도가 1.0M 의 [H⁺]와 [OH^- ] 범위에 있는 수용액 속의 실제 [H+]을 쉽게 나타낸 것이다.

pH =log(1/[H⁺]) = -log[H⁺]

예를 들면 온도가 25℃이며, 정확히 중성인 용액의 수소이온농도는 정확히 10^-7M이므로 그의 pH는 다음과 같이 나타낸다.

pH = log  (1/(1 × 10^-7) = log (1 × 10⁷) = log 1.0 + log 10⁷ = 0 + 7

pH = 7

정확한 중성용액의 pH가 7.0 이라는 것은 임의로 택한 값이 아니라 25℃에 있어서 물의 이온곱으로부터 유도된 것이다.  pH 7.0 이상의 용액은 [OH^- ]이 [H⁺]보다 크므로 알칼리성이 되고 pH 7.0 이하의 용액은 [H⁺]이 [OH^- ] 보다 크므로 산성이 된다.  이 pH  값이 대수값이라는 점은 특히 중요하다.  즉 두 용액의 pH가 1pH 단위만큼 다르다고 하는 것은 한쪽 용액의 [H⁺]가 다른 쪽 [H⁺]의 10배가 된다는 뜻이다.  가끔 사용되는 pOH라는 표현은 용액의 염기도 즉 [OH^- ]의 농도를 나타내는데 쓰이며 다음과 같이 정의된다.

pOH = log(1/[OH^- ] ) = -log[OH^- ]

4. 완충용액(Buffer)

완충용액은 산이나 염기를 가하여도 그 pH가 거의 변화하지 않는 용액을 말한다. 

약산과 그 염의 혼합용액 또는 약염기와 그 염의 혼합용액은 약산과 약염기의 해리특성에 의하여 그 pH가 쉽게 변화하지 않는다.  적당한 산이나 연기를 그들의 염과 조합하면 적당한 pH를 나타내는 완충용액을 조제할 수 있는데 여러 가지 완충용액의 조제법은 부록에 첨부하였으며 여러 가지 생물완충용액(biological buffer)의 특성을 나타내었다. 생물에 있어서의 완충작용은 여러 가지 면에서 매우 중요하다. 예를 들면 혈장은 pH의 변화를 0.2 이내로 유지하는 거의 완벽하고 이상적인 완충용액이다. 즉 혈장의 pH는 7.2～7.3으로 유지되고 있는데 이 pH에서 멀어지면 생명이 유지되지 못한다. 또한 생체 촉매인 효소의 촉매작용도 일정한 pH에서 최대가 된다.

완충용액의 완충능력은 완충용액을 구성하는 성분의 농도에 비례하는데, 완충용액의 농도는 약한 산과 그 짝염기의 농도를 합한 것이다. 예를 들면 0.1M 아세트산 완충용액이라면 물 1ℓ속에 0.05M 의 아세트산과 0.05M의 아세트산나트륨이 녹아 있는 것이다.  또한 완충능력은 어떤 염기와 그 짝산의 비에 따라 달라진다. 앞에서 이미 설명한 바와 같이 약한 산에 대응하는 염기와 그 약한 산의 농도 비가 같을 때 완충능력이 가장 크다.  예를 들면 아세트산의 적정곡선에서 알칼리(또는 산)의 일정량을 가했을 때 pH의 변화가 가장 작은 곳은

pKa점인데, 이때 CH3COO- 의 농도와  CH3COOH의 농도 비가 1이다.  pKa에서 많이 떨어진 부분에서는 대응하는 염기와 산의 비가 1에서 매우 멀어지게 되므로 이때 가한 산이나 알칼리의 일정량에 대한 pH의 변화는 매우 크게 된다.

pH측정은 수질화학에서 가장 중요한 시험항목 중의 하나이며, 가장 많이 사용하는 시험항목이다. 실제 상수 및 폐수 처리 공정은 pH에 영향을 받는다. 즉, 단열기 중화, 응집, 소독과 부식조절공정은 pH에 달려 있다. 또한 pH는 연속 측정을 통한 수질 감시 수단으로 이용할 수 있다. 자연수의 pH는 물에 포함되어 있는 각종의 염류, 유리탄산, 광산 및 유기산등으로 좌우되나 하수, 공장폐수에 의해서도 영향을 받는다. 자연수에서는 이산화탄소-중탄산염-탄산염 평형계에 의해 pH를 조절한다. pH시험은 수질의 변화를 아는데 중요하다. 예를 들면,

∘ Al₂(SO₄)₃로 응집처리.

∘ 소오다석회로 물의 연수화작업 등 수처리에서 약품 사용량의 결정.

∘ 효과적인 염소 소독.

∘ 시설의 부식 그 외 폐수처리장 관리상수처리에 대한 영향. 

∘ 맛을 나쁘게 하며 색도를 증가.