해피레포트 - [의학/일반생물학] 3. 용액의 산도 (acidity, pH)측정법 및 완충계 (buffer system)

카테고리 : 레포트 > 자연과학계열 파일이름 :3[1]용액의 산도 (acidity, pH)측정법 및 완충계 (buffer system).hwp 문서분량 : 7 page 등록인 : fantastic38 문서뷰어 : 한글뷰어프로그램 등록/수정일 : 08.05.22 / 08.05.22 구매평가 : 다운로드수 : 11 판매가격 : 1,000 원

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보고서설명
일반생물학 및 실험1에서 쓴 실험레포트입니다. 용액의 산도측정 및 완충계에 대한 레포트입니다.

본문일부/목차
목차: 1. 실험 목적 2. 실험 원리 (1) 산성과 알칼리성 (2) pH와 pOH (3) 생물체액의 완충성 (4) 완충용액의 제조 (5) 완충계의 선택 (6) 다양성자 산 3. 실험기구 및 재료 4. 실험 방법 5. 실험 결과 및 토의 6. Reference 본문: 1. 실험 목적 약산에 염기를 첨가하며 pH변화를 측정하여 산과 염기의 해리상수를 이해하고 생물 체액의 특성인 완충계에 대하여 알아본다. 2. 실험 원리 (1) 산성과 알칼리성 산성을 나타내는 화학종은 수소 이온(H+)이며, 염기성을 나타내는 화학종은 수산화 이온(OH-)이다. 산성과 염기성을 가늠하는 기준은 중성인 데 순수한 물 속에 들어 있는 H+ 과 OH- 이온의 농도가 같을 때를 기준으로 한다. 순수한 물은 25℃ 에서 다음과 같은 반응식으로 나타낼 수 있는 상태에 있다. 25℃ H2O(aq) ⇌ H+(aq) + OH-(aq) ...................................① 이때의 평형상수(K,equilibrium constant)는 다음과 같다. [H+][OH-] K = 󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏 [H2O] 묽은 수용액에서는 물의 농도 [H2O]가 거의 변하지 않으므로 이를 다시 나타내면 다음과 같이 나타낼 수 있다. Kw = [H+]x[OH-] .........................................② Kw는 물의 이온화 상수 또는 해리 상수(dissociation constant)로 25℃에서의 값은 다음과 같다. Kw = 1.0 x 10-14 (25℃) 묽은 용액에서의 Kw값은 항상 일정하다. 순수한 물에서는 [H+] = [OH-] 이므로 Kw = [H+] x [OH-] = [H+]2 = 1.0 x 10-14 [H+] = 1.0 x 10-7 M = [OH-] 따라서 [H+] = [OH-] = 1.0 x 10-7 M 일 때를 중성 용액(neutral solution)이라고 부르며 25℃ 일 때 [H+] = 1.0 x 10-7 M 이다. (2) pH와 pOH pH는 수소이온 (H+)의 세기라고 이름 붙이고 다음과 같이 정의하였다; pH = -log10[H+], 혹은 [H+] = 10-pH 이때 용액의 액성은 다음과 같이 구분할 수 있다. pH 〈 7.00 이면 산성 pH = 7.00 이면 중성 pH 〉 7.00 이면 알칼리성 수산화 이온(OH-)에 대해서도 같은 형식으로 표기할 수 있다; pOH = -log10[OH-] 그러므로 25℃에서 [H+] x [OH-] = 1.0 x 10-14 이기 때문에 항상 pH + pOH = 14.00 이다. (3) 생물체액의 완충성 생명현상이 진행되는 생물체 내의 수용액은 일정한 pH를 유지해야 한다. 그렇지 않으면 대사작용이 흐트러진다. 예를 들어 인간의 혈액(blood)의 혈청은 pH가 약 7.40이다. 혈액의 pH가 7.40 이하로 심하게 떨어지면 산독증(acidosis)상태에 이른다. 신경계가 둔화되고 졸도할 지경에 이르기도 하며 경우에 따라서는 혼수상태가 된다. 약한 산독증은 호흡곤란과 기침, 또는 폐기종과 같은 질환을 유발한다. 반대로 혈액의 pH가 7.40보다 높을 때 생기는 이상이 알칼리독증(alkalosis)이다. 산독증에 비해 흔히 일어나지는 않지만 일단 유발되면 산독증의 반대 증상이 나타난다. 신경계가 초긴장상태가 되고 근육경화와 함께 경련이 일어난다. 그러므로 외부로부터 어떤 원인에 의하던지 간에 체액의 급격한 pH 변화가 야기 되지 않도록 할 장치가 필요하다. 이런 능력을 지닌 액체가 완충용액(buffer solution), 또는 완충계(buffer system)이다. 완충용액의 특징은 1) 센 산(strong acid)이나 센 염기(strong alkali, strong base)를 첨가해도 pH가 별로 변하지 않고, 2) 약한 산의 pKa와 거의 같은 값의 pH를 가지는 것이다. 센 산 중의 하나인 염산(HCl)의 수용액은 HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) 로 표시된다. 다시 말해 →(화살표 하나로 정반응을 가리킴)에서 보듯이 HCl은 물 속에서 모두 H+(aq)와 Cl-(aq)로 이온화(ionization)되어 이온화되지 않고 남아있는 HCl 이 존재하지 않는다(일반적으로 다루어지는 묽은 수용액의 경우). 따라서 해리상수(dissociation constant)는 의미가 없어진다. [H+] [Cl-] [H+] [Cl-] Ka = 󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏 = 󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏 = ∞ [HCl] 0 그러나 약한 산은 물에 용해되기는 하지만 용해도(solubility)도 적고 이온화되는 비율은 더욱 적어 용해는 되었지만 이온화되지 않은 분자상태의 것과 이온화된 +, - 이온 사이에 평형상태가 이루어진다. 이 때의 평형상태도 일정한 온도에서는 일정하므로 산의 이온화 상수(Ka,ionization constant)가 얻어진다. 약한 산을 일반적인 약자를 써서 HA라고 한다면 HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-(aq), 양쪽 방향의 화살표 ⇌ 는 평형상태를 나타내므로 [H+] [A-] Ka = 󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏󰠏 ......................................③ [HA] 센 산과 약한 산을 구별하는 방법은 수용액 속에서의 이온화 반응식으로 곧 알 수 있다.

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