[일반화학] 8. 산, 염기, 중화반응

[일반화학] 8. 산, 염기, 중화반응

1777년에 라부아지에는 모든 산(acid)이 산소(oxygen)라는 공통 원소를 포함한다고 제안했으나 1810년에 험프리 데이비가 산소를 포함하지 않는 산성물질 염산($\text{HCl}$)이 발견했고, 그 결과 산에서 공통 원소가 산소가 아닌 수소(hydrogen)로 바뀌었다. 

아레니우스는 산은 물에서 해리해서 수소이온($\text{H}^{+}$)을 생성하는 물질이고, 염기(base)는 수산화 이온($\text{OH}^{-}$)을 생성하는 물질이라고 제안했다.

위의 반응식에서 $\text{HA}$는 산성 물질로 $\text{HCl}$, $\text{HNO}_{3}$등이 있다. $\text{MOH}$는 염기성 물질(금속 수산화물)에 대한 일반적인 화학식으로 $\text{NaOH}$, $\text{KOH}$등이 있다. 수소이온($\text{H}^{+}$)은 반응성이 너무 커서 물 분자의 산소원자와 결합해서 하이드로늄 이온(hydronium ion, $\text{H}_{3}\text{O}^{+}$)을 형성한다. 다음의 그림은 염화수소와 물이 반응해서 염소이온과 하이드로늄 이온이 생성된 것을 나타낸 것이다.

수용액에서 높은 정도로 해리되는 산은 강전해질이고 강산(strong acid)인 반면 적은 정도로만 해리되는 산은 약전해질이고 약산(weak acid)이다. $\text{HCl}$, $\text{HClO}_{4}$, $\text{HNO}_{3}$, $\text{H}_{2}\text{SO}_{4}$는 강전해질이고 강산이고, $\text{CH}_{3}\text{CO}_{2}\text{H}$(아세트산)와 $\text{HF}$는 약전해질이고 약산이다. 주의할 점은 아세트산에 존재하는 수소 원자가 4개이지만 해리되는 수소는 산소 원자에 결합된 수소 하나뿐이라는 것이다. 

다른 산들은 산성을 나타내는 수소의 개수가 다르고 용액에서 서로 다른 개수의 $\text{H}_{3}\text{O}^{+}$이온을 생성할 수 있다. 수소이온을 단 하나만 생성하는 산을 일양성자산(monoprotic acid), 두 개를 생성하는 산을 이양성자산(diprotic acid), 세 개를 생성하는 산을 삼양성자산(triprotic acid)이라고 한다. 염산($\text{HCl}$)은 일양성자산, 황산($\text{H}_{2}\text{SO}_{4}$)은 이양성자산이다.

다음은 황산의 해리를 나타낸 것이다.

$\text{H}^{+}$의 첫 번째 해리는 완전히 일어나지만 두 번째 해리는 완결되지 않는다. 다음은 인산의 해리를 나타낸 것이다.

염기도 수용액에서 $\text{OH}^{-}$이온을 생성하는 정도에 따라 강하거나 약할 수 있다. $\text{NaOH}$, $\text{Ba(OH)}_{2}$같은 금속 수산화물은 강전해질이고 강염기(strong base)이나 암모니아는 약전해질이며 약염기(weak base)이다. 

암모니아($\text{NH}_{3}$)는 물과 소량만 반응해서 $\text{NH}_{4}\,^{+}$, $\text{OH}^{-}$이온을 생성하기 때문에 약염기이고, 암모니아 수용액을 종종 수산화 암모늄이라고 부르는데 이것은 $\text{NH}_{4}\,^{+}$와 $\text{OH}^{-}$이온의 농도가 낮기 때문에 실제 이름을 잘못 부른 것이다. $$\text{NH}_{3}(g)+\text{H}_{2}\text{O}(l)\,\rightleftharpoons\,\text{NH}_{4}\,^{+}(aq)+\text{OH}^{-}(aq)$$ 대부분의 암모니아는 반응하지 않고 남아있기 때문에 정반응과 역반응 사이에서 동적 평형이 존재함을 나타내기 위해 이중 화살표를 사용해서 그 반응을 쓴다.

다음의 표는 몇 가지 일반적인 산과 염기의 이름, 화학식 및 분류이다.

대부분의 산은 산소산(oxoacid, oxyacid)이다. 이들은 수소와 다른 원소들 외에도 산소를 포함한다. 물에 녹을 때 산소산은 하나 이상의 $\text{H}^{+}$이온과 아래의 표에 나열된 것들 중 하나의 산소산 음이온(oxoanion, oxyanion)을 생성한다.

산소산	산소산 음이온
$\text{HNO}_{2}$ 아질산(Nitrous acid)	$\text{NO}_{2}\,^{-}$ 아질산 이온(Nitrite ion)
$\text{HNO}_{3}$ 질산(Nitric acid)	$\text{NO}_{3}\,^{-}$ 질산 이온(Nitrate ion)
$\text{H}_{3}\text{PO}_{4}$ 인산(Phosphoric acid)	$\text{PO}_{4}\,^{3-}$ 인산 이온(Phosphate ion)
$\text{H}_{2}\text{SO}_{3}$ 아황산(Sulfurous acid)	$\text{SO}_{3}\,^{2-}$ 아황산 이온(Sulfate ion)
$\text{H}_{2}\text{SO}_{4}$ 황산(Sulfuric acid)	$\text{SO}_{4}\,^{2-}$ 황산 이온(Sulfate ion)
$\text{HClO}$ 하이포아염소산(Hypochlorous acid)	$\text{ClO}^{-}$ 하이포아염소산 이온(Hypochlorite ion)
$\text{HClO}_{2}$ 아염소산(Chlorous acid)	$\text{ClO}_{2}\,^{-}$ 아염소산 이온(Chlorite ion)
$\text{HClO}_{3}$ 염소산(Chloric acid)	$\text{ClO}_{3}\,^{-}$ 염소산 이온(Chlorate ion)
$\text{HClO}_{4}$ 과염소산(Perchloric acid)	$\text{ClO}_{4}\,^{-}$ 과염소산 이온(Perchlorate ion)

 

산소산의 이름은 상응하는 산소산 음이온의 이름과 관련이 있는데, 영어명에서 -ite나 -ate로 끝나는 음이온의 이름은 각각 -ous acid나 -ic acid로 바뀐다. 다시 말하자면 더 적은 수의 산소를 포함하는 산은 -ous로 끝나고, 더 많은 수의 산소를 포함하는 산은 -ic로 끝난다. 화합물 $\text{HNO}_{2}$는 아질산(nitrous acid)인데 더 적은 산소를 포함하고 물에 녹을 때 아질산 이온($\text{NO}_{2}\,^{-}$)을 생성하기 때문이다. 반면에 $\text{HNO}_{3}$은 질산(nitric acid)인데 더 많은 수의 산소를 포함하고 물에 녹을 때 질산 이온($\text{NO}_{3}\,^{-}$)을 생성하기 때문이다.

-아질산은 아질산 이온을 생성한다. $$\text{HNO}_{2}(aq)+\text{H}_{2}\text{O}(l)\,\underleftrightarrow{\text{물에 용해}}\,\text{H}_{3}\text{O}^{+}(aq)+\text{NO}_{2}\,^{-}(aq)$$ 질산은 질산 이온을 생성한다. $$\text{HNO}_{3}(aq)+\text{H}_{2}\text{O}(l)\,\underrightarrow{\text{물에 용해}}\,\text{H}_{3}\text{O}^{+}(aq)+\text{NO}_{3}^{-}(aq)$$ 산소산 이외에 $\text{HCl}$과 같이 산소를 포함하지 않는 다른 산도 소수 존재한다. 이러한 화합물에 수용액을 나타낸 경우 접두사 hydro-와 접미사 -ic acid가 사용된다.

염화 수소는 염산(hydrochloric acid)을 생성한다. $$\text{HCl}(g)+\text{H}_{2}\text{O}(l)\,\underrightarrow{\text{물에 용해}}\,\text{H}_{3}\text{O}^{+}(aq)+\text{Cl}^{-}$$ 사이안화 수소는 사이안산(hydrocyanic acid)을 생성한다. $$\text{HCN}(g)+\text{H}_{2}\text{O}(l)\,\underleftrightarrow{\text{물에 용해}}\,\text{H}_{3}\text{O}^{+}+\text{CN}^{-}(aq)$$

산과 염기가 정확한 비로 혼합되면, 물과 이온성 염(salt)을 생성하는 중화반응이 일어나 산과 염기의 성질이 모두 사라진다. 염의 음이온은 산($\text{A}^{-}$)으로부터 유래되고, 양이온은 염기($\text{M}^{+}$)로부터 유래된다.

일반적으로 염은 수용액에서 강전해질이므로, 강산과 강염기의 중화반응을 이온 반응식으로 쓸 수 있다. $$\text{H}^{+}(aq)+\text{A}^{-}(aq)+\text{M}^{+}(aq)+\text{OH}^{-}(aq)\,\rightarrow\,\text{H}_{2}\text{O}(l)+\text{M}^{+}(aq)+\text{A}^{-}(aq)$$ 이 반응식의 알짜 이온 반응식은 다음과 같다.

약산 $\text{HF}$와 강염기 $\text{KOH}$와의 반응식에서 알짜이온 반응식은 다음과 같다. $$\text{HF}(aq)+\text{OH}^{-}(aq)\,\rightarrow\,\text{H}_{2}\text{O}(l)+\text{F}^{-}(aq)$$

$\text{HCl}$의 묽은 수용액인 위산은 다음 반응식대로 탄산수소 소듐($\text{NaHCO}_{3}$)과 반응시켜 중화할 수 있다. $$\text{HCl}(aq)+\text{NaHCO}_{3}(aq)\,\rightarrow\,\text{NaCl}(aq)+\text{H}_{2}\text{O}(l)+\text{CO}_{2}(g)$$ 0.100M $\text{HCl}$ 18.0mL를 중화시키기 위해서 필요한 0.125M $\text{NaHCO}_{3}$용액의 부피를 구해야 한다. 

먼저 부피와 몰농도를 곱해 0.100M 용액 18.0mL에 $\text{HCl}$ 몇 mol이 있는가 구한다. $$\text{HCl의 mol수}=18.0\text{mL}\times\frac{1\text{L}}{1000\text{mL}}\times\frac{0.100\text{mol}}{1\text{L}}=1.80\times10^{-3}\text{mol HCl}$$ 다음으로 균형 반응식의 계수를 이용하여 $\text{NaHCO}_{3}$의 mol수를 구한다. $$1.80\times10^{-3}\text{mol HCl}\times\frac{1\text{mol NaHCO}_{3}}{1\text{mol HCl}}=1.80\times10^{-3}\text{mol NaHCO_{3}}$$ mol수와 부피 사이에서 전환하기 위해 몰농도를 이용해서 $\text{NaHCO}_{3}$의 부피를 구한다. $$1.80\times10^{-3}\text{mol NaHCO}_{3}\times\frac{1\text{L solution}}{0.125\text{mol NaHCO}_{3}}\times\frac{1000\text{mL}}{1\text{L solution}}=14.4\text{mL solution}$$ 따라서 0.125M $\text{NaHCO}_{3}$용액 14.4mL가 필요하다.

용액의 농도를 측정하는 것은 중요하다. 예를들어 $\text{H}^{+}$, $\text{OH}^{-}$, $\text{Fe}^{3+}$, $\text{Mg}^{2+}$, $\text{Ca}^{2+}$, $\text{Cl}^{-}$과 같은 이온의 농도는 수질 측정에 있어서 중요하다. 게다가 앞에서 다룬 방법으로 제조한 용액(몰농도 부분 참고) 용질의 mol수를 용액의 부피로 나누어서 정확한 몰농도를 구할 수 없을 수 있다. 이런 일이 일어나는 이유는 화학물질이 순수한 형태로 판매되지 않거나 용매나 공기 중의 다른 화학물질들과 반응하기 때문에 일어난다. 용액의 정확한 몰농도를 구하기 위해 사용하는 기술을 적정(titration)이라고 한다.

적정은 부피가 측정된 어떤 용액을 농도가 알려진 또 다른 물질의 용액(표준용액, standard solution)과 반응시켜 그 용액의 농도를 결정하는 절차이다. 부피를 측정한 첫 번째 용액과 반응하는 표준 용액의 부피를 구함으로써 첫 번째 용액의 농도를 계산할 수 있다.(이 반응이 완결되어 수득률이 100%이어야 한다)

 

산-염기 반응에서 농도를 구하려고 하는 $\text{HCl}$수용액(산)을 $\text{NaOH}$(염기)와 반응시키자. $$\text{NaOH}(aq)+\text{HCl}(aq)\,\rightarrow\,\text{NaCl}(aq)+\text{H}_{2}\text{O}(l)$$ 먼저 $\text{HCl}$용액의 부피를 측정하고 반응하는 동안 색깔이 변하는 화합물인 지시약(indicator)을 소량 넣어서 적정을 시작한다.(페놀프탈레인 용액은 산성 용액에서 무색이나 염기성 용액에서 붉게 변한다.) 다음으로 뷰렛(buret)이라는 보정된 유리관에 농도를 아는 $\text{NaOH}$표준용액을 채우고, $\text{NaOH}$용액을 $\text{HCl}$용액에 서서히 가한다. 페놀프탈레인이 분홍색으로 막 변하기 시작할 때 $\text{HCl}$은 모두 완전히 반응했고, 용액에는 극소량의 초과된 $\text{NaOH}$가 들어있다. 뷰렛의 눈금을 읽어 부피를 알고있는 $\text{HCl}$용액과의 반응을 위해 가한 $\text{NaOH}$표준 용액의 부피를 알면 $\text{HCl}$의 농도를 계산할 수 있다. 

예: 염산($\text{HCl}$) 20.0mL시료를 적정하여 0.100M $\text{NaOH}$ 42.6mL와 반응한다. 이때 염산 용액의 몰농도를 구해야 한다. 

먼저 $\text{NaOH}$의 mol수를 구한다. $$\text{NaOH의 mol수}=0.0426\text{L NaOH}\times\frac{0.100\text{mol NaOH}}{1\text{L NaOH}}=0.00426\text{mol NaOH}$$ 균형 반응식에 따르면 $\text{HCl}$의 mol수는 $\text{NaOH}$의 mol수와 같다. 그러므로 $\text{HCl}$의 mol수는 $0.00426\text{mol HCl}$이다. 따라서 $\text{HCl}$의 몰농도는 다음과 같다. $$\text{HCl의 몰농도}=\frac{0.00426\text{mol HCl}}{0.0200\text{L HCl}}=0.213\text{M HCl}$$

참고자료:

Chemistry 7th edition, McMurry, Fay, Robinson, Pearson