수소 이온 농도 지수

화학에서 수용액의 산성, 염기성의 정도를 나타내는 수치로 사용하며, 수소 이온(H⁺)의 농도에 음의 로그값을 취한 것으로 pH = - log[H⁺] 이다. pH가 7보다 작은 수용액은 산성이며 pH가 7보다 크면 염기성이다. 순수한 물은 중성이며 25 °C에서 pH 7로 산성도 염기성도 아니다. pH값은 강산의 경우 0보다 작을 수 있고, 강염기의 경우 14보다 클 수 있다.

pH의 측정은 비단 화학에서만 중요한 것이 아니라 의학, 생명과학, 농업, 식품과학, 환경학, 해양학, 토목공학, 화학공학, 수처리 분야 등에서 매우 중요하다. 수용액의 pH는 주로 유리 전극을 활용한 pH 미터로 측정한다.

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pH의 정의는 1909년에 당시 칼스버그 맥주 회사의 화학 연구 책임자로 근무하던 덴마크의 생화학자 소렌슨(S.P.L. Sørensen)이 도입했다. 소렌슨은 그 밖에도 완충 용액, 아미노산, 단백질 등에 관해서도 연구했다. 이후 1924년에 현대에서 사용하는 정의로 발전하였다.

수용액에서 수소 이온의 농도는 매우 작으므로 로그값에 음수를 취한 pH = - log[H⁺]로 흔히 표현한다. 25 °C에서 중성 수용액의 [H⁺] = 1.0 x 10^-7 M이다. 따라서 이 수용액의 pH를 계산하면 다음과 같다.

pH = - log[H⁺] = - log(1.0 x 10^-7) = -(-7.00) = 7.00

일반적으로 pH는 소수 둘째 자리까지 나타낸다. 이것은 로그값을 구하는데 사용한 수용액 농도의 유효 숫자가 두 자리이기 때문이다.

용액의 산성이 강할수록, 즉 [H⁺] 의 농도가 증가할수록 수용액의 pH는 감소한다. 예를 들어 중성 수용액에 산을 가하여 수용액의 [H⁺]의 농도가 1.0 x 10^-3 M 인 경우 수용액의 pH는 다음과 같다.

pH = - log[H⁺] = - log(1.0 x 10^-3) = -(-3.00) = 3.00

25 °C에서 산성 수용액의 pH는 7.00 보다 작다.

반면에 용액의 염기성이 강할수록, 즉 [H⁺] 의 농도가 감소할수록 용액의 pH는 증가한다. 예를 들어 중성 수용액에 염기를 가하여 수용액의 [OH^-] = 2.0 x 10^-3 M가 된 경우 수용액의 pH는 다음과 같다.

[H⁺] = K_w/[OH^-] = (1.0 x 10^-14)/(2.0 x 10^-3) = 5.0 x 10^-12 M

pH = - log[H⁺] = - log(5.0 x 10^-12) = 11.30

25 °C에서 염기성 수용액의 pH는 7.00 보다 크다.

인간의 혈액은 pH가 7.35에서 7.45 이다. 만약 이 pH범위를 넘어서면 인간은 생명을 잃을 수도 있다.

-log는 작은 양의 크기를 표현하는 데 매우 유용하다. 어떤 양(quantity)의 -log를 'p'로 표현한다.

수소 이온의 농도를 pH로 표현하는 것과 마찬가지로, OH^-의 농도도 pOH로 표현할 수 있다. 즉 pOH = -log [OH^-]이다.

또한, pK_w = -log K_w 로 표현할 수 있다.

물의 평형 상수 식인 K_w = [H⁺][OH^-]의 양변에 -log를 취하면,

-log [H⁺] + (-log[OH^-]) = -log K_w

따라서 다음과 같은 유용한 식을 얻을 수 있다.

pH + pOH = 14.00 (25 °C에서)