pH(hydrogen ion concentration exponent)는 수소 이온 농도 지수 또는 수소 농도 지수를 나타내는 단위이다. 수소 이온(H⁺)의 해리 농도를 로그의 역수를 취해 나타낸 값으로 화학에서 물질의 산과 염기의 강도를 나타내는 척도로서 사용된다.
수용액상에서의 수소 이온 활동도는 물의 해리상수와 다른 이온과의 상호작용으로 나타낸다. 중성의 수용액은 수소 이온(H⁺)의 활동도와 수산화 이온(OH⁻)의 활동도가 같으므로 표준 온도 압력(STP)에서 pH=7의 값을 가진다. pH의 값이 7보다 낮으면 산성, 7보다 높으면 염기성이라고 부른다.
수용액 상태가 아니거나 표준 온도 압력 조건이 아닌 경우 중성용액의 pH 값은 7이 아닐 수도 있다. 이때는 용매를 포함한 주변 조건에 따른 해리상수 값을 적용하여 pH를 측정한다.
대부분의 물질은 pH값이 0과 14의 사이를 나타내지만, pH가 0보다 작은 음수값이거나 14보다 큰 값을 가지는 초강산, 초강염기 물질들도 존재한다.
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.
수소 이온 해리농도의 정의
보통은 수용액상에서의 수소 이온(H⁺)을 의미하지만 아레니우스 산염기 이론과는 다르게 브뢴스테드-로리 산염기 이론이나 루이스 산염기 이론을 적용하면 수용액뿐만 아니라 보다 넓은 범위(유기물질과의 반응)에서 설명을 할 수 있기 때문에 전자쌍 받개인 수소 이온의 해리농도의 정도로서 산염기의 세기를 나타낸다.
- 일반 반응식 : HB ⇌ H⁺ + B⁻
- 산 해리상수 Ka= [H⁺]∙[B⁻]/[HB]
Kb 값과 마찬가지로 Ka 값도 그냥 쓰기엔 너무 작은 수이므로 역로그 연산자 p(-log₁₀ )를 적용하여 단순화한다.
- pKa = -log₁₀Ka
- pH = -log₁₀[H⁺]
[H⁺]는 H⁺ 이온의 활동도(보다 정확하게 [H₃O⁺]로 표시, 하이드로늄 이온 당량), 강물이나 수돗물 같이 묽은 용액에서는 활동도와 H⁺농도는 거의 같기 때문에 리터당 몰(mole)수(몰 농도(molarity))로 측정된다..
- pH = -log₁₀aₕ+ ≈ -log₁₀[H⁺]
예를 들어 pH=8.2인 용액은 [H⁺] 의 활동도(농도)가 10⁻⁸·² M = 약 6.31 × 10⁻⁹ M이다; [H⁺]의 활동도가 4.5 × 10⁻⁴ M 인 용액은 −log₁₀(4.5 × 10⁻⁴) M은 pH가 약 3.35이다.
역사
수소 이온 농도 지수의 개념은 1909년 S.P.L. Sørensen에 의해 처음 도입되었으며, 이후 1924년에 현대에 사용하는 정의로 발전하였다.
pH가 무엇의 약자인가에 대해서는 정확히 알려진 바가 없다. 거듭제곱을 의미하는 power를 붙인 power of Hydrogen의 약자라는 설이 있으며, 혹은 이에 대응하는 독일어 Potenz나 프랑스어 puissance에서 왔을 것이라는 주장도 존재한다. 한편 pH의 초기 논문에서는 ₚₕ처럼 H를 아래 첨자로 사용하였다. 이것을 근거로 하여, p는 음의 로그 값을 가리키는 상수로 사용되었다는 설이 존재한다.
참고자료
같이 보기
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