분석화학 실험중 산염기 적정. 최종본(final)

3. 실험의 이론적 배경

많은 종류의 화학분석은 적정에 의하여 수행할 수 있는데, 이것은 몰농도를 미리 알고 있는 표준시약을 미지시료에 가하는 방법이다. 미지시료왿� 완전히 반응하는 표준시약의 부피를 정확히 측정하면 미지시료의 농도를 구할 수 있게 된다.
미지시료왿� 완전히 반응하는 표준시약의 부피를 정확히 알기 위해서는 반응이 완결되었을 때 당량점을 알 수 있는 방법이 필요하다. 이러한 목적에 사용되는 것이 지시약(indicator)이다. 1)

3-1. 중화적정의 원리

중화반응이란 산의 수소이온(H+)과 염기의 수산화이온(OH-)이 반응하여 물을 생성하는 반응을 말한다.

H+ + OH- ⇆ H2O

H+ 1mole을 생성할 수 있는 산의 양을 산 1g 당량, OH- 1mole을 생성할 수 있는 염기의 양을 염기 1g당량이라고 하며, 용액 1ℓ중에 산 또는 염기가 Xg 당량 함유되어 있으며 이 용액의 농도는 XN 이다. 중화반응에서 산과 염기는 당량 대 당량으로 반응하기 때문에 산용액과 염기 용액 사이에는 다음과 같은 식이 성립된다.
8. 실험결과의 정리 및 처리

0.1N-HCl 표준용액을 비중으로부터 산출하는 방법으로 염산을 사용하여 조제를 하였고 표준용액을 KHCO3 표준물질로 표정하여 농도계수를 구할 수 있었다.
표준용액으로 Na2CO3왿� NaHCO3 혼합물을 적정을 하였는데 종말점을 알기 위해서 우리는 P.P(pH 8.3)과 M.O(pH 4.5)를 사용하였다.
P.P 지시약을 Na2CO3의 정량을 알기위한 것이고 M.O지시약은 전체의 염기 당량수를 알기위한 것이다. 전체 염기 당량수에서 Na2CO3을 뺀 값이 NaHCO3의 당량임을 알 수 있었다.
그리고 우리는 미지시료의 P.P왿� M.O지시약의 색깔변화에 따른 0.1N-HCl의 소모량으로 0.1N-HCl의 역가인 0.0053g-Na2CO3왿� 0.0084g-NaHCO3으로 Na2CO3 및 Na2CO3 및 NaHCO3의 함량을 계산할 수 있었다.