여러가지 산성 용액과 염기성 용액의 성질

[김동석]

여러가지 산성 용액과 염기성 용액의 성질

산(Acid)의 종류

1. 염산(HCl)

① 염산의 제법

• 염화수소 기체를 물에 녹여서 만든다.
• 오른쪽 그림과 같이 염화나트륨에 진한 황산을 넣은 다음 진한 황산을 넣고 가열하면 염화수소 기체갈 발생하는데 이것을 물에 녹인 것이 염산이다.

가열
    2NaCl  +  H₂SO₄   →  Na₂SO₄  + 2HCl↑ 

염화수소  +  물   →  염산

② 염화수소의 성질

• 무색의 자극성이 강한 기체이며, 공기보다 1.27배 정도 무겁다.
• 물에 잘 녹으며, 물에 녹아 있는 용액 상태를 염산이라고 한다.(물 1mL에 0℃, 1기압일 때 517mL 녹는다.)
• 온도가 낮을수록 용해도가 커진다.

기체의 용해도 (용매 : 물, mL/mL, 1기압)

온도(℃)	수소	질소	산소	이산화탄소	암모니아	염화수소
0 20 30	0.0214 0.0182 0.0161	0.0235 0.0155 0.0109	0.0489 0.0310 0.0209	1.713 0.878 0.436	1299 710 -	517 412 362


③ 진한 염산의 성질

• 약 35%의 염화수소 기체가 녹아 있는 수용액이며, 비중이 1.18로소 물보다 무겁다.
• 휘발성 산으로 병의 마개를 열면 염화수소 기체가 발생되어 공기 중의 수증기와 만나 염산의 작은 물방울을  만들기 때문에 흰 연기가 생기는 것을 볼 수 있다.

④ 용도

• 간장이나 조미료와 같은 식품에 첨가된다.
• 화학 실험의 기초 시약으로 사용된다.
• 금속을 도금하거나 금속의 녹을 제거할 때 사용된다.

 2. 황산(H₂SO₄)

① 황산의 제법

• 황을 태워서 이산화황(SO₂)을 만들고, 이것을 산소와 결합시켜 만든 삼산화황(SO₃)에 물을 가하여 얻는다.

S   +   O2   →  SO₂ (이산화황)

2SO₂ +  O₂   →  2SO₃ (삼산화황)

SO₃ +  H₂O → H₂SO₄ (황산)

② 진한 황산의 성질 비중이 1.84로 물보다 무거우며 점성이 크다. 농도가 99%로 수분이 거의 없어 이온화하지 못하므로 산성을 나타내지 않는다. 높은 온도에서 진한 황산은 강한 산화 작용을 하므로 산과 반응하지 않는 구리, 수은, 은 등을 녹여 이산화황 기체를 발생한다. 물과 섞을 때 많은 열이 발생한다. 묽은 황산을 만들 때는 다량의 물에 진한 황산을 조금씩 가하면서 묽혀야 한다.	<데시케이터> 고체  물질을 건조시키는 기구
수분을 흡수하는 성질이 있어 건조제로 사용된다. 화합물 속의 수소와 산소를 물 분자의 성분비인 2:1로 뽑아내므로 탈수 작용을 한다.

③ 묽은 황산의 성질 - 이온화가 잘 되는 강한 산으로 금속과 반응하여 수소 기체를 발생한다.

④ 용도

• 염산이나 질산과 같은 휘발성 산의 제조에 쓰인다.
• 화학 공업 원료롸 화학 시약으로 쓰인다.

3. 질산(HNO₃)

① 질산의 제법

• 질산나트륨에 진한 황산을 넣고 가열 할 때 발생하는 기체를 냉각시켜 얻는다.

  2NaNO₃  +  H₂SO₄  → Na₂SO₄  +  2HNO₃



 ② 진한 황산의 성질

• 무색의 액체로 비중이 1.38, 농도는 약 60%이다.
• 열이나 빛으로 분해되어 갈색의 이산화질소 기체를 발생하므로 빛을 차단할 수 있는 갈색 병에 넣어 보관한다.
• 단백질과 만나면 노랗게 변화시키는 성질이 있다.(크산토프로테인 반응)

③ 묽은 질산의 성질

• 강한 산성을 나타낸다.
• 금속과 반응하면 수소를 발생시키지만, 이 수소가 남아 있는 질산을 분해시켜 여러 가지 질소 화합물(NO, NO₂)을 만들므로 순수한 수소는 얻을 수 없다.

④ 용도 - 염료, 비료, 화학 약품의 제조 등에 쓰인다.

3. 그밖의 산

① 아세트산(CH₃COOH)

• 에탄올을 발효시켜 얻는다.

  C₂H₅OH  +  O₂   →   CH₃COOH  +  H₂O
   

• 수용액에서 일부만이 이온화하는 약한 산이다.
• 어는점이 약 17℃로 17℃ 이하의 온도에서는 얼어 고체가 되므로 빙초산이라고 한다.
• 가정용 식초는 4~6 %의 아세트산 수용액이다.
• 식품, 의약품 등의 제조 원료로 쓰인다.

② 탄산(H₂CO₃)

• 이산화탄소가 물에 녹을 때 그 일부가 물과 반응하여 생긴다.

  CO₂  +  H₂O  →  H₂CO₃
   

• 이온화 정도가 작은 휘발성의 약한 산이다.

4. 생물체 내의 산
 

개미 : 포름산(개미산)	사과 : 말산
포도:타르타르산(주석산)	귤 : 시트르산(구연산)
요구르트 : 락트산(젖산)	소 : 스테아르산

염기(Base)의 종류

1. 수산화나트륨(NaOH)

① 수산화나트륨의 제법
 

• 염화나트륨 수용액을 전기분해하여 얻는다. (+)극에서 염소, (-)극에서 나트륨이 석출되고 나트륨은 물과 화합하여 수산화나트륨이 되면서 수소가 발생한다.

                       전기분해
2NaCl  +  2H₂O       →       2NaOH  +  H₂↑   + Cl₂↑ 

탄산나트륨 수용액에 석회수를 가해서 얻는다.

Na₂CO₃  +  Ca(OH)₂  →  CaCO₃ ↓ +  2NaOH

② 성질

옛날부터 가성소다 또는 양잿물이라고 불러 왔다. 흰색의 고체로 수분을 흡수하여 녹는 성질인 조해성이 있다. 쓴맛이 있다. 물에는 많은 열을 내면서 잘 녹고, 수용액은 강한 알칼리성을 나타낸다. 공기 중의 이산화탄소를 흡수하여 흰색 가루인 탄산나트륨이 된다. 2NaOH  +  CO2  →  Na2CO3  +  H2O 수산화나트륨 결정이나 수용액이 들어 있는 용기를 공기 중에 오래 두면 용기 주변에 흰색 가루가 생기거나 또는 세탁 비누를 공기 중에 오래 두면 흰색 가루가 생긴다. 단백질을 녹이는 성질이 있으므로 세탁 비누의 제조에 쓰이고, 털옷이나 명주로 된 옷의 세탁에는 이용할 수 없다. 중성세제를 사용하여 세탁하여야 한다. 양쪽성 원소(Al, Zn, Sn, Pb)와 반응하여 수소기체를 발생한다.

<수산화나트륨의 조해성>  수산화나트륨은 공기중의 수분을 흡수하여 녹는다.

③ 용도 : 비누, 종이, 펄프, 섬유, 옷감, 유리, 물감 등의 원료와 석유 정제에도 쓰인다.

2. 수산화칼륨(KOH)

① 수산화칼륨의 제법
 

• 염화칼륨(KCl) 수용액을 전기 분해하면 (+)극에서 염소, (-)극에서 칼륨이 석출되고 칼륨이 다시 물과 화합하여 수산화칼륨이 되면서 수소가 발생한다.
                      전기분해
  2KCl  +  2H₂O      →      2KOH  +  H₂  +  Cl₂
  

② 성질 : 수산화나트륨과 성질이 비슷하다.
 

• 조해성이 있다.
고체나 수용액 상태에서 이산화탄소를 흡수하는 성질이 강하다.
물에 잘 녹아서 강한 염기성을 나타낸다.

③ 용도 : 제조비용이 많이 들어 값이 비싸므로 시약용이나 세수 비누의 제조 원료로 사용한다.

3. 수산화칼슘(Ca(OH)₂)

① 수산화칼슘의 제법
 

• 석회석(천연으로 산출되는 탄산칼슘(CaCO₃))을 가열하면 산화칼슘과 이산화탄소가 생기는데 이때 생성된 산화칼슘에 물을 가하여 얻는다.

CaCO₃   →  CaO  +  CO₂

CaO  +  H₂O  →  Ca(OH)₂

② 성질
 

• 백색의 분말로서 소석회라고도 한다.
물에 잘 녹지 않으나 일단 물에 녹기 시작하면 이온화하는 정도가 크므로 강한 염기성을 나타내며, 그 수용액을 석회수라고 한다.
석회수에 이산화탄소를 불어 넣으면 처음에는 흰색 앙금(탄산칼슘)이 생기고, 계속 이산화탄소를 가하면 물에 녹아 탄산수소칼슘으로 변하여 다시 맑은 용액이 된다.(석회 동굴의 생성 원리)

Ca(OH)₂  +  CO₂  →  CaCO₃↓  +  H₂O
                 (탄산칼슘) 

CaCO₃  +  H₂O  +  CO₂  ↔  Ca(HCO₃)₂
                                             ^{가열  (탄산수소칼슘)}

Ca(HCO₃)₂  →  Ca²⁺  +  2HCO₃^-

• 20℃에서 수산화칼슘의 용해도는 0.121이며 온도가 높을수록 용해도가 작아진다.

생석회 : 산화칼슘(CaO)   소석회 : 수산화칼슘(Ca(OH)₂)
석회수 : 수산화칼슘 수용액   석회석 : 탄산칼슘(CaCO₃)

③ 용도 : 표백분의 제조, 시멘트의 원료, 산성 토양의 중화에 쓰인다.

* 표백분의 제조  -  Ca(OH)₂   +  Cl₂  →  CaCl(ClO)·H₂O(클로로칼키)

4. 수산화암모늄(NH₄OH)

① 수산화암모늄의 제법- 암모니아 기체를 물에 녹인 수용액으로 약한 염기이다.
 

• 염화암모늄(NH₄Cl)과 강한 염기인 수산화칼슘(Ca(OH)₂)의 혼합물을 가열하여 암모니아를 얻는다. 

 2NH₄Cl  +  Ca(OH)₂  →  CaCl₂(염화칼슘) +  2H₂O  +  2NH₃

• 공업적으로는 하아버법으로 만든다.(200℃, 200기압 이상의 조건에서 실험)

N₂    +   3H₂    →    2NH₃(암모니아)
              촉매:Fe+Al₂O₃ 

② 성질
 

• 암모니아수라고도 한다. 시중에 시판되는 것은 28%의 암모니아를 녹인 용액이다.

NH₃   +  H₂O   →  NH₄OH(수산화암모늄)

휘발성 액체로서 병마개를 열면 자극성의 냄새가 나는 암모니아 기체가 나온다.

수용액 중에서 대부분이 분자 상태로 있으며 이온화가 잘 되지 않으므로 약한 염기성을 나타낸다.

염화수소와 암모니아가 만나면 흰 연기가 나므로 검출법으로 쓰인다.

 NH₃   +  HCl   →  NH₄Cl(염화암모늄-흰 연기)

• 암모니아는 15℃, 9기압에서 액체로 되며 액체가 기화할 때 주위에서 많은 열을 흡수하므로 냉동제로 사용된다.

암모니아는 물에 너무 잘 녹는다.(물 1L에 암모니아 700L가 녹는다.)

암모니아는 요소 비료의 원료이다.

2NH₃   +  CO₂  →  (NH₂)₂CO(요소)  +  H₂O

암모니아에 네슬러 시약을 넣으면 황갈색으로 된다.

암모니아가 포집된 플라스크에 몇 방울의 물을 가하면 암모니아가 700배 이상의 부피로 녹기 때문에 그 속이 거의 진공 상태로 되어 분수 현상이 일어난다.
이 때, 물에 페놀프탈레인 용액 몇 방울을 넣으면 암모니아를 녹인 용액은 수산화암모늄이 되므로 붉은색의 분수 현상이 일어난다. (플라스크안의 암모니아 대신 물에 잘 녹는 염화수소 기체로 대신할 수 있다.)

* 암모니아 기체의 포집 암모니아는 공기보다 가볍고 물에 잘 녹기 때문에 그림에서 보는 바와 같이 상방 치환으로 기체를 포집한다.

③ 용도 : 비료의 원료, 공업 약품, 냉동제 등으로 쓰인다