산과 염기
(1) 산과 염기의 정의와 성질
① 아레니우스의 산, 염기 (정의와 일반적 성질) - 1887 년
▶ 정의 (수용액에서만 적용된다.)
ⅰ) 산(acid): 수용액에서 H+을 내는 물질 → H+는 H2O와 결합하며 H3O+으로
존재, 따라서 H3O+ 는 보통 H+로 나타내기도 한다.
ⅲ) 염기(base): 수용액에서 OH-을 내는 물질.
▶ 일반적 성질과 분류
산의성질
염기의 성질
수용액에서의 H+를 낸다
수용액에서의 OH-를 낸다
신맛이 있다
쓴맛과 미끈미끈한 촉감
금속과 반응하여 H2를 발생
페놀프탈레인 용액을 붉게함
푸른리트머스를 붉게한다
붉은 리트머스를 푸르게함
1가산 → HCI, HNO3, CH3COOH
산
2가산 → H2SO4, H2CO3, H2S
3가산 → H3PO4, H3BO3
1가염기 → NaOH, KOH, NH4OH
염기
2가염기 → Ca(OH)2, Ba(OH)2
3가염기 → Al(OH)3, Fe(OH)3
② 브뢴스테드와 로우리의 정의
㉠ 산 : 양성자(H+)를 주는 분자나 이온 (양성자 주게)
㉡ 염기 : 양성자(H+)를 받는 분자나 이온 (양성자 받게)
ex) HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl- ------㉠
산 염기 산 염기
NH3 + HCI ⇄ NH4+ + Cl- -------㉡
염기 산 산 염기
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- ------㉢
염기 산 산 염기
※ 짝산과 짝염기 ⇒ HCl - Cl- 이나 NH4+ - NH3와 같이 H+의 이동에 의하여
산과 염기로 되는 한쌍의 물질을 짝산 - 짝염기 라고 한다. 즉, ㉢의 반응에서
NH3는 짝염기, NH4+는 짝산이라 한다.
※ 브뢴스테드 로우리의 산과 염기는 가역반응과 평형관계를 고려해야 하는
상대적인 관점을 가진 정의로 아레니우스의 산과 염기를 모두 포함하는 보다
넓은 개념이다.
참고 1. 수용액에서 리트머스를 변색시키는 산성과 염기성은 각각 H3O+ 과 OH-
에 의해서만 나타난다.
2. H3O+ 은 히드로늄이온 또는 ( ) 이온이라고 하며, H+ 이 물분자와 배위
결합하여 생성된다. 수용액에서 산성을 나타내며, 보통 H+과 동일하게
취급한다.
3. H2O는 ㉠에서 염기로 , ㉢에서는 산으로 작용 (= 양쪽성 물질)
․ 양쪽성 물질은 상대물질에 따라 산, 염기 모두로 작용 할 수 있다.
ex) H2O, HCO3-, HSO4- 등(HX-꼴)
문제) 교과서 P365쪽 예제8과 물음 17을 푸시오.(자율탐구 읽어보기)
(2) 산과 염기의 세기
ꍰ 이온화. 이온화 평형 및 이온화도
※ 전해질인 산과 염기가 물에 녹으면 종류에 따라 일정한 양의 산과 염기가
각각 양이온 음이온으로 나누어져 평형을 이룬다.
① 이온화와 이온화 평형: 전해질이 수용액에서 양이온과 음이온으로 나누어지는
현상을 이온화 (전리, 해리)라 하며, 전해질이 이온으로 나누어지는 속도
와 전해질도 되돌아 가는 속도가 같은 ( )평형상태를 이온화 평형이라
한다. 전해질은 수용액에서 항상 이온화 평형을 이루므로, 이온화 되지
않은 전해질과 생성된 이온의 농도가 각각 ( )하게 유지된다.
② 이온화도(=전리도, 해리도, α): 이온화 평형을 이루는 전해질의 수용액에서
용해된 전해질의 전체 몰수에 대해 이온화된
전해질 몰수의 비이다. 즉
이온화도(α) = 이온화된 전해질 몰수 (O < α ≦ 1)
용해된 전해질의 총 몰수
③ 이온화도(α)와 산 , 염기의 세기: H+ 에 의해 수용액은 산성을 띠고, OH-에
의해 염기성을 나타낸다, 따라서 , 같은 몰수의 전해질을 물에 녹였을 때
이온화도가 큰 물질일수록 이온화 평형에서의 H+ 이나 OH- 의 평형농도
가 크므로 산성이나 염기성이 강하다.
ⅰ) 같은 온도와 농도에서 같은 전해질의 이온화도는 일정하다.
ⅱ) 같은 전해질의 수용액에서 온도가 ( )수록, 농도가 묽을수록 이온화도가
커진다. (오스트발트의 희석률)
※ 이온화도가 큰 것 → 강전해질, 이온화도가 작은 것 → 약전해질
ꍱ 이온화 상수와 산, 염기의 세기
․산과 염기의 수용액은 이온화 평형을 이루고 있으므로 이에 대한 평형상수를
고려해야 한다.
① 산의 이온화 상수(Ka): 산의 수용액에서의 평형상수이다.
ex) CH3COOH의 수용액은 이온화 평형상태에 있으므로 평형상수를
다음과 같이 나타낸다.
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COOH-
Ka = [CH3COO-] [H3O+] = [CH3COOH-] [H+]
[CH3COOH] [CH3COOH]
→ 순수한 용매인 물은 몰농도가 일정하다 (평형상수 식에서 제외)
※ 물의 몰농도 : 물 (H2O) 의 1ℓ의 질량은 1000g
물의 분자량(18) → 물의 몰농도(M) = 1000g = 55.6M
18g
② 염기의 이온화 상수(Kb) : 염기의 수용액에서의 평형상수이다.
NH3의 수용액은 이온화 평형상태에 있으므로 평형상수를 다음과 같이 나타낸다.
․ NH3 + H2O NH4+ + OH-
Kb = [NH4+] [OH-]
[NH3]
③ 이온화 상수와 산, 염기의 세기
ⅰ) 이온화 상수는 평형상수의 일종이므로 일정한 온도에서 같은 산의 Ka나
같은 염기의 Kb는 각각의 농도에 관계없이 항상 일정하다.
ⅱ) Ka, Kb 가 클수록 수용액에서 H3O+이나 OH-이 많이 존재하므로
산성이나 염기성이 강하다.
④ 이온화도(α)와 이온화 상수 (Ka)의 관계: 이온화도가 α이고 농도가
C몰/L 인 약산 HA의 Ka 값은 다음과 같이 구 할 수 있다.
․이온화 반응 : HA H+ + A-
처음농도 : C
이온화 농도 : -Cα +Cα + Cα
평형농도 : C(1-α) Cα Cα
Ka = [H+] [A-] = C2α2 = Cα2
[HA] C(1-α) 1-α
약산의 이온화도 α는 매우 작아 (1-α) ≒ 1이라고 할 수 있다.
Ka = Cα2 ≒ Cα2 ∴ α=( ) ---①
1-α
약산 HA 수용액에서 H+ 의 농도는 Cα 이므로 다음과 같이 변형하여
구할 수 있다.
[ H+] = Cα = C×( ) = KaC
또, ①의 식에서 Ka 는 일정하므로 용액의 농도(C)가 묽어지면 (=작아지면)
이온화도 α는 커진다.
문제> 교과서 P370쪽 자율탐구 풀어보시오.
⑤이온화 상수 (Ka, Kb) 값에 의한 산, 염기의 상대적 세기 결정
ex) HF + H2O ⇄ H3O+ + F- Ka = [H3O+] [F-]
산 염기 산 염기 [HF] = 6.7×10-4
Ka값이 작다는 것 ⇒ 역반응이 우세하여 평형상태에서 생성 물질의 농도에
비해 반응물질인 HF- 의 농도가 훨씬 크다는 것.
즉, H3O+가 F- 에게 H+을 강하게 준다 (= F-이 H3O+ 로부터 H+을 강하게 받는다.)
따라서 , 산성의 세기 ; H3O+ > HF
염기의 세기 : F- > H2O
⇒ 짝산이 강산이면 짝염기는 약염기가 된다.
문제> 물음 19 (교과서 P370쪽)을 푸시오
(3) 중화적정과 pH
ꍰ 중화반응
․산과 염기가 반응하여 ( )과 ( )을 생성해 내는 반응.
문제> 선행탐구 13 (교과서 P371쪽) 풀기
ꍱ물의 자동이온화
․물(H2O)⇒산으로도 또는 염기로도 작용 할 수 있는 ( )성 물질이다.
⇒ 불순물이 없는 순수한 물도 적은 양이지만 ( )을 포함하고 있다.
→ H3O+ 과 OH-이온
즉, 순수한 물은 아주 미량이 이온화되어 다음과 같은 이온화 평형을 이룬다.
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
K = [H3O+] [OH-] ← 이온화하는 물분자의 수는 매우 작기 때문에
[H2O]2 물의 농도는 일정하다.
따라서, 물의 평형상수식을 다음과 같이 쓸 수 있다.
K[H2O]2= Kw = [H3O2] [OH-]
이때, 물의 평형상수 Kw를 이온곱 상수라고 하며, 25℃의 순수한 물에서 그 값은
1.0 × 10-14 된다.
Kw = [H3O+] [OH-] = 1.0×10-14 ( P372쪽 표 참고)
ꍲ 수소이온농도
① 중성이나 순수한 물에서 [H+]=[OH-]이므로 [H+]2=10-14(몰/L)2
이므로, [H+] = [OH-]=10-7 몰/L 가 된다.
② 순수한 물은 다름과 같이 이온화 평형상태를 이룬다.
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-, Kw = 1.0×10-14
여기서 산을 가하면 [H3O+]가 증가하므로 평형 이동의 법칙에 따라
평형을 역반응 (←) 으로 이동하여 [OH-]이 감소, 반대로 염기를 가하면
[OH-]가 증가하므로 또한 역반응으로 평형이 이동하며 [H3O+]가 감소한다.
그러므로 일정한 온도에서 Kw값은 용액의 종류에 관계없이 항상 일정한
값을 갖는다, 그러므로 25℃의 수용액 에서는 다음과 같은 관계가 성립한다.
ⅰ) 산성용액 : [H3O+] > 1.0×10-7 몰/L > [OH-]
1. ⅱ) 중성용액 : [H3O+] = 1.0×7-7 몰/L = [OH-]
ⅲ) 염기성용액: [H3O+] < 1.0 × 10-7 몰/L< [OH-]
③ 산성용액에서 1.0×10-7몰/L 보다 많아진 수소이온의 농도 계산
※ 산 자체에서 나오는 H+의 농도가 크므로 물이 내는 수소 이온농도 (10-7)는
무시된다 → 이온화도로 H+ 농도 계산
ex) 교과서 P374쪽 예제 9번
문> 25℃에서 0.1M CH3COOH 수용액의 이온화도 α는 0.01이다 25℃에서
이 용액중의 [H3O+] 와 [OH-]를 구하여라.
풀이) 이온화된 수소이온의 몰수 = 전해질의 총 몰수 × 이온화도
= 0.1 × 0.01 = 10-3 몰/L
[OH-] = 10-14 = 10-11 몰/L
[H3O+]
문제> 교과서 P374쪽 물음 21을 풀이하시오.
ꍳ 수소이온 지수(pH)
㉠ 용액중의 수소이온 농도 값은 → 대단히 작은 값.
→ 사용하기가 불편 → 1909년 덴마크의 화학자 쇠뢴쇈은 수소이온농도를 보다
쉽게 나타내기 위하여 → 상용로그 도입.
pH= log10 1/[H+] = log10 1 - log10 [H+] = -log10[H+]
pOH = -log10[OH-]
㉡ 온도가 25℃일 때 어느 수용액에서나 Kw = [H3O+] [OH-]같은 1.0×10-4(몰/L)2
이므로 pH와 pOH 의 관계를 나타내보자
[H3O+]×[OH-] = 10-14 (양변에 -log10을 취하자.)
계산)➜
따라서, pH + pOH = 14
․산성 : pH < 7, pOH > 7
․중성 : pH = pOH = 7
․염기성 : pH > 7, pOH < 7
문제> 교과서 P375쪽 예제 10과 물음 22 풀이할 것.
ꍴ 산 . 염기의 지시약
▶ 지시약 : 용액의 ( )을 알아내는 시약.
ⅰ) 지시약은 수용액의 pH에 따라 색이 변하는 ( )화합물 이다.
ⅱ) 지시약의 색이 변하는 pH의 범위를 ( )범위라고 한다.
교과서 P376쪽 지시약의 변색범위 표 참고하고 물음 23을 푸시오.
ꍵ 중화적정
① 중화반응: 산과 염기가 반응하여 산과 염기의 성질을 모두 잃고 ( )과 물이
생성되는 반응.
중화반응의 알짜이온 반응 : H+(aq) + OH- (aq) → H2O(ℓ)
② 중화반응의 양적관계
․산이 내는 H+의 몰수와 염기가 내는 OH-의 몰수가 같을 때 완전히
중화반응 한다. 즉,
중화조건 : 산이 내는 H+의 몰수 = 염기가 내는 OH- 의 몰수
※ M(몰농도) = n(용질의 몰수) → 용질의 몰수 = M × V
v (용액의 부피)
ex) 1.0M 황산수용액 500ml 속의 황산의 몰수는 ? 0.5몰 = 49g
※ 산의 세기 또는 염기의 세기는 중화반응의 양적관계에 무관하다.
ⅰ) 여기서 부피의 단위는 ℓ이다 (몰농도란 용액 1ℓ중의 용질의 몰 수 이므로)
ⅱ) n 가산의 1몰은 → 중화반응시에 이온화도에 관계없이 n몰의 H+을 낼 수 있다.
(뒤에 ※※※ 참고)
ⅲ) n가의산, M몰 농도의 수용액 Vml 와 n' 가의 염기, M'몰 농도의 수용액
V'ml가 완전히 중화되었다면 다음 식이 성립한다.
산의 수소이온의 몰수 = 염기의 수산화 이온의 몰수
n M × V/1000 = n'M'×V'/1000
∴ nMV = n'M'V'
[다시한번] 용액의 몰농도란 용액 1ℓ중의 용질의 몰수 이므로 mℓ도 주어지면
ℓ로 환산한다음 용질의 몰수를 계산한 후 용질의 몰수를 환산한
양으로 나누면 정의에 맞게된다.
예)황산 4.9g을 물에 녹여 250㎖용액을 만들었다. 이 용액의 몰농도는?
풀이) 황산 1몰= 98g 이므로 황산 4.9g 의 몰수는 0.05몰 따라서
몰농도(M) = 0.05 = 0.2M
0.25
또는 0.25ℓ: 0.05 = 1ℓ: X
※※ 중화반응은 산, 염기의 세기 및 이온화도에 관계없이 100% 이온화하여
중화된다. (교과서 P377쪽 고찰 2)
문제) 교과서 P377쪽 예제 11을 푸시오.
문제) 교과서 P378쪽 물음 24쪽을 푸시오.
③ 산. 염기의 혼합용액의 농도
ⅰ) 산 + 산 → 혼합산 ║ ☺섞기전의 수소(수산화) 이온의 몰수
염기 + 염기 → 염기 ║ = 혼합용액의 수소(수산화 이온의 몰수)
즉, nMV + n'M'V' = n"M"V"
ⅱ) 산과 염기가 혼합된 용액의 농도
→ 산이 많으면 산이 되고 염기가 많으면 염기가 된다 (교과서 P378 참고)
nMV - n'M'V' = n"M"V'
ex) 0.1M HCl 수용액 50㎖와 0.1M NaOH 49㎖를 혼합한 용액의 PH는?
풀이) 0.1 × 50 - 0.1 × 49 = M(50+49)
⇒ M=10-3
∴pH = 3
문제>> 교과서 P378쪽 물음 25 풀 것
④ 중화적정 (기구 및 실험방법)
▶ 농도를 모르는 일정한 부피의 산 (또는 염기) 용액에 농도를 아는 염기 (또는 산)
용액을 조금씩 넣어 완전히 중화하는데 필요한 부피를 측정하여 그 농도를
알아내는 실험적인 방법이다.
ⅰ) 중화적정에 사용되는 기구
ⓐ 피펫 → 산이나 염기 일정량을 취하여 다른 그릇에 옮길때 사용한다.
ⓑ 메스플라스크 →
ⓒ 뷰렛 →
ⓓ 비커 또는 삼각 플라스크→
ⓔ 지시약 → 중화반응이 종말점을 찾는데 사용.
․강한 산과 강한 염기성의 적정: 페놀프탈레인 또는 메틸오렌지
․강한 산과 약한 염기의 적정 : 메틸오렌지 또는 메틸레드
․약한 산과 강한 염기의 적정 : 페놀프탈레인
․약한산 과 약한 염기의 적정 : 지시약으로 종말점을 찾을 수 없다.
ⅱ) 중화적정 실험방법 (예)
ⓐ 농도를 모르는 묽은염산 일정량을 피펫으로 정확히 취하여 삼각 플라스크에
넣는다.
ⓑ 위의 삼각플라스크에 지시약을 1～2방울 떨어뜨린다.
ⓒ 농도를 알고 있는 표준 수산화나트륨 용액을 뷰렛에 넣고
삼각 플라스크 속에 있는 미지 농도의 용액을 적정한다.
ⓓ 지시약이 변하는 순간 뷰렛의 눈금을 읽어 가해준 수산화나트륨 용액의
부피를 측정한다.
( 이때 지시약의 색깔이 변하는 순간을 산. 염기가 완전히
중화된 중화점 또는 종말점 이라고 한다.)
※ 중화점 ⇒ 이론적으로 중화하는 산의 H+ 몰수와 염기의 OH- 몰수가 정확히
같을때(이론적인 값)
주의 : 산의 몰수와 염기의 몰수가 같을 때가 아니라는 점.
종말점 ⇒ 중화적정 실험에서 중화점에 도달한 것으로 생각하여 적정을
중지하는 점 (실험적인 값) ⇒ 어떤 종류의 산, 염기가 반응하느냐에
따라 사용하는 지시약의 종류도 달리해야 한다.
따라서, 중화점 과 종말점 은 엄밀하게 따지면 꼭 일치하지 않는다.
그러나 뷰렛의 눈금을 읽는 실험자의 오차를 고려하면 중화점 근처에서
몇 방울의 염기용액 (또는 산용액)에 의해 지시약의 색이 순간적으로 변 할 때
pH 곡선이 중화점을 통과하므로 종말점을 중화점으로 간주할 수 있다.
ⓔ 중화적정 공식 (nMV = n'M'V')을 이용하여 묽은 염산의 농도를 산출한다.
⑤ 중화적정 곡선
▶ 중화적정시 가해준 산 또는 염기 용액의 부피에 따른 용액의 PH 변화를
나타낸 그래프 → 중화점의 위치와 그에 따른 지시약 선정에 대한 정보를 준다.
▶ 중화적정에서 중화점이 pH=7 에서 생기지 않을 수도 있는데, 이것은
중화반응에서 생기는 염이 가수분해되어 용액의 액성이 중성이 되지 않기
때문이다.
예) 산의 수용액을 염기 수용액으로 적정할 때 → pH같이 점점 증가하다가
종말점 부근에서 급격히 변화하고 그 후에는 서서히 변화한다.
염기 수용액을 산의 수용액으로 적정할 때 → pH값이 점점 감소하다가
종말점 부근에서는 급격히 변화되고 그후에는 서서히 변화한다
▶ 산의 수용액을 염기 수용액으로 적정할 때 가해준 염기의 부피에 따른
용액의 pH 변화 그래프 형태.
① 강산을 강염기로 적정할 때 :
← pH 값이 4～10까지는 급격하게 변화하므로 이 범위내 의 지시약은 메틸오렌지나 페놀프탈레인 용액을 사용한다
② 강산을 강염기로 적정할 때 :
← 사용하는 지시약으로는 중화점이 3～5 부근이기에
산성쪽에 변색하는 지시약인 메틸오렌지를
사용한다.
③ 약한산을 강한염기로 적정할 때 :
← 중화점이 염기성 쪽에 있으므로 사용하는 지시약
으로는 염기성에서 변색하는 지시약인 페놀프탈레인
을 사용한다.
④ 약한산을 약한 염기로 적정할 때
← 중화점 근처에서도 급격한 pH의 변화가 없어
지시약으로 중화점을 찾지 못한다.
※※ 알고가기 !!??
ⅰ) 0.1M HCl 수용액 10㎖를 0.2M NaOH 수용액으로 적정하면 중화점은
(nMV = n'M'V' 에 의해) 5㎖이다. 마찬가지로 0.1M CH3COOH 수용액
10㎖를 0.2M NaOH 수용액으로 적정하여도 중화점은 5㎖ 이다.
⇒산과 염기의 세기에 관계없이 중화점은 nMV = n'M'V'에 의해 결정된다.
※산의 수소이온의 몰수 = 염기의 수산화 이온의 몰수
ⅱ) 중화점 에서의 용액의pH값은 반드시 7이 되는 것이 아니고 산성 또는 염기성을
나타낼 수 있다, 이것은 중화점에 이른 후 생성된 염이 ( )분해하여 H3O+ 또는
OH-을 생성하기 때문이다.
ⅲ) 지시약의 선택은 중화점의 pH가 지시약의 변색 범위에 있는 지시약을 선택하는 것이 좋다.
예) 강한 산과 약한 염기의 중화시 용액의 PH는 7보다 작다, 즉 산성용액이다.
따라서 지시약은 산성 쪽에서 변색되는 ( )오렌지를 사용한다.
(4) 염(Salt)
ꊱ 염과 염의 생성
①염이란 → 산의 수소원자가 금속이나 양성원자단 (NH4+)으로 치환된 화합물이나
염기의 OH-이 산의 음이온이나 비금속으로 치환된 화합물.
② 염의 생성
ⅰ) 산 과 염기 :
ⅱ) 금속과 산 :
ⅲ) 금속과 비금속: Cu +Cl2 → CuCl2
ⅳ) 산성산화물 + 염기:
ⅴ) 염기성산화물 + 산 :
ꊲ 염의 종류
① 산성염 : 산의 수소원자 일부가 금속으로 치환된 염. (H+을 포함한 염)
ex) H2SO4 → NaHSO4, H3PO4 → NaH2PO4
② 염기성염 : OH-를 포함한 염.
ex) Mg(OH)Cl, Cu(OH)Cl
③ 정염 (중성염) : H+ 나 OH-를 포함하지 않는 염.
ex) NaCl, NH4Cl, Na2SO4 등
ꊳ 염의 가수분해
① 염의 가수분해 : 염이 수용액 중에서 이온화 할 때 생기는 이온이 물과
반응하여 H+ 이나 OH-을 냄으로써 수용액의 액성이
산성 또는 염기성을 나타내는 현상.
즉, 염의 양이온 (또는 음이온) + 물 →가수분해 → 염기(또는산) + H+(또는OH-)
ex) CH3COONa + H2O ➜ CH3COOH + Na+ + OH-
② 염의 가수분해와 그 액성
ⅰ) 강한산과 강한염기로 된 염 : 물에 녹아 이온화는 되지만 가수분해는 되지
않는다.
액성은 중성염이 중성, 산성염의 대부분이 산성, 염기성염은 염기성 을 띤다.
ex) 중성염 : NaCl ⇄ Na+ + Cl- (중성)
산성염 : NaHSO4 ⇄ Na+ + H+ SO42- (산성)
염기성염: Ca(OH)Cl ⇄ Ca2+ + OH- + Cl- (염기성)
ⅱ) 강한산과 약한 염기로 된 염 : 가수분해 되어 산성을 띤다.
NH4Cl + H2O ⇄ NH4OH + H+ + Cl-
즉, 강한산의 음이온은 이온으로 존재하지만, 약한 염기는 이온화도가
작으므로 분자의 형태로 존재하기 때문에 산성을 띤다.
ex) NH4Cl, (NH4)2SO4, CuSO4, FeSO4, MgCl2 등
ⅲ) 약한산과 강한염기로 된 염 : 가수분해되어 ( )성을 띤다.
CH3COOHNa + H2O ⇄ CH3COOH + Na+ + OH-
즉, 약한 산인 아세트산은 이온화도가 작으므로 분자로 존재하고, 강한 염기인
NaOH 은 Na+ 과 OH-으로 존재하기 때문에 ( )성을 띤다.
ex) CH3COONa, Na2CO3, NaHCO3, KCN, K2S 등
ⅳ) 약한산과 약한염기로 된염 : 가수분해 되어 ( )성을 띤다.
CH3COONH4 + H2O ⇄ CH3COOH + NH4OH
즉, 아세트산과 수산화 암모늄염은 모두 이온화도가 작아 ( ) 형태로
존재하기 때문에 중성을 띤다.
ex) CH3COONH4, (NH4)2CO3 등
(1) 산과 염기의 정의와 성질
① 아레니우스의 산, 염기 (정의와 일반적 성질) - 1887 년
▶ 정의 (수용액에서만 적용된다.)
ⅰ) 산(acid): 수용액에서 H+을 내는 물질 → H+는 H2O와 결합하며 H3O+으로
존재, 따라서 H3O+ 는 보통 H+로 나타내기도 한다.
ⅲ) 염기(base): 수용액에서 OH-을 내는 물질.
▶ 일반적 성질과 분류
산의성질
염기의 성질
수용액에서의 H+를 낸다
수용액에서의 OH-를 낸다
신맛이 있다
쓴맛과 미끈미끈한 촉감
금속과 반응하여 H2를 발생
페놀프탈레인 용액을 붉게함
푸른리트머스를 붉게한다
붉은 리트머스를 푸르게함
1가산 → HCI, HNO3, CH3COOH
산
2가산 → H2SO4, H2CO3, H2S
3가산 → H3PO4, H3BO3
1가염기 → NaOH, KOH, NH4OH
염기
2가염기 → Ca(OH)2, Ba(OH)2
3가염기 → Al(OH)3, Fe(OH)3
② 브뢴스테드와 로우리의 정의
㉠ 산 : 양성자(H+)를 주는 분자나 이온 (양성자 주게)
㉡ 염기 : 양성자(H+)를 받는 분자나 이온 (양성자 받게)
ex) HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl- ------㉠
산 염기 산 염기
NH3 + HCI ⇄ NH4+ + Cl- -------㉡
염기 산 산 염기
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- ------㉢
염기 산 산 염기
※ 짝산과 짝염기 ⇒ HCl - Cl- 이나 NH4+ - NH3와 같이 H+의 이동에 의하여
산과 염기로 되는 한쌍의 물질을 짝산 - 짝염기 라고 한다. 즉, ㉢의 반응에서
NH3는 짝염기, NH4+는 짝산이라 한다.
※ 브뢴스테드 로우리의 산과 염기는 가역반응과 평형관계를 고려해야 하는
상대적인 관점을 가진 정의로 아레니우스의 산과 염기를 모두 포함하는 보다
넓은 개념이다.
참고 1. 수용액에서 리트머스를 변색시키는 산성과 염기성은 각각 H3O+ 과 OH-
에 의해서만 나타난다.
2. H3O+ 은 히드로늄이온 또는 ( ) 이온이라고 하며, H+ 이 물분자와 배위
결합하여 생성된다. 수용액에서 산성을 나타내며, 보통 H+과 동일하게
취급한다.
3. H2O는 ㉠에서 염기로 , ㉢에서는 산으로 작용 (= 양쪽성 물질)
․ 양쪽성 물질은 상대물질에 따라 산, 염기 모두로 작용 할 수 있다.
ex) H2O, HCO3-, HSO4- 등(HX-꼴)
문제) 교과서 P365쪽 예제8과 물음 17을 푸시오.(자율탐구 읽어보기)
(2) 산과 염기의 세기
ꍰ 이온화. 이온화 평형 및 이온화도
※ 전해질인 산과 염기가 물에 녹으면 종류에 따라 일정한 양의 산과 염기가
각각 양이온 음이온으로 나누어져 평형을 이룬다.
① 이온화와 이온화 평형: 전해질이 수용액에서 양이온과 음이온으로 나누어지는
현상을 이온화 (전리, 해리)라 하며, 전해질이 이온으로 나누어지는 속도
와 전해질도 되돌아 가는 속도가 같은 ( )평형상태를 이온화 평형이라
한다. 전해질은 수용액에서 항상 이온화 평형을 이루므로, 이온화 되지
않은 전해질과 생성된 이온의 농도가 각각 ( )하게 유지된다.
② 이온화도(=전리도, 해리도, α): 이온화 평형을 이루는 전해질의 수용액에서
용해된 전해질의 전체 몰수에 대해 이온화된
전해질 몰수의 비이다. 즉
이온화도(α) = 이온화된 전해질 몰수 (O < α ≦ 1)
용해된 전해질의 총 몰수
③ 이온화도(α)와 산 , 염기의 세기: H+ 에 의해 수용액은 산성을 띠고, OH-에
의해 염기성을 나타낸다, 따라서 , 같은 몰수의 전해질을 물에 녹였을 때
이온화도가 큰 물질일수록 이온화 평형에서의 H+ 이나 OH- 의 평형농도
가 크므로 산성이나 염기성이 강하다.
ⅰ) 같은 온도와 농도에서 같은 전해질의 이온화도는 일정하다.
ⅱ) 같은 전해질의 수용액에서 온도가 ( )수록, 농도가 묽을수록 이온화도가
커진다. (오스트발트의 희석률)
※ 이온화도가 큰 것 → 강전해질, 이온화도가 작은 것 → 약전해질
ꍱ 이온화 상수와 산, 염기의 세기
․산과 염기의 수용액은 이온화 평형을 이루고 있으므로 이에 대한 평형상수를
고려해야 한다.
① 산의 이온화 상수(Ka): 산의 수용액에서의 평형상수이다.
ex) CH3COOH의 수용액은 이온화 평형상태에 있으므로 평형상수를
다음과 같이 나타낸다.
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COOH-
Ka = [CH3COO-] [H3O+] = [CH3COOH-] [H+]
[CH3COOH] [CH3COOH]
→ 순수한 용매인 물은 몰농도가 일정하다 (평형상수 식에서 제외)
※ 물의 몰농도 : 물 (H2O) 의 1ℓ의 질량은 1000g
물의 분자량(18) → 물의 몰농도(M) = 1000g = 55.6M
18g
② 염기의 이온화 상수(Kb) : 염기의 수용액에서의 평형상수이다.
NH3의 수용액은 이온화 평형상태에 있으므로 평형상수를 다음과 같이 나타낸다.
․ NH3 + H2O NH4+ + OH-
Kb = [NH4+] [OH-]
[NH3]
③ 이온화 상수와 산, 염기의 세기
ⅰ) 이온화 상수는 평형상수의 일종이므로 일정한 온도에서 같은 산의 Ka나
같은 염기의 Kb는 각각의 농도에 관계없이 항상 일정하다.
ⅱ) Ka, Kb 가 클수록 수용액에서 H3O+이나 OH-이 많이 존재하므로
산성이나 염기성이 강하다.
④ 이온화도(α)와 이온화 상수 (Ka)의 관계: 이온화도가 α이고 농도가
C몰/L 인 약산 HA의 Ka 값은 다음과 같이 구 할 수 있다.
․이온화 반응 : HA H+ + A-
처음농도 : C
이온화 농도 : -Cα +Cα + Cα
평형농도 : C(1-α) Cα Cα
Ka = [H+] [A-] = C2α2 = Cα2
[HA] C(1-α) 1-α
약산의 이온화도 α는 매우 작아 (1-α) ≒ 1이라고 할 수 있다.
Ka = Cα2 ≒ Cα2 ∴ α=( ) ---①
1-α
약산 HA 수용액에서 H+ 의 농도는 Cα 이므로 다음과 같이 변형하여
구할 수 있다.
[ H+] = Cα = C×( ) = KaC
또, ①의 식에서 Ka 는 일정하므로 용액의 농도(C)가 묽어지면 (=작아지면)
이온화도 α는 커진다.
문제> 교과서 P370쪽 자율탐구 풀어보시오.
⑤이온화 상수 (Ka, Kb) 값에 의한 산, 염기의 상대적 세기 결정
ex) HF + H2O ⇄ H3O+ + F- Ka = [H3O+] [F-]
산 염기 산 염기 [HF] = 6.7×10-4
Ka값이 작다는 것 ⇒ 역반응이 우세하여 평형상태에서 생성 물질의 농도에
비해 반응물질인 HF- 의 농도가 훨씬 크다는 것.
즉, H3O+가 F- 에게 H+을 강하게 준다 (= F-이 H3O+ 로부터 H+을 강하게 받는다.)
따라서 , 산성의 세기 ; H3O+ > HF
염기의 세기 : F- > H2O
⇒ 짝산이 강산이면 짝염기는 약염기가 된다.
문제> 물음 19 (교과서 P370쪽)을 푸시오
(3) 중화적정과 pH
ꍰ 중화반응
․산과 염기가 반응하여 ( )과 ( )을 생성해 내는 반응.
문제> 선행탐구 13 (교과서 P371쪽) 풀기
ꍱ물의 자동이온화
․물(H2O)⇒산으로도 또는 염기로도 작용 할 수 있는 ( )성 물질이다.
⇒ 불순물이 없는 순수한 물도 적은 양이지만 ( )을 포함하고 있다.
→ H3O+ 과 OH-이온
즉, 순수한 물은 아주 미량이 이온화되어 다음과 같은 이온화 평형을 이룬다.
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
K = [H3O+] [OH-] ← 이온화하는 물분자의 수는 매우 작기 때문에
[H2O]2 물의 농도는 일정하다.
따라서, 물의 평형상수식을 다음과 같이 쓸 수 있다.
K[H2O]2= Kw = [H3O2] [OH-]
이때, 물의 평형상수 Kw를 이온곱 상수라고 하며, 25℃의 순수한 물에서 그 값은
1.0 × 10-14 된다.
Kw = [H3O+] [OH-] = 1.0×10-14 ( P372쪽 표 참고)
ꍲ 수소이온농도
① 중성이나 순수한 물에서 [H+]=[OH-]이므로 [H+]2=10-14(몰/L)2
이므로, [H+] = [OH-]=10-7 몰/L 가 된다.
② 순수한 물은 다름과 같이 이온화 평형상태를 이룬다.
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-, Kw = 1.0×10-14
여기서 산을 가하면 [H3O+]가 증가하므로 평형 이동의 법칙에 따라
평형을 역반응 (←) 으로 이동하여 [OH-]이 감소, 반대로 염기를 가하면
[OH-]가 증가하므로 또한 역반응으로 평형이 이동하며 [H3O+]가 감소한다.
그러므로 일정한 온도에서 Kw값은 용액의 종류에 관계없이 항상 일정한
값을 갖는다, 그러므로 25℃의 수용액 에서는 다음과 같은 관계가 성립한다.
ⅰ) 산성용액 : [H3O+] > 1.0×10-7 몰/L > [OH-]
1. ⅱ) 중성용액 : [H3O+] = 1.0×7-7 몰/L = [OH-]
ⅲ) 염기성용액: [H3O+] < 1.0 × 10-7 몰/L< [OH-]
③ 산성용액에서 1.0×10-7몰/L 보다 많아진 수소이온의 농도 계산
※ 산 자체에서 나오는 H+의 농도가 크므로 물이 내는 수소 이온농도 (10-7)는
무시된다 → 이온화도로 H+ 농도 계산
ex) 교과서 P374쪽 예제 9번
문> 25℃에서 0.1M CH3COOH 수용액의 이온화도 α는 0.01이다 25℃에서
이 용액중의 [H3O+] 와 [OH-]를 구하여라.
풀이) 이온화된 수소이온의 몰수 = 전해질의 총 몰수 × 이온화도
= 0.1 × 0.01 = 10-3 몰/L
[OH-] = 10-14 = 10-11 몰/L
[H3O+]
문제> 교과서 P374쪽 물음 21을 풀이하시오.
ꍳ 수소이온 지수(pH)
㉠ 용액중의 수소이온 농도 값은 → 대단히 작은 값.
→ 사용하기가 불편 → 1909년 덴마크의 화학자 쇠뢴쇈은 수소이온농도를 보다
쉽게 나타내기 위하여 → 상용로그 도입.
pH= log10 1/[H+] = log10 1 - log10 [H+] = -log10[H+]
pOH = -log10[OH-]
㉡ 온도가 25℃일 때 어느 수용액에서나 Kw = [H3O+] [OH-]같은 1.0×10-4(몰/L)2
이므로 pH와 pOH 의 관계를 나타내보자
[H3O+]×[OH-] = 10-14 (양변에 -log10을 취하자.)
계산)➜
따라서, pH + pOH = 14
․산성 : pH < 7, pOH > 7
․중성 : pH = pOH = 7
․염기성 : pH > 7, pOH < 7
문제> 교과서 P375쪽 예제 10과 물음 22 풀이할 것.
ꍴ 산 . 염기의 지시약
▶ 지시약 : 용액의 ( )을 알아내는 시약.
ⅰ) 지시약은 수용액의 pH에 따라 색이 변하는 ( )화합물 이다.
ⅱ) 지시약의 색이 변하는 pH의 범위를 ( )범위라고 한다.
교과서 P376쪽 지시약의 변색범위 표 참고하고 물음 23을 푸시오.
ꍵ 중화적정
① 중화반응: 산과 염기가 반응하여 산과 염기의 성질을 모두 잃고 ( )과 물이
생성되는 반응.
중화반응의 알짜이온 반응 : H+(aq) + OH- (aq) → H2O(ℓ)
② 중화반응의 양적관계
․산이 내는 H+의 몰수와 염기가 내는 OH-의 몰수가 같을 때 완전히
중화반응 한다. 즉,
중화조건 : 산이 내는 H+의 몰수 = 염기가 내는 OH- 의 몰수
※ M(몰농도) = n(용질의 몰수) → 용질의 몰수 = M × V
v (용액의 부피)
ex) 1.0M 황산수용액 500ml 속의 황산의 몰수는 ? 0.5몰 = 49g
※ 산의 세기 또는 염기의 세기는 중화반응의 양적관계에 무관하다.
ⅰ) 여기서 부피의 단위는 ℓ이다 (몰농도란 용액 1ℓ중의 용질의 몰 수 이므로)
ⅱ) n 가산의 1몰은 → 중화반응시에 이온화도에 관계없이 n몰의 H+을 낼 수 있다.
(뒤에 ※※※ 참고)
ⅲ) n가의산, M몰 농도의 수용액 Vml 와 n' 가의 염기, M'몰 농도의 수용액
V'ml가 완전히 중화되었다면 다음 식이 성립한다.
산의 수소이온의 몰수 = 염기의 수산화 이온의 몰수
n M × V/1000 = n'M'×V'/1000
∴ nMV = n'M'V'
[다시한번] 용액의 몰농도란 용액 1ℓ중의 용질의 몰수 이므로 mℓ도 주어지면
ℓ로 환산한다음 용질의 몰수를 계산한 후 용질의 몰수를 환산한
양으로 나누면 정의에 맞게된다.
예)황산 4.9g을 물에 녹여 250㎖용액을 만들었다. 이 용액의 몰농도는?
풀이) 황산 1몰= 98g 이므로 황산 4.9g 의 몰수는 0.05몰 따라서
몰농도(M) = 0.05 = 0.2M
0.25
또는 0.25ℓ: 0.05 = 1ℓ: X
※※ 중화반응은 산, 염기의 세기 및 이온화도에 관계없이 100% 이온화하여
중화된다. (교과서 P377쪽 고찰 2)
문제) 교과서 P377쪽 예제 11을 푸시오.
문제) 교과서 P378쪽 물음 24쪽을 푸시오.
③ 산. 염기의 혼합용액의 농도
ⅰ) 산 + 산 → 혼합산 ║ ☺섞기전의 수소(수산화) 이온의 몰수
염기 + 염기 → 염기 ║ = 혼합용액의 수소(수산화 이온의 몰수)
즉, nMV + n'M'V' = n"M"V"
ⅱ) 산과 염기가 혼합된 용액의 농도
→ 산이 많으면 산이 되고 염기가 많으면 염기가 된다 (교과서 P378 참고)
nMV - n'M'V' = n"M"V'
ex) 0.1M HCl 수용액 50㎖와 0.1M NaOH 49㎖를 혼합한 용액의 PH는?
풀이) 0.1 × 50 - 0.1 × 49 = M(50+49)
⇒ M=10-3
∴pH = 3
문제>> 교과서 P378쪽 물음 25 풀 것
④ 중화적정 (기구 및 실험방법)
▶ 농도를 모르는 일정한 부피의 산 (또는 염기) 용액에 농도를 아는 염기 (또는 산)
용액을 조금씩 넣어 완전히 중화하는데 필요한 부피를 측정하여 그 농도를
알아내는 실험적인 방법이다.
ⅰ) 중화적정에 사용되는 기구
ⓐ 피펫 → 산이나 염기 일정량을 취하여 다른 그릇에 옮길때 사용한다.
ⓑ 메스플라스크 →
ⓒ 뷰렛 →
ⓓ 비커 또는 삼각 플라스크→
ⓔ 지시약 → 중화반응이 종말점을 찾는데 사용.
․강한 산과 강한 염기성의 적정: 페놀프탈레인 또는 메틸오렌지
․강한 산과 약한 염기의 적정 : 메틸오렌지 또는 메틸레드
․약한 산과 강한 염기의 적정 : 페놀프탈레인
․약한산 과 약한 염기의 적정 : 지시약으로 종말점을 찾을 수 없다.
ⅱ) 중화적정 실험방법 (예)
ⓐ 농도를 모르는 묽은염산 일정량을 피펫으로 정확히 취하여 삼각 플라스크에
넣는다.
ⓑ 위의 삼각플라스크에 지시약을 1～2방울 떨어뜨린다.
ⓒ 농도를 알고 있는 표준 수산화나트륨 용액을 뷰렛에 넣고
삼각 플라스크 속에 있는 미지 농도의 용액을 적정한다.
ⓓ 지시약이 변하는 순간 뷰렛의 눈금을 읽어 가해준 수산화나트륨 용액의
부피를 측정한다.
( 이때 지시약의 색깔이 변하는 순간을 산. 염기가 완전히
중화된 중화점 또는 종말점 이라고 한다.)
※ 중화점 ⇒ 이론적으로 중화하는 산의 H+ 몰수와 염기의 OH- 몰수가 정확히
같을때(이론적인 값)
주의 : 산의 몰수와 염기의 몰수가 같을 때가 아니라는 점.
종말점 ⇒ 중화적정 실험에서 중화점에 도달한 것으로 생각하여 적정을
중지하는 점 (실험적인 값) ⇒ 어떤 종류의 산, 염기가 반응하느냐에
따라 사용하는 지시약의 종류도 달리해야 한다.
따라서, 중화점 과 종말점 은 엄밀하게 따지면 꼭 일치하지 않는다.
그러나 뷰렛의 눈금을 읽는 실험자의 오차를 고려하면 중화점 근처에서
몇 방울의 염기용액 (또는 산용액)에 의해 지시약의 색이 순간적으로 변 할 때
pH 곡선이 중화점을 통과하므로 종말점을 중화점으로 간주할 수 있다.
ⓔ 중화적정 공식 (nMV = n'M'V')을 이용하여 묽은 염산의 농도를 산출한다.
⑤ 중화적정 곡선
▶ 중화적정시 가해준 산 또는 염기 용액의 부피에 따른 용액의 PH 변화를
나타낸 그래프 → 중화점의 위치와 그에 따른 지시약 선정에 대한 정보를 준다.
▶ 중화적정에서 중화점이 pH=7 에서 생기지 않을 수도 있는데, 이것은
중화반응에서 생기는 염이 가수분해되어 용액의 액성이 중성이 되지 않기
때문이다.
예) 산의 수용액을 염기 수용액으로 적정할 때 → pH같이 점점 증가하다가
종말점 부근에서 급격히 변화하고 그 후에는 서서히 변화한다.
염기 수용액을 산의 수용액으로 적정할 때 → pH값이 점점 감소하다가
종말점 부근에서는 급격히 변화되고 그후에는 서서히 변화한다
▶ 산의 수용액을 염기 수용액으로 적정할 때 가해준 염기의 부피에 따른
용액의 pH 변화 그래프 형태.
① 강산을 강염기로 적정할 때 :
← pH 값이 4～10까지는 급격하게 변화하므로 이 범위내 의 지시약은 메틸오렌지나 페놀프탈레인 용액을 사용한다
② 강산을 강염기로 적정할 때 :
← 사용하는 지시약으로는 중화점이 3～5 부근이기에
산성쪽에 변색하는 지시약인 메틸오렌지를
사용한다.
③ 약한산을 강한염기로 적정할 때 :
← 중화점이 염기성 쪽에 있으므로 사용하는 지시약
으로는 염기성에서 변색하는 지시약인 페놀프탈레인
을 사용한다.
④ 약한산을 약한 염기로 적정할 때
← 중화점 근처에서도 급격한 pH의 변화가 없어
지시약으로 중화점을 찾지 못한다.
※※ 알고가기 !!??
ⅰ) 0.1M HCl 수용액 10㎖를 0.2M NaOH 수용액으로 적정하면 중화점은
(nMV = n'M'V' 에 의해) 5㎖이다. 마찬가지로 0.1M CH3COOH 수용액
10㎖를 0.2M NaOH 수용액으로 적정하여도 중화점은 5㎖ 이다.
⇒산과 염기의 세기에 관계없이 중화점은 nMV = n'M'V'에 의해 결정된다.
※산의 수소이온의 몰수 = 염기의 수산화 이온의 몰수
ⅱ) 중화점 에서의 용액의pH값은 반드시 7이 되는 것이 아니고 산성 또는 염기성을
나타낼 수 있다, 이것은 중화점에 이른 후 생성된 염이 ( )분해하여 H3O+ 또는
OH-을 생성하기 때문이다.
ⅲ) 지시약의 선택은 중화점의 pH가 지시약의 변색 범위에 있는 지시약을 선택하는 것이 좋다.
예) 강한 산과 약한 염기의 중화시 용액의 PH는 7보다 작다, 즉 산성용액이다.
따라서 지시약은 산성 쪽에서 변색되는 ( )오렌지를 사용한다.
(4) 염(Salt)
ꊱ 염과 염의 생성
①염이란 → 산의 수소원자가 금속이나 양성원자단 (NH4+)으로 치환된 화합물이나
염기의 OH-이 산의 음이온이나 비금속으로 치환된 화합물.
② 염의 생성
ⅰ) 산 과 염기 :
ⅱ) 금속과 산 :
ⅲ) 금속과 비금속: Cu +Cl2 → CuCl2
ⅳ) 산성산화물 + 염기:
ⅴ) 염기성산화물 + 산 :
ꊲ 염의 종류
① 산성염 : 산의 수소원자 일부가 금속으로 치환된 염. (H+을 포함한 염)
ex) H2SO4 → NaHSO4, H3PO4 → NaH2PO4
② 염기성염 : OH-를 포함한 염.
ex) Mg(OH)Cl, Cu(OH)Cl
③ 정염 (중성염) : H+ 나 OH-를 포함하지 않는 염.
ex) NaCl, NH4Cl, Na2SO4 등
ꊳ 염의 가수분해
① 염의 가수분해 : 염이 수용액 중에서 이온화 할 때 생기는 이온이 물과
반응하여 H+ 이나 OH-을 냄으로써 수용액의 액성이
산성 또는 염기성을 나타내는 현상.
즉, 염의 양이온 (또는 음이온) + 물 →가수분해 → 염기(또는산) + H+(또는OH-)
ex) CH3COONa + H2O ➜ CH3COOH + Na+ + OH-
② 염의 가수분해와 그 액성
ⅰ) 강한산과 강한염기로 된 염 : 물에 녹아 이온화는 되지만 가수분해는 되지
않는다.
액성은 중성염이 중성, 산성염의 대부분이 산성, 염기성염은 염기성 을 띤다.
ex) 중성염 : NaCl ⇄ Na+ + Cl- (중성)
산성염 : NaHSO4 ⇄ Na+ + H+ SO42- (산성)
염기성염: Ca(OH)Cl ⇄ Ca2+ + OH- + Cl- (염기성)
ⅱ) 강한산과 약한 염기로 된 염 : 가수분해 되어 산성을 띤다.
NH4Cl + H2O ⇄ NH4OH + H+ + Cl-
즉, 강한산의 음이온은 이온으로 존재하지만, 약한 염기는 이온화도가
작으므로 분자의 형태로 존재하기 때문에 산성을 띤다.
ex) NH4Cl, (NH4)2SO4, CuSO4, FeSO4, MgCl2 등
ⅲ) 약한산과 강한염기로 된 염 : 가수분해되어 ( )성을 띤다.
CH3COOHNa + H2O ⇄ CH3COOH + Na+ + OH-
즉, 약한 산인 아세트산은 이온화도가 작으므로 분자로 존재하고, 강한 염기인
NaOH 은 Na+ 과 OH-으로 존재하기 때문에 ( )성을 띤다.
ex) CH3COONa, Na2CO3, NaHCO3, KCN, K2S 등
ⅳ) 약한산과 약한염기로 된염 : 가수분해 되어 ( )성을 띤다.
CH3COONH4 + H2O ⇄ CH3COOH + NH4OH
즉, 아세트산과 수산화 암모늄염은 모두 이온화도가 작아 ( ) 형태로
존재하기 때문에 중성을 띤다.
ex) CH3COONH4, (NH4)2CO3 등
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