2027학년도 · 고등학교 전문교과 · 생화학

2.2 물, 약산 및 약염기의 이온화

물의 자동이온화, 이온곱과 pH, 약산·약염기의 해리상수, 적정곡선.

5 SECTIONS표 27그림 18인쇄 지원

01

순수한 물은 약하게 이온화한다

물은 양쪽성 물질로 다른 물 분자에 양성자를 주고받을 수 있음
자동이온화 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻, 25°C에서 각각 약 1.0×10⁻⁷M
이온화 비율은 극히 작지만 생화학적 의미는 큼
효소 활성 부위의 곁사슬이 H⁺를 주고받는 반응과 직접 연결

표 2.2-12 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

그림 2.2-1물의 자동 이온화: 물 한 분자는 산, 다른 물 분자는 염기로 작용한다. 비축척 개념도.

그림 2.2-2순수한 물의 물 분자와 양이온·음이온의 농도 비교(25°C, 희석용액 근사).

표 2.2-2생명과학과의 연결 효소의 촉매 활성 부위에서 아미노산 곁사슬이 H⁺를 주고받거나, 단백질 표면의 작용기가 해리될 때 주변의 물 분자는 양성자를 전달하는 매개체가 된다. 물은 단순한

02

물의 이온화는 평형 상수로 나타낸다

이온곱 Kw = [H₃O⁺][OH⁻] ≈ 1.0×10⁻¹⁴ (25°C)
Kw는 온도에 따라 변하므로 중성 pH가 항상 7인 것은 아님
[H₃O⁺] = 2.0×10⁻⁵M이면 [OH⁻] = Kw/[H₃O⁺] = 5.0×10⁻¹⁰M

표 2.2-3K_w ≈ [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ (25°C) 농도 기호 [ ]의 단위: mol/L. 엄밀한 열역학 평형상수는 활동도를 사용한다.

그림 2.2-3°C에서 pH에 따른 H₃O⁺와 OH⁻ 농도의 역관계. K_w를 일정하게 둔 이상 용액 이론곡선.

표 2.2-4중성 조건: [H₃O⁺] = [OH⁻] = √K_w 중성이 반드시 pH=7이라는 뜻은 아니다. pH=7의 기준은 약 25°C의 묽은 수용액이다.

표 2.2-5조건 · [H₃O⁺] · [OH⁻] · 판정

표 2.2-6[OH⁻] = K_w / [H₃O⁺] = (1.0×10⁻¹⁴)/(2.0×10⁻⁵) = 5.0×10⁻¹⁰ mol/L

03

pH 값은 H⁺와 OH⁻ 농도를 나타낸다

pH = −log[H₃O⁺], pOH = −log[OH⁻], 25°C에서 pH + pOH ≈ 14.00
pH 1단위 차이는 농도 약 10배 차이
[H₃O⁺] > [OH⁻]이면 산성, 같으면 중성, 작으면 염기성
pH 5.30 → [H₃O⁺] ≈ 5.0×10⁻⁶M, [OH⁻] ≈ 2.0×10⁻⁹M
매우 묽은 강산(C ≈ 10⁻⁸M)에서는 물의 자동이온화를 무시할 수 없어 이차방정식으로 계산
pH계는 활동도에 대응하는 전위차를 측정하므로 이온강도가 낮은 시료에서는 해석에 주의

표 2.2-7pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺] pOH ≈ −log₁₀[OH⁻]

표 2.2-8pH + pOH ≈ pK_w = −log₁₀ K_w ≈ 14.00 (25°C) 로그 안의 양은 엄밀하게 무차원이며, 농도 근사에서는 표준농도 1 mol/L로 나눈 값으로 이해한다

그림 2.2-4pH 1 단위 차이는 H₃O⁺ 농도의 약 10배 차이이다.

표 2.2-925°C에서 pH · [H₃O⁺] (mol/L) · [OH⁻] (mol/L) · 분류

표 2.2-10[H₃O⁺] ≈ 10⁻⁵·³⁰ = 5.0×10⁻⁶ mol/L

표 2.2-11[OH⁻] ≈ 10⁻¹⁴/(5.0×10⁻⁶) = 2.0×10⁻⁹ mol/L

표 2.2-12[H₃O⁺] = {C + √(C² + 4K_w)}/2 C=1.0×10⁻⁸ mol/L → [H₃O⁺]≈1.05×10⁻⁷ mol/L → pH≈6.98

그림 2.2-5아주 묽은 강산에서 물의 자동 이온화를 포함한 계산과 무시한 계산의 차이. 이론 모형.

표 2.2-13주의: pH 측정값의 해석 유리전극 pH계는 활동도에 대응하는 전위차를 측정한다. 매우 낮은 이온강도의 순수한 물은 이산화탄소 흡수와 전극 접촉 전위 등의 영향으로 측정이 불안정할

04

약산 또는 약염기는 특징적인 해리 상수를 가지고 있다

브뢴스테드-로우리 산 = 양성자 공여체, 염기 = 양성자 수용체, 짝산·짝염기는 양성자 1개 차이
Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA], Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B], pKa = −logKa(작을수록 강한 산)
대표 pKa: 젖산 3.86, 아세트산 4.74~4.76, 인산 2차 해리 7.2, 암모늄 9.25
약산 평형은 ICE 표로 세우고 Ka = x²/(C−x)를 풀어 [H₃O⁺] 계산
해리율 α = [A⁻]/C, 묽힐수록 해리율 증가(0.100M 1.3% → 0.00100M 12.5%)
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])로 조성과 pH의 관계를 계산

그림 2.2-6산이 H⁺를 잃으면 짝염기가 되고, 짝산·짝염기 쌍은 양성자 하나 차이이다.

표 2.2-14HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ K_a ≈ [H₃O⁺][A⁻]/[HA]

표 2.2-15B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ K_b ≈ [BH⁺][OH⁻]/[B]

표 2.2-16pK_a = −log₁₀ K_a pK_b = −log₁₀ K_b

그림 2.2-7pKₐ가 작을수록 동일한 조건에서 산이 더 강하다는 관계. 수치는 비교를 위한 모형 예시를 포함한다.

표 2.2-17산 또는 짝산 · 관련 평형 · 25°C 부근 대표 pKₐ · 생화학적 관련성

표 2.2-18상태 · HA · H₃O⁺ · A⁻

표 2.2-19K_a = x²/(C−x) → x = [−K_a + √(K_a² + 4K_a C)]/2

표 2.2-20α = [A⁻]/C = x/C 해리율(%) = 100α

그림 2.2-8아세트산 초기 농도에 따른 pH. 25°C, Kₐ=1.8×10⁻⁵인 평형 모형을 적용했다.

그림 2.2-9아세트산을 희석할수록 해리율이 증가한다. 25°C에서 계산한 이론값.

표 2.2-21아세트산 초기 농도 · 평형 [H₃O⁺] 근사 · pH 근사 · 해리율 근사

표 2.2-22[A⁻]/[HA] = 10^(pH − pK_a) (묽은 용액 근사)

그림 2.2-10pH 변화에 따른 아세트산 HA와 아세트산 이온 A⁻의 분율. 단양성자 약산 평형 모형.

그림 2.2-11아세트산과 아세트산 이온의 농도비가 변할 때의 pH 관계. 평형식 변형으로 계산한 이론곡선.

표 2.2-23다음 단원 예고 pH = pKₐ + log₁₀([A⁻]/[HA])는 해리 평형을 변형한 식이다. 이 식을 이용해 산 또는 염기가 조금 첨가되어도 pH 변화를 작게 만드는 ‘완충 작

05

적정곡선은 약산의 pKₐ를 나타낸다

적정곡선 = 첨가한 염기 부피에 대한 pH 변화, 약산의 해리 특성과 pKa를 보여줌
완충 영역은 곡선이 평평한 구간, 반당량점에서 [HA] ≈ [A⁻]이므로 pH ≈ pKa
약산-강염기 적정의 당량점은 pH 7이 아님(아세트산 예: pH ≈ 8.72)
당량점 전후로 기울기가 급변하며 이 구간이 지시약 선택의 근거
종말점(지시약 색 변화)과 당량점(화학량론적 중화점)은 다름
계산 모형 곡선과 모의 측정값은 원리를 보여줄 뿐 측정 정밀도의 증거가 아님

그림 2.2-12아세트산-NaOH 적정의 시작·완충 영역·반당량점·당량점.

표 2.2-24반당량점: V = V_eq/2, [HA] ≈ [A⁻], pH ≈ pK_a

표 2.2-25CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

그림 2.2-13M 아세트산 25.00 mL에 0.100 M NaOH를 첨가한 적정곡선. 평형·질량·전하수지로 계산한 이론값.

그림 2.2-14같은 조건에서 약산과 강산의 적정곡선 비교. 약산의 당량점 pH≈8.72, 강산의 당량점 pH≈7.00.

표 2.2-26NaOH 부피 (mL) · 계산 pH · 영역의 특징

그림 2.2-15적정 중 HA와 A⁻의 분율 변화. 반당량점에서 두 분율은 거의 같아진다.

그림 2.2-16대표 지시약의 pH 색 변화 범위(일반적인 근삿값).

그림 2.2-17pH 전극 측정을 위한 보정·헹굼·측정의 기본 순서.

그림 2.2-18계산 모형과 모의 측정값의 비교. 빨간 점은 수업용으로 생성한 가상 데이터이며 실제 실험값이 아니다.

표 2.2-27주의: 그래프의 해석 그래프가 매끈하다는 사실은 측정 정밀도가 높다는 증거가 아니다. 계산 모형은 원리를 보여주며, 실험 그래프의 산포·지연·보정 오차와 구분해야 한다. pKₐ 추

참조 자료 · References

**표 2.2-1**2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)
2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

**표 2.2-2**생명과학과의 연결 효소의 촉매 활성 부위에서 아미노산 곁사슬이 H⁺를 주고받거나, 단백질 표면의 작용기가 해리될 때 주변의 물 분자는 양성자를 전달하는 매개체가
생명과학과의 연결 효소의 촉매 활성 부위에서 아미노산 곁사슬이 H⁺를 주고받거나, 단백질 표면의 작용기가 해리될 때 주변의 물 분자는 양성자를 전달하는 매개체가 된다. 물은 단순한 배경 용매가 아니라 반응에 참여한다.

**표 2.2-3**K_w ≈ [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ (25°C) 농도 기호 [ ]의 단위: mol/L. 엄밀한 열역학 평형상수는 활동도를 사용한다.
K_w ≈ [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ (25°C) 농도 기호 [ ]의 단위: mol/L. 엄밀한 열역학 평형상수는 활동도를 사용한다.

**표 2.2-4**중성 조건: [H₃O⁺] = [OH⁻] = √K_w 중성이 반드시 pH=7이라는 뜻은 아니다. pH=7의 기준은 약 25°C의 묽은 수용액이다.
중성 조건: [H₃O⁺] = [OH⁻] = √K_w 중성이 반드시 pH=7이라는 뜻은 아니다. pH=7의 기준은 약 25°C의 묽은 수용액이다.

**표 2.2-5**조건 · [H₃O⁺] · [OH⁻] · 판정
조건	[H₃O⁺]	[OH⁻]	판정
두 농도가 같음	√K_w	√K_w	중성
H₃O⁺가 더 많음	[H₃O⁺] > [OH⁻]	[OH⁻] < [H₃O⁺]	산성
OH⁻가 더 많음	[H₃O⁺] < [OH⁻]	[OH⁻] > [H₃O⁺]	염기성

**표 2.2-6**[OH⁻] = K_w / [H₃O⁺] = (1.0×10⁻¹⁴)/(2.0×10⁻⁵) = 5.0×10⁻¹⁰ mol/L
[OH⁻] = K_w / [H₃O⁺] = (1.0×10⁻¹⁴)/(2.0×10⁻⁵) = 5.0×10⁻¹⁰ mol/L

**표 2.2-7**pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺] pOH ≈ −log₁₀[OH⁻]
pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺] pOH ≈ −log₁₀[OH⁻]

**표 2.2-8**pH + pOH ≈ pK_w = −log₁₀ K_w ≈ 14.00 (25°C) 로그 안의 양은 엄밀하게 무차원이며, 농도 근사에서는 표준농도 1 mol/L로 나
pH + pOH ≈ pK_w = −log₁₀ K_w ≈ 14.00 (25°C) 로그 안의 양은 엄밀하게 무차원이며, 농도 근사에서는 표준농도 1 mol/L로 나눈 값으로 이해한다.

**표 2.2-9**25°C에서 pH · [H₃O⁺] (mol/L) · [OH⁻] (mol/L) · 분류
25°C에서 pH	[H₃O⁺] (mol/L)	[OH⁻] (mol/L)	분류
2.00	1.0×10⁻²	1.0×10⁻¹²	산성
5.00	1.0×10⁻⁵	1.0×10⁻⁹	산성
7.00	1.0×10⁻⁷	1.0×10⁻⁷	중성
9.00	1.0×10⁻⁹	1.0×10⁻⁵	염기성
12.00	1.0×10⁻¹²	1.0×10⁻²	염기성

**표 2.2-10**[H₃O⁺] ≈ 10⁻⁵·³⁰ = 5.0×10⁻⁶ mol/L
[H₃O⁺] ≈ 10⁻⁵·³⁰ = 5.0×10⁻⁶ mol/L

**표 2.2-11**[OH⁻] ≈ 10⁻¹⁴/(5.0×10⁻⁶) = 2.0×10⁻⁹ mol/L
[OH⁻] ≈ 10⁻¹⁴/(5.0×10⁻⁶) = 2.0×10⁻⁹ mol/L

**표 2.2-12**[H₃O⁺] = {C + √(C² + 4K_w)}/2 C=1.0×10⁻⁸ mol/L → [H₃O⁺]≈1.05×10⁻⁷ mol/L → pH≈6.98
[H₃O⁺] = {C + √(C² + 4K_w)}/2 C=1.0×10⁻⁸ mol/L → [H₃O⁺]≈1.05×10⁻⁷ mol/L → pH≈6.98

**표 2.2-13**주의: pH 측정값의 해석 유리전극 pH계는 활동도에 대응하는 전위차를 측정한다. 매우 낮은 이온강도의 순수한 물은 이산화탄소 흡수와 전극 접촉 전위 등의 영향으
주의: pH 측정값의 해석 유리전극 pH계는 활동도에 대응하는 전위차를 측정한다. 매우 낮은 이온강도의 순수한 물은 이산화탄소 흡수와 전극 접촉 전위 등의 영향으로 측정이 불안정할 수 있다. 따라서 시료의 온도, 표준액 보정 상태, 노출 시간을 함께 기록해야 한다.

**표 2.2-14**HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ K_a ≈ [H₃O⁺][A⁻]/[HA]
HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ K_a ≈ [H₃O⁺][A⁻]/[HA]

**표 2.2-15**B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ K_b ≈ [BH⁺][OH⁻]/[B]
B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ K_b ≈ [BH⁺][OH⁻]/[B]

**표 2.2-16**pK_a = −log₁₀ K_a pK_b = −log₁₀ K_b
pK_a = −log₁₀ K_a pK_b = −log₁₀ K_b

**표 2.2-17**산 또는 짝산 · 관련 평형 · 25°C 부근 대표 pKₐ · 생화학적 관련성
산 또는 짝산	관련 평형	25°C 부근 대표 pKₐ	생화학적 관련성
젖산	젖산 ⇌ H⁺+젖산 이온	약 3.86	발효·대사 산물
아세트산	CH₃COOH ⇌ H⁺+CH₃COO⁻	약 4.74~4.76	약산 적정 모델
인산 2차 해리	H₂PO₄⁻ ⇌ H⁺+HPO₄²⁻	약 7.2	인산계 완충 작용
암모늄 이온	NH₄⁺ ⇌ H⁺+NH₃	약 9.25	질소 대사 및 산염기 평형

**표 2.2-18**상태 · HA · H₃O⁺ · A⁻
상태	HA	H₃O⁺	A⁻
초기 (mol/L)	C	0 (근사)	0
변화 (mol/L)	−x	+x	+x
평형 (mol/L)	C−x	x	x

**표 2.2-19**K_a = x²/(C−x) → x = [−K_a + √(K_a² + 4K_a C)]/2
K_a = x²/(C−x) → x = [−K_a + √(K_a² + 4K_a C)]/2

**표 2.2-20**α = [A⁻]/C = x/C 해리율(%) = 100α
α = [A⁻]/C = x/C 해리율(%) = 100α

**표 2.2-21**아세트산 초기 농도 · 평형 [H₃O⁺] 근사 · pH 근사 · 해리율 근사
아세트산 초기 농도	평형 [H₃O⁺] 근사	pH 근사	해리율 근사
0.100 M	1.33×10⁻³ M	2.88	1.3%
0.0100 M	4.15×10⁻⁴ M	3.38	4.2%
0.00100 M	1.25×10⁻⁴ M	3.90	12.5%

**표 2.2-22**[A⁻]/[HA] = 10^(pH − pK_a) (묽은 용액 근사)
[A⁻]/[HA] = 10^(pH − pK_a) (묽은 용액 근사)

**표 2.2-23**다음 단원 예고 pH = pKₐ + log₁₀([A⁻]/[HA])는 해리 평형을 변형한 식이다. 이 식을 이용해 산 또는 염기가 조금 첨가되어도 pH 변화를 작게
다음 단원 예고 pH = pKₐ + log₁₀([A⁻]/[HA])는 해리 평형을 변형한 식이다. 이 식을 이용해 산 또는 염기가 조금 첨가되어도 pH 변화를 작게 만드는 ‘완충 작용’을 설명하는 것은 2.3단원에서 집중적으로 다룬다.

**표 2.2-24**반당량점: V = V_eq/2, [HA] ≈ [A⁻], pH ≈ pK_a
반당량점: V = V_eq/2, [HA] ≈ [A⁻], pH ≈ pK_a

**표 2.2-25**CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

**표 2.2-26**NaOH 부피 (mL) · 계산 pH · 영역의 특징
NaOH 부피 (mL)	계산 pH	영역의 특징
0.0	2.88	초기 약산
5.0	4.14	완충 영역
10.0	4.57	완충 영역
12.5	4.75	반당량점
20.0	5.35	완충 영역
24.0	6.13	당량점 직전
25.0	8.72	당량점
26.0	11.29	당량점 이후
30.0	11.96	과량 OH⁻

**표 2.2-27**주의: 그래프의 해석 그래프가 매끈하다는 사실은 측정 정밀도가 높다는 증거가 아니다. 계산 모형은 원리를 보여주며, 실험 그래프의 산포·지연·보정 오차와 구분해야
주의: 그래프의 해석 그래프가 매끈하다는 사실은 측정 정밀도가 높다는 증거가 아니다. 계산 모형은 원리를 보여주며, 실험 그래프의 산포·지연·보정 오차와 구분해야 한다. pKₐ 추정 시 반당량점의 실제 pH와 실험 조건을 함께 기록한다.

물의 자동 이온화: 물 한 분자는 산, 다른 물 분자는 염기로 작용한다. 비축척 개념도. — 그림 2.2-1물의 자동 이온화: 물 한 분자는 산, 다른 물 분자는 염기로 작용한다. 비축척 개념도.

순수한 물의 물 분자와 양이온·음이온의 농도 비교(25°C, 희석용액 근사). — 그림 2.2-2순수한 물의 물 분자와 양이온·음이온의 농도 비교(25°C, 희석용액 근사).

°C에서 pH에 따른 H₃O⁺와 OH⁻ 농도의 역관계. K_w를 일정하게 둔 이상 용액 이론곡선. — 그림 2.2-3°C에서 pH에 따른 H₃O⁺와 OH⁻ 농도의 역관계. K_w를 일정하게 둔 이상 용액 이론곡선.

pH 1 단위 차이는 H₃O⁺ 농도의 약 10배 차이이다. — 그림 2.2-4pH 1 단위 차이는 H₃O⁺ 농도의 약 10배 차이이다.

아주 묽은 강산에서 물의 자동 이온화를 포함한 계산과 무시한 계산의 차이. 이론 모형. — 그림 2.2-5아주 묽은 강산에서 물의 자동 이온화를 포함한 계산과 무시한 계산의 차이. 이론 모형.

산이 H⁺를 잃으면 짝염기가 되고, 짝산·짝염기 쌍은 양성자 하나 차이이다. — 그림 2.2-6산이 H⁺를 잃으면 짝염기가 되고, 짝산·짝염기 쌍은 양성자 하나 차이이다.

pKₐ가 작을수록 동일한 조건에서 산이 더 강하다는 관계. 수치는 비교를 위한 모형 예시를 포함한다. — 그림 2.2-7pKₐ가 작을수록 동일한 조건에서 산이 더 강하다는 관계. 수치는 비교를 위한 모형 예시를 포함한다.

아세트산 초기 농도에 따른 pH. 25°C, Kₐ=1.8×10⁻⁵인 평형 모형을 적용했다. — 그림 2.2-8아세트산 초기 농도에 따른 pH. 25°C, Kₐ=1.8×10⁻⁵인 평형 모형을 적용했다.

아세트산을 희석할수록 해리율이 증가한다. 25°C에서 계산한 이론값. — 그림 2.2-9아세트산을 희석할수록 해리율이 증가한다. 25°C에서 계산한 이론값.

pH 변화에 따른 아세트산 HA와 아세트산 이온 A⁻의 분율. 단양성자 약산 평형 모형. — 그림 2.2-10pH 변화에 따른 아세트산 HA와 아세트산 이온 A⁻의 분율. 단양성자 약산 평형 모형.

아세트산과 아세트산 이온의 농도비가 변할 때의 pH 관계. 평형식 변형으로 계산한 이론곡선. — 그림 2.2-11아세트산과 아세트산 이온의 농도비가 변할 때의 pH 관계. 평형식 변형으로 계산한 이론곡선.

아세트산-NaOH 적정의 시작·완충 영역·반당량점·당량점. — 그림 2.2-12아세트산-NaOH 적정의 시작·완충 영역·반당량점·당량점.

M 아세트산 25.00 mL에 0.100 M NaOH를 첨가한 적정곡선. 평형·질량·전하수지로 계산한 이론값. — 그림 2.2-13M 아세트산 25.00 mL에 0.100 M NaOH를 첨가한 적정곡선. 평형·질량·전하수지로 계산한 이론값.

같은 조건에서 약산과 강산의 적정곡선 비교. 약산의 당량점 pH≈8.72, 강산의 당량점 pH≈7.00. — 그림 2.2-14같은 조건에서 약산과 강산의 적정곡선 비교. 약산의 당량점 pH≈8.72, 강산의 당량점 pH≈7.00.

적정 중 HA와 A⁻의 분율 변화. 반당량점에서 두 분율은 거의 같아진다. — 그림 2.2-15적정 중 HA와 A⁻의 분율 변화. 반당량점에서 두 분율은 거의 같아진다.

대표 지시약의 pH 색 변화 범위(일반적인 근삿값). — 그림 2.2-16대표 지시약의 pH 색 변화 범위(일반적인 근삿값).

pH 전극 측정을 위한 보정·헹굼·측정의 기본 순서. — 그림 2.2-17pH 전극 측정을 위한 보정·헹굼·측정의 기본 순서.

계산 모형과 모의 측정값의 비교. 빨간 점은 수업용으로 생성한 가상 데이터이며 실제 실험값이 아니다. — 그림 2.2-18계산 모형과 모의 측정값의 비교. 빨간 점은 수업용으로 생성한 가상 데이터이며 실제 실험값이 아니다.