pH · pOH 계산기

pH, pOH, 수소 이온 농도, 수산화 이온 농도 중 아무거나 하나를 입력하면 나머지 셋이 따라 나옵니다. pH는 리터당 몰 단위 농도에 대한 −log₁₀[H⁺]이고, pOH는 수산화 이온에 대해 같은 것이며, 둘은 물의 이온곱으로 묶여 있습니다. 25 °C에서 Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴이고, 익숙한 pH + pOH = 14가 여기서 나옵니다. 흥미로운 값들이 1에서 10⁻¹⁴까지 걸쳐 있으므로 농도는 과학적 표기법으로 표시됩니다.

척도가 로그이므로 한 단위가 열 배입니다. pH 4인 용액은 pH 5인 용액보다 조금 더 산성인 것이 아니라 수소 이온 농도가 열 배입니다. pH 2 언저리의 레몬즙은 순수한 물보다 대략 십만 배 산성입니다. 이 압축이 척도를 쓸 만하게 만들어 주지만, 동시에 pH 값들을 평균 내는 것이 잘못인 이유이기도 합니다. 농도를 평균 낸 뒤에 로그를 취하면 다른 값이 나오고, 그쪽이 옳습니다.

누구나 외우고 있는 규칙이야말로 가장 조심해야 하는 규칙입니다. pH 7이 중성인 것은 25 °C에서뿐입니다. 물의 자체 이온화는 흡열 반응이라 Kw가 온도에 따라 달라지고, 물을 데우면 양쪽 이온이 모두 늘어납니다. 100 °C에서 Kw는 약 5 × 10⁻¹³이고 중성인 물은 pH 6.14에 놓입니다. 0 °C에서는 약 1 × 10⁻¹⁵이고 중성은 pH 7.47입니다. 어느 경우에나 그 물은 여전히 중성입니다. 두 이온의 양이 같으니까요. 숫자가 움직였을 뿐 화학은 그대로입니다. 이 계산기는 25 °C 상수를 쓰는데, 별도 언급이 없는 한 화학 문제집이 뜻하는 것도 그것입니다.

알아 둘 한계가 둘 더 있습니다. 척도는 0과 14에서 멈추지 않습니다. 진한 염산은 pH가 음수이고 진한 수산화나트륨은 14를 넘어가며, 정의상 둘 다 금지하는 것은 없습니다. 그리고 pH는 형식적으로 농도가 아니라 이온 활동도로 정의됩니다. 묽은 용액에서는 둘을 바꿔 써도 될 만큼 가깝지만 농도가 올라가면 갈라집니다. 그러므로 강하고 진한 용액에 대해 계산한 pH는 근삿값이고, 믿어야 할 숫자는 보정된 전극으로 측정한 값입니다.