강산·강염기 pH 계산기

용질 종류	강산
농도	0.01 M
단위당 이온화하는 H⁺ 또는 OH⁻ 수	1

용질 종류

강산

농도

0.01 M

단위당 이온화하는 H⁺ 또는 OH⁻ 수

최종 업데이트: 2026-07-13

강산·강염기와 완전 해리

강산이나 강염기는 물에 녹으면 완전히 이온화합니다. HCl 분자는 모두 H⁺ 하나와 Cl⁻ 하나가 되고, NaOH 단위는 모두 Na⁺ 하나와 OH⁻ 하나가 됩니다. 이온화하지 않고 남는 것이 없으므로, 반응하는 이온의 농도는 넣은 용질의 양만으로 결정되며 평형 상수가 필요 없습니다. 강산·강염기의 pH가 약산에서 필요한 이차방정식이 아니라 로그 한 번으로 구해지는 이유가 바로 이것입니다.

공식

강산의 경우, 수소 이온 농도는 화학식 단위당 이온화하는 양성자 수 n에 몰 농도 C를 곱한 값과 같습니다.

[\text{H}^+] = n\,C \qquad \text{pH} = -\log_{10}(n\,C)

강염기의 경우 같은 논리가 수산화 이온에 적용되며, pH는 물의 이온곱에서 나옵니다.

[\text{OH}^-] = n\,C \qquad \text{pOH} = -\log_{10}(n\,C) \qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}

기호	물리량	단위
C	산 또는 염기의 농도	mol/L (M)
n	단위당 이온화하는 H⁺ 또는 OH⁻ 수	무차원
pH	산성도 척도	무차원
pOH	염기도 척도	무차원

pH + pOH = 14 관계는 물의 이온곱이 Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴가 되는 25 °C에서 성립합니다.

다양성자산·다가 염기에서의 계수 n

계수 n은 반응 이온을 둘 이상 방출하는 용질을 다루기 위한 것입니다. 황산 H₂SO₄는 이양성자산으로 분자당 H⁺를 두 개 내놓으므로, 0.005 M 용액은 수소 이온 기준으로 0.01 M처럼 작용합니다. 수산화칼슘 Ca(OH)₂와 수산화바륨 Ba(OH)₂는 각각 화학식 단위당 OH⁻를 두 개 방출합니다. HCl, HNO₃ 같은 일양성자산과 NaOH, KOH 같은 단일 수산기 염기는 n = 1을 씁니다.

용질	종류	n	0.01 M일 때
HCl	강산	1	pH 2.00
H₂SO₄	강산	2	pH 1.70
NaOH	강염기	1	pH 12.00
Ca(OH)₂	강염기	2	pH 12.30

황산은 두 번째 이온화만은 엄밀히 완전하지 않으므로, 완전한 이양성자산으로 취급하는 것은 고농도에서 좋지만 정확하지는 않은 모델입니다.

예제 계산

0.005 M 황산의 pH는 얼마일까요?

[\text{H}^+] = n\,C = 2 \times 0.005 = 0.01\ \text{M}

\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2.00

이어서 pOH = 14 − 2.00 = 12.00이고, 수산화 이온 농도는 [OH⁻] = 10⁻¹² M입니다. pH가 7보다 훨씬 낮으므로 이 용액은 강한 산성입니다.

강한가, 약한가

강산은 몇 가지뿐입니다: HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄, H₂SO₄. 대표적인 강염기는 1족 수산화물(LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH)과 더 무거운 2족 수산화물(Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂)입니다. 그 밖의 아세트산, 구연산, 암모니아 등은 모두 약산·약염기로 일부만 이온화합니다. 약산의 경우 실제 [H⁺]는 n·C보다 훨씬 작고 산 해리 상수 Ka로부터 구해야 합니다. 약산에 이 계산기를 쓰면 그 산성도를 크게 과대평가하게 됩니다.

큰 희석의 극한

간단한 공식은 용질이 사실상 모든 H⁺ 또는 OH⁻를 공급하고 물 자체가 기여하는 미량은 무시할 수 있다고 가정합니다. 일반적인 실험 농도에서는 안전합니다. 그러나 약 10⁻⁶ M 이하에서는 물의 자동 이온화를 더 이상 무시할 수 없으며, 강산은 아무리 묽혀도 pH를 7 위로 올릴 수 없습니다. 엄밀한 처리는 [H⁺] = C + Kw/[H⁺]를 전하 균형과 함께 풀어서 얻습니다. 매우 묽은 용액에서는 실제 pH가 −log₁₀(n·C)가 시사하는 값보다 중성에 더 가깝습니다.

자주 묻는 질문 (FAQ)

강산의 pH는 어떻게 계산하나요?

강산은 물에서 완전히 해리하므로 수소 이온 농도는 이온화하는 양성자 수에 산의 농도를 곱한 값과 같습니다: [H⁺] = n·C. pH는 그 값의 상용로그에 음의 부호를 붙인 것으로, pH = −log₁₀(n·C)입니다. 예를 들어 0.01 M HCl(n = 1)은 pH = −log₁₀(0.01) = 2입니다. 대표적인 강산 7가지는 HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄, H₂SO₄입니다.

강염기의 pH는 어떻게 구하나요?

강염기는 먼저 수산화 이온 농도에서 pOH = −log₁₀(n·C)를 구한 뒤, 25 °C에서 pH = 14 − pOH로 환산합니다. 예를 들어 0.01 M NaOH(n = 1)는 pOH = 2, pH = 12입니다. 0.01 M Ca(OH)₂는 화학식 단위당 OH⁻를 두 개 방출하므로(n = 2) [OH⁻] = 0.02 M, pOH ≈ 1.70, pH ≈ 12.30이 됩니다.

H₂SO₄ 같은 이양성자산에는 무엇을 입력하나요?

단위당 이온화하는 H⁺(또는 OH⁻) 개수를 용질에 맞게 설정합니다. 황산 H₂SO₄는 양성자 두 개를 방출하므로 2를 입력합니다. 그러면 0.005 M 용액이 H⁺ 기준 0.01 M처럼 작용하여 pH 2가 됩니다. 마찬가지로 Ba(OH)₂와 Ca(OH)₂는 수산화 이온을 두 개 방출하므로 2를 사용합니다. 일양성자산(HCl, HNO₃)과 수산기가 하나인 염기(NaOH, KOH)는 1을 사용합니다.

아세트산 같은 약산에도 사용할 수 있나요?

아니요. 이 계산기는 완전 해리를 가정하므로 강산과 강염기에만 정확합니다. 약산과 약염기(아세트산, 암모니아, 대부분의 유기산)는 일부만 이온화하므로 실제 [H⁺]는 n·C보다 훨씬 작고 산 해리 상수 Ka에 따라 달라집니다. 약산의 경우 먼저 Ka와 농도에서 [H⁺]를 구한 뒤 그 값의 음의 로그를 취해야 합니다.

10⁻⁶ M HCl의 pH가 정확히 6이 아닌 이유는?

pH = −log₁₀(n·C) 식은 물 자체가 공급하는 H⁺를 무시합니다. 이 기여는 일반적인 농도에서는 무시할 수 있지만 약 10⁻⁶ M 이하에서는 무시할 수 없게 되며, 강산은 아무리 묽혀도 pH를 7 위로 올릴 수 없습니다. 엄밀한 결과는 [H⁺] = C + Kw/[H⁺]를 전하 균형과 함께 풀어서 얻습니다. 매우 묽은 용액에서는 실제 pH가 단순한 식의 예측보다 7에 더 가깝습니다.

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