В химии нейтрализация или нейтрализация (см. различия в написании ) — это химическая реакция , в которой кислота и основание реагируют с эквивалентным количеством друг друга. В реакции в воде нейтрализация приводит к отсутствию избытка ионов водорода или гидроксида в растворе. pH нейтрализованного раствора зависит от кислотности реагентов.
В контексте химической реакции термин нейтрализация используется для реакции между кислотой и основанием или щелочью . Исторически эта реакция была представлена как
Например:
Утверждение остается в силе, пока понимается, что в водном растворе участвующие вещества подвергаются диссоциации , что изменяет состояние ионизации веществ. Знак стрелки → используется, поскольку реакция завершена, то есть нейтрализация является количественной реакцией. Более общее определение основано на кислотно-основной теории Бренстеда–Лоури .
Электрические заряды опускаются из общих выражений, таких как это, поскольку каждый вид A, AH, B или BH может нести или не нести электрический заряд. Нейтрализация серной кислоты дает конкретный пример. В этом случае возможны две реакции частичной нейтрализации.
После нейтрализации кислоты AH в растворе не остается молекул кислоты (или ионов водорода, полученных при диссоциации молекулы).
При нейтрализации кислоты количество добавленного к ней основания должно быть равно количеству кислоты, присутствующей изначально. Это количество основания называется эквивалентным количеством. При титровании кислоты основанием точку нейтрализации можно также назвать точкой эквивалентности . Количественный характер реакции нейтрализации удобнее всего выразить через концентрации кислоты и щелочи . В точке эквивалентности:
В общем случае для кислоты AH n при концентрации c 1 , реагирующей с основанием B(OH) m при концентрации c 2 , объемы связаны соотношением:
Ниже приведен пример нейтрализации основания кислотой.
Применяется то же уравнение, связывающее концентрации кислоты и основания. Концепция нейтрализации не ограничивается реакциями в растворе. Например, реакция известняка с кислотой, такой как серная кислота, также является реакцией нейтрализации.
Такие реакции важны в химии почв .
Сильная кислота — это та, которая полностью диссоциирует в водном растворе. Например, соляная кислота , HCl, является сильной кислотой.
Сильное основание — это основание, которое полностью диссоциирует в водном растворе. Например, гидроксид натрия , NaOH, является сильным основанием.
Поэтому при реакции сильной кислоты с сильным основанием реакция нейтрализации может быть записана как
Например, в реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия ионы натрия и хлорида, Na + и Cl − не принимают участия в реакции. Реакция соответствует определению Бренстеда–Лоури, поскольку в действительности ион водорода существует как ион гидроксония , так что реакция нейтрализации может быть записана как
При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе не остается избытка ионов водорода. Раствор называется нейтральным, поскольку он не является ни кислым, ни щелочным. Значение pH такого раствора близко к значению 7; точное значение pH зависит от температуры раствора.
Нейтрализация — экзотермическая реакция. Стандартное изменение энтальпии для реакции H + + OH − → H 2 O составляет −57,30 кДж/моль.
Термин полностью диссоциированный применяется к растворенному веществу, когда концентрация недиссоциированного растворенного вещества ниже пределов обнаружения , то есть когда концентрация недиссоциированного растворенного вещества слишком мала для измерения. Количественно это выражается как log K < −2 или в некоторых текстах log K < −1,76 . Это означает, что значение константы диссоциации не может быть получено из экспериментальных измерений. Однако это значение можно оценить теоретически. Например, значение log K ≈ −6 было оценено для хлористого водорода в водном растворе при комнатной температуре. [1] Химическое соединение может вести себя как сильная кислота в растворе, когда его концентрация низкая, и как слабая кислота, когда его концентрация очень высокая. Серная кислота является примером такого соединения.
Слабая кислота HA — это та, которая не диссоциирует полностью при растворении в воде. Вместо этого образуется равновесная смесь:
Уксусная кислота является примером слабой кислоты. pH нейтрализованного раствора, полученного в результате
не близок к 7, как в случае сильной кислоты, а зависит от константы диссоциации кислоты , K a , кислоты. pH в конечной точке или точке эквивалентности при титровании можно рассчитать следующим образом. В конечной точке кислота полностью нейтрализована, поэтому аналитическая концентрация ионов водорода, T H , равна нулю, а концентрация сопряженного основания, A − , равна аналитической или формальной концентрации T A кислоты: [A − ] = T A . Когда раствор кислоты, HA, находится в равновесии , по определению концентрации связаны выражением
Растворитель (например, вода) опускается из определяющего выражения, предполагая, что его концентрация намного больше концентрации растворенной кислоты, [H 2 O] ≫ T A . Уравнение для баланса масс в ионах водорода тогда можно записать как
где K w представляет константу самодиссоциации воды. Поскольку K w = [H + ][OH − ], то термин К в/[Н + ] равна [OH − ], концентрации гидроксид-ионов. При нейтрализации T H равен нулю. После умножения обеих частей уравнения на [H + ], оно становится
и, после перестановки и логарифмирования,
В разбавленном растворе слабой кислоты член 1 + Т А/К а равно Т А/К а с хорошим приближением. Если p K w = 14,
Это уравнение объясняет следующие факты:
При титровании слабой кислоты сильным основанием pH повышается более круто по мере приближения к конечной точке. В конечной точке наклон кривой pH относительно количества титранта является максимальным. Поскольку конечная точка достигается при pH больше 7, наиболее подходящим индикатором для использования является такой, как фенолфталеин , который меняет цвет при высоком pH. [2]
Ситуация аналогична ситуации со слабыми кислотами и сильными основаниями.
Амины являются примерами слабых оснований. pH нейтрализованного раствора зависит от константы диссоциации кислоты протонированного основания, p K a , или, что эквивалентно, от константы ассоциации основания, p K b . Наиболее подходящим индикатором для использования в этом типе титрования является такой, как метиловый оранжевый , который меняет цвет при низком pH.
Когда слабая кислота реагирует с эквивалентным количеством слабого основания,
Полная нейтрализация не всегда происходит. Концентрации видов, находящихся в равновесии друг с другом, будут зависеть от константы равновесия , K , для реакции, которая определяется следующим образом:
Реакцию нейтрализации можно рассматривать как разность следующих двух реакций диссоциации кислот:
с константами диссоциации K a,A и K a,B кислот HA и BH + , соответственно. Проверка коэффициентов реакции показывает, что
К = К а,А/К а,Б .
Слабая кислота не всегда может быть нейтрализована слабым основанием, и наоборот. Однако для нейтрализации бензойной кислоты ( K a,A = 6,5 × 10 −5 ) аммиаком ( K a,B = 5,6 × 10 −10 для аммония ) K = 1,2 × 10 5 >> 1, и более 99% бензойной кислоты превращается в бензоат.
Методы химического титрования используются для анализа кислот или оснований с целью определения неизвестной концентрации . Можно использовать либо pH-метр , либо pH-индикатор , который показывает точку нейтрализации отчетливым изменением цвета. Простые стехиометрические расчеты с известным объемом неизвестного и известным объемом и молярностью добавленного химиката дают молярность неизвестного.
При очистке сточных вод часто применяются методы химической нейтрализации для уменьшения ущерба, который может нанести сточная вода при попадании в окружающую среду. Для контроля pH популярными химикатами являются карбонат кальция , оксид кальция , гидроксид магния и бикарбонат натрия . Выбор подходящего нейтрализующего химиката зависит от конкретного применения.
Существует множество применений реакций нейтрализации, которые являются кислотно-щелочными реакциями. Очень распространенное применение — таблетки антацида . Они предназначены для нейтрализации избытка желудочной кислоты в желудке ( HCl ), которая может вызывать дискомфорт в желудке или нижнем отделе пищевода. Это также можно устранить приемом бикарбоната натрия (NaHCO3 ) . Бикарбонат натрия также широко используется для нейтрализации разливов кислоты в лабораториях, а также ожогов кислотой .
При химическом синтезе наноматериалов тепло реакции нейтрализации может быть использовано для облегчения химического восстановления прекурсоров металлов. [3]
Также в пищеварительном тракте реакции нейтрализации используются при перемещении пищи из желудка в кишечник. Для того чтобы питательные вещества всасывались через стенку кишечника, необходима щелочная среда, поэтому поджелудочная железа вырабатывает антацидный бикарбонат, который вызывает это преобразование.
Другое распространенное применение, хотя, возможно, и не столь широко известное, — это удобрения и контроль pH почвы . Гашеная известь ( гидроксид кальция ) или известняк ( карбонат кальция ) могут быть использованы в почве, которая слишком кислая для роста растений. Удобрения, которые улучшают рост растений , производятся путем нейтрализации серной кислоты ( H2SO4 ) или азотной кислоты (HNO3 ) аммиачным газом (NH3 ) , в результате чего получается сульфат аммония или аммиачная селитра . Это соли, используемые в удобрении.
В промышленности побочный продукт сжигания угля , сернистый газ, может соединяться с водяным паром в воздухе, в конечном итоге образуя серную кислоту, которая выпадает в виде кислотного дождя. Чтобы предотвратить выброс сернистого газа, устройство, известное как скруббер, собирает газ из дымовых труб. Это устройство сначала вдувает карбонат кальция в камеру сгорания, где он разлагается на оксид кальция (известь) и углекислый газ. Затем эта известь реагирует с полученным сернистым газом, образуя сульфит кальция . Затем в смесь впрыскивается суспензия извести для получения пульпы, которая удаляет сульфит кальция и любой оставшийся непрореагировавший сернистый газ.
В процессе контроля качества конечной продукции изделия часто подвергаются кислотной обработке, которую необходимо нейтрализовать для предотвращения коррозии изделия.
Нейтрализация рассматривается в большинстве учебников общей химии. Подробные описания можно найти в учебниках по аналитической химии, таких как
Приложения
