В химии нейтрализация или нейтрализация (см. различия в написании ) — это химическая реакция , при которой кислота и основание реагируют с эквивалентным количеством друг друга. При реакции в воде нейтрализация приводит к отсутствию избытка ионов водорода или гидроксида в растворе. pH нейтрализованного раствора зависит от силы кислоты реагирующих веществ .
В контексте химической реакции термин нейтрализация используется для обозначения реакции между кислотой и основанием или щелочью . Исторически эта реакция представлялась как
Например:
Это утверждение остается в силе до тех пор, пока понимается, что в водном растворе участвующие вещества подвергаются диссоциации , которая изменяет состояние ионизации веществ. Знак стрелки → используется потому, что реакция завершена, то есть нейтрализация является количественной реакцией. Более общее определение основано на кислотно-основной теории Брёнстеда-Лоури .
Электрические заряды опущены в таких общих выражениях, как это, поскольку каждый вид A, AH, B или BH может нести или не нести электрический заряд. Конкретным примером является нейтрализация серной кислоты . В этом случае возможны две реакции частичной нейтрализации.
После нейтрализации кислоты AH в растворе не остается молекул кислоты (или ионов водорода, образующихся в результате диссоциации молекулы).
При нейтрализации кислоты количество добавляемого к ней основания должно быть равно количеству кислоты, присутствующей изначально. Это количество базы называется эквивалентной суммой. При титровании кислоты основанием точку нейтрализации также называют точкой эквивалентности . Количественный характер реакции нейтрализации удобнее всего выражать через концентрации кислоты и щелочи. В точке эквивалентности:
В общем, для кислоты AH n в концентрации c 1 , реагирующей с основанием B(OH) m в концентрации c 2 , объемы связаны соотношением:
Пример нейтрализации основания кислотой следующий.
Применяется то же уравнение, связывающее концентрации кислоты и основания. Концепция нейтрализации не ограничивается реакциями в растворе. Например, реакция известняка с такой кислотой, как серная кислота, также является реакцией нейтрализации.
Такие реакции важны в химии почв .
Сильная кислота – это кислота, 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.
Следовательно, когда сильная кислота реагирует с сильным основанием, реакцию нейтрализации можно записать как
Например, в реакции соляной кислоты с гидроксидом натрия ионы натрия и хлорида, Na + и Cl − не принимают участия в реакции. Реакция согласуется с определением Бренстеда-Лоури, поскольку на самом деле ион водорода существует как ион гидроксония , так что реакцию нейтрализации можно записать как
При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе не остается избыточных ионов водорода. Раствор считается нейтральным, поскольку он не является ни кислотным, ни щелочным. pH такого раствора близок к значению 7; точное значение pH зависит от температуры раствора.
Нейтрализация является экзотермической реакцией. Стандартное изменение энтальпии 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 невозможно получить из экспериментальных измерений. Однако эту стоимость 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 высока. Серная кислота является примером такого соединения.
Слабая кислота ГК – это кислота, 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 близка к 7, как в случае сильной кислоты, а зависит от константы диссоциации кислоты K a . pH в конечной точке или точке эквивалентности титрования можно рассчитать следующим образом. В конечной точке кислота полностью нейтрализуется, поэтому аналитическая концентрация ионов водорода TH равна нулю, а концентрация сопряженного основания A − равна аналитической или формальной концентрации TA кислоты : [A − ] знак равно Т А . Когда раствор кислоты ГК находится в равновесии , по определению концентрации связаны выражением
Растворитель (например, вода) опущен в определяющем выражении, исходя из предположения, что его концентрация намного превышает концентрацию растворенной кислоты, [H 2 O] ≫ T A . Тогда уравнение баланса массы ионов водорода можно записать как
где Kw представляет собой константу самодиссоциации воды. Поскольку K w = [H + ][OH − ], членК ш/[Ч + ]равна [OH − ], концентрации гидроксид-ионов. При нейтрализации T H равен нулю. После умножения обеих частей уравнения на [H + ] получается
и после перестановки и логарифмирования
При разбавленном растворе слабой кислоты член 1+Т А/К аравноТ А/К ав хорошем приближении. Если p K w = 14,
Это уравнение объясняет следующие факты:
При титровании слабой кислоты сильным основанием pH возрастает более резко по мере приближения к конечной точке. В конечной точке наклон кривой pH в зависимости от количества титранта является максимальным. Поскольку конечная точка наступает при pH выше 7, наиболее подходящим индикатором 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 кислотной диссоциации протонированного основания p K a или, что то же самое, от константы ассоциации основания p K b . Наиболее подходящим индикатором для этого типа титрования является индикатор, например метилоранж , который меняет цвет при низком pH.
Когда слабая кислота реагирует с эквивалентным количеством слабого основания,
Полная нейтрализация происходит не всегда. Концентрации веществ, находящихся в равновесии друг с другом, будут зависеть от константы равновесия K реакции, которая определяется следующим образом:
Реакцию нейтрализации можно рассматривать как разницу следующих двух реакций диссоциации кислоты:
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 индикатор pH , который показывает точку нейтрализации по отчетливому изменению цвета. Простые стехиометрические расчеты с известным объемом неизвестного вещества, а также известным объемом и молярностью добавленного химического вещества дают молярность неизвестного вещества.
При очистке сточных вод часто применяются методы химической нейтрализации, чтобы уменьшить ущерб, который могут нанести сточные воды при попадании в окружающую среду. Для контроля pH популярные химические вещества включают карбонат кальция , оксид кальция , гидроксид магния и бикарбонат натрия . Выбор подходящего химиката для нейтрализации зависит от конкретного применения.
Существует множество применений реакций нейтрализации, которые представляют собой кислотно-щелочные реакции. Очень распространенным применением являются антацидные таблетки. Они предназначены для нейтрализации избытка желудочной кислоты в желудке ( HCl ), которая может вызывать дискомфорт в желудке или нижнем отделе пищевода. Это также можно исправить, приняв внутрь бикарбонат натрия (NaHCO 3 ). Бикарбонат натрия также широко используется для нейтрализации разливов кислоты в лабораториях, а также ожогов кислотой .
При химическом синтезе наноматериалов тепло реакции нейтрализации можно использовать для облегчения химического восстановления предшественников металлов. [3]
Также в пищеварительном тракте используются реакции нейтрализации, когда пища перемещается из желудка в кишечник. Для того чтобы питательные вещества всасывались через стенку кишечника, необходима щелочная среда, поэтому поджелудочная железа вырабатывает антацидный бикарбонат, вызывающий это преобразование.
Другое распространенное применение, хотя, возможно, и не столь широко известное, — это удобрения и контроль pH почвы . Гашеную известь ( гидроксид кальция ) или известняк ( карбонат кальция ) можно вносить в почву, которая слишком кисла для роста растений. Удобрения, улучшающие рост растений, получают путем нейтрализации серной кислоты (H 2 SO 4 ) или азотной кислоты (HNO 3 ) газообразным аммиаком (NH 3 ), получая сульфат аммония или нитрат аммония . Это соли, используемые в удобрениях.
В промышленности побочный продукт сжигания угля , диоксид серы , может соединяться с водяным паром в воздухе, в конечном итоге образуя серную кислоту, которая выпадает в виде кислотных дождей. Чтобы предотвратить выброс диоксида серы, 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. Эта известь затем реагирует с образующимся диоксидом серы, образуя сульфит кальция . Затем в смесь вводят суспензию извести для получения суспензии, которая удаляет сульфит кальция и оставшийся непрореагировавший диоксид серы.
Нейтрализация рассматривается в большинстве учебников по общей химии. Подробные методы лечения можно найти в учебниках по аналитической химии, таких как
Приложения
