Нейтрализация (химия)

Анимация нейтрализующего титрования сильной кислоты и сильного основания (с использованием фенолфталеина ). Точка эквивалентности отмечена красным.

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

Значение слова «нейтрализация»

В контексте химической реакции термин нейтрализация используется для обозначения реакции между кислотой и основанием или щелочью . Исторически эта реакция представлялась как

кислота + основание (щелочь) → соль + вода

${\ce {{\mathit {x}}H_{\mathit {y}}A{}+{\mathit {y}}B(OH)_{\mathit {x}}{}->B_{\mathit {y}}A_{\mathit {x}}{}+{\mathit {xy}}H2O}}$

Например:

HCl + NaOH → NaCl _H +

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 .

АХ + Б → А + БХ

Электрические заряды опущены в таких общих выражениях, как это, поскольку каждый вид A, AH, B или BH может нести или не нести электрический заряд. нейтрализация серной кислоты Конкретным примером является . В этом случае возможны две реакции частичной нейтрализации.

Н ₂ SO ₄ + ОН ⁻ → ХСО ⁻
₄ + Н ₂ О

HSO ⁻
₄ + ОН ⁻ → ТАК ²⁻
₄ + Н ₂ О

Всего: H ₂ SO ₄ + 2 OH ⁻ → ТАК ²⁻
₄ + 2 Н ₂ О

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:

объем (кислота) × концентрация (H ⁺ ионы от диссоциации) = объем (основание) × концентрация (OH ⁻ ионы)

В общем, для кислоты AH _n в концентрации c ₁ , реагирующей с основанием B(OH) _m в концентрации c _2, объемы связаны соотношением:

п v ₁ c ₁ = м v ₂ c ₂

Пример нейтрализации основания кислотой следующий.

Ва(ОН) ₂ + 2Н ⁺ → Нет ²⁺ + 2 Н ₂ О

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.

[Ca,Mg]CO ₃ (тв) + H ₂ SO ₄ (водн.) → (Ca ²⁺, мг ²⁺) (вод) + ТАК ²⁻
₄ (вод) + CO ₂ (г) + H ₂ O

Такие реакции важны в химии почв .

Сильные кислоты и сильные основания

– Сильная кислота это кислота, которая полностью диссоциирует в водном растворе. Например, соляная кислота HCl является сильной кислотой.

HCl (водн.) → H ⁺(водный раствор) + Cl ⁻(вода)

Сильное основание – это основание, которое полностью диссоциирует в водном растворе. Например, гидроксид натрия NaOH является сильным основанием.

NaOH (водн.) → Na ⁺(водный) + ОН ⁻(вода)

Следовательно, когда сильная кислота реагирует с сильным основанием, реакцию нейтрализации можно записать как

ЧАС ⁺ + ОН ⁻ → Н ₂ О

Например, в реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия ионы натрия и хлорида Na ⁺ и Cl ⁻ не принимать 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

Н ₃ О ⁺ + ОН ⁻ → Н ₂ О + Н ₂ О

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 ⁺ + ОН ⁻ → H ₂ O составляет −57,30 кДж/моль.

Количественная обработка

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 мала, и как слабая кислота, когда его концентрация очень высока. Серная кислота является примером такого соединения.

Слабые кислоты и сильные основания

Слабая кислота ГК – это кислота, которая не диссоциирует полностью при растворении в воде. Вместо этого равновесная образуется смесь:

ГА + Н ₂ О ⇌ Н ₃ О ⁺ + А ⁻

Уксусная кислота является примером слабой кислоты. pH нейтрализованного раствора, полученный в результате

ХА + ОН ⁻ → Н ₂ О + А ⁻

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 _A равна нулю, а концентрация сопряженного основания ⁻, равна аналитической или формальной концентрации T _A кислоты: [A ⁻] знак равно Т _А . Когда раствор кислоты ГК находится в равновесии , по определению концентрации связаны выражением

[А ⁻][ЧАС ⁺] = К _[ НА]; p K _a = − log K _a

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

Т _Ч = [Ч ⁺] + [А ⁻][ЧАС ⁺]/ К _до — ⁠ К _ш [Ч ⁺] ⁠

где Kw _{константу} представляет собой самодиссоциации воды. Поскольку K _w = [H ⁺][ОЙ ⁻], термин ⁠ К _ш / [Ч ⁺] ⁠ равно [OH ⁻], концентрация гидроксид-ионов. При нейтрализации T _H равен нулю. Умножив обе части уравнения на [H ⁺], становится

[ЧАС ⁺] ² + Т _А [Ч ⁺] ²/ К _а - К _ш = 0

и после перестановки и логарифмирования

рН = ⁠ 1 2 ⁠ п К _ш + ⁠ 1/2 1 + лог ( ⁠ T _AK _a⁠ )

При разбавленном растворе слабой кислоты член 1+ ⁠ T _A / K _a ⁠ равен ⁠ T _A / K _a ⁠ в хорошем приближении. Если p K _w = 14,

+ (p K _{pH = 7} + log T _A )/2

Это уравнение объясняет следующие факты:

Значение pH в конечной точке зависит главным образом от силы кислоты p K _a .
увеличивается с увеличением концентрации кислоты TA _{pH в конечной точке превышает 7 и} , как видно на рисунке.

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 ]}

Слабые основания и сильные кислоты

Ситуация аналогична ситуации со слабыми кислотами и сильными основаниями.

Б + Н ₃ О ⁺ ⇌ ЧД ⁺ + Н ₂ О

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.

Слабые кислоты и слабые основания

Когда слабая кислота реагирует с эквивалентным количеством слабого основания,

ХА + Б ⇌ А ⁻ + ЧД ⁺

Полная нейтрализация происходит не всегда. Концентрации веществ, находящихся в равновесии друг с другом, будут зависеть от равновесия K константы реакции, которая определяется следующим образом:

[А ⁻][ЧД ⁺] = К [НА][Б].

Реакцию нейтрализации можно рассматривать как разницу следующих двух реакций диссоциации кислоты:

ХА ⇌ Ч ⁺ + А ⁻ K _a,A = [A ⁻][ЧАС ⁺]/[ХА]

ЧД ⁺ ⇌ Б + Ч ⁺ K _a,B = [B][H ⁺]/[ЧД ⁺]

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) с аммиаком ( K _a,B = 5,6 × 10 ⁻¹⁰ для аммония ), К = 1,2×10 ⁵ >> 1, и более 99% бензойной кислоты превращается в бензоат.

Приложения

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 теплота реакции нейтрализации может быть использована 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.

Ссылки

^ Трумаль, Александр; Липпинг, Лаури; Кальюранд, Ивари; Коппель, Ильмар А.; Лейто, Иво (06 мая 2016 г.). «Кислотность сильных кислот в воде и диметилсульфоксиде». Журнал физической химии А. 120 (20): 3663–3669. Бибкод : 2016JPCA..120.3663T . дои : 10.1021/acs.jpca.6b02253 . ISSN 1089-5639 . ПМИД 27115918 . S2CID 29697201 .
^ Стивен С. Зумдал (2009). Химические принципы (6-е изд.). Нью-Йорк: Компания Houghton Mifflin. стр. 319–324 .
^ Инь, Си; Ву, Цзяньбо; Ли, Панпан; Ши, Мяо; Ян, Хун (январь 2016 г.). «Самонагревающийся подход к быстрому производству однородных металлических наноструктур». ХимНаноМат . 2 (1): 37–41. дои : 10.1002/cnma.201500123 .

Дальнейшее чтение

Нейтрализация рассматривается в большинстве учебников по общей химии. Подробные методы лечения можно найти в учебниках по аналитической химии, таких как

Скуг, Д.А.; Уэст, DM; Холлер, Дж. Ф.; Крауч, СР (2004). Основы аналитической химии (8-е изд.). Томсон Брукс/Коул. ISBN 0-03-035523-0 . Главы 14, 15 и 16

Приложения

Штумм, В.; Морган, Джей-Джей (1996). Химия воды . Нью-Йорк: Уайли. ISBN 0-471-05196-9 .
Снойинк, В.Л.; Дженкинс, Д. (1980). Водная химия: химическое равновесие и скорости в природных водах . Нью-Йорк: Уайли. ISBN 0-471-51185-4 .
Миллеро, Ф.Дж. (2006). Химическая океанография (3-е изд.). Лондон: Тейлор и Фрэнсис. ISBN 0-8493-2280-4 .
Меткалф и Эдди. Технология очистки сточных вод, очистка и повторное использование . 4-е изд. Нью-Йорк: МакГроу-Хилл, 2003. 526–532.

[Trummal_3663–3669-1] Трумаль, Александр; Липпинг, Лаури; Кальюранд, Ивари; Коппель, Ильмар А.; Лейто, Иво (06 мая 2016 г.). «Кислотность сильных кислот в воде и диметилсульфоксиде». Журнал физической химии А. 120 (20): 3663–3669. Бибкод : 2016JPCA..120.3663T . дои : 10.1021/acs.jpca.6b02253 . ISSN 1089-5639 . ПМИД 27115918 . S2CID 29697201 .

[2] Стивен С. Зумдал (2009). Химические принципы (6-е изд.). Нью-Йорк: Компания Houghton Mifflin. стр. 319–324 .

[Yin_2016-3] Инь, Си; Ву, Цзяньбо; Ли, Панпан; Ши, Мяо; Ян, Хун (январь 2016 г.). «Самонагревающийся подход к быстрому производству однородных металлических наноструктур». ХимНаноМат . 2 (1): 37–41. дои : 10.1002/cnma.201500123 .

[ 1 ]

[ 2 ]

[ 3 ]