Нейтрализация (химия) - Neutralization (chemistry)

Анимация нейтрализующего титрования сильной кислотой и сильным основанием (с использованием фенолфталеина ). Точка эквивалентности отмечена красным.

В химии нейтрализация или нейтрализация (см. Различия в написании ) - это химическая реакция, в которой кислота и основание количественно реагируют друг с другом. В реакции в воде нейтрализация приводит к отсутствию избытка ионов водорода или гидроксида в растворе. РН от нейтрализованного раствора зависит от силы кислоты реагентов.

Значение «нейтрализация»

В контексте химической реакции термин нейтрализация используется для реакции между кислотой и основанием или щелочью . Исторически эта реакция была представлена ​​как

кислота + основание (щелочь) → соль + вода

Например:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Утверждение остается в силе до тех пор, пока понятно, что в водном растворе вовлеченные вещества подвержены 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 Бренстеда – Лоури .

АН + В → А + ВН

Электрические заряды опускаются в таких общих выражениях, как это, поскольку каждый вид A, AH, B или BH может нести или не переносить электрический заряд. Конкретный пример - нейтрализация серной кислоты . В этом случае возможны две реакции частичной нейтрализации.

H 2 SO 4 + OH - → HSO 4 - + H 2 O
HSO 4 - + OH - → SO 4 2- + H 2 O
Всего: H 2 SO 4 + 2OH - → SO 4 2- + 2H 2 O

После нейтрализации кислотного АН в растворе не остается никаких молекул кислоты (или ионов водорода, образующихся в результате диссоциации молекулы).

Когда кислота нейтрализуется, количество добавляемого к ней основания должно быть равно количеству кислоты, присутствующей вначале. Эта сумма базы называется эквивалентной суммой. При титровании кислоты основанием точку нейтрализации также можно назвать точкой эквивалентности . Количественный характер реакции нейтрализации удобнее всего выражать через концентрации кислоты и щелочи. В точке эквивалентности:

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

В общем, для кислоты AH n при концентрации c 1, реагирующей с основанием B (OH) m при концентрации c 2, объемы связаны соотношением:

n v 1 c 1 знак равно m v 2 c 2

Пример нейтрализации основания кислотой следующий.

Ва (ОН) 2 + 2Н + → Ва 2+ + 2Н 2 О

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.

[Ca, Mg] CO 3 (т) + H 2 SO 4 (водн.) → (Ca 2+ , Mg 2+ ) (водн.) + SO 4 2- (водн.) + CO 2 (газ) + H 2 O

Такие реакции важны в химии почв .

Сильные кислоты и сильные основания

Сильная кислота является тот , который полностью диссоциирует в водном растворе. Например, соляная кислота HCl - сильная кислота.

HCl (водн.) → H + (водн.) + Cl - (водн.)

Сильное основание является тот , который полностью диссоциирует в водном растворе. Например, гидроксид натрия , NaOH, является сильным основанием.

NaOH (водн.) → Na + (водн.) + OH - (водн.)

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

Н + + ОН - → Н 2 О

Например, в реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия ионы натрия и хлора, Na + и Cl - не принимают участия в реакции. Реакция согласуется с определением Бренстеда-Лоури, потому что в действительности ион водорода существует как ион гидроксония , так что реакцию нейтрализации можно записать как

Н 3 О + + ОН - → Н 2 О + Н 2 О → 2 Н 2 О

Когда сильная кислота нейтрализуется сильным основанием, в растворе не остается лишних ионов водорода. Раствор считается нейтральным, поскольку он не является ни кислотным, ни щелочным. РН такого раствора близка 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.

Количественное лечение

Термин « полностью диссоциированный» применяется к растворенному веществу, когда концентрация продуктов его диссоциации ниже пределов обнаружения , то есть когда концентрации продукта слишком низки 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. Следовательно, химическое соединение может вести себя как сильная кислота в растворе, когда его концентрация низкая, и как слабая кислота, когда ее концентрация очень высока. Серная кислота является примером такого соединения.

Слабые кислоты и сильные основания

Слабая кислота является тот , который не диссоциирует полностью , когда он растворен в воде. Вместо этого образуется равновесная смесь.

АН + Н 2 О ⇌ Н 3 О + + А -

Уксусная кислота является примером слабой кислоты. PH нейтрализованного раствора не близок к 7, как у сильной кислоты, но зависит от константы кислотной диссоциации , K A , кислоты. Значение pH в конечной точке или точке эквивалентности титрования может быть легко рассчитано. В конечной точке кислота полностью нейтрализуется, поэтому аналитическая концентрация ионов водорода, T H , равна нулю, а концентрация конъюгированного основания, A - , равна аналитической концентрации кислоты; написание АГ для кислоты, [А - ] = Т . Когда раствор кислоты AH находится в равновесии , по определению концентрации связаны выражением

[A - ] [H + ] = K a [HA];      p K a = - журнал 10 K a

Растворитель (egwater) опущен из определяющего выражения в предположении , что его концентрация очень много больше , чем концентрация растворенной кислоты, [H 2 O] >> T A .

K w = [H + ] [OH - ];      p K w = −log 10 K w

уравнение баланса масс в ионах водорода может быть записано в виде

T H = [H + ] + K a [A - ] [H + ] - K w/[H + ]
Кривые титрования для добавления сильного основания к слабой кислоте с p K a 4,85. На кривых указана концентрация кислоты.

где K w представляет собой константу самодиссоциации воды, K W = [H + ] [OH - ]. СрокK w/[H + ]равна концентрации гидроксид-ионов. При нейтрализации T H равна нулю. После умножения обеих частей уравнения на [H + ] получается

[H + ] 2 + K a T A [H + ] 2 - K w = 0

и, после перестановки и логарифмирования,

pH = 1/2p K w -1/2 журнал (1 + Т А/К а)

С разбавленными растворами кислоты срок 1 + Т А/К а равно Т А/К а с хорошим приближением.

pH = 1/2p K w -1/2(p K A + журнал T A )

Это уравнение объясняет следующие факты:

  • PH в конечной точке зависит главным образом от силы кислоты, p K a .
  • РН в конечной точке уменьшается с увеличением концентрации кислоты, T A .

При титровании слабой кислоты сильным основанием pH возрастает более круто по мере приближения к конечной точке. Наклон кривой pH относительно количества титранта является максимальным, когда pH численно равен значению pK a . Конечная точка наступает при pH выше 7. Поэтому наиболее подходящим индикатором для использования является такой индикатор , как фенолфталеин , который меняет цвет при высоком pH.

Слабые основания и сильные кислоты

Ситуация аналогична ситуации со слабыми кислотами и сильными основаниями.

H 3 O + + B ⇌ H 2 O + BH +

PH нейтрализованного раствора зависит от константы кислотной диссоциации основания, p K a , или, что то же самое, от константы ассоциации основания, p K b .

Для этого типа титрования лучше всего подходит индикатор, например метиловый оранжевый , который меняет цвет при низком pH.

Слабые кислоты и слабые основания

Когда слабая кислота реагирует с эквивалентным количеством слабого основания, полной нейтрализации не происходит.

АН + В ⇌ А - + ВН +

Концентрации веществ, находящихся в равновесии друг с другом, будут зависеть от константы равновесия K для реакции, которую можно определить следующим образом.

[A - ] [BH + ] = K [AH] [B]

Учитывая константы ассоциации для кислоты ( K a ) и основания ( K b ).

А - + Н + ⇌ АН;      [AH] = K a [A - ] [H + ]
В + Н + ⇌ ВН + ;      [BH + ] = K b [B] [H + ]

следует, что K =К а/К б.

Слабая кислота не может быть нейтрализована слабым основанием, и наоборот.

Приложения

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 по отчетливому изменению цвета. Простые стехиометрические расчеты с известным объемом неизвестного и известным объемом и молярностью добавленного химического вещества дают молярность неизвестного.

При очистке сточных вод часто применяются методы химической нейтрализации, чтобы уменьшить ущерб, который сточные воды могут нанести при попадании в окружающую среду. Для контроля рН, популярные химикаты включают карбонат кальция , оксид кальция , гидроксид магния и бикарбонат натрия . Выбор подходящего химического вещества для нейтрализации зависит от конкретного применения.

Есть много применений реакций нейтрализации, которые представляют собой кислотно-щелочные реакции. Очень часто используются антацидные таблетки. Они предназначены для нейтрализации избытка кислоты в желудке ( HCl ), которая может вызывать дискомфорт в желудке или нижних отделах пищевода. Это также можно исправить путем приема внутрь бикарбоната натрия (NaHCO 3 ). Бикарбонат натрия также обычно используется для нейтрализации пролитой кислоты в лабораториях, а также для нейтрализации кислотных ожогов .

В химическом синтезе наноматериалов теплота реакции нейтрализации может использоваться для облегчения химического восстановления прекурсоров металлов.

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, не так широко известно, - это удобрения и контроль pH почвы . Гашеную известь (гидроксид кальция) или известняк (карбонат кальция) можно обрабатывать в почве, слишком кислой 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 ) с получением сульфата аммония или нитрата аммония . Это соли, используемые в удобрении.

В промышленности побочный продукт сжигания угля, газообразный диоксид серы , может объединяться с водяным паром в воздухе с образованием серной кислоты, которая выпадает в виде кислотного дождя. 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 диоксид углерода. Эта известь затем вступает в реакцию с образовавшимся диоксидом серы, образуя сульфит кальция. Затем в смесь вводят известковую суспензию для получения суспензии, которая удаляет сульфит кальция и любой оставшийся непрореагировавший диоксид серы.

использованная литература

  1. ^ Trummal, Александр; Липпинг, Лаури; Кальюранд, Ивари; Koppel, Ilmar A .; Лейто, Иво (2016-05-06). «Кислотность сильных кислот в воде и диметилсульфоксиде». Журнал физической химии . 120 (20): 3663–3669. Bibcode : 2016JPCA..120.3663T . DOI : 10.1021 / acs.jpca.6b02253 . ISSN  1089-5639 . PMID  27115918 .
  2. ^ Стивен С. Зумдал (2009). Химические принципы (6-е изд.). Нью-Йорк: Компания Houghton Mifflin. стр.  319 -324.
  3. ^ Инь, Си; Ву, Цзяньбо; Ли, Панпан; Ши, Мяо; Ян, Хун (январь 2016 г.). «Самонагревающийся подход к быстрому производству однородных металлических наноструктур». ChemNanoMat . 2 (1): 37–41. DOI : 10.1002 / cnma.201500123 .

дальнейшее чтение

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

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

Приложения

  • Штумм, В .; Морган, Дж. Дж. (1996). Химия воды . Нью-Йорк: Вили. ISBN 0-471-05196-9.
  • Snoeyink, VL; Дженкинс, Д. (1980). Водная химия: химические равновесия и скорости в природных водах . Нью-Йорк: Вили. ISBN 0-471-51185-4.
  • Миллеро, FJ (2006). Химическая океанография (3-е изд.). Лондон: Тейлор и Фрэнсис. ISBN 0-8493-2280-4.
  • Меткалф и Эдди. Очистка, очистка и повторное использование сточных вод . 4-е изд. Нью-Йорк: Макгроу-Хилл, 2003. 526-532.