WikiDer > Нейтрализация (химия)

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

В химии, нейтрализация или же нейтрализация (видеть орфографические различия) это химическая реакция в котором кислота и основание количественно реагируют друг с другом. В реакции в воде нейтрализация приводит к отсутствию избытка ионов водорода или гидроксида в растворе. В pH количества нейтрализованного раствора зависит от силы кислоты реагентов.

Значение «нейтрализация»

В контексте химическая реакция термин нейтрализация используется для реакции между кислота и основание или же щелочь. Исторически эта реакция была представлена ​​как

кислота + основание (щелочь) → соль + вода

Например:

HCl + NaOH → NaCl + H2О

Заявление остается в силе до тех пор, пока понятно, что в водном растворе вовлеченные вещества подвержены диссоциация, который изменяет состояние ионизации веществ. Знак стрелки → используется, потому что реакция завершена, то есть нейтрализация является количественной реакцией. Более общее определение основано на Кислотно-основная теория 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 электрический заряд или не переносить его. Нейтрализация серная кислота дает конкретный пример. В этом случае возможны две реакции частичной нейтрализации.

ЧАС2ТАК4 + ОН− → HSO4−+ H2О
HSO4− + ОН− → ТАК42−+ H2О
Общий: H2ТАК4 + 2OH− → ТАК42−+ 2H2О

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 равным количеству кислоты, присутствующей изначально. Эта сумма базы считается эквивалент количество. При титровании кислоты основанием точку нейтрализации также можно назвать Точка эквивалентности. Количественный характер реакции нейтрализации удобнее всего выразить через концентрации кислоты и щелочи. В точке эквивалентности:

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

В общем, для кислотного AHп при концентрации c1 реагируя с основанием B (OH)м при концентрации c2 объемы связаны по:

п v1 c1 = м v2 c2

Пример нейтрализации основания кислотой следующий.

Ва (ОН)2 + 2H+ → Ба2+ + 2H2О

Применяется то же уравнение, связывающее концентрации кислоты и основания. Концепция нейтрализации не ограничивается реакциями в растворе. Например, реакция известняк с кислотой, такой как серная кислота, также происходит реакция нейтрализации.

[Ca, Mg] CO3(s) + H2ТАК4(aq) → (Ca2+, Mg2+) (водн.) + SO42−(водн.) + CO2(г) + H2О

Такие реакции важны в химия почвы.

Сильные кислоты и сильные основания

А сильная кислота тот, который полностью диссоциированный в водном растворе. Например, соляная кислота, HCl, является сильной кислотой.

HCl (водн.) → H+(водн.) + Cl−(водн.)

А сильная база тот, который полностью диссоциированный в водном растворе. Например, едкий натр, NaOH, является сильным основанием.

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

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

ЧАС+ + ОН− → H2О

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

ЧАС3О+ + ОН− → H2O + H2O → 2 H2О

Когда сильная кислота нейтрализуется сильным основанием, в растворе не остается лишних ионов водорода. Решение называется нейтральный поскольку он не является ни кислотным, ни щелочным. В pH такого решения близко к значению 7; точное значение pH зависит от температуры раствора.

Нейтрализация - это экзотермический реакция. Стандарт изменение энтальпии для реакции H+ + ОН− → H2O составляет -57,30 кДж / моль.

Количественное лечение

Период, термин полностью диссоциированный применяется к растворенному веществу, когда концентрация продуктов его диссоциации ниже пределы обнаружения, то есть когда концентрация продукта 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] 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

А слабая кислота тот, который не полностью диссоциирует при растворении в воде. Вместо этого равновесие смесь образуется.

AH + H2O ⇌ H3О+ + А−

Уксусная кислота является примером слабой кислоты. PH нейтрализованного раствора не близок к 7, как у сильной кислоты, но зависит от константа диссоциации кислоты, KА, кислоты. Значение pH в конечной точке или точке эквивалентности титрования можно легко вычислить. В конечной точке кислота полностью нейтрализуется, поэтому аналитическая концентрация ионов водорода ТЧАС, равна нулю, а концентрация сопряженного основания A−, равно аналитической концентрации кислоты; запись AH для кислоты, [A−] = ТА. Когда раствор кислоты AH находится на равновесие, по определению, концентрации связаны выражением

[А−][ЧАС+] = Kа[HA];      пKа = −бревно10Kа

Растворитель (например, вода) не включается в определяющее выражение, исходя из предположения, что его концентрация намного больше, чем концентрация растворенной кислоты, [H2O] >> TА.

Kш = [H+][ОЙ−];      пKш = −log10Kш

уравнение баланса масс в ионах водорода легко записать.

ТЧАС = [H+] + Kа[А−][ЧАС+] − Kш/[ЧАС+]
Кривые титрования для добавления сильного основания к слабой кислоте с pKа из 4,85. На кривых указана концентрация кислоты.

Kш представляет константа самодиссоциации воды, KW = [H+][ОЙ−]. Период, термин Kш/[ЧАС+] равна концентрации гидроксид-ионов. При нейтрализации ТЧАС равно нулю. После умножения обеих частей уравнения на [H+], это становится

[ЧАС+]2 + KаТА[ЧАС+]2 - Кш = 0

и после перестановки и логарифмирования

pH = 1/2 пKш − 1/2 журнал (1 + ТА/Kа)

В разбавленных растворах кислоты срок 1 + ТА/Kа равно ТА/Kа с хорошим приближением.

Это уравнение объясняет следующие факты:

  • PH в конечной точке зависит главным образом от силы кислоты, pKа.
  • PH в конечной точке также зависит от концентрации кислоты, ТА.

В титрование для слабой кислоты с сильным основанием pH повышается более круто по мере приближения к конечной точке. Наклон кривой pH в зависимости от количества титранта является максимальным, когда pH численно равен значению pK.а. Конечная точка наступает при pH выше 7. Следовательно, наиболее подходящий индикатор использовать один, как фенолфталеин, который меняет цвет при высоком pH.[2]

Слабые основания и сильные кислоты

Ситуация аналогична ситуации со слабыми кислотами и сильными основаниями.

ЧАС3О+ + B ⇌ H2O + BH+

PH нейтрализованного раствора зависит от константы кислотной диссоциации основания pKа, или, что то же самое, на базовой константе ассоциации pKб.

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

Слабые кислоты и слабые основания

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

AH + B ⇌ A− + BH+

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

[А−] [BH+] = K[AH] [B]

Учитывая константы ассоциации для кислоты (Kа) и база (Kб).

А− + H+ ⇌ AH;      [AH] = Kа[А−][ЧАС+]
B + H+ ⇌ BH+;      [BH+] = Kб[B] [H+]

следует, что K = Kа/Kб.

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

Приложения

Химическая титрование методы используются для анализа кислот или оснований для определения неизвестного концентрация. Либо pH метр или индикатор pH который показывает точку нейтрализации отчетливым изменением цвета. Простой стехиометрический расчеты с известным объемом неизвестного и известным объемом и молярность добавленного химического вещества дает неизвестную молярность.

В очистки сточных водчасто применяются методы химической нейтрализации, чтобы уменьшить ущерб, который сточные воды могут нанести при попадании в окружающую среду. К популярным химическим веществам для контроля pH относятся: 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 лишнего Желудочный сок в желудке (HCl), которые могут вызывать дискомфорт в желудке или нижних отделах пищевода. Это также можно исправить путем приема внутрь бикарбоната натрия (NaHCO3).

В химическом синтезе наноматериалов теплота реакции нейтрализации может быть использована для облегчения химического восстановления прекурсоров металлов.[3]

Также в пищеварительном тракте используются реакции нейтрализации, когда пища перемещается из желудка в кишечник. Для всасывания питательных веществ через стенку кишечника необходима щелочная среда, поэтому поджелудочная железа вырабатывает антацидный бикарбонат, вызывающий эту трансформацию.

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, которая слишком кислая для роста растений. Удобрения, улучшающие рост растений, производятся путем нейтрализации серной кислоты (H2ТАК4) или азотной кислоты (HNO3) с газообразным аммиаком (NH3), изготовление сульфат аммония или же нитрат аммония. Это соли, используемые в удобрении.

В промышленности побочный продукт сжигания угля, диоксид серы газ 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. Затем эта известь вступает в реакцию с образовавшимся диоксидом серы с образованием сульфита кальция. Затем в смесь вводят известковую суспензию для получения суспензии, которая удаляет сульфит кальция и любой оставшийся непрореагировавший диоксид серы.

Рекомендации

  1. ^ Трумаль, Александр; Липпинг, Лаури; Кальюранд, Ивари; Koppel, Ilmar A .; Лейто, Иво (2016-05-06). «Кислотность сильных кислот в воде и диметилсульфоксиде». Журнал физической химии A. 120 (20): 3663–3669. Bibcode:2016JPCA..120.3663T. Дои: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. Дои: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.; West, D.M .; Holler, J.F .; Крауч, С. (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.
  • Сноэинк, В.Л .; Дженкинс, Д. (1980). Химия воды: химическое равновесие и скорость в природных водах. Нью-Йорк: Вили. 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. Очистка и повторное использование сточных вод. 4-е изд. Нью-Йорк: Макгроу-Хилл, 2003. 526-532.