Nötralizasyon (kimya) - Neutralization (chemistry)

Güçlü bir asit-kuvvetli baz nötralizasyon titrasyonunun animasyonu ( fenolftalein kullanılarak ). Eşdeğerlik noktası kırmızı ile işaretlenmiştir.

Kimyada, nötralizasyon veya nötralizasyon (bakınız yazım farklılıkları ) a, kimyasal reaksiyon olan asit ve baz birbirleriyle miktar reaksiyona girer. Sudaki bir reaksiyonda, nötralizasyon, çözeltide fazla hidrojen veya hidroksit iyonu olmamasına neden olur. PH, nötralize edilmiş reaktiflerin asit gücüne bağlıdır.

"nötralizasyon"un anlamı

Bir kimyasal reaksiyon bağlamında, nötralizasyon terimi, bir asit ile bir baz veya alkali arasındaki bir reaksiyon için kullanılır . Tarihsel olarak, bu reaksiyon şu şekilde temsil edildi:

asit + baz (alkali) → tuz + su

Örneğin:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Sulu bir çözeltide, ilgili maddelerin, maddelerin iyonlaşma durumunu değiştiren ayrışmaya tabi olduğu anlaşıldığı sürece, ifade hala geçerlidir . Ok işareti, →, reaksiyon tamamlandığında kullanılır, yani nötralizasyon nicel bir reaksiyondur. Daha genel bir tanım, Brønsted-Lowry asit-baz teorisine dayanmaktadır .

AH + B → A + BH

Her A, AH, B veya BH türü bir elektrik yükü taşıyabileceğinden veya taşımayabileceğinden, elektrik yükleri bunun gibi genel ifadelerden çıkarılmıştır. Sülfürik asidin nötralizasyonu özel bir örnek sağlar. Bu durumda iki kısmi nötralizasyon reaksiyonu mümkündür.

H 2 SO 4 + OH − → HSO 4 − + H 2 O
HSO 4 − + OH − → SO 4 2− + H 2 O
Genel: H 2 SO 4 + 2OH − → SO 4 2− + 2H 2 O

Bir asit AH nötralize edildikten sonra çözeltide asit molekülü (veya molekülün ayrışmasıyla üretilen hidrojen iyonları) kalmaz.

Bir asit nötralize edildiğinde, ona eklenen baz miktarı, başlangıçta bulunan asit miktarına eşit olmalıdır. Bu baz miktarının eşdeğer miktar olduğu söylenir . Bir asidin baz ile titrasyonunda nötrleşme noktasına denklik noktası da denilebilir . Nötralizasyon reaksiyonunun nicel doğası, en uygun şekilde asit ve alkali konsantrasyonları cinsinden ifade edilir . Eşdeğerlik noktasında:

hacim (asit) × konsantrasyon ( ayrışmadan kaynaklanan H + iyonları) = hacim (baz) × konsantrasyon (OH − iyonları)

Genel olarak, bir asit AH N konsantrasyonda c 1 , bir baz B ile reaksiyona sokulması (OH) m konsantrasyonda c 2 hacim ile ilişkilidir:

n v 1 c 1 = m v 2 c 2

Bir asit tarafından nötralize edilen bir bazın bir örneği aşağıdaki gibidir.

Ba(OH) 2 + 2H + → Ba 2+ + 2H 2 O

Asit ve baz konsantrasyonları ile ilgili aynı denklem geçerlidir. Nötralizasyon kavramı, çözeltideki reaksiyonlarla sınırlı değildir. Örneğin kireçtaşının sülfürik asit gibi asitlerle tepkimesi de bir nötrleşme tepkimesidir.

[Ca,Mg]CO 3 (s) + H 2 SO 4 (sulu) → (Ca 2+ , Mg 2+ )(sulu) + SO 4 2− (sulu) + CO 2 (g) + H 2 O

Bu tür reaksiyonlar toprak kimyasında önemlidir .

Kuvvetli asitler ve kuvvetli bazlar

Bir güçlü asit tam bir bileşiktir ayrışmış sulu çözelti içinde. Örneğin, hidroklorik asit , HCl, güçlü bir asittir.

HCl(sulu) → H + (sulu) + Cl - (sulu)

Bir güçlü baz tam bir bileşiktir ayrışmış sulu çözelti içinde. Örneğin, sodyum hidroksit , NaOH, güçlü bir bazdır.

NaOH(sulu) → Na + (sulu) + OH - (sulu)

Bu nedenle, güçlü bir asit, güçlü bir baz ile reaksiyona girdiğinde, nötralizasyon reaksiyonu şu şekilde yazılabilir:

H + + OH − → H 2 O

Örneğin, hidroklorik asit ve sodyum hidroksit arasındaki reaksiyonda, sodyum ve klorür iyonları, Na + ve Cl - reaksiyonda yer almaz. Reaksiyon, Brønsted-Lowry tanımıyla tutarlıdır, çünkü gerçekte hidrojen iyonu hidronyum iyonu olarak bulunur , böylece nötralizasyon reaksiyonu şu şekilde yazılabilir:

H 3 O + + OH − → H 2 O + H 2 O → 2 H 2 O

Güçlü bir asit, güçlü bir baz tarafından nötralize edildiğinde, çözeltide fazla hidrojen iyonu kalmaz. Çözeltinin ne asidik ne de alkali olmadığı için nötr olduğu söylenir . PH değeri , örneğin bir çözeltinin yakın değerinin 7 kadardır; tam pH değeri, çözeltinin sıcaklığına bağlıdır.

Nötralizasyon ekzotermik bir reaksiyondur. H + + OH − → H 2 O reaksiyonu için standart entalpi değişimi -57.30 kJ/mol'dür.

kantitatif tedavi

Tamamen ayrışmış terimi , çözünen maddenin ayrışma ürünlerinin konsantrasyonu saptama sınırlarının altında olduğunda, yani ürünün konsantrasyonları ölçülemeyecek kadar düşük olduğunda, bir çözünen maddeye uygulanır . Kantitatif olarak bu, log K < -2 veya bazı metinlerde log K < -1.76 olarak ifade edilir. Bu, ayrışma sabitinin değerinin deneysel ölçümlerden elde edilemeyeceği anlamına gelir. Bununla birlikte, değer teorik olarak tahmin edilebilir. Örneğin, oda sıcaklığında sulu çözelti içindeki hidrojen klorür için log K -6 değeri tahmin edilmiştir. Bu nedenle, kimyasal bir bileşik, konsantrasyonu düşük olduğunda çözeltide güçlü bir asit ve konsantrasyonu çok yüksek olduğunda zayıf bir asit gibi davranabilir. Sülfürik asit , böyle bir bileşiğe bir örnektir.

Zayıf asitler ve güçlü bazlar

Bir zayıf asit su içerisinde çözündürülür zaman tam olarak ayırmak etmez biridir. Bunun yerine bir denge karışımı oluşur.

AH + H 2 O ⇌ H 3 O + + A −

Asetik asit , zayıf bir asit örneğidir. Nötralize olmuş çözelti pH'ı güçlü bir asit ile olduğu gibi, yakın 7'ye değil, ama bağlıdır asit ayrışma sabiti , K A asit. Bir titrasyondaki son noktadaki veya eşdeğerlik noktasındaki pH kolayca hesaplanabilir. Analitik hidrojen iyonu konsantrasyonu, bu yüzden son noktada, asit tamamen nötralize edilir , T , H , sıfırdır ve konjuge bazın A konsantrasyonu - , asit analitik konsantrasyonuna eşittir; asit için AH yazma, [A − ] = T A . Bir asit çözeltisi olan AH dengede olduğunda, tanım gereği konsantrasyonlar ifade ile ilişkilidir.

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

Çözücü (egwater) konsantrasyonu çözülmüş asit konsantrasyonu, [E daha çok daha büyük olduğu varsayımına tanımlayan ifadeden atlanmıştır 2 O] >> T A .

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

hidrojen iyonlarında kütle dengesi denklemi şu şekilde yazılabilir:

T , H = [E + ] + K bir [A - ] [H + ] - K ağırlık/[H + ]
P zayıf bir asidin güçlü bir bazın ilave edilmesi için titrasyon eğrileri K a 4.85 arasında. Eğriler asit konsantrasyonu ile etiketlenmiştir.

burada K ağırlık temsil kendiliğinden ayrışma sabiti su, K W = [E + ] [OH - ]. DönemK ağırlık/[H + ]hidroksit iyonlarının konsantrasyonuna eşittir. Nötralizasyonda T H sıfırdır. Denklemin her iki tarafını [H + ] ile çarptıktan sonra,

[H + ] 2 + K a T A [H + ] 2 − K w = 0

ve yeniden düzenleme ve logaritmaların alınmasından sonra,

pH = 1/2p K ağırlık -1/2 günlük (1 + T A/K a)

Asitin seyreltik çözeltileri ile terim 1 + T A/K a eşittir T A/K a iyi bir yaklaşıma.

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

Bu denklem aşağıdaki gerçekleri açıklar:

  • Son nokta pH asit, p gücüne esas olarak bağlıdır K a .
  • Son noktadaki pH, asit konsantrasyonunun artmasıyla azalır, T A .

Bir olarak titrasyon kuvvetli bir baz ile zayıf bir asidin, pH uç noktası yaklaşıldığında olarak daha dik yükselir. PH, pKa değeri eşit sayısal zaman titrant miktarına göre pH eğrisinin eğimi, en fazla bir . Son nokta 7'den büyük pH'da meydana gelir. Bu nedenle, kullanılacak en uygun indikatör , fenolftalein gibi yüksek pH'da renk değiştiren bir indikatördür .

Zayıf bazlar ve güçlü asitler

Durum, zayıf asitler ve güçlü bazlarınkine benzer.

H 3 O + + B ⇌ H 2 O + BH +

Nötralize olmuş çözelti pH'ı asit baz ayrışma sabitinin, s bağlıdır K a baz birleşme sabiti, s, eşdeğer, ya da K b .

Bu tür titrasyon için kullanılacak en uygun indikatör , düşük pH'da renk değiştiren metil portakalı gibi bir indikatördür .

Zayıf asitler ve zayıf bazlar

Zayıf bir asit, eşdeğer miktarda bir zayıf baz ile reaksiyona girdiğinde, tam nötralizasyon meydana gelmez.

AH + B ⇌ A − + BH +

Birbirleriyle dengede olan türlerin konsantrasyonları, aşağıdaki gibi tanımlanabilecek reaksiyon için denge sabiti K'ye bağlı olacaktır .

[A − ][BH + ] = K [AH][B]

Verilen birleşmesi sabitleri asit için ( K a ) ve bir baz ( K B ).

A − + H + ⇌ AH;      [AH] = K bir [A - ] [H + ]
B + H + ⇌ BH + ;      [BH + ] = K b [A] [H + ]

bundan K = çıkarK a/K b.

Zayıf bir asit, zayıf bir baz tarafından nötralize edilemez ve bunun tersi de geçerlidir.

Uygulamalar

Bilinmeyen konsantrasyonu belirlemek için asitleri veya bazları analiz etmek için kimyasal titrasyon yöntemleri kullanılır . Ya bir pH metre ya da belirgin bir renk değişimi ile nötralizasyon noktasını gösteren bir pH göstergesi kullanılabilir. Bilinmeyenin bilinen hacmi ve eklenen kimyasalın bilinen hacmi ve molaritesi ile basit stokiyometrik hesaplamalar bilinmeyenin molaritesini verir.

Olarak atık su arıtması , kimyasal nötrleştirme yöntemleri çoğu zaman bir çıkış ortamına salınması üzerine neden olabileceğini hasarı azaltmak için uygulanır. pH kontrolü için popüler kimyasallar arasında kalsiyum karbonat , kalsiyum oksit , magnezyum hidroksit ve sodyum bikarbonat bulunur . Uygun bir nötralizasyon kimyasalının seçimi, özel uygulamaya bağlıdır.

Asit-alkali reaksiyonları olan nötralizasyon reaksiyonlarının birçok kullanımı vardır. Çok yaygın bir kullanım antasit tabletlerdir. Bunlar midede veya alt yemek borusunda rahatsızlığa neden olabilecek midedeki aşırı mide asidini ( HCl ) nötralize etmek için tasarlanmıştır . Bu, aynı zamanda, sodyum bikarbonat sindirilmesi (NaHCO çözülebilir 3 ). Sodyum bikarbonat ayrıca laboratuvarlardaki asit döküntülerini ve asit yanıklarını nötralize etmek için yaygın olarak kullanılır .

Nanomalzemelerin kimyasal sentezinde, metal öncüllerinin kimyasal indirgenmesini kolaylaştırmak için nötralizasyon reaksiyonunun ısısı kullanılabilir.

Ayrıca sindirim sisteminde, yiyecekler mideden bağırsaklara taşındığında nötralizasyon reaksiyonları kullanılır. Besinlerin bağırsak duvarından emilebilmesi için alkali bir ortama ihtiyaç vardır, bu nedenle pankreas bu dönüşümün gerçekleşmesine neden olmak için bir antasit bikarbonat üretir.

Diğer bir yaygın kullanım, belki de yaygın olarak bilinmemekle birlikte, gübreler ve toprak pH'ının kontrolüdür . Sönmüş kireç (kalsiyum hidroksit) veya kireçtaşı (kalsiyum karbonat), bitki büyümesi için fazla asidik olan toprağa işlenebilir. Bitki büyümesini iyileştiren gübreler, sülfürik asit (H 2 SO 4 ) veya nitrik asit (HNO 3 ) amonyak gazı (NH 3 ) ile nötralize edilerek , amonyum sülfat veya amonyum nitrat yapılarak yapılır . Gübrede kullanılan tuzlardır.

Endüstriyel olarak, kömürün yanmasının bir yan ürünü olan kükürt dioksit gazı, havadaki su buharı ile birleşerek sonunda asit yağmuru olarak düşen sülfürik asit üretebilir. Kükürt dioksitin salınmasını önlemek için, yıkayıcı olarak bilinen bir cihaz, gazı duman bacalarından temizler. Bu cihaz önce kalsiyum karbonatı, kalsiyum oksit (kireç) ve karbondioksite ayrıştığı yanma odasına üfler. Bu kireç daha sonra üretilen kükürt dioksit ile reaksiyona girerek kalsiyum sülfit oluşturur. Daha sonra, kalsiyum sülfit ve kalan reaksiyona girmemiş kükürt dioksiti uzaklaştıran bir bulamaç üretmek için karışıma bir kireç süspansiyonu enjekte edilir .

Referanslar

  1. ^ Trummal, Aleksander; Dudaklar, Lauri; Kaljurand, Ivari; Koppel, İlmar A.; Leito, Ivo (2016-05-06). "Sudaki Kuvvetli Asitlerin Asitliği ve Dimetil Sülfoksit". Fiziksel Kimya A Journal of . 120 (20): 3663–3669. Bibcode : 2016JPCA..120.3663T . doi : 10.1021/acs.jpca.6b02253 . ISSN  1089-5639 . PMID  27115918 .
  2. ^ Steven S. Zumdahl (2009). Kimyasal İlkeler (6. baskı). New York: Houghton Mifflin Şirketi. s.  319 –324.
  3. ^ Yin, Xi; Wu, Jianbo; Li, Panpan; Shi, Miao; Yang, Hong (Ocak 2016). "Tekdüzen Metal Nanoyapıların Hızlı Üretimine Kendinden Isınma Yaklaşımı". ChemNanoMat . 2 (1): 37–41. doi : 10.1002/cnma.2015001123 .

daha fazla okuma

Nötralizasyon, çoğu genel kimya ders kitabında ele alınmaktadır. Analitik kimya ders kitaplarında ayrıntılı tedaviler bulunabilir.

  • Skoog, DA; Batı, DM; Holler, JF; Crouch, SR (2004). Analitik Kimyanın Temelleri (8. baskı). Thomson Brooks/Cole. ISBN'si 0-03-035523-0. 14, 15 ve 16. Bölümler

Uygulamalar

  • Stumm, W.; Morgan, JJ (1996). Su Kimyası . New York: Wiley. ISBN'si 0-471-05196-9.
  • Snoeyink, VL; Jenkins, D. (1980). Su Kimyası: Doğal Sularda Kimyasal Denge ve Oranlar . New York: Wiley. ISBN'si 0-471-51185-4.
  • Millero, FJ (2006). Kimyasal Oşinografi (3. baskı). Londra: Taylor ve Francis. ISBN'si 0-8493-2280-4.
  • Metcalf ve Eddy. Atıksu Mühendisliği, Arıtma ve Yeniden Kullanım . 4. baskı. New York: McGraw-Hill, 2003. 526-532.