Neutralización (química) - Neutralization (chemistry)

Animación de una titulación de neutralización ácido fuerte-base fuerte (usando fenolftaleína ). El punto de equivalencia está marcado en rojo.

En química, la neutralización o neutralización (ver diferencias de ortografía ) es una reacción química en la que el ácido y una base reaccionan cuantitativamente entre sí. En una reacción en agua, la neutralización da como resultado que no haya un exceso de iones de hidrógeno o hidróxido presentes en la solución. El pH de la solución neutralizada depende de la fuerza ácida de los reactivos.

Significado de "neutralización"

En el contexto de una reacción química, el término neutralización se usa para una reacción entre un ácido y una base o álcali . Históricamente, esta reacción se representó como

ácido + base (álcali) → sal + agua

Por ejemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

La afirmación sigue siendo válida siempre que se entienda que en una solución acuosa las sustancias involucradas están sujetas a disociación , lo que cambia el estado de ionización de las sustancias. El signo de flecha, →, se usa porque la reacción está completa, es decir, la neutralización es una reacción cuantitativa. Una definición más general se basa en la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry .

AH + B → A + BH

Las cargas eléctricas se omiten en expresiones genéricas como esta, ya que cada especie A, AH, B o BH puede o no tener una carga eléctrica. La neutralización del ácido sulfúrico proporciona un ejemplo específico. En este caso, son posibles dos reacciones de neutralización parcial.

H 2 SO 4 + OH - → HSO 4 - + H 2 O
HSO 4 - + OH - → SO 4 2− + H 2 O
Total: H 2 SO 4 + 2OH - → SO 4 2− + 2H 2 O

Después de que un ácido AH ha sido neutralizado, no quedan moléculas del ácido (o iones de hidrógeno producidos por la disociación de la molécula) en solución.

Cuando se neutraliza un ácido, la cantidad de base añadida debe ser igual a la cantidad de ácido presente inicialmente. Se dice que esta cantidad de base es la cantidad equivalente . En una titulación de un ácido con una base, el punto de neutralización también se puede llamar punto de equivalencia . La naturaleza cuantitativa de la reacción de neutralización se expresa más convenientemente en términos de concentraciones de ácido y álcali. En el punto de equivalencia:

volumen (ácido) × concentración ( iones H + de la disociación) = volumen (base) × concentración ( iones OH - )

En general, para un ácido AH n en concentración c 1 que reacciona con una base B (OH) m en concentración c 2, los volúmenes están relacionados por:

norte v 1 c 1 = metro v 2 c 2

Un ejemplo de una base que está siendo neutralizada por un ácido es el siguiente.

Ba (OH) 2 + 2H + → Ba 2+ + 2H 2 O

Se aplica la misma ecuación que relaciona las concentraciones de ácido y base. El concepto de neutralización no se limita a reacciones en solución. Por ejemplo, la reacción de la piedra caliza con un ácido como el ácido sulfúrico también es una reacción de neutralización.

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

Tales reacciones son importantes en la química del suelo .

Ácidos fuertes y bases fuertes

Un ácido fuerte es uno que está completamente disociado en una solución acuosa. Por ejemplo, el ácido clorhídrico , HCl, es un ácido fuerte.

HCl (ac) → H + (ac) + Cl - (ac)

Una base fuerte es aquella que está completamente disociada en solución acuosa. Por ejemplo, el hidróxido de sodio , NaOH, es una base fuerte.

NaOH (ac) → Na + (ac) + OH - (ac)

Por lo tanto, cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte, la reacción de neutralización se puede escribir como

H + + OH - → H 2 O

Por ejemplo, en la reacción entre ácido clorhídrico e hidróxido de sodio, los iones sodio y cloruro, Na + y Cl - no participan en la reacción. La reacción es consistente con la definición de Brønsted-Lowry porque en realidad el ion hidrógeno existe como ion hidronio , por lo que la reacción de neutralización puede escribirse como

H 3 O + + OH - → H 2 O + H 2 O → 2 H 2 O

Cuando un ácido fuerte es neutralizado por una base fuerte, no quedan iones de hidrógeno en exceso en la solución. Se dice que la solución es neutra ya que no es ni ácida ni alcalina. El pH de dicha solución se acerca a un valor de 7; el valor de pH exacto depende de la temperatura de la solución.

La neutralización es una reacción exotérmica . El cambio de entalpía estándar para la reacción H + + OH - → H 2 O es −57.30 kJ / mol.

Tratamiento cuantitativo

El término completamente disociado se aplica a un soluto cuando la concentración de los productos de su disociación está por debajo de los límites de detección , es decir, cuando las concentraciones del producto son demasiado bajas para medir. Cuantitativamente, esto se expresa como log K <-2, o en algunos textos log K <-1.76. Esto significa que el valor de la constante de disociación no se puede obtener a partir de mediciones experimentales. Sin embargo, el valor puede estimarse teóricamente. Por ejemplo, se ha estimado el valor de log K ≈ -6 para el cloruro de hidrógeno en solución acuosa a temperatura ambiente. Por tanto, un compuesto químico puede comportarse como un ácido fuerte en solución cuando su concentración es baja y como un ácido débil cuando su concentración es muy alta. El ácido sulfúrico es un ejemplo de tal compuesto.

Ácidos débiles y bases fuertes

Un ácido débil es aquel que no se disocia completamente cuando se disuelve en agua. En cambio, se forma una mezcla de equilibrio .

AH + H 2 O ⇌ H 3 O + + A -

El ácido acético es un ejemplo de ácido débil. El pH de la solución neutralizada no es cercano a 7, como con un ácido fuerte, pero depende de la constante de disociación ácida , K A , del ácido. El pH en el punto final o punto de equivalencia en una titulación se puede calcular fácilmente. En el punto final, el ácido se neutraliza completamente por lo que la concentración de iones hidrógeno analítica, T H , es cero y la concentración de la base conjugada, A - , es igual a la concentración analítica del ácido; escritura AH para el ácido, [A - ] = T A . Cuando una solución de un ácido, AH, está en equilibrio , por definición las concentraciones están relacionadas por la expresión

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

El disolvente (egwater) se omite de la expresión que define en el supuesto de que su concentración es mucho mayor que la concentración de ácido disuelto, [H 2 O] >> T A .

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

la ecuación para el balance de masa en iones de hidrógeno se puede escribir como

T H = [H + ] + K a [A - ] [H + ] - K w/[H + ]
Curvas de valoración para la adición de una base fuerte a un ácido débil con un p K a de 4,85. Las curvas están etiquetadas con la concentración del ácido.

donde K w representa la constante de auto-disociación del agua, K W = [H + ] [OH - ]. El términoK w/[H + ]es igual a la concentración de iones hidróxido. En la neutralización, T H es cero. Después de multiplicar ambos lados de la ecuación por [H + ], se convierte en

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

y, después de reorganizar y tomar logaritmos,

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

Con soluciones diluidas del ácido el término 1 + T A/K a es igual a T A/K a a una buena aproximación.

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

Esta ecuación explica los siguientes hechos:

  • El pH en el punto final depende principalmente de la fuerza del ácido, p K a .
  • El pH en el punto final disminuye al aumentar la concentración del ácido, T A .

En una titulación de un ácido débil con una base fuerte, el pH aumenta más abruptamente a medida que se acerca al punto final. La pendiente de la curva de pH con respecto a la cantidad de titulante es máxima cuando el pH es numéricamente igual al valor de pK a . El punto final ocurre a un pH mayor que 7. Por lo tanto, el indicador más adecuado para usar es uno, como la fenolftaleína , que cambia de color a un pH alto.

Bases débiles y ácidos fuertes

La situación es análoga a la de los ácidos débiles y las bases fuertes.

H 3 O + + B ⇌ H 2 O + BH +

El pH de la solución neutralizada depende de la constante de disociación ácida de la base, p K a , o, de manera equivalente, de la constante de asociación de bases, p K b .

El indicador más adecuado para este tipo de titulación es uno, como el naranja de metilo , que cambia de color a pH bajo.

Ácidos débiles y bases débiles

Cuando un ácido débil reacciona con una cantidad equivalente de una base débil, no se produce una neutralización completa.

AH + B ⇌ A - + BH +

Las concentraciones de las especies en equilibrio entre sí dependerán de la constante de equilibrio, K , para la reacción, que se puede definir de la siguiente manera.

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

Dadas las constantes de asociación para el ácido ( K a ) y la base ( K b ).

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

se sigue que K =K a/K b.

Un ácido débil no puede ser neutralizado por una base débil y viceversa.

Aplicaciones

Los métodos de titulación química se utilizan para analizar ácidos o bases para determinar la concentración desconocida . Puede emplearse un medidor de pH o un indicador de pH que muestre el punto de neutralización mediante un cambio de color distinto. Los cálculos estequiométricos simples con el volumen conocido de lo desconocido y el volumen y la molaridad conocidos de la sustancia química agregada dan la molaridad de lo desconocido.

En el tratamiento de aguas residuales , a menudo se aplican métodos de neutralización química para reducir el daño que un efluente puede causar al liberarse al medio ambiente. Para el control de pH, los productos químicos populares incluyen carbonato de calcio , óxido de calcio , hidróxido de magnesio , y bicarbonato de sodio . La selección de un químico de neutralización apropiado depende de la aplicación particular.

Hay muchos usos de las reacciones de neutralización que son reacciones ácido-álcali. Un uso muy común son las tabletas antiácidas. Estos están diseñados para neutralizar el exceso de ácido gástrico en el estómago ( HCl ) que puede causar malestar en el estómago o en la parte inferior del esófago. Esto también puede remediarse mediante la ingestión de bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ). El bicarbonato de sodio también se usa comúnmente para neutralizar los derrames de ácido en los laboratorios, así como las quemaduras por ácido .

En la síntesis química de nanomateriales, el calor de la reacción de neutralización se puede utilizar para facilitar la reducción química de los precursores metálicos.

También en el tracto digestivo, las reacciones de neutralización se utilizan cuando los alimentos pasan del estómago a los intestinos. Para que los nutrientes se absorban a través de la pared intestinal, se necesita un ambiente alcalino, por lo que el páncreas produce un bicarbonato antiácido que provoca esta transformación.

Otro uso común, aunque quizás no tan conocido, es en fertilizantes y control del pH del suelo . La cal apagada (hidróxido de calcio) o la piedra caliza (carbonato de calcio) se pueden trabajar en un suelo demasiado ácido para el crecimiento de las plantas. Los fertilizantes que mejoran el crecimiento de las plantas se elaboran neutralizando el ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) o el ácido nítrico (HNO 3 ) con gas amoniaco (NH 3 ), lo que produce sulfato de amonio o nitrato de amonio . Estas son sales utilizadas en el fertilizante.

Industrialmente, un subproducto de la quema de carbón, el gas de dióxido de azufre , puede combinarse con el vapor de agua en el aire para producir finalmente ácido sulfúrico, que cae en forma de lluvia ácida. Para evitar que se libere el dióxido de azufre, un dispositivo conocido como depurador recoge el gas de las chimeneas. Este dispositivo primero sopla carbonato de calcio en la cámara de combustión donde se descompone en óxido de calcio (cal) y dióxido de carbono. Esta cal luego reacciona con el dióxido de azufre producido formando sulfito de calcio. Luego, se inyecta una suspensión de cal en la mezcla para producir una suspensión, que elimina el sulfito de calcio y cualquier dióxido de azufre restante que no haya reaccionado.

Referencias

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  2. ^ Steven S. Zumdahl (2009). Principios químicos (6ª ed.). Nueva York: Houghton Mifflin Company. págs.  319 –324.
  3. ^ Yin, Xi; Wu, Jianbo; Li, Panpan; Shi, Miao; Yang, Hong (enero de 2016). "Enfoque de autocalentamiento para la producción rápida de nanoestructuras metálicas uniformes". ChemNanoMat . 2 (1): 37–41. doi : 10.1002 / cnma.201500123 .

Otras lecturas

La neutralización se trata en la mayoría de los libros de texto de química general. Se pueden encontrar tratamientos detallados en libros de texto sobre química analítica como

  • Skoog, DA; West, DM; Holler, JF; Crouch, SR (2004). Fundamentos de Química Analítica (8ª ed.). Thomson Brooks / Cole. ISBN 0-03-035523-0. Capítulos 14, 15 y 16

Aplicaciones

  • Stumm, W .; Morgan, JJ (1996). Química del agua . Nueva York: Wiley. ISBN 0-471-05196-9.
  • Snoeyink, VL; Jenkins, D. (1980). Química acuática: equilibrios y tasas químicas en aguas naturales . Nueva York: Wiley. ISBN 0-471-51185-4.
  • Millero, FJ (2006). Oceanografía química (3ª ed.). Londres: Taylor y Francis. ISBN 0-8493-2280-4.
  • Metcalf y Eddy. Ingeniería, Tratamiento y Reutilización de Aguas Residuales . 4ª ed. Nueva York: McGraw-Hill, 2003. 526-532.