Neutralisation (Chemie) – Enzyklopädie

Animation einer Neutralisationstitration zwischen starker Säure und starker Base (mit Phenolphthalein). Der Äquivalenzpunkt ist rot markiert.

In der Chemie ist Neutralisation oder Neutralisation (siehe Unterschiede in der Schreibweise) eine chemische Reaktion, bei der eine Säure und eine Base quantitativ miteinander reagieren . Bei einer Reaktion in Wasser führt die Neutralisation dazu, dass kein Überschuss an Wasserstoff- oder Hydroxidionen in der Lösung vorliegt. Der pH-Wert der neutralisierten Lösung hängt von der Säurestärke der Reaktanten ab.

Bedeutung von "Neutralisation" [

Im Zusammenhang mit einer chemischen Reaktion wird der Begriff Neutralisation für eine Reaktion zwischen einer Säure und einer Base oder einem Alkali verwendet. Historisch wurde diese Reaktion dargestellt als

Säure + Base (Alkali) → Salz + Wasser

Zum Beispiel:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Die Aussage gilt weiterhin, solange davon ausgegangen wird, dass in wässriger Lösung die beteiligten Substanzen einer Dissoziation unterliegen, die die Ionisation der Substanzen verändert Zustand. Das Pfeilzeichen → wird verwendet, weil die Reaktion abgeschlossen ist, dh die Neutralisation ist eine quantitative Reaktion. Eine allgemeinere Definition basiert auf der Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie.

AH + B → A + BH

Elektrische Ladungen werden in solchen allgemeinen Ausdrücken weggelassen, da jede Spezies A, AH, B oder BH eine elektrische Ladung tragen kann oder nicht. Ein spezielles Beispiel ist die Neutralisation von Schwefelsäure. Hierbei sind zwei Teilneutralisationsreaktionen möglich.

H 2 SO 4 + OH → HSO 4 + H 2 O
HSO 4 + OH → SO 4 2− + H 2 O [19659014] Insgesamt: H 2 SO 4 + 2OH → SO 4 2− + 2H 2 O

Nach Neutralisation einer Säure AH verbleiben keine Säuremoleküle (oder Wasserstoffionen, die durch Dissoziation des Moleküls entstehen) in Lösung.

Beim Neutralisieren einer Säure muss die zugesetzte Menge Base gleich der anfangs vorhandenen Menge Säure sein. Diese Menge an Base soll die äquivalente Menge sein. Bei einer Titration einer Säure mit einer Base kann der Neutralisationspunkt auch als Äquivalenzpunkt bezeichnet werden. Die quantitative Natur der Neutralisationsreaktion wird am bequemsten in Form der Konzentrationen von Säure und Alkali ausgedrückt. Am Äquivalenzpunkt:

Volumen (Säure) × Konzentration (H + Ionen aus Dissoziation) = Volumen (Base) × Konzentration (OH Ionen)

Im Allgemeinen für eine Säure AH n bei Konzentration c 1 reagieren mit einer Base B (OH) m bei Konzentration c 2 die Volumina sind verwandt mit:

n v 1 c 1 = m v 2 c 2 Ein Beispiel für eine Base, die durch eine Säure neutralisiert wird, ist wie folgt.

Ba (OH) 2 + 2H + → Ba 2+ + 2H 2 O

Dieselbe Gleichung bezüglich Es gelten die Konzentrationen von Säure und Base. Das Konzept der Neutralisation ist nicht auf Reaktionen in Lösung beschränkt. Beispielsweise ist die Reaktion von Kalkstein mit Säure wie Schwefelsäure auch eine Neutralisationsreaktion.

[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

Solche Reaktionen sind in der Bodenchemie wichtig.

Starke Säuren und starke Basen

Eine starke Säure ist eine Säure, die in wässriger Lösung vollständig dissoziiert. Beispielsweise ist Salzsäure HCl eine starke Säure.

HCl (aq) → H + (aq) + Cl (aq)

Eine starke Base ist eine Base, die in wässriger Lösung vollständig dissoziiert ist. Zum Beispiel ist Natriumhydroxid, NaOH, eine starke Base.

NaOH (aq) → Na + (aq) + OH (aq)

Wenn eine starke Säure mit einer starken Base reagiert, kann die Neutralisationsreaktion daher sein geschrieben als

H + + OH → H 2 O

Beispielsweise bei der Reaktion zwischen Salzsäure und Natriumhydroxid die Natrium- und Chloridionen , Na + und Cl nehmen an der Reaktion nicht teil. Die Reaktion stimmt mit der Brønsted-Lowry-Definition überein, da in Wirklichkeit das Wasserstoffion als Hydroniumion vorliegt, so dass die Neutralisationsreaktion geschrieben werden kann als

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

Wenn eine starke Säure durch eine starke Base neutralisiert wird, verbleiben keine überschüssigen Wasserstoffionen in der Lösung. Die Lösung soll neutral sein, da sie weder sauer noch alkalisch ist. Der pH-Wert einer solchen Lösung liegt nahe bei einem Wert von 7; Der genaue pH-Wert ist abhängig von der Temperatur der Lösung.

Die Neutralisation ist eine exotherme Reaktion. Die Standard-Enthalpieänderung für die Reaktion H + + OH → H 2 O beträgt -57,30 kJ / mol.

Schwache Säuren und starke Basen

Eine schwache Säure dissoziiert nicht vollständig, wenn sie in Wasser gelöst wird. Stattdessen bildet sich eine Gleichgewichtsmischung.

AH + H 2 O ⇌ H 3 O + + A

Essigsäure ist ein Beispiel für a schwache Säure. Der pH-Wert der neutralisierten Lösung liegt nicht wie bei einer starken Säure nahe bei 7, sondern hängt von der Säuredissoziationskonstante (p K a ) der Säure ab. Der pH-Wert am Endpunkt oder Äquivalenzpunkt einer Titration kann leicht berechnet werden. Am Endpunkt ist die Säure vollständig neutralisiert, so dass die analytische Wasserstoffionenkonzentration T H Null und die Konzentration der konjugierten Base A effektiv ist gleich der analytischen Konzentration der Säure; Schreiben von AH für die Säure, [A] = T A . Definition der Säuredissoziationskonstante, p K a as

Titrationskurven für die Zugabe einer starken Base zu einer schwachen Säure mit p K a von 4,85. Die Kurven sind mit der Konzentration der Säure bezeichnet.
[HA] = K a [A [H + ; p K a = −log 10 K a

und die Selbstdissoziationskonstante für Wasser, K [19659025] w as

K w = [H + [OH; p K w = −log 10 K w

Die Gleichung für den Massenausgleich in Wasserstoffionen ist leicht aufzuschreiben.

T H = [H + + K a [A [H + ] – K w / [H +

Der Begriff K [19659025] w / [H + ] ist gleich der Konzentration von Hydroxidionen. Bei der Neutralisation ist T H Null.

[H + ] + K a [A] [H + K w / ] [H + ] = 0
[H + 2 + K a T [19659025] A [H + ] 2 – K w = 0
[H + 2 = K w / 1 + K a T A
log [H + ] = 1 / 2 log K w 1 / 2 log (1 + K a T A )
pH = 1 / 2 p K [19659025] w – 1 / 2 log (1 + T A / K a [19659142])

In den meisten c Der Ausdruck 1 + T A / K a ist viel größer als 1 und entspricht T [19659025] A / K a in guter Näherung.

pH ≈ 1 / 2 (p K w + p K a – log ] T A )

Diese Gleichung erklärt die folgenden Tatsachen:

  • Der pH-Wert am Endpunkt hängt hauptsächlich von der Stärke der Säure ab, p K a .
  • Der pH-Wert am Endpunkt hängt auch von der Konzentration der Säure ab , T A .
  • Mit zunehmender Säurekonzentration steigt der pH-Wert am Endpunkt steiler an.

Bei Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base tritt der Endpunkt auf bei einem pH-Wert von mehr als 7. Daher ist ein Indikator wie Phenolphthalein am besten geeignet, der bei hohem pH-Wert seine Farbe ändert. [1]

Schwache Basen und starke Säuren

Die Situation ist analog zu der von schwachen Säuren und starken Basen.

H 3 O + + B ⇌ H 2 O + BH +

Der pH-Wert der neutralisierten Lösung hängt ab über die saure Dissoziationskonstante der Base p K a oder äquivalent über die Basenassoziationskonstante p K b .

Der für diese Art der Titration am besten geeignete Indikator ist wie Methylorange ein Indikator, der bei niedrigem pH-Wert seine Farbe ändert.

Schwache Säuren und schwache Basen [ edit

Wenn eine schwache Säure mit einer äquivalenten Menge einer schwachen Base reagiert, findet keine vollständige Neutralisation statt.

AH + B ⇌ A + BH +

Die Konzentrationen der im Gleichgewicht befindlichen Spezies werden von der Gleichgewichtskonstante abhängen, K für die Reaktion, die wie folgt definiert werden kann.

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

Unter Berücksichtigung der Assoziationskonstanten für die Säure () ] K a ) und die Basis ( K b ).

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

daraus folgt, dass K = K a / ] K b .

Eine schwache Säure kann nicht durch eine schwache Base neutralisiert werden und umgekehrt.

Anwendungen [

Chemische Titrationsmethoden werden zur Analyse von Säuren oder Basen verwendet, um die unbekannte Konzentration zu bestimmen. Es kann entweder ein pH-Meter oder ein pH-Indikator verwendet werden, der den Neutralisationspunkt durch eine deutliche Farbänderung anzeigt. Einfache stöchiometrische Berechnungen mit dem bekannten Volumen des Unbekannten und dem bekannten Volumen und der Molarität der zugegebenen Chemikalie ergeben die Molarität des Unbekannten.

Bei der Abwasserbehandlung werden häufig chemische Neutralisationsmethoden angewendet, um die Schäden zu verringern, die ein Abwasser bei seiner Freisetzung in die Umwelt verursachen kann. Zur pH-Kontrolle gehören zu den gängigen Chemikalien Calciumcarbonat, Calciumoxid, Magnesiumhydroxid und Natriumbicarbonat. Die Auswahl einer geeigneten Neutralisationschemikalie hängt von der jeweiligen Anwendung ab.

Es gibt viele Anwendungen von Neutralisationsreaktionen, die Säure-Alkali-Reaktionen sind. Eine sehr häufige Anwendung sind Antacida-Tabletten. Diese sollen überschüssige Magensäure im Magen (HCl) neutralisieren, die zu Beschwerden im Magen oder in der unteren Speiseröhre führen kann. Dies kann auch durch die Einnahme von Natriumbicarbonat (NaHCO 3 ) behoben werden.

Bei der chemischen Synthese von Nanomaterialien kann die Neutralisationswärme genutzt werden, um die chemische Reduktion von Metallvorläufern zu erleichtern [2].

Auch im Verdauungstrakt werden Neutralisationsreaktionen eingesetzt, wenn Lebensmittel vom Magen in den Darm transportiert werden. Damit die Nährstoffe über die Darmwand aufgenommen werden können, ist eine alkalische Umgebung erforderlich, sodass die Bauchspeicheldrüse ein Antacidum-Bicarbonat bildet, das diese Umwandlung bewirkt.

Eine weitere verbreitete, wenn auch nicht so weit verbreitete Verwendung liegt in der Düngung und Kontrolle des Boden-pH-Werts. Löschkalk (Calciumhydroxid) oder Kalkstein (Calciumcarbonat) können in Böden eingearbeitet werden, die für das Pflanzenwachstum zu sauer sind. Düngemittel zur Verbesserung des Pflanzenwachstums werden durch Neutralisation von Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) oder Salpetersäure (HNO 3 ) mit Ammoniakgas (NH hergestellt. 3 ), wobei Ammoniumsulfat oder Ammoniumnitrat hergestellt wird. Dies sind Salze, die im Dünger verwendet werden.

Industriell kann sich ein Nebenprodukt der Verbrennung von Kohle, Schwefeldioxidgas, mit Wasserdampf in der Luft verbinden, um schließlich Schwefelsäure zu erzeugen, die als saurer Regen abfällt. Um die Freisetzung des Schwefeldioxids zu verhindern, wird das Gas mit einer als Wäscher bezeichneten Vorrichtung aus den Schornsteinen entfernt. Dieses Gerät bläst zuerst Calciumcarbonat in die Brennkammer, wo es sich in Calciumoxid (Kalk) und Kohlendioxid zersetzt. Dieser Kalk reagiert dann mit dem entstehenden Schwefeldioxid zu Calciumsulfit. Eine Suspension von Kalk wird dann in die Mischung injiziert, um eine Aufschlämmung herzustellen, die das Calciumsulfit und jegliches verbleibende nicht umgesetzte Schwefeldioxid entfernt.

Referenzen [ Bearbeiten ]

  1. ^ Steven S. Zumdahl (2009). Chemical Principles (6. Aufl.). New York: Houghton Mifflin Company. S. 319–324.
  2. ^ Yin, Xi; Wu, Jianbo; Li, Panpan; Shi, Miao; Yang, Hong (Januar 2016). "Selbsterhitzungsansatz zur schnellen Herstellung einheitlicher Metallnanostrukturen". ChemNanoMat . 2 (1): 37–41. doi: 10.1002 / cnma.201500123.

Weiterführende Literatur edit

Die Neutralisation wird in den meisten Lehrbüchern der allgemeinen Chemie behandelt. Detaillierte Informationen finden Sie in Lehrbüchern zur analytischen Chemie, wie z

  • Skoog, D.A. West, D. M .; Holler, J. F .; Crouch, S.R. (2004). Fundamentals of Analytical Chemistry (8. Aufl.). Thomson Brooks / Cole. ISBN 0-03-035523-0 . Kapitel 14, 15 und 16

Anmeldungen

  • Stumm, W .; Morgan, J.J. (1996). Water Chemistry . New York: Wiley. ISBN 0-471-05196-9 .
  • Snoeyink, V.L .; Jenkins, D. (1980). Aquatische Chemie: Chemische Gleichgewichte und Raten in natürlichen Gewässern . New York: Wiley. ISBN 0-471-51185-4 .
  • Millero, F. J. (2006). Chemical Oceanography (3. Aufl.). London: Taylor und Francis. ISBN 0-8493-2280-4 .
  • Metcalf & Eddy. Abwassertechnik, -behandlung und -wiederverwendung . 4th ed. New York: McGraw-Hill, 2003. 526-532.