Neutralisation (Chemie) - Neutralization (chemistry)

Animation einer starken Säure-starken Base-Neutralisationstitration (mit Phenolphthalein ). Der Äquivalenzpunkt ist rot markiert.

In der Chemie ist Neutralisation oder Neutralisation (siehe Schreibweisenunterschiede ) eine chemische Reaktion, bei der 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 vorhanden ist. Der pH-Wert der neutralisierten Lösung hängt von der Säurestärke der Reaktionspartner ab.

Bedeutung von „neutralisieren“

Im Zusammenhang mit einer chemischen Reaktion wird der Begriff Neutralisation für eine Reaktion zwischen einer Säure und einer Base oder 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 die beteiligten Stoffe in wässriger Lösung einer Dissoziation unterliegen , die den Ionisationszustand der Stoffe verändert. Das Pfeilzeichen → wird verwendet, weil die Reaktion vollständig ist, d. h. 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 allgemeinen Ausdrücken wie diesem weggelassen, da jede Spezies A, AH, B oder BH eine elektrische Ladung tragen kann oder nicht. Ein spezielles Beispiel liefert die Neutralisation von Schwefelsäure . Dabei sind zwei partielle Neutralisationsreaktionen möglich.

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

Nachdem eine Säure AH neutralisiert wurde, bleiben keine Moleküle der Säure (oder Wasserstoffionen, die durch Dissoziation des Moleküls erzeugt werden) in Lösung zurück.

Wenn eine Säure neutralisiert wird, muss die zugesetzte Basenmenge gleich der anfänglich vorhandenen Säuremenge sein. Diese Menge an Base wird als äquivalente Menge bezeichnet. Bei einer Titration einer Säure mit einer Base kann der Neutralisationspunkt auch Äquivalenzpunkt genannt werden . Die quantitative Natur der Neutralisationsreaktion wird am bequemsten durch die Konzentrationen von Säure und Alkali ausgedrückt . Am Äquivalenzpunkt:

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

Im Allgemeinen sind die Volumina für eine Säure AH n der Konzentration c 1 , die mit einer Base B(OH) m der Konzentration c 2 reagiert, verbunden durch:

n v 1 c 1 = m v 2 c 2

Ein Beispiel für eine durch eine Säure neutralisierte Base ist wie folgt.

Ba(OH) 2 + 2H + → Ba 2+ + 2H 2 O

Es gilt die gleiche Gleichung für 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 (wässrig) → (Ca 2+ , Mg 2+ )(wässrig) + SO 4 2− (wässrig) + CO 2 (g) + H 2 O

Solche Reaktionen sind in der Bodenchemie wichtig .

Starke Säuren und starke Basen

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

HCl(wässrig) → H + (wässrig) + Cl (wässrig)

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

NaOH(wässrig) → Na + (wässrig) + OH (wässrig)

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

H + + OH → H 2 O

Beispielsweise nehmen bei der Reaktion zwischen Salzsäure und Natriumhydroxid die Natrium- und Chloridionen, Na + und Cl nicht an der Reaktion teil. Die Reaktion stimmt mit der Brønsted-Lowry-Definition überein, da das Wasserstoffion in Wirklichkeit als Hydroniumion existiert , sodass 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 wird als neutral bezeichnet, da sie weder sauer noch alkalisch ist. Der pH-Wert einer solchen Lösung liegt nahe bei einem Wert von 7; der genaue pH-Wert hängt von der Temperatur der Lösung ab.

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

Quantitative Behandlung

Der Begriff vollständig dissoziiert wird auf einen gelösten Stoff angewendet, wenn die Konzentration der Produkte seiner Dissoziation unter den Nachweisgrenzen liegt , dh wenn die Konzentrationen des Produkts zu niedrig sind, um gemessen zu werden. Quantitativ wird dies als log K < -2 oder in manchen Texten log K < -1,76 ausgedrückt. Dies bedeutet, dass der Wert der Dissoziationskonstante nicht aus experimentellen Messungen gewonnen werden kann. Der Wert kann jedoch theoretisch geschätzt werden. Beispielsweise wurde der Wert von log K ≈ -6 für Chlorwasserstoff in wässriger Lösung bei Raumtemperatur geschätzt. Daher kann sich eine chemische Verbindung in Lösung als starke Säure verhalten, wenn ihre Konzentration niedrig ist, und als schwache Säure, wenn ihre Konzentration sehr hoch ist. Schwefelsäure ist ein Beispiel für eine solche Verbindung.

Schwache Säuren und starke Basen

Eine schwache Säure ist eine Säure , die beim Auflösen in Wasser nicht vollständig dissoziiert. Stattdessen wird eine Gleichgewichtsmischung gebildet.

AH + H 2 O ⇌ H 3 O + + A

Essigsäure ist ein Beispiel für eine schwache Säure. Der pH - Wert der neutralisierten Lösung ist nicht in der Nähe 7, wie mit einer starken Säure, sondern hängt von der Säuredissoziationskonstante , K A , der Säure. 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 ist und die Konzentration der konjugierten Base A gleich der analytischen Konzentration der Säure ist; Schreiben von AH für die Säure, [A ] = T A . Wenn eine Lösung einer Säure, AH, im Gleichgewicht ist , sind die Konzentrationen definitionsgemäß durch den Ausdruck

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

Das Lösungsmittel (zB Wasser) wird im Definitionsausdruck weggelassen unter der Annahme, dass seine Konzentration sehr viel größer ist als die Konzentration der gelösten Säure, [H 2 O] >> T A .

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

die Gleichung für die Massenbilanz in Wasserstoffionen kann dann geschrieben werden als

T H = [H + ] + K a [A ][H + ] − K w/[H + ]
Titrationskurven für die Zugabe einer starken Base zu einer schwachen Säure mit einem p K a von 4,85. Die Kurven sind mit der Konzentration der Säure beschriftet.

wobei K w die Selbstdissoziationskonstante von Wasser darstellt, K W = [H + ][OH ]. Der BegriffK w/[H + ]gleich der Konzentration der Hydroxidionen ist. Bei der Neutralisation T H gleich Null ist . Nach Multiplikation beider Seiten der Gleichung mit [H + ] wird daraus

[H + ] 2 + K a T A [H + ] 2 − K w = 0

und nach Umordnung und Logarithmen,

pH = 1/2p K w1/2 log (1 + T A/K a)

Bei verdünnten Lösungen der Säure ist der Term 1 + T A/K a ist gleich T A/K a in guter Näherung.

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

Diese Gleichung erklärt die folgenden Tatsachen:

  • Der pH-Wert am Endpunkt hängt hauptsächlich von der Säurestärke p K a ab .
  • Der pH-Wert am Endpunkt sinkt mit steigender Säurekonzentration T A .

Bei einer Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base steigt der pH-Wert bei Annäherung an den Endpunkt steiler an. Die Steigung der Kurve des pH - Wertes in Bezug auf Menge Titriermittel ist ein Maximum , wenn der pH - Wert wird numerisch den Wert von pK gleich einem . Der Endpunkt liegt bei einem pH-Wert von mehr als 7. Daher ist der am besten geeignete Indikator für die Verwendung ein Indikator wie Phenolphthalein , der bei hohem pH-Wert seine Farbe ändert.

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 von der Säuredissoziationskonstante der Base p K a oder äquivalent von der Basenassoziationskonstante p K b ab .

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

Schwache Säuren und schwache Basen

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

AH + B ⇌ A + BH +

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

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

Gegeben seien die Assoziationskonstanten für die Säure ( K a ) und die Base ( K b ).

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

daraus folgt 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 einen deutlichen Farbumschlag 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 Neutralisationsverfahren angewendet, um die Schäden zu verringern, die ein Abwasser bei der Freisetzung in die Umwelt verursachen kann. Zur pH-Kontrolle gehören zu den beliebten 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 Antazida-Tabletten. Diese wurden entwickelt, um überschüssige Magensäure im Magen ( HCl ) zu neutralisieren , die Beschwerden im Magen oder in der unteren Speiseröhre verursachen kann. Dies kann auch durch die Einnahme von Natriumbicarbonat (NaHCO 3 ) behoben werden . Natriumbicarbonat wird auch häufig verwendet, um in Labors verschüttete Säure sowie Verätzungen zu neutralisieren .

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

Auch im Verdauungstrakt kommen Neutralisationsreaktionen zum Einsatz, wenn Nahrung vom Magen in den Darm transportiert wird. Damit die Nährstoffe durch die Darmwand aufgenommen werden können, ist ein alkalisches Milieu erforderlich, sodass die Bauchspeicheldrüse ein Antazida-Bikarbonat produziert, um diese Umwandlung zu bewirken.

Eine weitere häufige Anwendung, wenn auch vielleicht nicht so weit verbreitet, ist Düngemittel und die Kontrolle des Boden-pH-Werts . Löschkalk (Calciumhydroxid) oder Kalkstein (Calciumcarbonat) kann in Böden eingearbeitet werden, die für das Pflanzenwachstum zu sauer sind. Düngemittel, die das Pflanzenwachstum verbessern, werden hergestellt, indem man Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) oder Salpetersäure (HNO 3 ) mit Ammoniakgas (NH 3 ) neutralisiert , wodurch Ammoniumsulfat oder Ammoniumnitrat entsteht . Dies sind Salze, die im Dünger verwendet werden.

Industriell kann sich ein Nebenprodukt der Kohleverbrennung, Schwefeldioxidgas , mit Wasserdampf in der Luft verbinden, um schließlich Schwefelsäure zu erzeugen, die als saurer Regen fällt. Um zu verhindern, dass das Schwefeldioxid freigesetzt wird, entnimmt ein sogenannter Wäscher das Gas aus Schornsteinen. Dieses Gerät bläst zunächst Calciumcarbonat in die Brennkammer, wo es sich in Calciumoxid (Kalk) und Kohlendioxid zersetzt. Dieser Kalk reagiert dann mit dem entstehenden Schwefeldioxid zu Calciumsulfit. Dann wird eine Kalksuspension in die Mischung eingespritzt, um eine Aufschlämmung zu erzeugen, die das Calciumsulfit und jegliches verbleibendes nicht umgesetztes Schwefeldioxid entfernt.

Verweise

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Weiterlesen

Neutralisation wird in den meisten allgemeinen Chemielehrbüchern behandelt. Detaillierte Behandlungen finden sich in Lehrbüchern der analytischen Chemie, wie z

  • Skoog, DA; Westen, DM; Holler, JF; Crouch, SR (2004). Grundlagen der analytischen Chemie (8. Aufl.). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0. Kapitel 14, 15 und 16

Anwendungen

  • Stumm, W.; Morgan, JJ (1996). Wasser Chemie . New York: Wiley. ISBN 0-471-05196-9.
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