En química, la neutralización (ver diferencias ortográficas ) es una reacción química en la que un ácido y una base reaccionan entre sí en una cantidad equivalente. 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.
En el contexto de una reacción química, el término neutralización se utiliza para una reacción entre un ácido y una base o álcali . Históricamente, esta reacción se representaba como
Por ejemplo:
La afirmación sigue siendo válida siempre que se entienda que en una solución acuosa las sustancias implicadas están sujetas a disociación , lo que cambia el estado de ionización de las sustancias. El signo de flecha, →, se utiliza porque la reacción es completa, es decir, la neutralización es una reacción cuantitativa. Una definición más general se basa en la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry .
Las cargas eléctricas se omiten en expresiones genéricas como ésta, 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.
Después de que se ha neutralizado un HA ácido, no quedan moléculas del ácido (o iones de hidrógeno producidos por disociación de la molécula) en solución.
Cuando se neutraliza un ácido, la cantidad de base que se le agrega 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 de manera más conveniente en términos de las concentraciones de ácido y álcali . En el punto de equivalencia:
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:
Un ejemplo de una base neutralizada por un ácido es el siguiente.
Se aplica la misma ecuación que relaciona las concentraciones de ácido y base. El concepto de neutralización no se limita a las reacciones en solución. Por ejemplo, la reacción de la piedra caliza con un ácido como el ácido sulfúrico también es una reacción de neutralización.
Estas reacciones son importantes en la química del suelo .
Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en solución acuosa. Por ejemplo, el ácido clorhídrico , HCl, es un ácido fuerte.
Una base fuerte es aquella que está completamente disociada en solución acuosa. Por ejemplo, el hidróxido de sodio , NaOH, es una base fuerte.
Por lo tanto, cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte, la reacción de neutralización se puede escribir como
Por ejemplo, en la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio, los iones sodio y cloruro, Na + y Cl− , no participan en la reacción. La reacción es coherente con la definición de Brønsted–Lowry porque en realidad el ion hidrógeno existe como ion hidronio , de modo que la reacción de neutralización puede escribirse como
Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, no quedan iones de hidrógeno en exceso en la solución. Se dice que la solución es neutra porque no es ácida ni alcalina. El pH de una solución de este tipo es cercano a un valor de 7; el valor exacto del pH 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.
El término completamente disociado se aplica a un soluto cuando la concentración de soluto no disociado está por debajo de los límites de detección , es decir, cuando la concentración del soluto no disociado es demasiado baja para medirse. 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 se puede estimar teóricamente. Por ejemplo, se ha estimado el valor de log K ≈ −6 para cloruro de hidrógeno en solución acuosa a temperatura ambiente. [1] 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 dicho compuesto.
Un ácido débil HA es aquel que no se disocia completamente cuando se disuelve en agua, sino que se forma una mezcla en equilibrio :
El ácido acético es un ejemplo de ácido débil. El pH de la solución neutralizada resultante
no está cerca de 7, como con un ácido fuerte, sino que 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 de la siguiente manera. En el punto final, el ácido está completamente neutralizado, por lo que la concentración analítica de iones de hidrógeno, T H , es cero y la concentración de la base conjugada, A − , es igual a la concentración analítica o formal T A del ácido: [A − ] = T A . Cuando una solución de un ácido, HA, está en equilibrio , por definición, las concentraciones están relacionadas por la expresión
El disolvente (por ejemplo, agua) se omite de la expresión definitoria asumiendo que su concentración es mucho mayor que la concentración de ácido disuelto, [H 2 O] ≫ T A . La ecuación para el balance de masa en iones de hidrógeno se puede escribir entonces como
donde K w representa la constante de autodisociación del agua. Como K w = [H + ][OH − ], el término Kw/[H + ] es igual a [OH − ], 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
y, después de reordenar y tomar logaritmos,
Con una solución diluida del ácido débil, el término 1 + T A/K a es igual a T A/K a para una buena aproximación. Si p K w = 14,
Esta ecuación explica los siguientes hechos:
En una titulación de un ácido débil con una base fuerte, el pH aumenta más abruptamente a medida que se acerca al punto final. En el punto final, la pendiente de la curva de pH con respecto a la cantidad de titulante es máxima. Dado que el punto final se produce a un pH superior a 7, el indicador más adecuado para utilizar es uno, como la fenolftaleína , que cambia de color a un pH alto. [2]
La situación es análoga a la de los ácidos débiles y las bases fuertes.
Las aminas son ejemplos de bases débiles. El pH de la solución neutralizada depende de la constante de disociación ácida de la base protonada, p K a , o, equivalentemente, de la constante de asociación de la base, p K b . El indicador más adecuado para utilizar en este tipo de valoración es uno, como el naranja de metilo , que cambia de color a pH bajo.
Cuando un ácido débil reacciona con una cantidad equivalente de una base débil,
La neutralización completa no siempre ocurre. Las concentraciones de las especies en equilibrio entre sí dependerán de la constante de equilibrio , K , de la reacción, que se define de la siguiente manera:
La reacción de neutralización puede considerarse como la diferencia de las siguientes dos reacciones de disociación ácida
con las constantes de disociación K a,A y K a,B de los ácidos HA y BH + , respectivamente. La inspección de los cocientes de reacción muestra que
K = K a,A/K a, B .
Un ácido débil no siempre puede ser neutralizado por una base débil, y viceversa. Sin embargo, para la neutralización del ácido benzoico ( K a,A = 6,5 × 10 −5 ) con amoniaco ( K a,B = 5,6 × 10 −10 para el amonio ), K = 1,2 × 10 5 >> 1, y más del 99% del ácido benzoico se convierte en benzoato.
Los métodos de titulación química se utilizan para analizar ácidos o bases y determinar la concentración desconocida . Se puede utilizar un medidor de pH o un indicador de pH que muestre el punto de neutralización mediante un cambio de color distintivo. Los cálculos estequiométricos simples con el volumen conocido de la sustancia desconocida y el volumen y la molaridad conocidos de la sustancia química añadida dan la molaridad de la sustancia desconocida.
En el tratamiento de aguas residuales , se suelen aplicar métodos de neutralización química para reducir el daño que puede causar un efluente al liberarlo al medio ambiente. Para el control del pH, los productos químicos más utilizados son el carbonato de calcio , el óxido de calcio , el hidróxido de magnesio y el bicarbonato de sodio . La selección de un producto químico de neutralización adecuado depende de la aplicación en particular.
Existen muchos usos de las reacciones de neutralización que son reacciones ácido-álcali. Un uso muy común es el de las tabletas antiácidas . Estas están diseñadas para neutralizar el exceso de ácido gástrico en el estómago ( HCl ) que puede estar causando molestias en el estómago o en la parte inferior del esófago. Esto también se puede remediar con la ingestión de bicarbonato de sodio (NaHCO3 ) . El bicarbonato de sodio también se usa comúnmente para neutralizar derrames de ácido en laboratorios, así como 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 precursores metálicos. [3]
También en el tracto digestivo se utilizan reacciones de neutralización cuando los alimentos pasan del estómago al intestino. Para que los nutrientes sean absorbidos a través de la pared intestinal se necesita un ambiente alcalino, por lo que el páncreas produce un bicarbonato antiácido para provocar 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 incorporar a suelos que son demasiado ácidos para el crecimiento de las plantas. Los fertilizantes que mejoran el crecimiento de las plantas se elaboran neutralizando el ácido sulfúrico ( H2SO4 ) o el ácido nítrico (HNO3 ) con gas amoniaco ( NH3 ), lo que produce sulfato de amonio o nitrato de amonio . Estas son sales que se utilizan en los fertilizantes.
En la industria, un subproducto de la quema de carbón , el gas de dióxido de azufre , puede combinarse con el vapor de agua del aire para producir 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 inyecta carbonato de calcio en la cámara de combustión, donde se descompone en óxido de calcio (cal) y dióxido de carbono. Luego, esta cal reacciona con el dióxido de azufre producido y forma 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.
En el proceso de control de calidad de fabricación final , los productos a menudo se someten a un tratamiento ácido y los tratamientos ácidos deben neutralizarse para evitar la corrosión del producto.
La neutralización se trata en la mayoría de los libros de texto de química general. Se pueden encontrar tratamientos detallados en libros de texto de química analítica como
Aplicaciones
