Neutralização (química) - Neutralization (chemistry)

Animação de uma titulação de neutralização de ácido forte com base forte (usando fenolftaleína ). O ponto de equivalência é marcado em vermelho.

Em química, a neutralização ou neutralização (ver diferenças de grafia ) é uma reação química na qual o ácido e uma base reagem quantitativamente um com o outro. Em uma reação em água, a neutralização resulta em não haver excesso de íons de hidrogênio ou hidróxido presentes na solução. O pH da solução neutralizada depende da força do ácido dos reagentes.

Significado de "neutralização"

No contexto de uma reação química, o termo neutralização é usado para uma reação entre um ácido e uma base ou álcali . Historicamente, essa reação foi representada como

ácido + base (alcali) → sal + água

Por exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

A afirmação ainda é válida desde que seja entendido que em uma solução aquosa as substâncias envolvidas estão sujeitas à dissociação , o que altera o estado de ionização das substâncias. O sinal de seta, →, é usado porque a reação está completa, ou seja, a neutralização é uma reação quantitativa. Uma definição mais geral é baseada na teoria ácido-base de Brønsted-Lowry .

AH + B → A + BH

Cargas elétricas são omitidas de expressões genéricas como esta, pois cada espécie A, AH, B ou BH pode ou não ter uma carga elétrica. A neutralização do ácido sulfúrico fornece um exemplo específico. Duas reações de neutralização parcial são possíveis neste caso.

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

Depois que um ácido AH foi neutralizado, não há mais moléculas do ácido (ou íons de hidrogênio produzidos pela dissociação da molécula) na solução.

Quando um ácido é neutralizado, a quantidade de base adicionada a ele deve ser igual à quantidade de ácido presente inicialmente. Essa quantidade de base é considerada a quantidade equivalente . Em uma titulação de um ácido com uma base, o ponto de neutralização também pode ser chamado de ponto de equivalência . A natureza quantitativa da reação de neutralização é mais convenientemente expressa em termos de concentrações de ácido e álcali. No ponto de equivalência:

volume (ácido) × concentração ( íons H + da dissociação) = volume (base) × concentração ( íons OH - )

Em geral, para um ácido AH n na concentração c 1 reagindo com uma base B (OH) m na concentração c 2, os volumes são relacionados por:

n v 1 c 1 = m v 2 c 2

Um exemplo de uma base sendo neutralizada por um ácido é o seguinte.

Ba (OH) 2 + 2H + → Ba 2+ + 2H 2 O

A mesma equação que relaciona as concentrações de ácido e base se aplica. O conceito de neutralização não se limita a reações em solução. Por exemplo, a reação do calcário com ácido, como o ácido sulfúrico, também é uma reação de neutralização.

[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

Essas reações são importantes na química do solo .

Ácidos e bases fortes

Um ácido forte é aquele que está totalmente dissociado em solução aquosa. Por exemplo, o ácido clorídrico , HCl, é um ácido forte.

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)

Uma base forte é aquela que está totalmente dissociada em solução aquosa. Por exemplo, hidróxido de sódio , NaOH, é uma base forte.

NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)

Portanto, quando um ácido forte reage com uma base forte, a reação de neutralização pode ser escrita como

H + + OH - → H 2 S

Por exemplo, na reação entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio, os íons sódio e cloreto, Na + e Cl - não participam da reação. A reação é consistente com a definição de Brønsted-Lowry porque, na realidade, o íon hidrogênio existe como íon hidrônio , de modo que a reação de neutralização pode ser escrita como

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

Quando um ácido forte é neutralizado por uma base forte, não há excesso de íons de hidrogênio na solução. A solução é considerada neutra, pois não é ácida nem alcalina. O pH de tal solução é próximo a um valor de 7; o valor exato do pH depende da temperatura da solução.

A neutralização é uma reação exotérmica . A mudança de entalpia padrão para a reação H + + OH - → H 2 O é −57,30 kJ / mol.

Tratamento quantitativo

O termo totalmente dissociado é aplicado a um soluto quando a concentração dos produtos de sua dissociação está abaixo dos limites de detecção , ou seja, quando as concentrações do produto são muito baixas para serem medidas. Quantitativamente, isso é expresso como log K <-2, ou em alguns textos log K <-1,76. Isso significa que o valor da constante de dissociação não pode ser obtido a partir de medições experimentais. O valor pode, no entanto, ser estimado teoricamente. Por exemplo, o valor de log K ≈ -6 foi estimado para cloreto de hidrogênio em solução aquosa à temperatura ambiente. Portanto, um composto químico pode se comportar como um ácido forte em solução quando sua concentração é baixa e como um ácido fraco quando sua concentração é muito alta. O ácido sulfúrico é um exemplo de tal composto.

Ácidos fracos e bases fortes

Um ácido fraco é aquele que não se dissocia totalmente quando é dissolvido em água. Em vez disso, uma mistura de equilíbrio é formada.

AH + H 2 O ⇌ H 3 O + + A -

O ácido acético é um exemplo de ácido fraco. O pH da solução neutralizada não é próximo a 7, como com um ácido forte, mas depende da constante de dissociação do ácido , K A , do ácido. O pH no ponto final ou ponto de equivalência em uma titulação pode ser facilmente calculado. No ponto final, o ácido é completamente neutralizado de forma que a concentração analítica do íon hidrogênio, T H , seja zero e a concentração da base conjugada, A - , seja igual à concentração analítica do ácido; AH escrita para o ácido, [A - ] = T A . Quando uma solução de um ácido, AH, está em equilíbrio , por definição as concentrações estão relacionadas pela expressão

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

O solvente (egwater) é omitida da expressão que define-se no pressuposto de que a sua concentração é muito maior do que a concentração de ácido dissolvido, [H 2 O] >> T A .

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

a equação para balanço de massa em íons de hidrogênio pode então ser escrita como

T H = [H + ] + K a [A - ] [H + ] - K w/[H + ]
Curvas de titulação para adição de uma base forte a um ácido fraco com p K a de 4,85. As curvas são rotuladas com a concentração do ácido.

onde K w representa a constante de autodissociação da água, K W = [H + ] [OH - ]. O termoK w/[H + ]é igual à concentração de íons hidróxido. Na neutralização, T H é zero. Depois de multiplicar ambos os lados da equação por [H + ], torna-se

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

e, após o rearranjo e obtenção de logaritmos,

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

Com soluções diluídas do ácido, o termo 1 + T A/K a é igual a T A/K a para uma boa aproximação.

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

Esta equação explica os seguintes fatos:

  • O pH no ponto final depende principalmente da força do ácido, p K a .
  • O pH no ponto final diminui com o aumento da concentração do ácido, t Uma .

Em uma titulação de um ácido fraco com uma base forte, o pH sobe mais abruptamente à medida que o ponto final se aproxima. A inclinação da curva de pH em relação à quantidade de titulante é máxima quando o pH é numericamente igual ao valor de pK a . O ponto final ocorre em pH maior que 7. Portanto, o indicador mais adequado para uso é aquele, como a fenolftaleína , que muda de cor em pH alto.

Bases fracas e ácidos fortes

A situação é análoga à dos ácidos fracos e das bases fortes.

H 3 O + + B ⇌ H 2 O + BH +

O pH da solução neutralizada depende da constante de dissociação de ácido da base, p K a , ou, equivalentemente, da constante de associação de base, p K b .

O indicador mais adequado para esse tipo de titulação é aquele, como o laranja de metila , que muda de cor em pH baixo.

Ácidos fracos e bases fracas

Quando um ácido fraco reage com uma quantidade equivalente de uma base fraca, a neutralização completa não ocorre.

AH + B ⇌ A - + BH +

As concentrações das espécies em equilíbrio entre si dependerão da constante de equilíbrio, K , para a reação, que pode ser definida como segue.

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

Dadas as constantes de associação para o ácido ( K a ) e a base ( K b ).

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

segue-se que K =K a/K b.

Um ácido fraco não pode ser neutralizado por uma base fraca e vice-versa.

Formulários

Métodos de titulação química são usados ​​para analisar ácidos ou bases para determinar a concentração desconhecida . Pode ser empregado um medidor de pH ou um indicador de pH que mostra o ponto de neutralização por uma mudança de cor distinta. Cálculos estequiométricos simples com o volume conhecido do desconhecido e o volume e molaridade conhecidos do produto químico adicionado fornecem a molaridade do desconhecido.

No tratamento de águas residuais , os métodos de neutralização química são frequentemente aplicados para reduzir os danos que um efluente pode causar ao ser lançado no meio ambiente. Para controlo de pH, os produtos químicos conhecidos incluem carbonato de cálcio , óxido de cálcio , hidróxido de magnésio , e bicarbonato de sódio . A seleção de um produto químico de neutralização apropriado depende da aplicação particular.

Existem muitos usos para as reações de neutralização que são reações ácido-alcalinas. Um uso muito comum são os comprimidos antiácidos. Eles são projetados para neutralizar o excesso de ácido gástrico no estômago ( HCl ) que pode estar causando desconforto no estômago ou na parte inferior do esôfago. Isso também pode ser remediado pela ingestão de bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ). O bicarbonato de sódio também é comumente usado para neutralizar derramamentos de ácido em laboratórios, bem como queimaduras de ácido .

Na síntese química de nanomateriais, o calor da reação de neutralização pode ser utilizado para facilitar a redução química dos precursores metálicos.

Também no trato digestivo, as reações de neutralização são usadas quando os alimentos são transportados do estômago para os intestinos. Para que os nutrientes sejam absorvidos pela parede intestinal, é necessário um ambiente alcalino, para que o pâncreas produza um bicarbonato antiácido para causar essa transformação.

Outro uso comum, embora talvez não tão conhecido, é em fertilizantes e no controle do pH do solo . Cal apagada (hidróxido de cálcio) ou calcário (carbonato de cálcio) pode ser trabalhado em solo que é muito ácido para o crescimento de plantas. Os fertilizantes que melhoram o crescimento das plantas são feitos neutralizando o ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) ou o ácido nítrico (HNO 3 ) com gás amônia (NH 3 ), formando sulfato de amônio ou nitrato de amônio . Esses são os sais utilizados no fertilizante.

Industrialmente, um subproduto da queima do carvão, o gás dióxido de enxofre , pode se combinar com o vapor d'água no ar para eventualmente produzir ácido sulfúrico, que cai como chuva ácida. Para evitar que o dióxido de enxofre seja liberado, um dispositivo conhecido como depurador coleta o gás das chaminés. Este dispositivo primeiro sopra carbonato de cálcio na câmara de combustão, onde se decompõe em óxido de cálcio (cal) e dióxido de carbono. Esta cal então reage com o dióxido de enxofre produzido formando sulfito de cálcio. Uma suspensão de cal é então injetada na mistura para produzir uma pasta, que remove o sulfito de cálcio e qualquer dióxido de enxofre não reagido remanescente.

Referências

  1. ^ Trummal, Aleksander; Lipping, Lauri; Kaljurand, Ivari; Koppel, Ilmar A .; Leito, Ivo (06/05/2016). "Acidez de Ácidos Fortes em Água e Dimetil Sulfóxido". O Journal of Physical Chemistry Uma . 120 (20): 3663–3669. Bibcode : 2016JPCA..120.3663T . doi : 10.1021 / acs.jpca.6b02253 . ISSN  1089-5639 . PMID  27115918 .
  2. ^ Steven S. Zumdahl (2009). Princípios Químicos (6ª ed.). Nova York: Houghton Mifflin Company. pp.  319 -324.
  3. ^ Yin, Xi; Wu, Jianbo; Li, Panpan; Shi, Miao; Yang, Hong (janeiro de 2016). "Abordagem de autoaquecimento para a produção rápida de nanoestruturas metálicas uniformes". ChemNanoMat . 2 (1): 37–41. doi : 10.1002 / cnma.201500123 .

Leitura adicional

A neutralização é abordada na maioria dos livros didáticos de química em geral. Tratamentos detalhados podem ser encontrados em livros de química analítica, como

  • Skoog, DA; West, DM; Holler, JF; Crouch, SR (2004). Fundamentals of Analytical Chemistry (8ª ed.). Thomson Brooks / Cole. ISBN 0-03-035523-0. Capítulos 14, 15 e 16

Formulários

  • Stumm, W .; Morgan, JJ (1996). Química da Água . Nova York: Wiley. ISBN 0-471-05196-9.
  • Snoeyink, VL; Jenkins, D. (1980). Química Aquática: Equilíbrio Químico e Taxas em Águas Naturais . Nova York: Wiley. ISBN 0-471-51185-4.
  • Millero, FJ (2006). Oceanografia Química (3ª ed.). Londres: Taylor e Francis. ISBN 0-8493-2280-4.
  • Metcalf & Eddy. Engenharia, Tratamento e Reutilização de Efluentes . 4ª ed. Nova York: McGraw-Hill, 2003. 526-532.