중화(화학)

Neutralization (chemistry)
강산-강염기 중화적정법(페놀프탈레인 사용)의 애니메이션.동등점은 빨간색으로 표시됩니다.

중화(中化) 또는 중화(中化)는 화학에서 산과 염기가 양적으로 반응하는 화학 반응이다.물 속의 반응에서 중화하면 용액에 수소 이온이나 수산화 이온이 과잉되지 않는다.중화 용액의 pH는 반응물의 산 강도에 따라 달라진다.

'중립화'의 의미

화학 반응의 맥락에서 중화라는 용어는 산과 염기 또는 알칼리 사이의 반응에 사용됩니다.역사적으로 이 반응은 다음과 같이 표현되었다.

산 + 염기(알칼리) → 소금 + 물

예를 들어 다음과 같습니다.

HCl + NaOH → NaCl + HO2

이 진술은 수용액에서 관련된 물질이 해리되어 물질의 이온화 상태를 변화시키는 것으로 이해되는 한 여전히 유효하다.화살표인 →는 반응이 완료되어 있기 때문에, 즉 중성화가 정량적 반응이기 때문에 사용됩니다.보다 일반적인 정의는 Brönsted에 기초한다.로우리산염기 이론

AH + B → A + BH

이와 같은 일반식에서는 A, AH, B, BH의 종류에 따라 전하가 흐를 수도 있고 흐를 수도 있기 때문에 전하가 생략된다.황산의 중화 작용은 구체적인 예를 제공한다.이 경우 두 가지 부분 중화 반응이 가능합니다.

HSO24 + OH− → HSO−
4 + HO2
HSO−
4 + OH− → SO2−
4 + HO2
전체: HSO24 + 2− OH → SO2−
4+ 2 HO2

산 AH가 중화되면 산(또는 분자의 해리에 의해 생성된 수소 이온)의 분자가 용액에 남지 않는다.

산이 중화되었을 때 첨가되는 염기의 양은 처음에 존재하는 산의 양과 같아야 한다.이 염기의 양은 같은 양이라고 합니다.산을 염기로 적정할 때 중화점을 당량점이라고도 한다.중화반응의 정량적 성질은 산과 알칼리의 농도로 가장 쉽게 표현된다.등가점:

부피(원소)×농도+(해리에 의한 H이온)=부피(염기)×농도−(OH이온)

일반적으로2 농도1 c의 산n AH가 농도 c의 염기 B(OH)m와 반응하는 경우 부피는 다음과 같이 관련된다.

n1 v c1 = m v2 c2

염기가 산에 의해 중화되는 예는 다음과 같다.

Ba(OH)2 + 2+ H → Ba2+ + 2 HO2

산과 염기의 농도와 관련된 동일한 방정식이 적용된다.중화 개념은 용액 내 반응에 국한되지 않는다.예를 들어 석회석과 황산 등의 산의 반응도 중화 반응이다.

[Ca,Mg]CO3(s) + HSO24(aq) → (Ca2+,Mg2+)(aq) + SO2−
4(aq) + CO2(g)2 + HO

그러한 반응은 토양 화학에서 중요하다.

강한 산과 강한 염기

강산은 수용액에서 완전히 해리된 산이다.예를 들어 염산인 HCl은 강한 산이다.

HCl(aq) → H+(aq) + Cl−(aq)

강한 염기는 수용액에서 완전히 해리된 염기다.예를 들어 수산화나트륨, NaOH는 강한 염기이다.

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH−(aq)

따라서 강산이 강한 염기와 반응할 때 중화 반응은 다음과 같이 기록될 수 있다.

H+ + OH− → HO2

예를 들어 염산과 수산화나트륨의 반응에서 나트륨과 염화물 이온은 Na와− Cl은 반응에+ 관여하지 않는다.이 반응은 Brönsted-와 일치한다.로우리 정의. 왜냐하면 실제로는 수소 이온이 하이드로늄 이온으로 존재하기 때문에 중화 반응은 다음과 같이 기록될 수 있습니다.

HO3+− + OH → HO2 + HO2

강산이 강한 염기에 의해 중화되면 용액에 여분의 수소 이온이 남지 않는다.이 용액은 산성도 알칼리성도 아니기 때문에 중성이라고 한다.이러한 용액의 pH는 7에 가깝습니다.정확한 pH 값은 용액의 온도에 따라 달라집니다.

중화는 발열 반응이다.H + OH− → HO2 반응의+ 표준 엔탈피 변화는 -57.30 kJ/mol이다.

정량적 처리

완전해리(fully disariated)란 용질의 농도가 검출한계 이하일 때, 즉 제품의 농도가 너무 낮아 측정할 수 없을 때 사용한다.이것은 정량적으로 로그 K < -2로 표시되거나 일부 텍스트에서는 로그 K < -1.76으로 표시된다.즉, 실험 측정에서는 해리 상수 값을 얻을 수 없습니다.그러나 이 값은 이론적으로 추정할 수 있습니다.예를 들어 상온에서 [1]수용액 중 염화수소에 대한 로그 K ≤ -6의 값이 추정되었다.화합물은 농도가 낮을 때는 강산, 농도가 매우 높을 때는 약산 역할을 할 수 있다.황산은 그러한 화합물의 한 예이다.

약한 산과 강한 염기

약산 HA는 물에 녹았을 때 완전히 분해되지 않는 것이다.대신 평형 혼합물이 형성됩니다.

HA + HO2 † HO3+ + A−

아세트산은 약한 산의 한 예이다.중성화 용액의 pH는 다음과 같습니다.

HA + OH− → HO2 + A−

는 강산과 같이 7에 가깝지 않지만 산의 산 해리 상수a K에 따라 달라집니다.적정 시 끝점 또는 당량점의 pH는 다음과 같이 계산할 수 있다.끝점에서는 산이 완전히 중화되어 분석수소이온농도 T가H 0이 되고, 켤레염기− A의 농도는 산의 분석적 또는 형식적A 농도 T와 동일하다−. [AA] = T산의 용액, HA가 평형 상태에 있을 때, 정의상 농도는 다음 식에 의해 관련된다.

[A−] [H+] = Ka [HA ], pKa = -loga K

용매(예: 물)는 용매의 농도가 용해산 농도2 [HO] tA T보다 매우 크다는 가정 하에 정의식에서 제외된다.수소 이온의 질량 균형 방정식은 다음과 같이 쓸 수 있다.

TH = [H+] + [A−][H+]/Ka −Kw/[H+]
pK가a 4.85인 약산에 강염기를 첨가하기 위한 적정곡선.곡선은 산의 농도로 표시된다.

여기서w K는 물의 자기분해 상수를 나타낸다.K = [H+][ ][ ]이후wOH−]는w+ 수산화 이온− 농도인 [OH]와 같다.중화 시 T는H 0입니다.방정식의 양변에 [H+]를 곱하면 다음과 같이 된다.

[H+]2 + TA[H+]/2Ka - Kw = 0

정렬하고 대수를 취하면

pH = 1/2 pKw + 1/2 log (1 + TA/Ka)

묽은 약산용액일 경우 1 + TA/K는a T/K와Aa 같으며 근사치가 좋다.pKw = 14일 경우,

pH = 7 + (pKa + 로그A T)/2

이 방정식은 다음 사실을 설명합니다.

  • 끝점의 pH는 주로 산의 강도 pK에a 따라 달라집니다.
  • 끝점의 pH는 7보다 크며 그림과 같이 산 T의A 농도가 증가함에 따라 증가한다.

강한 염기로 약한 산을 적정할 때 pH는 끝점에 가까워질수록 더 가파르게 상승한다.끝점에서는 적정량에 대한 pH 곡선의 기울기가 최대가 된다.끝점이 7보다 큰 pH에서 발생하기 때문에 가장 적합한 지표는 페놀프탈레인처럼 높은 [2]pH에서 색이 변하는 지표이다.

약염기, 강산

이 상황은 약한 산과 강한 염기의 그것과 유사하다.

B + HO3+ bh+ BH + HO2

아민은 약한 염기의 예입니다.중성화 용액의 pH는 양성자화된 염기의 산 해리 상수 pKa 또는 그에 상응하는 염기 연관 상수b pK에 의존한다.이런 유형의 적정에 사용하는 가장 적합한 지표는 낮은 pH에서 색이 변하는 메틸 오렌지와 같은 지표입니다.

약산 및 약염기

약한 산이 약한 염기의 상당량과 반응할 때,

HA + B † A− + BH+

완전한 중화가 항상 발생하는 것은 아닙니다.서로 평형 상태에 있는 종의 농도는 반응 시 평형 상수 K에 따라 달라지며, 이는 다음과 같이 정의된다.

[A−] [BH]+ = K [HA ][B]

중화 반응은 다음의 두 가지 산 해리 반응의 차이로 간주될 수 있다.

HA h+ H + A−a,A K = [ A− ][ H+ ] / [하]
BH+ b B + H+ Ka,B = [B][H+]/[BH+]

각각 HA와+ BH의 해리 상수a,A K와a,B K를 가지고 있다.반응 지수를 검사한 결과,

K = Ka,A/Ka,B.

약한 산이 항상 약한 염기로 중화되는 것은 아니며, 그 반대도 마찬가지입니다.단, 벤조산(Ka,A = 6.5 × 10−5)을 암모니아(Ka,B = 5.6 × 10−10)로 중화시키기 위해서는 K = 15.2 × 10 > 1이며, 벤조산의 99% 이상이 벤조산염으로 변환된다.

적용들

미지의 농도를 측정하기 위해 산이나 염기를 분석하기 위해 화학적 적정법을 사용한다.뚜렷한 색변화에 의해 중화점을 나타내는 pH미터 또는 pH 인디케이터를 사용할 수 있다.미지의 알려진 부피와 첨가된 화학 물질의 알려진 부피와 몰 농도를 사용한 간단한 화학량 계산은 미지의 몰 농도를 제공한다.

폐수 처리에서는 환경 방출 시 유출물이 야기할 수 있는 피해를 줄이기 위해 화학 중화 방법을 사용하는 경우가 많습니다.pH 조절을 위해 인기 있는 화학물질로는 탄산칼슘, 산화칼슘, 수산화마그네슘, 중탄산나트륨 등이 있습니다.적절한 중화 약품의 선택은 특정 용도에 따라 달라진다.

산성 알칼리 반응인 중화 반응에는 많은 용도가 있다.매우 일반적인 용도는 제산제이다.이것들은 위나 식도 하부에 불쾌감을 일으킬 수 있는 위산의 과잉을 중화시키기 위해 고안되었다.이것은 또한 중탄산나트륨(NaHCO3)을 섭취함으로써 교정될 수 있다.중탄산나트륨은 또한 실험실에서 산 유출과 산 화상을 중화시키는 데 흔히 사용됩니다.

나노물질의 화학합성에서는 중화반응의 열을 이용해 금속 [3]전구체의 화학환원을 촉진할 수 있다.

소화관에서도 위장에서 장으로 음식을 옮길 때 중화 반응이 사용됩니다.영양소가 장벽을 통해 흡수되기 위해서는 알칼리성 환경이 필요하기 때문에 췌장에서 제산성 중탄산염이 생성되어 이 변형이 일어난다.

비료와 토양 pH의 조절은 널리 알려져 있지는 않지만, 또 다른 일반적인 용도가 있다.소석회(수산화칼슘) 또는 석회석(탄산칼슘)은 식물이 자라기엔 너무 산성인 토양으로 가공될 수 있다.식물의 성장을 개선하는 비료는 황산(HSO24)이나 질산(HNO3)을 암모니아 가스(NH)로3 중화시켜 황산암모늄이나 질산암모늄을 만든다.이것들은 비료에 사용되는 소금입니다.

산업적으로는 석탄 연소의 부산물인 이산화황 가스가 공기 중의 수증기와 결합하여 결국 산성비로 떨어지는 황산을 생산할 수 있다.아황산가스가 방출되는 것을 막기 위해, 스크러버라고 알려진 장치는 연기 더미에서 가스를 추출한다.이 장치는 먼저 탄산칼슘을 연소실로 불어 넣어 산화칼슘(석회)과 이산화탄소로 분해한다.이 석회는 생성된 이산화황과 반응하여 아황산칼슘을 형성합니다.다음으로 석회 현탁액을 혼합물에 주입하여 슬러리를 생성함으로써 아황산칼슘 및 나머지 미반응 이산화황을 제거한다.

레퍼런스

  1. ^ Trummal, Aleksander; Lipping, Lauri; Kaljurand, Ivari; Koppel, Ilmar A.; Leito, Ivo (2016-05-06). "Acidity of Strong Acids in Water and Dimethyl Sulfoxide". The Journal of Physical Chemistry A. 120 (20): 3663–3669. Bibcode:2016JPCA..120.3663T. doi:10.1021/acs.jpca.6b02253. ISSN 1089-5639. PMID 27115918.
  2. ^ Steven S. Zumdahl (2009). Chemical Principles (6th ed.). New York: Houghton Mifflin Company. pp. 319–324.
  3. ^ Yin, Xi; Wu, Jianbo; Li, Panpan; Shi, Miao; Yang, Hong (January 2016). "Self-Heating Approach to the Fast Production of Uniform Metal Nanostructures". ChemNanoMat. 2 (1): 37–41. doi:10.1002/cnma.201500123.

추가 정보

중성화는 대부분의 일반 화학 교과서에서 다루어진다.상세한 처리는 다음과 같은 분석 화학 교과서에서 찾을 수 있다.

  • Skoog, D.A; West, D.M.; Holler, J.F.; Crouch, S.R. (2004). Fundamentals of Analytical Chemistry (8th ed.). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0. 제14장, 제15장, 제16장

적용들

  • Stumm, W.; Morgan, J.J. (1996). Water Chemistry. New York: Wiley. ISBN 0-471-05196-9.
  • Snoeyink, V.L.; Jenkins, D. (1980). Aquatic Chemistry: Chemical Equilibria and Rates in Natural Waters. New York: Wiley. ISBN 0-471-51185-4.
  • Millero, F.J. (2006). Chemical Oceanography (3rd ed.). London: Taylor and Francis. ISBN 0-8493-2280-4.
  • Metcalf & Eddy.폐수 엔지니어링, 처리 및 재사용.제4판뉴욕: 맥그로힐, 2003. 526-532.