Neutralización (química)

En química, la neutralización ( o neutralización ) es una reacción química en la que un ácido y una base reaccionan en cantidades equivalentes. En una reacción en agua, la neutralización resulta en la ausencia de exceso de iones hidrógeno o hidróxido en la disolución. El pH de la disolución neutralizada depende de la acidez 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

ácido + base (álcali) → sal + agua

x H _y A + y B(OH) _x → B _y A _x + xy H ₂ O

Por ejemplo:

HCl + NaOH → NaCl + _H₂O

La afirmación sigue siendo válida siempre que se entienda que en una solución acuosa las sustancias involucradas están sujetas a disociación , lo que cambia su estado de ionización. El símbolo 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 .

AH + B → A + BH

Las cargas eléctricas se omiten en expresiones genéricas como esta, ya que cada especie A, AH, B o BH puede o no tener carga eléctrica. La neutralización del ácido sulfúrico proporciona un ejemplo específico. En este caso, son posibles dos reacciones de neutralización parcial.

H₂SO₄ + OH⁻ ^→ HSO₄⁻ + _H₂O​​_​​​

HSO − 4 + OH ⁻ → SO 2− 4 + H ₂ O

En general:

H₂SO₄ + ₂ OH⁻ ^→ SO₄²⁻ + 2 _H₂O​​​

Una vez neutralizado un ácido AH, no quedan moléculas del ácido (ni iones de hidrógeno producidos por la disociación de la molécula) en la disolución.

Cuando se neutraliza un ácido, la cantidad de base que se le añade debe ser igual a la cantidad de ácido presente inicialmente. Esta cantidad de base se denomina cantidad equivalente . En una titulación de un ácido con una base, el punto de neutralización también se conoce como punto de equivalencia . La naturaleza cuantitativa de la reacción de neutralización se expresa de forma más conveniente en términos de las concentraciones de ácido y álcali . En el punto de equivalencia:

volumen (ácido) × concentración ( iones H ⁺ por disociación) = volumen (base) × concentración ( iones OH ^{− )}

En general, para un ácido AH _n con concentración c ₁ que reacciona con una base B(OH) _m con concentración c ₂ , los volúmenes v ₁ y v ₂ se relacionan mediante:

n × v ₁ × c ₁ = m × v ₂ × c ₂

Un ejemplo de una base que es neutralizada por un ácido es el siguiente.

Ba ( OH) _₂ + 2 H⁺ ^→ Ba²⁺ ⁺ 2 _H₂O

Se aplica la misma ecuación que relaciona las concentraciones de ácido y base. El concepto de neutralización no se limita a las reacciones en disolución. Por ejemplo, la reacción de la piedra caliza con un ácido como el ácido sulfúrico también es una reacción de neutralización.

[ Ca,Mg]CO ₃ (s) + H ₂ SO ₄ (aq) → [ Ca ²⁺ , Mg ²⁺ ](aq) + SO 2− 4 (aq) + CO ₂ (g) + H ₂ O(l)

Este tipo de 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.

HCl → H ⁺ + Cl ⁻

Una base fuerte es aquella que se disocia completamente en solución acuosa. Por ejemplo, el hidróxido de sodio , NaOH, es una base fuerte.

NaOH → Na ⁺ + OH ⁻

Por lo tanto, cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte, la reacción de neutralización se puede escribir como

H ⁺ + OH ⁻ → H ₂ O

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 consistente con la definición de Brønsted-Lowry porque en realidad el ion hidrógeno existe como el ion hidronio , de modo que la reacción de neutralización puede escribirse como

H₃O⁺ ⁺ OH⁻ ^→ 2 _H₂O​​​

Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, no quedan iones de hidrógeno en exceso en la disolución. Se dice que la disolución es neutra , ya que no es ni ácida ni alcalina. El pH de dicha disolución es cercano a 7; el valor exacto del pH depende de la temperatura de la disolución.

La neutralización es una reacción exotérmica . El cambio de entalpía estándar para la reacción H ⁺ + OH ⁻ → H ₂ O es−57,30  kJ/mol .

Un ácido débil HA es aquel que no se disocia completamente cuando se disuelve en agua. En su lugar, se forma una mezcla en equilibrio :

HA + H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ + A ⁻

El ácido acético es un ejemplo de ácido débil. El pH de la solución neutralizada resultante de

HA + OH ⁻ → H ₂ O + A ⁻

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 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

[ A ⁻ ] [ H ⁺ ] = K _a [HA]; p K _a = -log K _a 

El disolvente (por ejemplo, agua) se omite de la expresión definitoria bajo el supuesto de que su concentración es mucho mayor que la concentración de ácido disuelto, [ H₂O ] ≫ TA _{. La ecuación para el} balance de masa en iones hidrógeno se puede escribir entonces como

T _H = [H ⁺ ] + ⁠ [A ^- ][ H ⁺ ] / K _w ⁠ - ⁠ K _w / [ H ⁺ ] ⁠

donde K _w representa la constante de autodisociación del agua. Dado que K _w = [ H ⁺ ] [ OH ⁻ ] , el término ⁠ K _w / [ 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 obtiene

[ H ⁺ ] ² + ⁠ T _A [ H ⁺ ] ² / K _a ⁠ - K _w = 0

y, después de reordenar y tomar logaritmos,

pH = ⁠ p K _w + log (1 + ⁠ T _A / K _a ⁠ ) / 2 ⁠

Con una solución diluida del ácido débil, el término 1 + ⁠ T _A / K _a ⁠ es igual a ⁠ T _A / K _a ⁠ con buena aproximación. Si p K _w = 14,

pH = 7 + ⁠ p K _a + log T _A / 2 ⁠

Esta ecuación explica los siguientes hechos:

• El pH en el punto final depende principalmente de la fuerza del ácido, p K _a .
• El pH en el punto final es mayor que 7 y aumenta con el aumento de la concentración del ácido, T _A , como se puede ver en la figura.

En una titulación de un ácido débil con una base fuerte, el pH aumenta más rápidamente a medida que se aproxima el punto final. En el punto final, la pendiente de la curva de pH en función de la cantidad de titulante es máxima. Dado que el punto final se produce a un pH superior a 7, el indicador más adecuado es uno que, como la fenolftaleína , cambia de color a pH elevado. ^{[ 2 ]}

La situación es análoga a la de los ácidos débiles y las bases fuertes.

B + H ₃ O ⁺ ⇌ BH ⁺ + H ₂ O

Las aminas son ejemplos de bases débiles. El pH de la solución neutralizada depende de la constante _de disociación ácida de la base protonada, pKa , _o , equivalentemente, de la constante de asociación de la base, pKb . El indicador más adecuado para este tipo de titulación es uno que, como el naranja de metilo , cambia de color a pH bajo.

Cuando un ácido débil reacciona con una cantidad equivalente de una base débil,

HA + B ⇌ A ⁻ + BH ⁺

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:

[ A ⁻ ] [ BH ⁺ ] = K [HA][B]

La reacción de neutralización puede considerarse como la diferencia de las dos reacciones de disociación ácida siguientes.

HA ⇌ H ⁺ + A ⁻ ; K _a,A = ⁠ [ A ⁻ ] [ H ⁺ ] / [HA] ⁠ 

BH ⁺ ⇌ B + H ⁺ ; K _a,B = ⁠ [ B] [ H ⁺ ] / [BH ⁺ ] ⁠ 

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 amoníaco ( 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 su concentración desconocida . Se puede emplear un pH-metro o un indicador de pH que muestre el punto de neutralización mediante un cambio de color distintivo. Mediante cálculos estequiométricos sencillos , con el volumen conocido de la sustancia desconocida y el volumen y la molaridad conocidos del reactivo añadido, se obtiene la molaridad de la sustancia desconocida.

En el tratamiento de aguas residuales , se suelen aplicar métodos de neutralización química para reducir el daño que un efluente puede causar al ser vertido 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 del producto químico de neutralización adecuado depende de la aplicación específica.

Las reacciones de neutralización, que son reacciones ácido-base, tienen múltiples aplicaciones. Un ejemplo muy común son los antiácidos . Estos comprimidos están diseñados para neutralizar el exceso de ácido gástrico ( HCl ) en el estómago , que puede causar molestias estomacales o en la parte inferior del esófago.

El bicarbonato de sodio se usa comúnmente para neutralizar derrames de ácido en laboratorios, así como quemaduras por ácido .

Asimismo, en el tracto digestivo, se utilizan reacciones de neutralización cuando los alimentos pasan del estómago a los intestinos. Para que los nutrientes se absorban a través de la pared intestinal, se necesita un ambiente alcalino, por lo que el páncreas produce bicarbonato, un antiácido, para que se produzca esta transformación.

Otro uso común 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 demasiado ácidos para el crecimiento de las plantas. Los suelos básicos se pueden corregir con azufre (que las bacterias metabolizan en dióxido de azufre o sulfuro de hidrógeno) o sulfatos. ^{[ 3 ]}

En la industria, el dióxido de azufre , un subproducto de la combustión del carbón , puede combinarse con el vapor de agua del aire para producir ácido sulfúrico, que cae en forma de lluvia ácida. Para evitar la liberación de 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. Esta cal reacciona con el dióxido de azufre producido, formando sulfito de calcio . A continuación, se inyecta una suspensión de cal en la mezcla para producir una pasta que elimina el sulfito de calcio y cualquier dióxido de azufre restante sin reaccionar. ^{[ 4 ]}

En el proceso final de control de calidad de la fabricación , los productos suelen someterse a un tratamiento con ácido, el cual debe 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 explicaciones más detalladas en libros de texto de química analítica, tales como:

• Skoog, DA; West, DM; Holler, JF; Crouch, SR (2004). "14-16". Fundamentos de Química Analítica (8.ª  ed.). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0.