Neutralización (química)

En química, neutralización o neutralización (ver diferencias ortográficas) es una reacción química en la que un ácido y una base reaccionan con una cantidad equivalente entre sí. En una reacción en agua, la neutralización da como resultado que no haya 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.

Significado de "neutralización"

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 representó como

ácido + base (alkali) → sal + agua

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 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.

AH + B → A + BH

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

H₂SO₄ + OH⁻ → HSO⁻
₄ + H₂O

HSO⁻
₄ + OH⁻ → SO^{2 - 2}
₄ + H₂O

En general: H₂SO₄ + 2 OH⁻ → SO^{2 - 2}
₄+ 2 H₂O

Después de neutralizar un ácido AH, no quedan moléculas del ácido (o iones de hidrógeno producidos por la 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. Esta cantidad de base se dice que es la cantidad equivalente. En una valoración de un ácido con una base, el punto de neutralización también puede denominarse punto de equivalencia. La naturaleza cuantitativa de la reacción de neutralización se expresa más convenientemente en términos de concentraciones de ácido y álcali. En el punto de equivalencia:

volumen (ácido) × concentración (H)⁺ iones de disociación) = volumen (base) × concentración (OH)⁻ iones)

En general, para un ácido AH_n en concentración c₁ que reacciona con una base B(OH)_m en concentración c₂ los volúmenes están relacionados por:

n v₁ c₁ = m v₂ c₂

Un ejemplo de una base 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 reacciones en solución. Por ejemplo, la reacción de la piedra caliza con un ácido como el ácido sulfúrico también es una reacción de neutralización.

[Ca,Mg]CO₃s) + H₂SO₄aq) →²⁺, Mg²⁺)aq) + SO^{2 - 2}
₄aq) + CO₂g) + H₂O

Estas reacciones son importantes en la química del suelo.

Ácidos fuertes y bases fuertes

Un ácido fuerte es aquel que está completamente disociado en solución acuosa. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, es un ácido fuerte.

HClaq) → H⁺aq) + Cl⁻aq)

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

NaOHaq) → Na⁺aq) + OH⁻aq)

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

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Por ejemplo, en la reacción entre ácido clorhídrico e 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 ion hidronio, por lo que la reacción de neutralización puede escribirse como

H₃O⁺ + OH⁻ → H₂O + H₂O

Cuando un ácido fuerte es neutralizado por una base fuerte, no quedan iones de hidrógeno en exceso en la solución. Se dice que la solución es neutra porque no es ni ácida ni alcalina. El pH de dicha solución se acerca 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⁻ → H₂O es −57,30 kJ/mol.

Tratamiento cuantitativo

El término completamente disociado se aplica a un soluto cuando la concentración del soluto no disociado está por debajo de los límites de detección, es decir, cuando la concentración del soluto no disociado es demasiado baja para medirla. 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 puede estimarse teóricamente. Por ejemplo, se ha estimado el valor de log K ≈ −6 para el cloruro de hidrógeno en solución acuosa a temperatura ambiente. 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 tal compuesto.

Ácidos débiles y bases fuertes

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

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

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

HA + OH⁻ → H₂O + A⁻

no está cerca de 7, como ocurre con un ácido fuerte, sino que depende de la constante de disociación del ácido, 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^{−< /sup>, 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];pK_a = −log K_a

El disolvente (por ejemplo, agua) se omite en la expresión definitoria suponiendo que su concentración es mucho mayor que la concentración del ácido disuelto, [H₂O] ≫ T_A. La ecuación para el balance de masa en iones de hidrógeno se puede escribir como

T_H [H]⁺[A]⁻[H]⁺]/K_a − K_w/[HH⁺]

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 de hidróxido. En la neutralización, T_H es cero. Después de multiplicar ambos lados de la ecuación por [H⁺], se convierte en

[HH⁺]² + T_A[HH⁺]²/K_a − K_w = 0

y, después de reordenar y tomar logaritmos,

pH = 1/2 pK_w + 1/2 log (1 + T_A/K_a)

Con una solución diluida del ácido débil, el término 1 + T_A /K_a es igual a T_A /K_a a un buen aproximación. Si pK_w = 14,

pH = 7 + (pK_a + registro T_A)/2

Esta ecuación explica los siguientes hechos:

• El pH en el punto final depende principalmente de la fuerza del ácido, pK_a.
• El pH en el punto final es mayor que 7 y aumenta con la concentración creciente del ácido, T_AComo se ve en la figura.

En una valoración de un ácido débil con una base fuerte, el pH aumenta más rápidamente 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 valorante es máxima. Dado que el punto final se produce a un pH superior a 7, el indicador más adecuado es uno, como la fenolftaleína, que cambia de color a un pH alto.

Bases débiles y ácidos fuertes

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

B + H₃O⁺ ⇌ BH⁺ + H₂O

Las aminas son ejemplos de bases débiles. El pH de la solución neutralizada depende de la constante de disociación ácida de la base protonada, pK_a, o, de manera equivalente, de la constante de asociación de la base, pK. _b. El indicador más adecuado para este tipo de valoración es uno, como el naranja de metilo, que cambia de color a pH bajo.

Ácidos débiles y bases débiles

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, para la reacción, que se define de la siguiente manera:

[A⁻[BH]⁺= K [HA][B].

La reacción de neutralización se puede considerar como la diferencia de las siguientes dos reacciones de disociación ácida

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 amoniaco (K_a,B = 5,6 × 10⁻¹⁰ para amonio), K = 1,2 × 10⁵ >> 1, y más del 99% del ácido benzoico se convierte en benzoato.

Aplicaciones

Los métodos de titulación química se utilizan para analizar ácidos o bases para determinar la concentración desconocida. Se puede emplear un medidor de pH o un indicador de pH que muestre el punto de neutralización mediante un cambio de color distinto. Los cálculos estequiométricos simples con el volumen conocido de la sustancia desconocida y el volumen y la molaridad conocidos de la sustancia química agregada dan la molaridad de la sustancia desconocida.

En el tratamiento de aguas residuales, a menudo se aplican métodos de neutralización química para reducir el daño que un efluente puede causar al liberarse al medio ambiente. Para controlar el pH, los productos químicos populares incluyen carbonato de calcio, óxido de calcio, hidróxido de magnesio y bicarbonato de sodio. La selección de un producto químico de neutralización apropiado depende de la aplicación particular.

Existen muchos usos de las reacciones de neutralización que son reacciones ácido-álcali. Un uso muy común son las pastillas antiácidas. Están diseñados 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.

También en el tracto digestivo, las reacciones de neutralización se utilizan cuando los alimentos pasan del estómago a los intestinos. 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 que se produzca esta transformación.

Otro uso común, aunque quizás no tan conocido, es en fertilizantes y control del pH del suelo. Se puede incorporar cal apagada (hidróxido de calcio) o piedra caliza (carbonato de calcio) al suelo que es demasiado ácido 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 (NH ₃), produciendo sulfato de amonio o nitrato de amonio. Estas son sales utilizadas en el fertilizante.

Industrialmente, un subproducto de la quema de carbón, el gas dióxido de azufre, puede combinarse con el vapor de agua en el aire para producir eventualmente ácido sulfúrico, que cae en forma de lluvia ácida. Para evitar que se libere dióxido de azufre, un dispositivo conocido como depurador recoge el gas de las chimeneas. Este dispositivo primero sopla carbonato de calcio a la cámara de combustión donde se descompone en óxido de calcio (cal) y dióxido de carbono. Esta cal luego reacciona con el dióxido de azufre producido formando 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.