Neutralizarea

Neutralizarea este reacția dintre un acid și o bază, în urma căreia rezultă o sare și apă. Exemplu: acidul clorhidric reacționează cu hidroxidul de sodiu și formează clorură de sodiu (sarea de bucătărie) și apă: $\mathrm{HCl}+\mathrm{NaOH}\to \mathrm{NaCl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. Reacția degajă căldură, deci amestecul se încălzește. Ecuația ionică arată ce se întâmplă de fapt: ionii de hidrogen ai acidului se unesc cu ionii hidroxid ai bazei și formează apă, ${\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+\mathrm{H}{\mathrm{O}}^{-}\to 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$, în timp ce ionii $\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{+}$ și $\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$ rămân neschimbați în soluție.

Coeficienții din ecuația egalată arată raportul în care se consumă substanțele. Acidul sulfuric are doi atomi de hidrogen, așa că reacționează cu două unități de hidroxid de sodiu: ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2NaOH\to \mathrm{N}{\mathrm{a}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. De aceea nu se compară volumele sau masele „la ochi”, ci cantitățile de substanță, în moli.

Neutralizarea se folosește în viața de zi cu zi. Antiacidele, de exemplu laptele de magnezia ($\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}{)}_2$), consumă o parte din acidul clorhidric din stomac: $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}{)}_2+2HCl\to \mathrm{MgC}{\mathrm{l}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. Pe un sol acid se împrăștie var sau calcar măcinat, care reduc aciditatea, iar cantitatea potrivită se stabilește după analiza solului. Neutralizarea se urmărește cu un indicator: o soluție de $\mathrm{NaOH}$ cu fenolftaleină este roz, iar la adăugarea treptată de acid culoarea dispare când toată baza a reacționat.

Schema generală este: acid + bază $\to$ sare + apă. Când acidul și baza sunt tari și au reacționat exact în cantitățile din ecuație, soluția rezultată are $pH=7$, adică este neutră, dar nu este apă pură: conține sarea dizolvată. Dacă rămâne acid sau bază neconsumată, soluția rămâne acidă sau bazică. O arsură cu acid sau cu bază nu se tratează cu cealaltă substanță, ci se spală imediat cu multă apă curentă.

Caz în pași. Câte grame de $\mathrm{NaOH}$ neutralizează $7,3$ g de $\mathrm{HCl}$? Masele atomice sunt $A_{\mathrm{H}}=1$, $A_{\mathrm{Cl}}=35,5$, $A_{\mathrm{Na}}=23$, $A_{\mathrm{O}}=16$.

1. Scriem ecuația egalată: $\mathrm{HCl}+\mathrm{NaOH}\to \mathrm{NaCl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. Raportul este $1:1$.
2. Calculăm masele molare: $M(\mathrm{HCl})=1+35,5=36,5$ g/mol și $M(\mathrm{NaOH})=23+16+1=40$ g/mol.
3. Aflăm cantitatea de acid: $n=7,3/36,5=0,20$ mol.
4. Raportul $1:1$ cere $0,20$ mol $\mathrm{NaOH}$, adică $0,20\cdot 40=8$ g.

Răspuns: $8$ g $\mathrm{NaOH}$. Dacă s-ar adăuga mai puțin, ar rămâne acid neconsumat; dacă s-ar adăuga mai mult, ar rămâne bază în exces, iar soluția finală nu ar fi neutră.

Neutralizare totală și parțială. Un acid poliprotic cedează protonii pe rând, iar produsul depinde de cantitatea de bază. Cu doi moli de $\mathrm{NaOH}$ la un mol de ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4$ se formează sarea neutră $\mathrm{N}{\mathrm{a}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4$; cu un singur mol de bază se formează sarea acidă hidrogenosulfat de sodiu: ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{NaOH}\to \mathrm{NaHS}{\mathrm{O}}_4+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. Carbonații reacționează cu acizii după o ecuație înrudită, dar cu degajare de gaz: $\mathrm{CaC}{\mathrm{O}}_3+2HCl\to \mathrm{CaC}{\mathrm{l}}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2\uparrow$.

Titrarea acido-bazică determină concentrația necunoscută a unui acid (sau a unei baze) cu o soluție de concentrație cunoscută, numită titrant. Cu pipeta se măsoară un volum exact din proba analizată, care se pune într-un pahar Erlenmeyer cu indicator, iar titrantul se adaugă din biuretă. Punctul de echivalență este momentul în care cantitatea de titrant reacționează exact cu cea de analizat; indicatorul semnalează punctul final, foarte apropiat de el.

Pașii unei titrări:

1. Se clătește biureta cu titrant și se umple până la gradația zero, fără bule de aer în vârf.
2. Cu o pipetă se măsoară exact volumul de probă și se trece în paharul Erlenmeyer; se adaugă $2$–$3$ picături de indicator.
3. Se adaugă titrantul picătură cu picătură, agitând, până când indicatorul își schimbă culoarea persistent; se citește volumul consumat la nivelul meniscului.
4. Titrarea se repetă până când două volume diferă cu cel mult $0,1$ mL, apoi se folosește media.

Relația generală de echivalență. Cantitatea de ioni hidroniu din acid este egală cu cantitatea de ioni hidroxid din bază: $c_a{V}_a\cdot z_a=c_b{V}_b\cdot z_b$, unde $z$ este numărul de protoni cedați de o moleculă de acid, respectiv numărul de grupări $\mathrm{HO}$ ale bazei.

Exemplul 1: titrare. Pentru neutralizarea a $20,0$ mL soluție de ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4$ s-au consumat $24,6$ mL soluție $\mathrm{NaOH}$ $0,100$ mol/L. Care este concentrația acidului?

1. Ecuația: ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2NaOH\to \mathrm{N}{\mathrm{a}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.
2. Cantitatea de bază consumată: $n(\mathrm{NaOH})=0,0246\cdot 0,100=2,46\cdot 10^{-3}$ mol.
3. Raportul $1:2$ dă $n({\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4)=2,46\cdot 10^{-3}/2=1,23\cdot 10^{-3}$ mol.
4. $c({\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4)=1,23\cdot 10^{-3}/0,0200=0,0615$ mol/L.

Exemplul 2: antiacid. Un comprimat conține $400$ mg $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}{)}_2$, cu $M=24+2\cdot 17=58$ g/mol. Ce volum de soluție $\mathrm{HCl}$ $0,10$ mol/L (aciditate apropiată de cea a sucului gastric) neutralizează comprimatul?

1. $n(\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}{)}_2)=0,400/58=6,9\cdot 10^{-3}$ mol.
2. Din $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}{)}_2+2HCl\to \mathrm{MgC}{\mathrm{l}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ rezultă $n(\mathrm{HCl})=2\cdot 6,9\cdot 10^{-3}=1,38\cdot 10^{-2}$ mol.
3. $V=n/c=1,38\cdot 10^{-2}/0,10=0,138$ L, adică aproximativ $138$ mL.

Exemplul 3: relația de echivalență. Câți mL de $\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3$ $0,20$ mol/L neutralizează $15,0$ mL de $\mathrm{Ba}(\mathrm{OH}{)}_2$ $0,050$ mol/L?

1. Baza are $z_b=2$ grupări $\mathrm{HO}$, iar acidul azotic are $z_a=1$.
2. $n(\mathrm{H}{\mathrm{O}}^{-})=0,0150\cdot 0,050\cdot 2=1,5\cdot 10^{-3}$ mol.
3. $V_a=1,5\cdot 10^{-3}/(0,20\cdot 1)=7,5\cdot 10^{-3}$ L, adică $7,5$ mL.

Neutralizarea în practică. Apele reziduale acide se neutralizează cu var stins. Pentru $1,0$ L soluție ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4$ $0,050$ mol/L, ecuația $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4\to \mathrm{CaS}{\mathrm{O}}_4+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ cere $0,050$ mol $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_2$, adică $0,050\cdot 74=3,7$ g; sulfatul de calciu este puțin solubil și se separă ca solid. La solurile acide, carbonatul de calciu consumă ionii ${\mathrm{H}}^{+}$ după ecuația $\mathrm{CaC}{\mathrm{O}}_3+2{\mathrm{H}}^{+}\to \mathrm{C}{\mathrm{a}}^{2+}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+\mathrm{C}{\mathrm{O}}_2\uparrow$.

Efectul termic. Neutralizarea unui acid tare cu o bază tare este exotermă; la formarea unui mol de apă se degajă aproximativ $57$ kJ ($\Delta H\approx -57$ kJ/mol). Prin amestecarea a $50$ mL $\mathrm{HCl}$ $1,0$ mol/L cu $50$ mL $\mathrm{NaOH}$ $1,0$ mol/L se formează $0,050$ mol apă și se degajă $0,050\cdot 57=2,85$ kJ.

Exemplu în format de admitere: puncte ale curbei de titrare. În $25,0$ mL soluție $\mathrm{HCl}$ $0,100$ mol/L se adaugă soluție $\mathrm{NaOH}$ $0,100$ mol/L. Care este pH-ul după adăugarea a $10,0$ mL, $25,0$ mL și $30,0$ mL? Inițial $n({\mathrm{H}}^{+})=2,50\cdot 10^{-3}$ mol.

1. După $10,0$ mL: $n(\mathrm{H}{\mathrm{O}}^{-})=1,00\cdot 10^{-3}$ mol; exces de acid $1,50\cdot 10^{-3}$ mol în $35,0$ mL, deci $[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}]=0,0429$ mol/L și $pH=1,37$.
2. După $25,0$ mL: cantitățile sunt egale, punctul de echivalență; soluția conține doar $\mathrm{NaCl}$ și $pH=7$.
3. După $30,0$ mL: exces de bază $5,0\cdot 10^{-4}$ mol în $55,0$ mL, deci $[\mathrm{H}{\mathrm{O}}^{-}]=9,09\cdot 10^{-3}$ mol/L, $pOH=2,04$ și $pH=11,96$.

Variația bruscă a pH-ului în jurul echivalenței ($pH=3,7$ la $24,9$ mL și $pH=10,3$ la $25,1$ mL) permite folosirea fenolftaleinei sau a metiloranjului, ale căror intervale de viraj ($8,2$–$10,0$, respectiv $3,1$–$4,4$) se suprapun cu această zonă.

Echivalență cu stoechiometrie diferită. Pentru $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_2+2HCl\to \mathrm{CaC}{\mathrm{l}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$, $25,0$ mL bază $0,0200$ mol/L conțin $5,00\cdot 10^{-4}$ mol $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_2$, echivalenți cu $1,00\cdot 10^{-3}$ mol grupări $\mathrm{H}{\mathrm{O}}^{-}$. Echivalența se atinge după $10,0$ mL $\mathrm{HCl}$ $0,100$ mol/L. Cu $8,0$ mL rămâne bază neconsumată, iar cu $12,0$ mL rămâne acid în exces. Raportul se stabilește din ecuația egalată, nu din egalitatea volumelor sau a concentrațiilor.

pH-ul la echivalență depinde de tăria reactanților. Acid tare cu bază tare dă $pH=7$ la $25{}^{\circ }\mathrm{C}$. Acidul slab cu baza tare ($\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{COOH}+\mathrm{NaOH}\to \mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{COONa}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$) dă $pH>7$, deoarece anionul acetat este o bază slabă; acidul tare cu baza slabă ($\mathrm{HCl}+\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3\to \mathrm{N}{\mathrm{H}}_4\mathrm{Cl}$) dă $pH<7$, deoarece ionul amoniu este un acid slab. Indicatorul se alege cu intervalul de viraj lângă pH-ul echivalenței: fenolftaleina pentru acid slab cu bază tare, metiloranjul pentru acid tare cu bază slabă.

Greșeli frecvente

• Greșit: Un mol ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4$ se neutralizează cu un mol $\mathrm{NaOH}$.
  Corect: ecuația ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2NaOH\to \mathrm{N}{\mathrm{a}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ cere doi moli de bază pentru neutralizare totală.
• Greșit: Orice neutralizare are la echivalență $pH=7$.
  Corect: $pH=7$ la echivalență apare numai pentru acidul tare cu baza tare; sarea unui acid sau a unei baze slabe hidrolizează și schimbă pH-ul.
• Greșit: Pentru neutralizare sunt necesare volume egale de acid și de bază.
  Corect: contează cantitățile de substanță; $10,0$ mL $\mathrm{HCl}$ $0,100$ mol/L sunt neutralizați de $5,0$ mL $\mathrm{NaOH}$ $0,200$ mol/L.
• Greșit: După neutralizare rămâne doar apă.
  Corect: se formează și sarea, care rămâne în soluție sub formă de ioni.

Înainte și după