Neutraloituminen

Kohteesta Wikipedia
Siirry navigaatioon Siirry hakuun

Kemiassa neutraloituminen on kemiallinen reaktio, joka tapahtuu kun happo ja emäs kumoavat toistensa happamuuden ja emäksisyyden täysin, jolloin muodostuu reaktion edettyä loppuun vain neutraaleita yhdisteitä. Nesteiden kohdalla neutraloitumisessa muodostuu liuos, jonka pH-arvo on 7. Liuosta kutsutaan neutraaliksi, sillä neutraalin liuoksen pH on määritelmän mukaisesti 7. Neutraloinnilla tai neutralisoinnilla tarkoitetaan tällaisen liuoksen valmistusta.

Vahvat hapot ja emäkset[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Jos vesiliuokseen lisätään vahvaa happoa kuten suolahappoa HCl, hajoaa eli dissosioituu tämä vahvan hapon määritelmän mukaisesti liuokseen kokonaan reagoiden veden H2O kanssa muodostaen kloori-ioneita Cl- ja happamia oksoniumioneita H3O+ sisältävän happaman vesiliuoksen:

HCl + H2O → Cl- + H3O+

Jos vesiliuokseen lisätään vahvaa emästä kuten natriumhydroksidia NaOH, dissoituu tämäkin kokonaan muodostaen natriumioneita Na+ ja emäksisiä hydroksidi-ioneita OH- ja sisältävän emäksisen vesiliuoksen:

NaOH + H2O → Na+ + OH-

Jos NaOH- ja HCl-molekyylejä lisätään samaan vesiliuokseen yhtä monta eli yhtä monta moolia, tapahtuu liuoksessa neutraalin liuoksen muodostumiseen johtavia reaktioita. Neutralisoitumista ei kuitenkaan tapahtuisi, jos vahva happo tai emäs olisikin esimerkiksi kahdenarvoinen kuten H2SO4 tai Ba(OH)2. Liuoksessa tapahtuu muun muassa seuraavanlaisia neutraloitumisreaktioita:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Liuoksessa tapahtuu myös oksonium- ja hydroksidi-ionien välisiä neutraloitumisreaktioita:

H3O+ + OH- → 2 H2O

Myös useita muita samankaltaisia reaktioita voi tapahtua, mutta kaikista mahdollisista reaktioista huolimatta niiden lopputuloksena liuos muuntuu neutraaliksi, jolloin sen pH on 7. Yllä olevassa HCl-NaOH -reaktiossa muodostuu natriumkloridia NaCl, mutta vesiliuoksessa tämä suolaksi luokiteltava ioniydiste tavallisesti liukenee (dissodioituu) liuokseen vapaiksi ioneiksi ja reaktio on pikemminkin:

HCl + NaOH → Na+ + Cl- + H2O

Joidenkin happojen ja emästen reaktioissa muodostuu kuitenkin suoloja, jotka liukenevat vain osittain liukoisuustulonsa osoittavan määrän mukaan. Osa suoloista siis jää kiinteäksi sakaksi liuoksen pohjalle. Tätä voidaan joskus käyttää hyväksi yhdisteiden erottelumenetelmässä, jota kutsutaan ulossuolaukseksi.

Heikot hapot ja emäkset[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Happo tai emäs voi olla myös heikko (katso heikko happo ja heikko emäs). Tällöin sen dissosioituminen on heikoin hapon/emäksen määritelmän mukaisesti epätäydellistä ja dissosioituminen tapahtuu yhtä pitkälle kuin hapon tai emäksen happovakio (tai emäsvakio) sallivat. Heikko happo kuten etikkahappo dissosioituu vesiliuoksessa vain osin, eli osa siitä jää etikkahapoksi ja osa reagoi asetaatiksi. Reaktio on siksi tasapainoreaktio, jota merkitään kaksisuuntaisella nuolella (⇌):

etikkahappo + H2O ⇌ asetaatti + H3O+

Kaikki heikkojen happojen ja emästen dissosioitumiset ovat aina tasapainoreaktioita.

Jos yhtä monta molekyyliä heikkoa happoa ja vahvaa emästä reagoivat keskenään, ei liuos neutraloidu, vaan heikkoa happoa tarvitaan enemmän. Tilanne on päinvastainen jos happo onkin vahva ja emäs heikko. Neutraalin liuoksen tekemiseen vaadittujen ainemäärien laskemiseksi tulee tietää aineiden happovakiot (jotka ovat lämpötilariippuvaisia) ja se, kuinka moniarvoisia hapot tai emäkset ovat. Esimerkiksi HCl on yksi-, H2SO4 kaksi- ja H3PO4 kolmearvoinen happo ja heikkoa emästä vaaditaan kunkin vesiliuoksen neutralointiin eri määrät vaikka näitä happoja olisikin lisättynä kuhunkin liuokseen yhtä monta molekyyliä. Näistä tekijöistä riippuu myös se, kuinka paljon heikkoa happoa ja heikkoa emästä tarvitaan neutraalin vesiliuoksen tekemiseen näiden reagoidessa keskenään.

Historia[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Neutraloitumisreaktioista on tietyssä mielessä tiedetty ainakin jo 1600-luvulta, mutta tuolloin happamuutta kuvattiin aistinvaraisten ominaisuuksien perusteella. Esimerkiksi 1700-luvulla happojen saatettiin todeta maistuvan happamilta ja emästen kitkeriltä, ja näiden aineiden värjäävän tiettyjä pH-indikaattoreita aina tietyllä tavalla. Neutralisoituminen taas määritettiin tapahtumaksi, jossa yhdisteet reagoivat suoloja muodostaen (nykyisen pH 7 määritelmän sijaan).[1]

Jo 1644 Robert Boyle kuvaili useiden kasveista eristettyjen indikaattorien värimuutosten johtuvan liuoksen happamuudesta (happamasta mausta) julkaisussaan Experiments and considerations touching colours. Samalla hän tunnisti olevan olemassa neutraaleita yhdisteitä, jotka eivät saaneet aikaan värimuutoksia[2] kumoten tuolloin joissain piireissä vallinneen käsityksen siitä, että aineet ovat joko happamia tai emäksisiä. Julkaisua voidaan pitää indikaattorien varhaishistorian yhtenä merkittävimmistä. Boyle ei kuitenkaan löytänyt indikaattoreita vaikka tunnisti niiden kemiallisen merkityksen.[3] Esimerkiksi litmus-indikaattoreita käytti tiettävästi espanjalainen alkemisti Arnaldus de Villa Nova jo noin vuonna 1300[4][5] ja englantilainen lääkäri Edward Jorden (1569–1632) kuvasi ennen Boylea emästen muuntavan erään punertavan kankaan sinertäväksi ja happojen palauttavan punaisen värin. Lisäksi kasvien indikaattorivärejä käytettiin keskiajalla laajalti kankaiden värjäykseen.[3]

1800-luvulle tultaessa aineiden tunnistettiin koostuvan atomeista ja neutralisoituminen määriteltiin uudelleen tasapainoreaktioiden kautta ja liuoksen neutraalius protoni- eli H+ -pitoisuuksien kautta. 1887 Svante Arrhenius esitti happomallinsa.[1] 1909 S. P. L. Sørensen keksi pH-arvon käsitteen helpottamaan protonipitoisuuden merkintätapaa.[6] 1923 Brønsted ja Lowry esittivät oman happomallinsa, jota käytetään nykyään laajalti.[1]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c HJ Schmidt: A label as a hidden persuader: chemists’ neutralization concept. International Journal of Science Education, lokakuu 1991, 13. vsk, nro 4, s. 459–471. doi:10.1080/0950069910130409. ISSN 0950-0693. Artikkelin verkkoversio.
  2. Robert Boyle, Experiments and considerations touching colours, 1664, s. 245-288. Artikkelin verkkoversio. Arkistoitu.
  3. a b W Eamon: New light on robert boyle and the discovery of colour indicators. Ambix, lokakuu 1980, 27. vsk, nro 3, s. 204–209. doi:10.1179/amb.1980.27.3.003. ISSN 0002-6980. Artikkelin verkkoversio.
  4. G Gauglitz: ABC Spotlight on paper-based strips analytics. Analytical and Bioanalytical Chemistry, 6.11.2017, 410. vsk, nro 1, s. 1–3. doi:10.1007/s00216-017-0707-x. ISSN 1618-2642. Artikkelin verkkoversio.
  5. Haven M (1868-1926; nom mystique d'Emmanuel Lalande), Arnaud de Villeneuve, sa vie et ses oeuvres. Paris 1896, Description matérielle., Vol XIX, n ° 135, Th. : Méd. : Paris : 1895-1896, FRBNF36898812
  6. SPL Sørensen: Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. Biochem. Zeitschr. 1909 Vsk. 21: s. 131–304.