Neutraloituminen

Kemiassa neutraloituminen on kemiallinen reaktio, joka tapahtuu, kun happo ja emäs kumoavat toistensa happamuuden ja emäksisyyden täysin, ja reaktion edettyä loppuun muodostuu vain neutraaleja 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 
Jos vesiliuokseen lisätään vahvaa happoa, kuten suolahappoa (HCl), hajoaa eli dissosioituu tämä vahvan hapon määritelmän mukaisesti liuokseen kokonaan reagoiden veden (H2O) kanssa muodostaen kloridi-ioneja (Cl-) ja happamia oksoniumioneja (H3O+) sisältävän happaman vesiliuoksen:
HCl + H2O → Cl- + H3O+
Jos vesiliuokseen lisätään vahvaa emästä, kuten natriumhydroksidia (NaOH), dissosioituu tämäkin kokonaan muodostaen natriumioneja (Na+) ja emäksisiä hydroksidi-ioneja (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 moniarvoinen, kuten kahdenarvoiset H2SO4 tai Ba(OH)2. Suolahapon ja natriumhydroksidin välisessä vesiliuoksessa 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 suolahapon ja natriumhydroksidin välisessä reaktiossa muodostuu natriumkloridia (NaCl), mutta vesiliuoksessa tämä suolaksi luokiteltava ioniyhdiste tavallisesti liukenee (dissosioituu) 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 erottelumenetelmänä, jota kutsutaan ulossuolaukseksi.

 Heikot hapot ja emäkset 
Happo tai emäs voi olla myös heikko (katso heikko happo ja heikko emäs). Tällöin sen dissosioituminen on heikon 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 lopputuloksena syntyvä liuos on emäksinen ja neutraalin liuoksen tekemiseksi heikkoa happoa tarvitaan enemmän kuin lähtöaineena olevaa vahvaa emästä. 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 yhden-, H2SO4 kahden- ja H3PO4 kolmenarvoinen happo, ja heikkoa emästä vaaditaan kunkin vesiliuoksen neutralointiin eri määrät, vaikka näitä happoja olisikin lisättynä kuhunkin liuokseen yhtä monta molekyyliä. Moniarvoisten happojen ja emästen osalta tuleekin huomioida, että moniarvoisten happojen ja emästen hajoamistuotteet ovat myös happoja ja emäksiä ja voivat reagoida edelleen.

Heikon hapon ja heikon emäksen välisessä reaktiossa ei automaattisesti synny neutraalia liuosta niin kuin vahvan hapon ja vahvan emäksen välisessä reaktiossa, vaan syntyvän liuoksen pH riippuu reagoivan hapon ja emäksen happo- tai emäsvakioista sekä siitä, monenko arvoisia reagoivat happo ja emäs ovat.

 Historia 
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).

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 värimuutoksiaRobert Boyle, Experiments and considerations touching colours, 1664, s. 245–288. Artikkelin verkkoversio. Arkistoitu. 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. Esimerkiksi litmus-indikaattoreita käytti tiettävästi espanjalainen alkemisti Arnaldus de Villa Nova jo noin vuonna 1300Haven 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 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.

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. 1909 S. P. L. Sørensen keksi pH-arvon käsitteen helpottamaan protonipitoisuuden merkintätapaa.SPL Sørensen: Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. Biochem. Zeitschr. 1909 Vsk. 21: s. 131–304. 1923 Brønsted ja Lowry esittivät oman happomallinsa, jota käytetään nykyään laajalti.

 Katso myös 
 Happo-emästitraus

 Lähteet 

Luokka:Orgaaniset reaktiot