Peneutralan

Dalam kimia, **neutralisasi** atau **peneutralan** , sebuah reaksi kimia di mana asid dan pangkalan bertindak balas kuantitatif dengan satu sama lain. Dalam reaksi di dalam air, neutralisasi menunjukkan hidrogen berlebihsan atau hidroksida ion hadir dalam penyelesaian. Penyelesaian PH dineutralkan bergantung pada kekuatan asid bahan tindak balas. Neutralisasi digunakan dalam banyak aplikasi.

## Maksud "neutralisasi"
Dalam konteks reaksi kimia istilah neutralisasi digunakan untuk reaksi antara asid dan pangkalan atau alkali. Mengikut sejarah, reaksi ini seperti yang diwakili
: asid + bes -> garam + air
Sebagai contoh:
: HCl + NaOH ->NaCl + H2O
Kenyataan masih sah selagi difahamkan bahawa dalam larutan bahan-bahan yang terlibat adalah subjek untuk penceraian, yang mengubah bahan pengionan. Anak panah tanda-gt, digunakan karena reaksi telah selesai, iaitu neutralisasi adalah reaksi kuantitatif. Secara umum definisi berdasarkan Brønsted–Lowry asid–base teori.
: AH + B -> A + BH 
Cas elektrik yang ditinggalkan dari generik ekspresi seperti ini, sebagai setiap spesies A, AH, B, atau BH mungkin atau mungkin tidak membawa cas elektrik. Neutralisasi asid sulfat memberikan contoh tertentu. Dua separa reaksi neutralisasi mungkin terbentuk dalam hal ini.
: H2SO4 + OH- -> HSO4-+ J2O 
: HSO4- + OH- -> SO42-+ J2O
: Secara keseluruhan: H2SO4 + 2OH- -> SO42-+ 2H2O
Selepas asid AH telah dineutralkan tidak ada molekul asid (atau ion hidrogen dihasilkan oleh penceraian molekul) tinggal dalam larutan. 

Bila asid dineutralkan jumlah bes ditambah ia mesti sama jumlah asid hadir pada mulanya. Jumlah bes ini dikatakan mempunyai jumlah setara. Dalam titratan asid dengan bes, titik neutralisasi boleh juga dipanggil titik setara. Sifat kuantitatif reaksi neutralisasi adalah yang paling mudah dinyatakan dalam segi kepekatan asid dan alkali. Pada titk setara:
: jumlah (asid) x kepekatan (H+ ion dari penceraian) = jumlah (bes) x kepekatan (OH− ion)
Secara umum, untuk asid AH*n* pada kepekatan *c*1 bertindak balas dengan jumlah bes B(OH)*m* pada kepekatan *c*2 yang berkaitan dengan:
: *m* *v*1 *c*1 = *m* *v*2 *c*2
Contoh bes sedang dineutralkan oleh asid adalah yang berikut.
: Ba(OH)2 + 2H+ -> Ba2+ + 2H2O
Persamaan yang sama berhubung dengan kepekatan asid dan bes digunakan. Konsep neutralisasi tidak terbatas untuk reaksi dalam larutan. Sebagai contoh, reaksi batu kapur dengan asid, seperti asid juga ialah reaksi neutralisasii.
: [Ca,Mg]CO3(s) + H2SO4(aq) -> Ca,Mg]SO4(s) + CO -2(g) + H2O
Reaksi itu adalah penting dalam tanah kimia.

## Asid kuat dan kuat pangkalan
Asid kuat adalah salah satu yang sepenuhnya berlepas dalam larutan. Sebagai contoh asid klorida, HCL. asid yang kuat.
: HCl(aq) -> H+(aq) + Cl−(aq)
Pangkalan kuat adalah salah satu yang sepenuhnya berlepas dalam larutan. Sebagai contoh sodium hidroksida, NaOH, adalah bes yang kuat.
: NaOH(aq) -> Na+(aq) + OH−(aq)
Apabila asid kuat bertindak balas dengan bes yang kuat neutralisasi tindak balas boleh ditulis sebagai 
: H+ + OH− -> H2O
Sebagai contoh, reaksi antara asid klorida dan sodium hidroksida yang mana sodium dan ion klorida, Na+ dan Cl− tidak mengambil bahagian dalam reaksi. Reaksi adalah selaras dengan definisi Brønsted–Lowry kerana pada kenyataannya ion hidrogen wujud sebagai hidronium ion, jadi neutralisasi mungkin ditulis sebagai
: H3O+ + OH− -> H2O H2O
Apabila asid yang kuat dineutralkan oleh bes yang kuat tiada ion-ion hidrogen yang berlebihan tidak ditinggalkan dalam larutan. Larutan dikatakan bersifat neutral kerana ianya bukanlah berasid atau beralkali. PH bagi apa-apa penyelesaian yang terletak berhampiran dengan nilai 7; nilai pH sebenar adalah bergantung kepada suhu penyelesaian.

Neutralisasi adalah reaksi eksotermik . Perubahan entalpi standard untuk reaksi H+ + OH− -> H2O adalah -55.90 kJ/mol.

## Asid lemah dan bes kuat
Asid lemah adalah salah satu asid yang tidak terpisah sepenuhnya ketika ia larut dalam air. Tiada satu keseimbangan campuran terbentuk.
: AH + H2O  H3O+ + A−
Asid asetik adalah contoh yang asid lemah. PH dineutralkan penyelesaian tidak hampir dengan 7, seperti asid kuat, tetapi bergantung pada asid penceraian tetap (p*K*a) asid. PH di titik akhir atau kesetaraan titik dalam tamat mungkin mudah dikira. Pada titik akhir asid benar-benar dineutralkan jadi analisis kepekatan ion hidrogen, *T*H, adalah kosong dan kepekatan bes konjugas, A−, adalah sama dengan analisis kepekatan asid; menulis AH asid, [A−] = *T*A. Yang menentukan asid penceraian berterusan, p*K*a, seperti

: [HA] = *K*a[A−][H+]; p*K*a = −log<sub>10</sub>*K*a
dan diri penceraian tetap untuk air, *K*w, seperti
: *K*w = [H+][OH−]; p*K*w = −log10*K*w
persamaan untuk jirim dalam ion hidrogen mudah untuk ditulis. 
: *T*H = [H+] + *K*a[−][H+] − *K*w/[H+]
Istilah *K*w/[H+] sama dengan kepekatan ion hidroksida. Di neutralisasi, *T*H adalah kosong.
: [H+] + *K*a[A][H+] − *K*w/[H+] = 0
: [H+]2 + *K*a*T*A[H+]2 − Kw = 0
: [H+]2 = *K*w/1 + *K*a*T*A
: log [H+] = 1/2 log *K*w − 1/2 log (1 + *K*a*T*A)
: pH = 1/2 p*K*w − 1/2 log (1 + *T*A/*K*a)
Dalam keadaan yang paling panjang 1 + *T*A/*K*yang jauh lebih besar daripada 1, dan adalah sama dengan *T*A/*K*a untuk anggaran yang baik.
: pH ≈ 1/2 (p*K*w + p*K*a − log *T*A )
Persamaan ini menjelaskan fakta-fakta berikut:
* PH di titik akhir bergantung terutamanya pada kekuatan asid, p*K*a.
* PH di titik akhir juga tergantung pada kepekatan asid, *T*A.
* PH meningkat lebih curam di titik akhir kepekatan asid meningkat.
Ketika asid yang lemah dititrasi dengan bes yang kuat akhir-titik berlaku di pH lebih dari 7. Oleh itu, petunjuk yang paling sesuai untuk menggunakan yang satu, seperti fenoftalein, perubahan warna di pH tinggi.

## Rujukan