De mi libro de preparación de AP Chem:
¿Qué ¿Qué debe hacer si derrama ácido sulfúrico en la encimera?
A ) Neutralizar el ácido con vinagre .
B ) Espolvoree NaOH sólido sobre el derrame.
C ) Neutralizar el ácido con NaHCO3.
D ) Neutralice el ácido con una solución de sal de Epsom $ (\ ce {MgSO4}) $ .
La respuesta dada fue C , indicando que debería ser $ \ ce {NaHCO3} $ porque es una solución de base débil.
Sin embargo, no entiendo por qué la fuerza de la base es importante (dada la situación) y cómo determinar e la fuerza de la base, al menos en relación con otras bases.
Comentarios
- Una base fuerte luego sería un problema en sí misma (el NaOH es corrosivo , puedes sentir la saponificación de tus dedos si lo tocas). Una base débil como el bicarbonato (que incluso puede beber sin problemas relevantes) es una opción mucho más sabia.
- @The_Vinz Si la sensación resbaladiza es la saponificación, ¿por qué el bicarbonato de sodio también se siente resbaladizo? ¿Está reaccionando con los ácidos grasos libres en la piel o hay algo potencialmente incorrecto en la explicación " resbaladiza "?
- chemistry.stackexchange.com/questions/35016/… chemistry.stackexchange.com/questions/71486/…
Respuesta
Primero, por qué otras opciones no son realmente las opciones:
A : el vinagre, al ser un ácido débil, no neutraliza el ácido sulfúrico y solo lo diluye;
B : el hidróxido de sodio sólido, una base fuerte, neutraliza el ácido sulfúrico, pero lo hace liberando una cantidad sustancial de calor por unidad de tiempo: $$ \ ce {2 NaOH (s) + H2SO4 (aq) – > Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)} $$ Usando solid NaOH también es complicado garantizar que cubrirá el derrame y no quedará ningún ácido sin reaccionar o hidróxido excesivo (que es igualmente indeseable) ya que hay poca o ninguna pista visual de si la neutralización está completa, a menos que pruebe varios puntos con, digamos, papel de pH.
D : La solución de sulfato de magnesio no » t reacciona con el ácido sulfúrico y solo lo diluye.
En segundo lugar, la solución de bicarbonato de sodio no solo neutraliza el ácido
$$ \ ce {2 NaHCO3 (aq) + H2SO4 (aq) – > Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) + 2 CO2 (g)}, $$
pero también puede (y debería !) usarse en exceso para asegurar una completa neutralización del ácido. Una vez que el ácido se neutraliza, queda una solución de bicarbonato de sodio y sulfato de sodio que es solo ligeramente básica debido a la hidrólisis catiónica. Otra ventaja importante de usar $ \ ce {NaHCO3} $ es el control visual: una vez que se completa el proceso, se detiene el desprendimiento de gas.
Comentarios
- Sin embargo, la efervescencia también podría ser una desventaja si ' s distribuye gotas finas del líquido.
- Prácticamente, pensé eso. Yo ' he usado bicarbonato (sólido) en derrames reales de ácido de batería, pero realmente quieres mucho para deshacerte del lío espumoso aún ácido. Pero sigue siendo la mejor opción en comparación con el NaOH que lo deja en un ácido peligroso o un álcali peligroso).
- Evitar la liberación rápida de calor también es un punto de énfasis OMI: a veces no desea quemar el piso
- La otra cosa con la que debe tener cuidado es crear una niebla ácida. Muchas reacciones con ácido sulfúrico son muy exotérmicas y dan como resultado una reacción tan enérgica que se forma una niebla ácida bastante estable. Como puede imaginar, no desea inhalar la niebla de ácido sulfúrico. Ese ácido es muy desagradable.