De mon livre AP Chem Prep:
Quoi faire si vous renversez de lacide sulfurique sur le plan de travail?
A ) Neutraliser lacide avec du vinaigre .
B ) Saupoudrer de NaOH solide sur le déversement.
C ) Neutraliser lacide avec NaHCO3.
D ) Neutraliser lacide avec une solution de sel dEpsom $ (\ ce {MgSO4}) $ .
La réponse donnée était C – indiquant que ce devrait être $ \ ce {NaHCO3} $ car cest une solution de base faible.
Cependant, je ne comprends pas pourquoi la force de la base est pertinente (étant donné la situation) et comment déterminer e la force de la base – au moins par rapport aux autres bases.
Commentaires
- Une base forte serait plus tard un problème en soi (NaOH est corrosif , vous pouvez sentir la saponification de vos doigts si vous le touchez). Une base faible comme le bicarbonate (que vous pouvez même boire sans problème) est un choix beaucoup plus judicieux!
- @The_Vinz Si la sensation de glissement est la saponification, pourquoi le bicarbonate de soude est-il également glissant? Réagit-il avec les acides gras libres sur la peau, ou y a-t-il un problème avec lexplication " glissante "?
- chemistry.stackexchange.com/questions/35016/… chemistry.stackexchange.com/questions/71486/…
Réponse
Premièrement, pourquoi les autres options ne sont pas vraiment les options:
A : le vinaigre, étant un acide faible, ne neutralise pas lacide sulfurique et ne le dilue que;
B : lhydroxyde de sodium solide, une base forte, neutralise lacide sulfurique, mais libère vigoureusement une quantité substantielle de chaleur par unité de temps: $$ \ ce {2 NaOH (s) + H2SO4 (aq) – > Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)} $$ Utilisation de solide NaOH, il est également difficile de garantir quil couvrira le déversement et quil ny aura pas dacide nayant pas réagi ou dhydroxyde excessif (qui est tout aussi indésirable) laissé derrière car il y a peu ou pas dindice visuel si la neutralisation est complète, sauf si vous testez divers points avec, disons, du papier pH.
D : La solution de sulfate de magnésium ne fonctionne pas » t réagir avec lacide sulfurique et le diluer uniquement.
Deuxièmement, la solution de bicarbonate de sodium ne neutralise pas seulement lacide
$$ \ ce {2 NaHCO3 (aq) + H2SO4 (aq) – > Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) + 2 CO2 (g)}, $$
mais peut également être (et devrait être !) utilisé en excès pour assurer une neutralisation complète de lacide. Une fois lacide neutralisé, il vous reste une solution de bicarbonate de sodium et de sulfate de sodium qui nest que légèrement basique en raison de lhydrolyse cationique. Un autre avantage important de lutilisation de $ \ ce {NaHCO3} $ est le contrôle visuel: une fois le processus terminé, le dégagement de gaz sarrête.
Commentaires
- Cependant, leffervescence peut également être un inconvénient si ' distribue de fines gouttelettes de liquide.
- Pratiquement, je pensais ça. Jai ' utilisé du bicarbe (solide) sur de vrais déversements dacide de batterie, mais vous en voulez vraiment beaucoup pour vous débarrasser du gâchis mousseux encore acide. Mais toujours la meilleure option par rapport au NaOH qui vous laisse soit un acide dangereux, soit un alcali dangereux).
- Éviter la libération rapide de chaleur est également un point d’accent OMI – vous ne voulez parfois pas brûler le floor
- Lautre chose à laquelle vous voulez faire attention est de créer un brouillard acide. De nombreuses réactions avec lacide sulfurique sont très exothermiques et aboutissent à une réaction si énergique quun brouillard dacide plutôt stable se forme. Comme vous pouvez limaginer, vous ne voulez pas inhaler de brouillard dacide sulfurique. Cet acide est très mauvais.