Dal mio AP Chem Prep Book:
Cosa dovresti fare se versi acido solforico sul piano di lavoro?
A ) Neutralizza lacido con aceto .
B ) Cospargere NaOH solido sulla fuoriuscita.
C ) Neutralizza lacido con NaHCO3.
D ) Neutralizza lacido con una soluzione $ (\ ce {MgSO4}) $ .
La risposta fornita è stata C – affermando che dovrebbe essere $ \ ce {NaHCO3} $ perché è una soluzione di base debole.
Tuttavia, non capisco perché la forza della base sia rilevante (data la situazione) e come determinarla e la forza della base, almeno rispetto alle altre basi.
Commenti
- Una base forte sarebbe in seguito un problema in sé (NaOH è corrosivo , puoi sentire la saponificazione delle tue dita se lo tocchi). Una base debole come il bicarbonato (che puoi anche bere senza problemi rilevanti) è una scelta molto più saggia!
- @The_Vinz Se la sensazione scivolosa è la saponificazione, perché anche il bicarbonato di sodio si sente scivoloso? Reagisce con gli acidi grassi liberi sulla pelle o cè qualcosa di potenzialmente sbagliato nella spiegazione " scivolosa "?
- chemistry.stackexchange.com/questions/35016/… chemistry.stackexchange.com/questions/71486/…
Risposta
Primo, perché le altre opzioni non sono realmente le opzioni:
A : laceto, essendo un acido debole, non neutralizza lacido solforico e lo diluisce solo;
B : lidrossido di sodio solido, una base forte, neutralizza lacido solforico, ma lo fa rilasciando una notevole quantità di calore per unità di tempo: $$ \ ce {2 NaOH (s) + H2SO4 (aq) – > Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)} $$ Utilizzo di solido NaOH è anche difficile garantire che coprirà la fuoriuscita e non rimarrà alcun acido non reagito o idrossido eccessivo (che è ugualmente indesiderato) poiché cè poco o nessun indizio visivo se la neutralizzazione è completa, a meno che non si provi varie macchie con, diciamo, carta per pH.
D : la soluzione di solfato di magnesio no ” t reagire con lacido solforico e solo diluirlo.
In secondo luogo, la soluzione di bicarbonato di sodio non solo neutralizza lacido
$$ \ ce {2 NaHCO3 (aq) + H2SO4 (aq) – > Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) + 2 CO2 (g)}, $$
ma può anche essere (e dovrebbe essere !) utilizzato in eccesso per assicurare la completa neutralizzazione degli acidi. Una volta che lacido è neutralizzato, ti rimane una soluzione di bicarbonato di sodio e solfato di sodio che è solo leggermente basico a causa dellidrolisi dei cationi. Un altro importante vantaggio dellutilizzo di $ \ ce {NaHCO3} $ è il controllo visivo: una volta completato il processo, levoluzione del gas si interrompe.
Commenti
- Tuttavia, leffervescenza potrebbe anche essere uno svantaggio se ' s distribuisce sottili goccioline di liquido.
- Praticamente, lo pensavo. Ho ' ho usato il bicarbonato (solido) su vere fuoriuscite di acido della batteria, ma vuoi davvero molto per sbarazzarti del disordine schiumoso ancora acido. Ma è ancora lopzione migliore rispetto a NaOH che ti lascia un acido pericoloso o un alcali pericoloso).
- Anche evitare il rilascio rapido di calore è un altro punto di enfasi IMO: a volte non vuoi bruciare attraverso il pavimento
- Laltra cosa a cui vuoi fare attenzione è creare una nebbia acida. Molte reazioni con acido solforico sono molto esotermiche e provocano una reazione così energica che si forma una nebbia acida piuttosto stabile. Come puoi immaginare, non vuoi inalare la nebbia di acido solforico. Quellacido è molto sgradevole.