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化学において、中和（または中和反応、綴りの違いについては参照）とは、酸と塩基が等量ずつ反応する化学反応のことである。水中での反応では、中和によって溶液中に過剰な水素イオンや水酸化物イオンが存在しない状態になる。中和後の溶液のpHは、反応物の酸性度によって決まる。
化学反応の文脈では、中和という用語は酸と塩基またはアルカリとの反応に使用されます。歴史的に、この反応は次のように表されていました。
例えば：
水溶液中では、関係する物質が解離し、イオン化状態が変化することを理解していれば、この記述は依然として有効です。矢印記号→が使用されているのは、反応が完全であり、つまり中和反応が定量的反応であるためです。より一般的な定義は、ブレンステッド・ローリーの酸塩基理論に基づいています。
このような一般的な表現では、各物質A、AH、B、BHが電荷を持つ場合と持たない場合があるため、電荷は省略されます。硫酸の中和は具体的な例です。この場合、2つの部分的な中和反応が考えられます。
全体：
酸ΔHが中和された後は、溶液中に酸の分子（または分子の解離によって生成された水素イオン）は残らない。
酸を中和する際には、加える塩基の量が最初に存在していた酸の量と等しくなければなりません。この塩基の量を当量といいます。酸と塩基の滴定において、中和点を当量点とも呼びます。中和反応の定量的性質は、酸とアルカリの濃度で表すのが最も便利です。当量点では、次のようになります。
一般に、濃度c 1の酸 AH nと濃度c 2の塩基B(OH) mが反応する場合、体積v 1とv 2の関係は次のようになります。
塩基が酸によって中和される例を以下に示します。
酸と塩基の濃度を関連付ける同じ式が適用されます。中和の概念は溶液中の反応に限定されません。例えば、石灰石と硫酸などの酸との反応も中和反応です。
このような反応は土壌化学において重要である。
強酸とは、水溶液中で完全に解離する酸のことである。例えば、塩酸（HCl）は強酸である。
強塩基とは、水溶液中で完全に解離する塩基のことである。例えば、水酸化ナトリウム（NaOH）は強塩基である。
したがって、強酸が強塩基と反応する場合、中和反応は次のように表すことができます。
例えば、塩酸と水酸化ナトリウムの反応では、ナトリウムイオンと塩化物イオン（Na⁺とCl⁻ ）は反応に関与しません。この反応はブレンステッド・ローリーの定義と一致しています。なぜなら、実際には水素イオンはヒドロニウムイオンとして存在するため、中和反応は次のように表せるからです。
強酸が強塩基によって中和されると、溶液中に過剰な水素イオンは残りません。この溶液は酸性でもアルカリ性でもないため、中性であると言われます。このような溶液のpH値は7に近い値になりますが、正確なpH値は溶液の温度によって異なります。
中和反応は発熱反応です。反応H + + OH − → H 2 Oの標準エンタルピー変化は−57.30 kJ/mol。
完全に解離したという用語は、未解離溶質の濃度が検出限界以下、つまり未解離溶質の濃度が低すぎて測定できない場合に溶質に適用されます。定量的には、これはlog K < −2または、一部の文献ではlog K < −1.76と表されます。これは、解離定数の値が実験測定から得られないことを意味します。ただし、その値は理論的に推定できます。たとえば、室温の水溶液中の塩化水素については、 log K ≈ −6の値が推定されています。 [ 1 ]
化学物質は、溶液中で濃度が低いときは強酸として振る舞い、濃度が非常に高いときは弱酸として振る舞うことがある。硫酸はそのような化合物の例である。
弱酸HAとは、水に溶解しても完全に解離しない酸のことである。その代わりに、平衡混合物が形成される。
酢酸は弱酸の一例です。中和された溶液のpHは、
強酸の場合のように7に近い値ではなく、酸の酸解離定数Kaに依存します。滴定の終点または当量点におけるpHは、次のように計算できます。終点では酸は完全に中和されているため、分析水素イオン濃度T Hはゼロになり、共役塩基 A -の濃度は酸の分析濃度または形式濃度T Aに等しくなります。[A - ] = T A。酸 HA の溶液が平衡状態にある場合、定義により、濃度は次の式で関係付けられます。
溶媒（例えば水）は、その濃度が溶解した酸の濃度よりもはるかに大きいという仮定のもと、定義式から省略される。[ H₂O ] ≫TA。水素イオンの質量バランスの式は次のように書ける。
ここで、K w は水の自己解離定数を表します。K w = [ H + ] [ OH − ]なので、項 K w / [ H + ] は水酸化物イオンの濃度である[ OH − ]に等しくなります。中和では、T Hはゼロになります。式の両辺に[ H + ]を掛けると、次のようになります。
そして、式を並べ替えて対数を取ると、
弱酸の希薄溶液では、項1 + T A / K a は、近似的に T A / K a と等しくなります。 p K w = 14 の場合、
この方程式は、以下の事実を説明するものです。
弱酸を強塩基で滴定する場合、終点に近づくにつれてpHはより急激に上昇します。終点では、滴定液量に対するpH曲線の傾きが最大になります。終点はpHが7より大きいので、フェノールフタレインのように高pHで変色する指示薬が最も適しています。 [ 2 ]
この状況は、弱酸と強塩基の関係に似ている。
アミンは弱塩基の一例です。中和後の溶液のpHは、プロトン化された塩基の酸解離定数pKa、または同等に塩基会合定数pKbに依存します。この種の滴定に最も適した指示薬は、メチルオレンジのように低pHで変色するものです。
弱酸が同量の弱塩基と反応すると、
完全な中和は必ずしも起こるとは限りません。平衡状態にある各物質の濃度は、反応の平衡定数Kに依存し、平衡定数Kは次のように定義されます。
中和反応は、以下の2つの酸解離反応の差として考えることができる。
酸HAとBH +の解離定数K a,AとK a,Bをそれぞれ用いる。反応商を調べると、
弱酸は必ずしも弱塩基によって中和されるとは限らず、その逆もまた然りです。ただし、安息香酸の中和（K a,A =6.5 × 10 −5 )アンモニア( Ka ,B =アンモニウムの場合5.6 × 10 −10 )、 K =1.2 × 10 5 > 1であり、安息香酸の 99% 以上が安息香酸塩に変換されます。
化学滴定法は、酸や塩基を分析して未知の濃度を決定するために用いられます。pHメーター、または中和点を明確な色の変化で示すpH指示薬のいずれかを使用できます。未知の溶液の既知の体積と、添加した化学物質の既知の体積およびモル濃度を用いて簡単な化学量論計算を行うことで、未知の溶液のモル濃度を求めることができます。
廃水処理においては、排水が環境に放出された際に引き起こす可能性のある被害を軽減するために、化学的中和法がしばしば用いられます。pH調整には、炭酸カルシウム、酸化カルシウム、水酸化マグネシウム、重炭酸ナトリウムなどがよく使用されます。適切な中和剤の選択は、用途によって異なります。
酸アルカリ反応である中和反応には多くの用途があります。非常に一般的な用途の一つは制酸剤です。制酸剤は、胃や食道下部の不快感を引き起こす可能性のある胃内の過剰な胃酸（塩酸）を中和するように設計されています。
重曹は、実験室での酸の流出事故や酸による火傷を中和するためによく使用されます。
消化管においても、食物が胃から腸へ移動する際に中和反応が利用されます。栄養素が腸壁から吸収されるためにはアルカリ性の環境が必要となるため、膵臓は制酸剤である重炭酸塩を分泌し、この変化を促します。
もう一つの一般的な用途は、肥料や土壌pHの調整です。消石灰（水酸化カルシウム）または石灰石（炭酸カルシウム）は、植物の生育に酸性が強すぎる土壌に混ぜ込むことができます。塩基性の土壌は、硫黄（細菌によって二酸化硫黄または硫化水素に代謝される）または硫酸塩で修正できます。[ 3 ]
工業的には、石炭燃焼の副産物である二酸化硫黄ガスが空気中の水蒸気と結合して最終的に硫酸を生成し、酸性雨として降下する可能性がある。二酸化硫黄の放出を防ぐため、スクラバーと呼ばれる装置が煙突からガスを回収する。この装置はまず炭酸カルシウムを燃焼室に吹き込み、そこで炭酸カルシウムは酸化カルシウム（石灰）と二酸化炭素に分解される。次にこの石灰が生成された二酸化硫黄と反応して亜硫酸カルシウムを形成する。その後、石灰の懸濁液が混合物に注入されてスラリーが生成され、亜硫酸カルシウムと残りの未反応の二酸化硫黄が除去される。[ 4 ]
最終製造工程における品質管理では、製品はしばしば酸処理を受け、製品の腐食を防ぐために酸処理を中和する必要がある。
中和反応は、ほとんどの一般化学の教科書で扱われています。詳細な解説は、以下のような分析化学の教科書に記載されています。