中和反應（neutralization reaction）是酸和堿作用生成鹽和水的反應。在電離理論中，其實質就是酸溶液中的H+與堿溶液中的OH-結合生成水的過程；在酸堿質子理論中，酸和堿的中和反應就是一種質子的轉移過程，即給出質子（H+）的物質（分子或離子）就是酸，接收質子的物質就是堿。
早在十六世紀醫藥化學時期，人們已意識到酸和堿反應能生成既無酸性又無堿性的鹽，當時他們把這種中和的過程稱為“飽和作用”，中和點稱為“飽和點”。常見的中和反應有強堿強酸、強堿弱酸、強酸弱堿以及弱酸弱堿中和反應。在酸堿滴定中，都采用一種能在酸堿溶液中改變顏色的物質（稱為指示劑）來判斷反應的完成點——酸堿恰好完全反應。一元強酸與強堿的中和熱約為57kJ，其值與酸堿種類無關，弱酸、弱堿以及多元酸堿的中和熱，因有電離熱的影響，不是定值。
在實際生產應用中，人們常用中和反應改良土壤酸堿性、處理廢水、治療胃酸過多；在做礦石分析時可用中和反應計算礦石中物質的含量；日常生活中，可利用中和反應調節松花蛋的味道以及利用碳酸氫鈉制作面包和除臭等。
定義
中和反應是酸與堿相互作用而生成鹽和水的反應。
例如：
也可用表示。
相關歷史
化學家研究物質反應過程中量之間的關系是從研究中和反應開始的。早在十六世紀醫藥化學時期，人們已意識到酸和堿反應能生成既無酸性又無堿性的鹽，當時他們把這種中和的過程稱為“飽和作用”，中和點稱為“飽和點”。1684年英國化學家羅伯特·波義耳（Robert?Boyle，1627～1691）最早提出樸素的酸堿概念。
1887年瑞典化學家斯萬特·阿累尼烏斯（S.A.Arrhenius，1859～1927）總結大量試驗事實，提出了酸堿電離理論。但電離理論把酸堿反應只限于在水溶液中進行，把酸堿的范圍也局限在能電離出H+或?OH-的物質，不能解釋物質在非水溶液中的酸堿性。為克服電離理論的不足，1923年丹麥化學家布朗斯特（J.N.Br?nsted，1879～1947）和英國化學家勞萊（T.M.Lowry，1874～1936）各自獨立地提出了以質子為中心的酸堿質子理論。
反應原理
電離理論
中和反應的實質就是酸溶液中的H+與堿溶液中的OH-結合生成水的過程。例如，HCl（鹽酸）被電離成氫離子（H+）和氯離子（Cl-），而NaOH（燒堿）被電離成鈉離子（Na+）和氫氧根離子（OH-）。
強酸和強堿的中和反應
鹽酸、氫氧化鈉和氯化鈉都是強電解質，它們在水溶液中都完全電離成離子，只有水是電離度極小的弱電解質，因此這一中和反應的實質是H+離子和OH-離子結合生成水的反應：
當反應到達等當點的時候，溶液中H+離子和?OH-離子的濃度相等，即[H+]=[OH-]=10-7M??, 溶液呈中性。
強堿和弱酸的中和反應
氫氧化鈉是強電解質，在水溶液中全部電離成離子，醋酸是弱電解質，在溶液中部分電離成離子：
當H+離子和OH-離子結合成更弱的電解質水后，H+離子的濃度降低，這時CH?COOH的電離平衡向右移動，CH?COOH可繼續電離，只要加入足夠量的氫氧化鈉，中和反應可以繼續進行，?CH?COOH可以完全被中和。這個中和反應的實質仍然是H+離子和OH-離子結合成水的反應。
由于生成的醋酸鈉溶液中存在著水的電離平衡和醋酸的電離平衡，這兩組平衡綜合組成醋酸根的水解平衡。所以反應到達等當點時，溶液不是中性，而是[OH-]>[H+]，呈堿性。
強酸和弱堿的中和反應
類反應與強堿和弱酸的中和反應類似，它是由H+離子和弱堿NH4OH提供的OH-?離子結合生成更弱的電解質水，故反應的實質仍然是H+離子和OH- 離子結合成水的反應。?但由于生成物強酸弱堿鹽NH4Cl在溶液中也發生水解反應，其NH4離子能和水電離出的OH-離子結合，生成弱電解質NH4OH，其結果造成溶液中H+離子濃度的增加：
?
所以這類中和反應到達等當點的時候，溶液中[H+]>[OH-]。溶液也不是中性，而是呈酸性。
弱酸和弱堿的中和反應
該反應所生成的乙酸銨能強烈水解。由于醋酸和氨水的強度幾乎相等，其電離平衡常數也幾乎相等，因此等當量的醋酸和氨水中和，當反應達到平衡時，溶液幾乎呈中性，pH≈7。如果酸較堿更弱些，則酸的平衡常數小于堿的平衡常數，則溶液呈堿性，反之，則溶液呈酸性。
綜上所述：
酸堿質子理論
質子理論認為：任何能給出質子（H+）的物質（分子或離子）都是酸，任何能接收質子的物質都是堿。上述酸堿又分別稱為質子酸或質子堿，它們可以是分子，也可以是離子。例如HAc?、HCl?、HNO?等是分子酸，HSO4-、H?PO4-、NH4+等是離子酸，因為它們都能給出質子，例如：
同理，NH??、H?O等是分子堿，HSO?-、H?PO?-、HCO3-等是離子堿，因為它們都能接受質子。例如：
其中有些物質如HSO?-、H?PO?-、H?O等既能放出質子，又能接受質子，稱為兩性物質。
根據酸堿質子理論，酸和堿不是孤立的，酸給出質子以后余下的部分就是堿；反之堿接受質子后即成為酸，這種對應關系稱為酸堿共軛關系。
把僅相差一個質子的對應酸、堿稱為共軛酸堿。每一種酸(或堿)都對應有它自己的共軛堿（或共軛酸），如NH?+?和NH??、HAc和Ac-。
根據酸堿共軛關系，若酸越強，即越易放出質子，則其共軛堿就越難結合質子，其共軛堿就越弱；反之酸越弱，則其共軛堿就越強。例如，HCl是強酸，則共軛堿Cl-就是很弱的堿；HAc的酸性比氫氰酸強，則Ac-的堿性比CN-弱。
綜上所述：
平衡常數計算
強酸強堿
例如，鹽酸與氫氧化鈉在水溶液中，溶質鹽酸完全電離成H3O+和Cl-，氫氧化鈉完全電離成OH-和Na+。其中Na+和Cl-并不參與中和反應，所以該中和反應實質是H3O+和OH-之間的反應。
這是水的自耦電離平衡的逆反應，所以反應平衡常數K是Kw（水的離子積常數）的倒數，K值很大，即反應進行的很徹底。當它們恰好完全中和時，溶液中除了Na+和Cl-之外，還有極少量并等量的H3O+和OH-，溶液為中性。若氫氧化鈉過量，則為堿性，鹽酸過量則為酸性；此時混合液的酸度主要由強酸（強堿）的濃度來決定。
強酸弱堿
例如，強酸鹽酸和弱堿NH3·H2O（NH4OH）在水溶液中起反應時，強酸HCl完全電離成H3O+和Cl-，但Cl-不參與中和反應，而弱堿不完全電離成NH4+和OH-，但隨著OH-和H3O+的中和，平衡不斷移動，中和反應也是很完全的，可表示為：
恰好中和時，溶液中存在一定的共軛酸NH4+，所以溶液不是中性而是酸性，此時溶液H3O+濃度由共軛酸NH4+濃度計算，若尚有剩余堿，則OH-濃度由弱堿共軛酸堿濃度決定。
強堿弱酸
恰好中和時，溶液中因存在Ac-而顯堿性，OH-濃度由剩余Ac-離子濃度計算，當弱堿過量時，H3O+離子濃度由弱酸共軛堿濃度決定，。
弱酸弱堿
整個溶液體系中存在弱酸、弱堿、水三個離解平衡，根據多重平衡規則有
由上式可知弱酸弱堿反應的酸堿性取決于兩個常數，即的相對大小：
當時，，溶液為酸性，
當時，，溶液為堿性，
當時，，溶液呈中性。
酸堿中和的計算
酸堿完全中和時，它們的克當量數相等。
例如：2N硫酸溶液20ml和10ml氫氧化鈉恰好中和，求氫氧化鈉溶液的當量濃度。
解：設硫酸的克當量數為N1V1，氫氧化鈉的克當量數為N2V2，可以列出下式：
所以氫氧化鈉溶液的當量濃度是4N。
酸堿中和滴定
酸堿指示劑原理
在酸堿滴定（酸、堿溶液的標定和用酸、堿標準溶液測定未知物質）中，都采用一種能在酸堿溶液中改變顏色的物質（稱為指示劑）來判斷反應的完成點——酸堿恰好完全反應。通常把這種“點”稱為達到中和，意思是酸堿完全反應，溶液變成中性。從化學計算的角度來說酸堿以當量的關系（即1個當量對1個當量）反應就恰好達到完全反應，既沒有過剩的酸，也沒有過剩的堿。分析化學對這樣的狀態稱為等當點，或簡稱當量點。對指示劑的要求，就是要盡可能準確地指出當量點，根據指示劑發生顏色變化而終止滴定的一點，稱為滴定終點，或簡稱終點。通常要求終點盡可能同當量點吻合。顯然，為了達到這一點，指示劑應盡可能在當量點變色。常用指示劑及變色范圍如下：
綜上所述，在當量點時溶液變成中性。實際這種說法并不完全正確，因為酸堿反應形成的產物中除水外還有鹽類，而有些鹽——由強酸弱堿形成的鹽和由強堿弱酸形成的鹽，能同水發生反應，產生酸性或堿性（這種反應稱為水解作用）。因此，指示劑的選擇應與有關的水解作用相適應。
強酸強堿中和滴定
在強酸強堿互相滴定時，因為形成的鹽不發生水解，所以在當量點時溶液呈中性，即pH=7。因此變色范圍為pH7的指示劑，例如中性紅，最為適用。但其他相近的指示劑，例如甲基橙、甲基紅、酚酞等也常被應用。
強堿弱酸中和滴定
在用強堿滴定弱酸時，形成的鹽水解后產生氫氧根，使溶液的pH值超過7，因而呈堿性。例如用氫氧化鈉溶液滴定食用醋酸時產生的乙酸鈉，水解后產生氫氧化鈉和醋酸。由于氫氧化鈉是強堿，所以完全離解為Na+和?OH-，而醋酸是弱酸，所以很少解離。因此溶液中因有過剩的OH-?而呈堿性。根據醋酸鈉的水解常數，可以計算醋酸鈉溶液的pH值。常用的氫氧化鈉同有機酸如苯二甲酸氫鉀、苯甲酸（兩者都是標定堿溶液常用的基準物）等形成的鹽，水解后的pH值約為9。因此應選用變色的pH范圍接近9的指示劑，例如phenolphthalein。
強酸弱堿的中和滴定
在用強酸如鹽酸、硫酸滴定弱堿如氫氧化銨時，形成的鹽水解后使當量點時的溶液呈酸性，pH值約為5。在此情況下，最好選用甲基橙、甲基紅做指示劑；一般不選酚酞試液做指示劑，因為酚酞溶液遇酸不變色。
弱酸弱堿的中和滴定
一般弱酸和弱堿的中和滴定，在等當點前后pH值的變化也很小，沒有對終點如此敏感的指示劑，因此用指示劑來判斷當點是比較困難的。
中和熱
中和熱是指在稀溶液中酸堿中和生成1mol水的反應熱。一元強酸與強堿的中和熱約為57kJ，與酸堿種類無關，因為這實際上是1molH+與1molOH-反應生成1mol水的反應熱。弱酸、弱堿以及多元酸堿的中和熱，因有電離熱的影響，不是定值。
多元酸的中和反應通常熱效應是遞減的。例如，與中和，加入1摩爾堿的中和熱為-64.86kJ，加入第二個1摩爾的堿的中和熱為-56.85kJ，加入第三個1摩爾的堿的中和熱則為-2.0gkJ。
實際應用
改良土壤
根據土壤情況，可以利用中和反應，在土壤中加入酸性或堿性物質，以調節土壤的酸堿性，利于植物生長，并促進微生物的繁殖。例如，由于空氣污染造成酸雨，導致一些地方的土壤變成酸性，不利于作物生長，可在土壤中加入適量的氫氧化鈣，以中和酸性；若土壤呈堿性，則可向土壤中加入適量碳酸水進行中和。
工業
工業生產過程中的污水，需進行一系列的處理。例如，硫酸廠的污水中含有硫酸等雜質，可以用熟石灰進行中和處理。若工廠的廢水呈堿性（含氫氧化鈉等），則可用廢硫酸中和。
醫藥領域
人的胃液里含有適量的鹽酸，可以幫助消化，但是如果飲食過量時，胃會分泌出大量的胃酸，反而造成消化不良。在這種情況下，可遵醫囑服用某些含堿性物質的藥物（如含有氫氧化鋁或氫氧化鎂的藥物），以中和過多的胃酸。
如果被蚊蟲叮咬，其會在人的皮膚內分泌出蚊酸，從而使皮膚腫痛，如果涂一些含有堿性物質（如稀氨水）的藥水，就可減輕痛癢。
科學實驗
在科學實驗室里，經常要把溶液的pH控制在一定的范圍內，如果溶液的酸性或堿性太強，就可以用適當的堿或酸調節溶液的pH。并且凡是能與酸或堿直接（或間接）發生中和反應的物質都可用已知濃度的標準溶液來確定未知溶液的濃度。在做礦石分析時，也可利用中和反應，例如，在磷的定量時，使磷生成仲鉬酸銨沉淀，然后將其溶解于已知量的氫氧化鈉中，再用酸滴定剩余的氫氧化鈉，求出氫氧化鈉消耗量而計算出磷的含量。
日常生活
松花蛋中含有堿性物質，人們在食用它時常加一些醋，以中和其堿性；有的食用小蘇打標有“泡打粉”字樣，制作，面包、點心就是利用小蘇打（堿性）發生中和反應；惡臭屬于酸性，碳酸氫鈉屬于弱堿性，可利用兩者發生中和反應，消除惡臭。
參考資料 >
中和反應.術語在線.2023-12-03