Karakteristike reakcije neutralizacije, proizvodi i primjeri
reakcija neutralizacije to je ono što se pojavljuje između kiseline i osnovne vrste na kvantitativan način. Općenito, voda i sol se proizvode u ovoj vrsti reakcija u vodenom mediju (ionske vrste sastavljene od kationa koji nije H).+ i anion različit od OH- u O2-) prema sljedećoj jednadžbi: kiselina + baza → sol + voda.
U reakciji neutralizacije uključeni su elektroliti, koji su tvari koje se, kada se otope u vodi, stvaraju otopinu koja omogućuje električnu vodljivost. Kiseline, baze i soli smatraju se elektrolitima.
Na taj način jaki elektroliti su one vrste koje se potpuno rastvaraju u svojim konstituirajućim ionima kada su u otopini, dok slabi elektroliti samo djelomično ioniziraju (imaju manju sposobnost provođenja električne struje, tj. Nisu dobri. vodiči poput jakih elektrolita).
indeks
- 1 Značajke
- 1.1. Titracije kiseline i baze
- 2 Primjeri
- 2.1 Jaka kiselina + jaka baza
- 2.2 Jaka kiselina + slaba baza
- 2.3 Slaba kiselina + jaka baza
- 2.4 Slaba kiselina + slaba baza
- 3 Reference
značajke
Prvo, mora se naglasiti da ako se reakcija neutralizacije započne s jednakim količinama kiseline i baze (u molovima), kada se reakcija završi, dobiva se samo jedna sol; to jest, nema zaostalih količina kiseline ili baze.
Osim toga, vrlo važno svojstvo kiselinsko-baznih reakcija je pH, što pokazuje koliko je otopina kisela ili bazična. To se određuje količinom iona H+ pronađena u izmjerenim rješenjima.
S druge strane, postoji nekoliko koncepata kiselosti i bazičnosti ovisno o parametrima koji se uzimaju u obzir. Koncept koji se ističe je pojam Brønsteda i Lowryja, koji smatra kiselinu kao vrstu koja može donirati protone (H)+) i baza kao vrsta koja ih može prihvatiti.
Titracije kiseline i baze
Da bi se pravilno i kvantitativno proučavala reakcija neutralizacije između kiseline i baze, primijenjena je tehnika zvana titracijom kisele baze (ili titracijom)..
Titracije kiselina-baza sastoje se od određivanja koncentracije kiseline ili baze potrebne za neutralizaciju određene količine baze ili kiseline poznate koncentracije.
U praksi se standardna otopina (čija je koncentracija točno poznata) postupno dodaje otopini čija je koncentracija nepoznata sve dok se ne postigne točka ekvivalencije, gdje je jedna od vrsta potpuno neutralizirala drugu.
Točka ekvivalencije se otkriva nasilnom promjenom boje indikatora koji je dodan u otopinu nepoznate koncentracije kada je završena kemijska reakcija između obje otopine..
Na primjer, u slučaju neutralizacije fosforne kiseline (H3PO4) postojat će točka ekvivalencije za svaki proton koji se odvaja od kiseline; to jest, postojat će tri točke ekvivalencije i tri promjene boje će se promatrati.
Proizvodi neutralizacijske reakcije
U reakcijama jake kiseline s jakom bazom provodi se potpuna neutralizacija vrste, kao u reakciji između klorovodične kiseline i barijevog hidroksida:
2HCl (ac) + Ba (OH)2(ac) → BaCl2(ac) + 2H2O (l)
Dakle, ne stvaraju se ioni H+ ili OH- u suvišku, što znači da je pH neutralnih otopina jakih elektrolita suštinski povezan s kiselim karakteristikama njihovih reaktanata.
Naprotiv, u slučaju neutralizacije između slabog elektrolita i jakog elektrolita (jaka kiselina + slaba baza ili slaba kiselina + jaka baza) dobiva se djelomična disocijacija slabog elektrolita i pojavljuje se konstanta disocijacije kiseline (K)u) ili bazu (Kb) slab, da bi se odredio kiseli ili osnovni karakter neto reakcije izračunavanjem pH.
Na primjer, imate reakciju između cijanidne kiseline i natrijevog hidroksida:
HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H2O (l)
U ovoj reakciji slab elektrolit ne značajno ionizira u otopini, pa je neto ionska jednadžba prikazana kako slijedi:
HCN (ac) + OH-(ac) → CN-(ac) + H2O (l)
To se postiže nakon pisanja reakcije s jakim elektrolitima u njihovom disociranom obliku (Na+(ac) + OH-(ac) na strani reaktanata i Na+(ac) + CN-(ac) na strani proizvoda), gdje je samo natrijev ion gledatelj.
Konačno, u slučaju reakcije između slabe kiseline i slabe baze, navedena neutralizacija se ne događa. To je zbog toga što se oba elektrolita djelomično razdvajaju, bez da se dobije očekivana voda i sol.
Primjeri
Jaka kiselina + jaka baza
Dana reakcija između sumporne kiseline i kalijevog hidroksida u vodenom mediju uzima se kao primjer, prema sljedećoj jednadžbi:
H2SW4(ac) + 2KOH (ac) → K2SW4(ac) + 2H2O (l)
Može se vidjeti da su i kiselina i hidroksid jaki elektroliti; stoga su potpuno ionizirani u otopini. PH ove otopine ovisit će o jakom elektrolitu koji je u većem omjeru.
Jaka kiselina + slaba baza
Neutralizacija dušične kiseline amonijakom rezultira spojem amonijevog nitrata, kao što je prikazano u nastavku:
HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4NE3(Aq)
U ovom slučaju, voda koja se proizvodi zajedno sa solju nije uočena, jer bi morala biti predstavljena kao:
HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4NE3(ac) + H2O (l)
Tako se voda može promatrati kao produkt reakcije. U tom slučaju, otopina će imati uglavnom kiseli pH.
Slaba kiselina + jaka baza
Zatim je prikazana reakcija između octene kiseline i natrijevog hidroksida:
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)
Budući da je octena kiselina slab elektrolit, ona se djelomično razdvaja, rezultirajući natrijevim acetatom i vodom, čija će otopina imati bazičnu pH.
Slaba kiselina + slaba baza
Konačno i kao što je gore navedeno, slaba baza ne može neutralizirati slabu kiselinu; Ne događa se ni suprotno. Obje vrste se hidroliziraju u vodenoj otopini i pH otopine ovisit će o "jačini" kiseline i baze.
reference
- Wikipedia. (N. D.). Neutralizacija (kemija). Preuzeto s en.wikipedia.org
- Chang, R. (2007). Kemija, deveto izdanje (McGraw-Hill).
- Raymond, K.W. (2009). Opća organska i biološka kemija. Preuzeto s books.google.co.ve
- Joesten, M.D., Hogg, J.L. i Castellion, M.E. (2006). Svijet kemije: Osnove. Preuzeto s books.google.co.ve
- Clugston, M. i Flemming, R. (2000). Napredna kemija. Preuzeto s books.google.co.ve
- Reger, D.L., Goode, S.R. i Ball, D.W. (2009). Kemija: načela i praksa. Preuzeto s books.google.co.ve