Charakterystyka reakcji neutralizacji, produkty i przykłady



Jeden reakcja neutralizacji jest to, co występuje między kwasem a podstawowym gatunkiem w sposób ilościowy. Ogólnie, woda i sól są wytwarzane w tego typu reakcjach w środowisku wodnym (gatunki jonowe złożone z kationu innego niż H).+ i anion inny niż OH- u O2-) według następującego równania: kwas + zasada → sól + woda.

W reakcji neutralizacji zaangażowane są elektrolity, które są substancjami, które po rozpuszczeniu w wodzie tworzą roztwór, który umożliwia przewodnictwo elektryczne. Kwasy, zasady i sole są uważane za elektrolity.

W ten sposób silne elektrolity to te, które całkowicie dysocjują w składowych jonach, gdy są w roztworze, podczas gdy słabe elektrolity tylko częściowo jonizują (mają mniejszą zdolność przewodzenia prądu elektrycznego, to znaczy nie są dobre przewodniki takie jak silne elektrolity).

Indeks

  • 1 Charakterystyka
    • 1.1 Miareczkowanie na bazie kwasu
  • 2 Przykłady
    • 2.1 Silny kwas + mocna baza
    • 2.2 Silny kwas + słaba zasada
    • 2.3 Słaby kwas + silna baza
    • 2.4 Słaby kwas + słaba zasada
  • 3 referencje

Funkcje

Po pierwsze, należy podkreślić, że jeśli reakcję neutralizacji inicjuje się równymi ilościami kwasu i zasady (w molach), po zakończeniu reakcji otrzymuje się tylko jedną sól; to znaczy, nie ma resztkowych ilości kwasu lub zasady.

Ponadto bardzo ważną właściwością reakcji kwasowo-zasadowych jest pH, które wskazuje, jak kwaśny lub zasadowy jest roztwór. To zależy od ilości jonów H+ znaleźć w zmierzonych roztworach.

Z drugiej strony istnieje kilka koncepcji kwasowości i zasadowości w zależności od branych pod uwagę parametrów. Wyróżnia się koncepcja Brønsteda i Lowry'ego, która uważa kwas za gatunek zdolny do oddawania protonów (H+) i baza jako gatunek zdolny do ich przyjęcia.

Miareczkowanie na bazie kwasu

Aby prawidłowo i ilościowo zbadać reakcję neutralizacji między kwasem a zasadą, stosuje się technikę miareczkowania kwasowo-zasadowego (lub miareczkowania)..

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe polega na określeniu stężenia kwasu lub zasady niezbędnej do zobojętnienia pewnej ilości zasady lub kwasu o znanym stężeniu.

W praktyce roztwór standardowy (którego stężenie jest dokładnie znane) musi być stopniowo dodawany do roztworu, którego stężenie jest nieznane, aż do osiągnięcia punktu równoważności, gdzie jeden z gatunków całkowicie zneutralizował drugi.

Punkt równoważności jest wykrywany przez gwałtowną zmianę koloru wskaźnika, który został dodany do roztworu o nieznanym stężeniu, gdy reakcja chemiczna między oboma roztworami została zakończona.

Na przykład w przypadku neutralizacji kwasu fosforowego (H3PO4) będzie punkt równoważności dla każdego protonu, który odłączy się od kwasu; to znaczy, będą trzy punkty równoważności i trzy zmiany koloru będą obserwowane.

Produkty reakcji neutralizacji

W reakcjach silnego kwasu z silną zasadą przeprowadza się całkowitą neutralizację gatunku, jak w reakcji między kwasem chlorowodorowym i wodorotlenkiem baru:

2HCl (ac) + Ba (OH)2(ac) → BaCl2(ac) + 2H2O (l)

Tak więc nie powstają jony H+ lub OH- w nadmiarze, co oznacza, że ​​pH silnych roztworów elektrolitów, które zostały zneutralizowane, jest nierozerwalnie związane z kwaśnym charakterem ich reagentów.

Przeciwnie, w przypadku neutralizacji między słabym elektrolitem i silnym elektrolitem (mocny kwas + słaba zasada lub słaby kwas + silna zasada) otrzymuje się częściową dysocjację słabego elektrolitu i pojawia się stała dysocjacji kwasu (Ka) lub podstawa (Kb) słaby, aby określić kwasowy lub zasadowy charakter reakcji netto, obliczając pH.

Na przykład masz reakcję między kwasem cyjanowodorowym a wodorotlenkiem sodu:

HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H2O (l)

W tej reakcji słaby elektrolit nie ulega znacznej jonizacji w roztworze, więc równanie jonowe netto jest przedstawione w następujący sposób:

HCN (ac) + OH-(ac) → CN-(ac) + H2O (l)

Uzyskuje się to po napisaniu reakcji z silnymi elektrolitami w ich zdysocjowanej postaci (Na+(ac) + OH-(ac) po stronie reagentów i Na+(ac) + CN-(ac) po stronie produktów), gdzie tylko jon sodu jest obserwatorem.

Wreszcie, w przypadku reakcji pomiędzy słabym kwasem i słabą zasadą, wspomniana neutralizacja nie występuje. Dzieje się tak, ponieważ oba elektrolity dysocjują częściowo, nie powodując oczekiwanej wody i soli.

Przykłady

Silny kwas + mocna baza

Podana reakcja pomiędzy kwasem siarkowym i wodorotlenkiem potasu w środowisku wodnym jest traktowana jako przykład, zgodnie z następującym równaniem:

H2TAK4(ac) + 2KOH (ac) → K2TAK4(ac) + 2H2O (l)

Można zauważyć, że zarówno kwas, jak i wodorotlenek są silnymi elektrolitami; dlatego są całkowicie zjonizowane w roztworze. Wartość pH tego roztworu zależy od silnego elektrolitu, który jest w większej proporcji.

Silny kwas + słaba zasada

Neutralizacja kwasu azotowego amoniakiem powoduje powstanie związku azotanu amonu, jak pokazano poniżej:

HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4NIE3(ac)

W tym przypadku woda produkowana wraz z solą nie jest obserwowana, ponieważ musiałaby być reprezentowana jako:

HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4NIE3(ac) + H2O (l)

Woda może być obserwowana jako produkt reakcji. W tym przypadku roztwór będzie miał zasadniczo kwaśne pH.

Słaby kwas + silna baza

Następnie pokazano reakcję między kwasem octowym i wodorotlenkiem sodu:

CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

Ponieważ kwas octowy jest słabym elektrolitem, częściowo ulega dysocjacji, co powoduje powstanie octanu sodu i wody, których roztwór będzie miał zasadowe pH.

Słaby kwas + słaba baza

Wreszcie i jak stwierdzono powyżej, słaba zasada nie może zneutralizować słabego kwasu; Nie dzieje się też odwrotnie. Oba gatunki są hydrolizowane w roztworze wodnym, a pH roztworu zależy od „siły” kwasu i zasady.

Referencje

  1. Wikipedia. (s.f.). Neutralizacja (chemia). Źródło z en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Chemistry, dziewiąta edycja (McGraw-Hill).
  3. Raymond, K. W. (2009). Ogólna chemia organiczna i biologiczna. Pobrane z books.google.co.ve
  4. Joesten, M.D., Hogg, J.L. and Castellion, M.E. (2006). The World of Chemistry: Essentials. Pobrane z books.google.co.ve
  5. Clugston, M. i Flemming, R. (2000). Zaawansowana chemia. Pobrane z books.google.co.ve
  6. Reger, D. L., Goode, S. R. i Ball, D. W. (2009). Chemia: zasady i praktyka. Pobrane z books.google.co.ve