Карактеристике реакције неутрализације, производи и примјери



Један реакција неутрализације то је оно што се појављује између киселине и основних врста на квантитативан начин. Генерално, вода и со се производе у овом типу реакција у воденој средини (јонске врсте састављене од катиона који није Х).+ и анион који није ОХ- у О2-) према следећој једначини: киселина + база → сол + вода.

У реакцији неутрализације, укључени су електролити, који су супстанце које, када се растворе у води, генеришу раствор који омогућава електричну проводљивост. Киселине, базе и соли се сматрају електролитима.

На тај начин, јаки електролити су оне врсте које се у потпуности растварају у својим конститутивним јонима када се налазе у раствору, док слаби електролити само делимично јонизују (имају мањи капацитет за провођење електричне струје, односно нису добри проводници као што су јаки електролити).

Индек

  • 1 Карактеристике
    • 1.1. Титрације киселине и базе
  • 2 Примери
    • 2.1 Јака киселина + јака база
    • 2.2 Јака киселина + слаба база
    • 2.3 Слаба киселина + јака база
    • 2.4 Слаба киселина + слаба база
  • 3 Референце

Феатурес

Прво, мора се нагласити да ако се реакција неутрализације започне са једнаким количинама киселине и базе (у моловима), када се реакција заврши, добија се само једна сол; то јест, нема заосталих количина киселине или базе.

Поред тога, веома важна особина киселинско-базних реакција је пХ, што указује на то колико је кисели или базични раствор. Ово се одређује количином Х јона+ пронађена у измереним решењима.

С друге стране, постоји неколико концепата киселости и базичности у зависности од параметара који се узимају у обзир. Концепт који се истиче је онај Брøнстеда и Ловрија, који сматра киселину као врсту која може донирати протоне (Х)+) и базу као врсту која је способна да их прихвати.

Титрације киселине и базе

Да би се правилно и квантитативно проучавала реакција неутрализације између киселине и базе, примијењена је техника звана титрација киселих база (или титрација)..

Титрације киселина-база се састоје у одређивању концентрације киселине или базе неопходне за неутрализацију одређене количине базе или киселине познате концентрације.

У пракси, стандардном раствору (чија је концентрација позната тачно) мора се постепено додавати у раствор чија је концентрација непозната док се не постигне еквивалентна тачка, где је једна од врста потпуно неутрализовала другу.

Точка еквиваленције се открива насилном промјеном боје индикатора који је додан у отопину непознате концентрације када је завршена кемијска реакција између оба рјешења..

На пример, у случају неутрализације фосфорне киселине (Х3ПО4) ће постојати тачка еквиваленције за сваки протон који се одваја од киселине; то јест, биће три тачке еквиваленције и три промене боје ће се посматрати.

Производи неутрализационе реакције

У реакцијама јаке киселине са јаком базом врши се потпуна неутрализација врсте, као у реакцији између хлороводоничне киселине и баријум хидроксида:

2ХЦл (ац) + Ба (ОХ)2(ац) → БаЦл2(ац) + 2Х2О (л)

Дакле, не стварају се Х иони+ или ОХ- у сувишку, што значи да је пХ неутралних отопина јаких електролита суштински везан за киселински карактер њихових реактаната.

Напротив, у случају неутрализације између слабог електролита и јаког електролита (јака киселина + слаба база или слаба киселина + јака база) добија се парцијална дисоцијација слабог електролита и појављује се константа дисоцијације киселине (К)а) или базу (Кб) слаба, да би се одредио киселински или основни карактер нето реакције израчунавањем пХ.

На пример, имате реакцију између цијановодоничне киселине и натријум хидроксида:

ХЦН (ац) + НаОХ (ац) → НаЦН (ац) + Х2О (л)

У овој реакцији слаб електролит не значајно јонизује у раствору, тако да је нето јонска једначина представљена на следећи начин:

ХЦН (ац) + ОХ-(ац) → ЦН-(ац) + Х2О (л)

Ово се постиже након писања реакције са јаким електролитима у њиховој дисоцираној форми (На+(ац) + ОХ-(ац) на страни реактаната, и На+(ац) + ЦН-(ац) на страни производа), где је само натријум јон посматрач.

Коначно, у случају реакције између слабе киселине и слабе базе, наведена неутрализација се не дешава. То је због тога што се оба електролита делимично дисоцирају, без да се добије очекивана вода и со.

Примери

Јака киселина + јака база

Наведена реакција између сумпорне киселине и калијум хидроксида у воденој средини је узета као пример, према следећој једначини:

Х2СО4(ац) + 2КОХ (ац) → К2СО4(ац) + 2Х2О (л)

Може се видети да су и киселина и хидроксид јаки електролити; стога су потпуно јонизовани у раствору. ПХ овог раствора зависиће од јаког електролита који је у већој пропорцији.

Јака киселина + слаба база

Неутрализација азотне киселине амонијаком доводи до једињења амонијум нитрата, као што је приказано у наставку:

ХНО3(ац) + НХ3(ац) → НХ4НО3(ац)

У овом случају, вода која се производи заједно са соли се не поштује, јер би морала бити представљена као:

ХНО3(ац) + НХ4+(ац) + ОХ-(ац) → НХ4НО3(ац) + Х2О (л)

Тако се вода може посматрати као производ реакције. У овом случају, раствор ће имати суштински кисели пХ.

Слаба киселина + јака база

Затим је приказана реакција између сирћетне киселине и натријум хидроксида:

ЦХ3ЦООХ (ац) + НаОХ (ац) → ЦХ3ЦООНа (ац) + Х2О (л)

Пошто је сирћетна киселина слаб електролит, она делимично дисоцира, што доводи до натријум ацетата и воде, чији раствор има основну пХ.

Слаба киселина + слаба база

Коначно и као што је горе наведено, слаба база не може неутралисати слабу киселину; Не догађа се ни супротно. Обе врсте се хидролизују у воденом раствору и пХ раствора ће зависити од "јачине" киселине и базе.

Референце

  1. Википедиа. (с.ф.). Неутрализација (хемија). Преузето са ен.википедиа.орг
  2. Цханг, Р. (2007). Хемија, девето издање (МцГрав-Хилл).
  3. Раимонд, К. В. (2009). Генерална органска и биолошка хемија. Преузето са боокс.гоогле.цо.ве
  4. Јоестен, М.Д., Хогг, Ј.Л. и Цастеллион, М.Е. (2006). Тхе Ворлд оф Цхемистри: Ессентиалс. Преузето са боокс.гоогле.цо.ве
  5. Цлугстон, М. и Флемминг, Р. (2000). Адванцед Цхемистри. Преузето са боокс.гоогле.цо.ве
  6. Регер, Д.Л., Гооде, С.Р. анд Балл, Д.В. (2009). Хемија: Принципи и пракса. Преузето са боокс.гоогле.цо.ве