REAKCJA NEUTRALIZACJI: CHARAKTERYSTYKA, PRODUKTY, PRZYKŁADY - CHEMIA - 2025

Reakcja zobojętniania jest, że zachodzi pomiędzy kwasowych i zasadowe, w sposób ilościowy. Generalnie w tego typu reakcji w środowisku wodnym woda i sól (związki jonowe złożone z kationu innego niż H ⁺ i anionu innego niż OH ^- lub O ^2- ) są wytwarzane zgodnie z następującym równaniem: kwas + zasada → sól + woda.

Na reakcję neutralizacji mają wpływ elektrolity, czyli te substancje, które rozpuszczone w wodzie tworzą roztwór umożliwiający przewodnictwo elektryczne. Kwasy, zasady i sole są uważane za elektrolity.

W ten sposób elektrolity mocne to te gatunki, które w roztworze całkowicie dysocjują na jony składowe, podczas gdy elektrolity słabe tylko częściowo jonizują (mają mniejszą zdolność przewodzenia prądu elektrycznego; to znaczy nie są dobre przewodniki, takie jak mocne elektrolity).

cechy

W pierwszej kolejności należy podkreślić, że jeśli reakcję zobojętniania rozpoczyna się od równych ilości kwasu i zasady (w molach), to po zakończeniu tej reakcji otrzymuje się tylko jedną sól; to znaczy, że nie ma resztkowych ilości kwasu lub zasady.

Bardzo ważną właściwością reakcji kwasowo-zasadowych jest również pH, które wskazuje, jak kwaśny lub zasadowy jest roztwór. Decyduje o tym ilość jonów H ⁺ w mierzonych roztworach.

Z drugiej strony istnieje kilka pojęć kwasowości i zasadowości w zależności od branych pod uwagę parametrów. Jedną z wyróżniających się koncepcji jest koncepcja Brønsteda i Lowry'ego, którzy uważają kwas za gatunek zdolny do przekazywania protonów (H ⁺ ), a podstawę jako gatunek zdolny do ich przyjmowania.

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

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

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe polega na określeniu stężenia kwasu lub zasady niezbędnego do zneutralizowania określonej ilości zasady lub kwasu o znanym stężeniu.

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

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

Na przykład w przypadku neutralizacji kwasu fosforowego (H ₃ PO ₄ ) będzie istniał punkt równoważnikowy dla każdego protonu, który jest uwalniany z kwasu; to znaczy, że będą trzy punkty równoważności i zostaną zaobserwowane trzy zmiany koloru.

Produkty reakcji neutralizacji

W reakcjach mocnego kwasu z mocną zasadą następuje całkowita neutralizacja gatunku, podobnie jak w reakcji między kwasem solnym a wodorotlenkiem baru:

2HCl (aq) + Ba (OH) ₂ (aq) → BaCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l)

Zatem nie jest generowany nadmiar jonów H ⁺ lub OH ^- , co oznacza, że ​​pH roztworów silnych elektrolitów, które zostały zneutralizowane, jest nieodłącznie związane z kwasowym charakterem ich reagentów.

Wręcz przeciwnie, w przypadku neutralizacji pomiędzy słabym a mocnym elektrolitem (mocny kwas + słaba zasada lub słaby kwas + mocna zasada) uzyskuje się częściową dysocjację słabego elektrolitu i pojawia się stała dysocjacji kwasu (K _a ) lub słabej zasady (K _b ), w celu określenia kwaśnego lub zasadowego charakteru reakcji netto poprzez obliczenie pH.

Na przykład mamy reakcję między kwasem cyjanowodorowym a wodorotlenkiem sodu:

HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H ₂ O (l)

W tej reakcji słaby elektrolit nie jonizuje zauważalnie w roztworze, więc równanie jonowe netto jest przedstawione w następujący sposób:

HCN (aq) + OH ^- (aq) → CN ^- (aq) + H ₂ O (l)

Uzyskuje się to po zapisaniu reakcji z silnymi elektrolitami w ich zdysocjowanej formie (Na ⁺ (aq) + OH ^- (aq) po stronie reagenta i Na ⁺ (aq) + CN ^- (aq) po stronie) produktów), gdzie tylko jon sodu jest obserwatorem.

Wreszcie, w przypadku reakcji między słabym kwasem a słabą zasadą, zobojętnianie nie zachodzi. Dzieje się tak, ponieważ oba elektrolity częściowo dysocjują, nie powodując oczekiwanej wody i soli.

Przykłady

Mocny kwas + mocna zasada

Przykładem jest reakcja podana pomiędzy kwasem siarkowym i wodorotlenkiem potasu w środowisku wodnym, zgodnie z następującym równaniem:

H ₂ SO ₄ (aq) + 2KOH (aq) → K ₂ SO ₄ (aq) + 2H ₂ O (l)

Można zauważyć, że zarówno kwas, jak i wodorotlenek są silnymi elektrolitami; dlatego całkowicie jonizują w roztworze. Wartość pH tego roztworu będzie zależeć od silnego elektrolitu, który ma największą proporcję.

Mocny kwas + słaba zasada

W wyniku neutralizacji kwasu azotowego amoniakiem powstaje azotan amonu, jak pokazano poniżej:

HNO ₃ (aq) + NH ₃ (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq)

W tym przypadku woda wytworzona z soli nie jest obserwowana, ponieważ musiałaby być przedstawiona jako:

HNO ₃ (aq) + NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq) + H ₂ O (l)

Zatem wodę można postrzegać jako produkt reakcji. W takim przypadku roztwór będzie miał zasadniczo kwaśne pH.

Słaby kwas + mocna zasada

Reakcja zachodząca między kwasem octowym a wodorotlenkiem sodu jest pokazana poniżej:

CH ₃ COOH (aq) + NaOH (aq) → CH ₃ COONa (aq) + H ₂ O (l)

Ponieważ kwas octowy jest słabym elektrolitem, częściowo dysocjuje, w wyniku czego powstaje octan sodu i woda, których roztwór będzie miał zasadowe pH.

Słaby kwas + słaba zasada

Wreszcie, jak wspomniano powyżej, słaba zasada nie może neutralizować słabego kwasu; nie jest też odwrotnie. Oba rodzaje hydrolizują w roztworze wodnym, a pH roztworu będzie zależało od „mocy” kwasu i zasady.

Bibliografia

1. Wikipedia. (sf). Neutralizacja (chemia). Odzyskany z en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, wydanie dziewiąte (McGraw-Hill).
3. Raymond, KW (2009). Ogólna chemia organiczna i biologiczna. Odzyskany z books.google.co.ve
4. Joesten, MD, Hogg, JL and Castellion, ME (2006). Świat chemii: podstawy. Odzyskany z books.google.co.ve
5. Clugston, M. i Flemming, R. (2000). Zaawansowana chemia. Odzyskany z books.google.co.ve
6. Reger, DL, Goode, SR and Ball, DW (2009). Chemia: zasady i praktyka. Odzyskany z books.google.co.ve