Charakteristiky neutralizačnej reakcie, produkty a príklady



neutralizačnej reakcie je to, ktoré sa vyskytuje medzi kyselinou a základným druhom kvantitatívnym spôsobom. Vo všeobecnosti sa pri tomto type reakcií vyrába voda a soľ vo vodnom médiu (iónové druhy zložené z katiónov iných ako H).+ a anión iný ako OH- u O2-) podľa nasledujúcej rovnice: kyselina + báza → soľ + voda.

Pri neutralizačnej reakcii ide o elektrolyty, čo sú látky, ktoré pri rozpustení vo vode vytvárajú roztok, ktorý umožňuje elektrickú vodivosť. Kyseliny, zásady a soli sú považované za elektrolyty.

Týmto spôsobom sú silné elektrolyty tie druhy, ktoré sa úplne disociujú vo svojich iónových zložkách, keď sú v roztoku, zatiaľ čo slabé elektrolyty len čiastočne ionizujú (majú nižšiu schopnosť viesť elektrický prúd, to znamená, že nie sú dobré vodiče ako silné elektrolyty).

index

  • 1 Charakteristiky
    • 1.1 Acidobázické titrácie
  • 2 Príklady
    • 2.1 Silná kyselina + silná báza
    • 2.2 Silná kyselina + slabá báza
    • 2.3 Slabá kyselina + silná báza
    • 2.4 Slabá kyselina + slabá báza
  • 3 Odkazy

rysy

Po prvé, treba zdôrazniť, že ak sa neutralizačná reakcia začne s rovnakými množstvami kyseliny a bázy (v móloch), keď sa reakcia ukončí, získa sa iba jedna soľ; to znamená, že neexistujú žiadne zvyškové množstvá kyseliny alebo zásady.

Okrem toho je veľmi dôležitou vlastnosťou reakcií s kyselinami a bázami pH, ktoré indikuje, ako kyslý alebo zásaditý je roztok. Toto je určené množstvom iónov H+ zistené v meraných roztokoch.

Na druhej strane existuje niekoľko pojmov acidita a zásaditosť v závislosti od parametrov, ktoré sa berú do úvahy. Koncept, ktorý vyniká, je pojem Brønsted a Lowry, ktorý považuje kyselinu za druh schopný darovať protóny (H+) a základ ako druh schopný ich prijať.

Acidobázické titrácie

Na správne a kvantitatívne štúdium neutralizačnej reakcie medzi kyselinou a bázou sa použije technika nazývaná titrácia acidobázickou bázou (alebo titrácia)..

Titrácie kyseliny a bázy pozostávajú zo stanovenia koncentrácie kyseliny alebo zásady potrebnej na neutralizáciu určitého množstva zásady alebo kyseliny so známou koncentráciou.

V praxi sa musí do roztoku postupne pridávať štandardný roztok (ktorého koncentrácia je presne známa), ktorého koncentrácia nie je známa, kým sa nedosiahne bod ekvivalencie, kde jeden z druhov úplne neutralizoval druhú..

Bod ekvivalencie je zistený prudkou zmenou farby indikátora, ktorý bol pridaný do roztoku neznámej koncentrácie, keď bola ukončená chemická reakcia medzi oboma roztokmi..

Napríklad v prípade neutralizácie kyseliny fosforečnej (H3PO4) bude existovať bod ekvivalencie pre každý protón, ktorý sa oddelí od kyseliny; to znamená, že budú existovať tri body ekvivalencie a budú pozorované tri zmeny farby.

Produkty neutralizačnej reakcie

Pri reakciách silnej kyseliny so silnou bázou sa uskutočňuje úplná neutralizácia druhu, ako je to pri reakcii medzi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom bárnatým:

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

Takže sa nevytvárajú žiadne H ióny+ alebo OH- nadbytok, čo znamená, že pH neutralizovaných roztokov silných elektrolytov je v podstate spojené s kyslým charakterom ich reaktantov..

Naopak, v prípade neutralizácie medzi slabým elektrolytom a silným elektrolytom (silná kyselina + slabá báza alebo slabá kyselina + silná báza) sa získa čiastočná disociácia slabého elektrolytu a objaví sa disociačná konštanta kyseliny (Kna) alebo základne (Kb) slabé, na stanovenie kyslej alebo zásaditej povahy čistej reakcie výpočtom pH.

Napríklad máte reakciu medzi kyselinou kyanovodíkovou a hydroxidom sodným:

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

V tejto reakcii slabý elektrolyt významne neionizuje v roztoku, takže čistá iónová rovnica je znázornená nasledovne:

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

Toto sa získa po napísaní reakcie so silnými elektrolytmi v ich disociovanej forme (Na+(ac) + OH-(ac) na strane reaktantov a Na+(ac) + CN-(ac) na strane výrobkov), kde je divákom iba sodíkový ión.

Nakoniec, v prípade reakcie medzi slabou kyselinou a slabou bázou sa uvedená neutralizácia nevyskytuje. Je to preto, že obidva elektrolyty sa čiastočne disociujú, bez toho, aby to viedlo k očakávanej vode a soli.

Príklady

Silná kyselina + silná báza

Uvedená reakcia medzi kyselinou sírovou a hydroxidom draselným vo vodnom médiu sa berie ako príklad podľa nasledujúcej rovnice:

H2SW4(ac) + 2KOH (ac) → K2SW4(ac) + 2H2O (l)

Je možné vidieť, že kyselina aj hydroxid sú silné elektrolyty; preto sú v roztoku úplne ionizované. PH tohto roztoku bude závisieť od väčšieho podielu elektrolytu.

Silná kyselina + slabá báza

Výsledkom neutralizácie kyseliny dusičnej amoniakom je zlúčenina dusičnanu amónneho, ako je uvedené nižšie:

HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4NO3(Aq)

V tomto prípade nie je pozorovaná voda vyrobená spolu so soľou, pretože by musela byť znázornená ako:

HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4NO3(ac) + H2O (l)

Takže voda môže byť pozorovaná ako produkt reakcie. V tomto prípade bude mať roztok v podstate kyslé pH.

Slabá kyselina + silná báza

Ďalej je znázornená reakcia medzi kyselinou octovou a hydroxidom sodným:

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

Keďže kyselina octová je slabý elektrolyt, čiastočne sa disociuje, čo vedie k octanu sodnému a vode, ktorých roztok bude mať zásadité pH.

Slabá kyselina + slabá báza

Nakoniec, ako je uvedené vyššie, slabá báza nemôže neutralizovať slabú kyselinu; Neexistuje ani opak. Oba druhy sa hydrolyzujú vo vodnom roztoku a pH roztoku bude závisieť od "sily" kyseliny a zásady.

referencie

  1. Wikipedia. (N. D.). Neutralizácia (chémia). Zdroj: en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Chémia, deviata edícia (McGraw-Hill).
  3. Raymond, K. W. (2009). Všeobecná organická a biologická chémia. Zdroj: books.google.co.ve
  4. Joesten, M.D., Hogg, J.L. a Castellion, M.E. (2006). Svet chémie: základy. Zdroj: books.google.co.ve
  5. Clugston, M. a Flemming, R. (2000). Pokročilá chémia. Zdroj: books.google.co.ve
  6. Reger, D.L., Goode, S.R. a Ball, D.W. (2009). Chémia: Princípy a prax. Zdroj: books.google.co.ve