Caracteristici de reacție, produse și exemple de neutralizare

o reacție de neutralizare este cea care are loc într-un mod cantitativ între un acid și o specie de bază. În general, apa și sarea sunt produse în acest tip de reacții într-un mediu apos (specii ionice compuse dintr-un alt cation decât H).⁺ și un alt anion decât OH^- u O^2-) în conformitate cu următoarea ecuație: acid + bază → sare + apă.

Într-o reacție de neutralizare, sunt implicați electroliți, care sunt substanțe care, dizolvate în apă, generează o soluție care permite conductivitatea electrică. Acizi, baze și săruri sunt considerați electroliți.

Astfel, electroliți puternici sunt acele specii care se disociază complet în ionii lor constitutive când este în soluție, în timp ce electrolitii slab ioniza doar parțial (au o capacitate mai mică de a conduce un curent electric, adică, nu sunt bune conductori ca electroliții puternici).

index

• 1 Caracteristici
  • 1.1. Titrarea acidului bazic
• 2 Exemple
  • 2.1 Acid puternic + bază puternică
  • 2.2 Acid puternic + bază slabă
  • 2.3 Acid slab + bază puternică
  • 2.4 Acid slab + acid slab
• 3 Referințe

caracteristici

În primul rând, trebuie subliniat faptul că, dacă o reacție de neutralizare este inițiată cu cantități egale de acid și bază (mol) când reacția menționată se termină se obține numai o sare; adică nu există cantități reziduale de acid sau bază.

În plus, o proprietate foarte importantă a reacțiilor bazate pe acid este pH-ul, care indică modul în care este soluția acidă sau bazică. Acest lucru este determinat de cantitatea de ioni H⁺ care se găsesc în soluțiile măsurate.

Pe de altă parte, există mai multe concepte de aciditate și bazicitate în funcție de parametrii luați în considerare. Un concept care se evidențiază este cel al lui Brønsted și Lowry, care consideră că un acid este o specie capabilă să doneze protoni (H⁺) și o bază ca specie capabilă să le accepte.

Acid-baza de titrare

Pentru a studia corect și cantitativ o reacție de neutralizare între un acid și o bază, se aplică o tehnică denumită titrare acidă-bază (sau titrare).

Titrările bazate pe acizi constau în determinarea concentrației de acid sau de bază necesară pentru a neutraliza o anumită cantitate de bază sau acid cu concentrație cunoscută.

În practică, trebuie adăugat treptat o soluție standard (a cărui concentrație este cunoscută exact) la soluția a cărei concentrație este necunoscută până la punctul de echivalență în cazul în care una dintre speciile este neutralizat complet la celălalt este atins.

Punctul de echivalență este detectat de schimbarea violentă a culorii indicatorului care a fost adăugat la soluția de concentrație necunoscută atunci când reacția chimică dintre ambele soluții a fost finalizată.

De exemplu, în cazul neutralizării acidului fosforic (H₃PO₄) va exista un punct de echivalență pentru fiecare proton care este detașat de acid; adică vor fi trei puncte de echivalență și vor fi observate trei schimbări de culoare.

Produse ale unei reacții de neutralizare

În reacțiile unui acid puternic cu o bază tare, se efectuează neutralizarea completă a speciei, ca și în reacția dintre acidul clorhidric și hidroxidul de bariu:

2HCI (ac) + Ba (OH)₂(ac) → BaCI₂(ac) + 2H₂O (l)

Deci nu sunt generați ioni de H⁺ sau OH^- în exces, ceea ce înseamnă că pH-ul soluțiilor puternice de electroliți care au fost neutralizate este în mod intrinsec legat de caracterul acid al reactanților lor.

Pe de altă parte, în cazul neutralizării între un electrolit slab și unul (acid puternic + bază slabă sau acid slab + bază puternică) puternică decuplare parțială a electrolitului slab este obținută și afișată constanta de disociere a acidului (K_la) sau baza (K_b) slab, pentru a determina caracterul acid sau bazic al reacției nete prin calcularea pH-ului.

De exemplu, aveți reacția dintre acidul cianhidric și hidroxidul de sodiu:

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

În această reacție, electrolitul slab nu ionizează în mod semnificativ în soluție, astfel încât ecuația ionică netă este reprezentată după cum urmează:

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

Aceasta se obține după scrierea reacției cu electroliții puternici în forma lor disociată (Na⁺(ac) + OH^-(ac) pe partea reactanților și Na⁺(ac) + CN^-(ac) pe partea produselor), unde numai ionul de sodiu este un spectator.

În final, în cazul reacției dintre un acid slab și o bază slabă, neutralizarea nu se produce. Acest lucru se datorează faptului că ambii electroliți disociază parțial, fără a se obține apa și sarea așteptate.

Exemple

Acid puternic + bază puternică

Reacția dată între acidul sulfuric și hidroxidul de potasiu într-un mediu apos este luată ca un exemplu, conform următoarei ecuații:

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

Se poate observa că atât acidul cât și hidroxidul sunt electroliți puternici; prin urmare, ele sunt ionizate complet în soluție. PH-ul acestei soluții va depinde de electrolitul puternic care este în proporție mai mare.

Mai jos sunt două grafice care prezintă titrarea reacției de neutralizare a unui acid tare cu o bază tare și o bază puternică cu un acid tare, unde este reprezentat și punctul de echivalență al acestuia:

Acid puternic + bază slabă

Neutralizarea acidului azotic cu amoniac are ca rezultat compusul nitrat de amoniu, după cum se arată mai jos:

HNO₃(ac) + NH₃(ac) → NH₄NU₃(Aq)

În acest caz, apa produsă împreună cu sarea nu este observată, deoarece ar trebui să fie reprezentată ca:

HNO₃(ac) + NH₄⁺(ac) + OH^-(ac) → NH₄NU₃(ac) + H₂O (l)

Astfel, apa poate fi observată ca produs al reacției. În acest caz, soluția va avea un pH în esență acid.

Acid slab + bază puternică

Apoi, reacția dintre acidul acetic și hidroxidul de sodiu este prezentată:

CH₃COOH (ac) + NaOH (ac) -> CH₃COONa (ac) + H₂O (l)

Deoarece acidul acetic este un electrolit slab, acesta disociază parțial, rezultând acetat de sodiu și apă, a cărui soluție va avea un pH bazic.

Acid slab + acid slab

În cele din urmă și așa cum sa menționat mai sus, o bază slabă nu poate neutraliza un acid slab; nici nu se întâmplă contrariul. Ambele specii sunt hidrolizate în soluție apoasă și pH-ul soluției va depinde de "rezistența" acidului și a bazei.

referințe

1. Wikipedia. (N.d.). Neutralizare (chimie). Adus de la en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, ediția a IX-a (McGraw-Hill).
3. Raymond, K.W. (2009). Chimie organică și biologică generală. Recuperat de la books.google.co.ve
4. Joesten, M.D., Hogg, J.L. și Castellion, M.E. (2006). Lumea Chimiei: Essentials. Recuperat de la books.google.co.ve
5. Clugston, M. și Flemming, R. (2000). Chimie avansată. Recuperat de la books.google.co.ve
6. Reger, D.L., Goode, S.R. și Ball, D.W. (2009). Chimie: Principii și practici. Recuperat de la books.google.co.ve