Charakteristiky neutralizační reakce, produkty, příklady

A neutralizační reakce Je to ten, který se kvantitativně vyskytuje mezi kyselinou a bazickým druhem. Obecně platí, že při tomto typu reakce ve vodném prostředí, vodě a soli (iontové sloučeniny složené z jiného kationtu než H⁺ a anion jiný než OH^- nebo O.^dva-) podle následující rovnice: kyselina + báze → sůl + voda.

Elektrolyty mají vliv na neutralizační reakci, což jsou látky, které po rozpuštění ve vodě vytvářejí roztok umožňující elektrickou vodivost. Kyseliny, zásady a soli se považují za elektrolyty.

Tímto způsobem jsou silné elektrolyty ty druhy, které se úplně disociují na své základní ionty, když jsou v roztoku, zatímco slabé elektrolyty jsou jen částečně ionizované (mají nižší kapacitu pro vedení elektrického proudu; to znamená, že nejsou dobrými vodiči silné elektrolyty).

Rejstřík článků

• 1 Funkce
  • 1.1 Acidobazické titrace
• 2 Příklady
  • 2.1 Silná kyselina + silná báze
  • 2.2 Silná kyselina + slabá báze
  • 2.3 Slabá kyselina + silná báze
  • 2.4 Slabá kyselina + slabá báze
• 3 Odkazy

Vlastnosti

V první řadě je třeba zdůraznit, že pokud je zahájena neutralizační reakce se stejným množstvím kyseliny a zásady (v molech), po skončení uvedené reakce se získá pouze jedna sůl; tj. neexistují žádná zbytková množství kyseliny nebo zásady.

Velmi důležitou vlastností acidobazických reakcí je také pH, které ukazuje, jak kyselý nebo zásaditý je roztok. To je určeno množstvím iontů H⁺ nalezené v měřených řešeních.

Na druhou stranu existuje několik konceptů kyselosti a zásaditosti v závislosti na parametrech, které jsou brány v úvahu. Jeden koncept, který vyniká, je koncept Brønsteda a Lowryho, kteří považují kyselinu za druh schopný darovat protony (H⁺) a základny podobné druhy schopné je přijmout.

Acidobazické titrace

Ke správnému a kvantitativnímu studiu neutralizační reakce mezi kyselinou a zásadou se používá technika zvaná acidobazická titrace (nebo titrace)..

Acidobazické titrace spočívají ve stanovení koncentrace kyseliny nebo báze nezbytné k neutralizaci určitého množství báze nebo kyseliny známé koncentrace.

V praxi se k roztoku, jehož koncentrace není známa, musí postupně přidávat standardní roztok (jehož koncentrace je přesně známa), dokud není dosaženo bodu ekvivalence, kdy jeden z druhů zcela neutralizuje druhý..

Bod ekvivalence je detekován prudkou změnou barvy indikátoru, který byl přidán k roztoku neznámé koncentrace, když byla dokončena chemická reakce mezi oběma roztoky..

Například v případě neutralizace kyseliny fosforečné (H₃PO₄) bude existovat bod ekvivalence pro každý proton, který se uvolní z kyseliny; to znamená, že budou tři body ekvivalence a budou pozorovány tři barevné změny.

Produkty neutralizační reakce

Při reakcích silné kyseliny se silnou bází dochází k úplné neutralizaci druhu, jako při reakci mezi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidem barnatým:

2HCl (aq) + Ba (OH)_dva(ac) → BaCl_dva(aq) + 2H_dvaO (l)

Takže nejsou generovány žádné ionty H.⁺ u OH^- v přebytku, což znamená, že pH silných roztoků elektrolytů, které byly neutralizovány, je podstatně spojeno s kyselým charakterem jejich reaktantů.

Naopak v případě neutralizace mezi slabým a silným elektrolytem (silná kyselina + slabá báze nebo slabá kyselina + silná báze) se získá částečná disociace slabého elektrolytu a disociační konstanta kyseliny (K_na) nebo základna (K._b) slabý, k určení kyselého nebo zásaditého charakteru čisté reakce výpočtem pH.

Například máme reakci mezi kyselinou kyanovodíkovou a hydroxidem sodným:

HCN (vodný) + NaOH (vodný) → NaCN (vodný) + H_dvaO (l)

V této reakci slabý elektrolyt v roztoku znatelně neionizuje, takže čistá iontová rovnice je znázorněna následovně:

HCN (aq) + OH^-(ac) → CN^-(ac) + H_dvaO (l)

Toho se dosáhne po napsání reakce se silnými elektrolyty v jejich disociované formě (Na⁺(ac) + OH^-(ac) na straně reaktantu a Na⁺(ac) + CN^-(ac) na straně produktů), kde je přihlížejícím pouze sodíkový iont.

A konečně, v případě reakce mezi slabou kyselinou a slabou zásadou k uvedené neutralizaci nedojde. Je to proto, že oba elektrolyty částečně disociují, aniž by to mělo za následek očekávanou vodu a sůl..

Příklady

Silná kyselina + silná báze

Uvedená reakce mezi kyselinou sírovou a hydroxidem draselným ve vodném prostředí je považována za příklad podle následující rovnice:

H_dvaSW₄(aq) + 2KOH (aq) → K._dvaSW₄(aq) + 2H_dvaO (l)

Je vidět, že jak kyselina, tak hydroxid jsou silné elektrolyty; proto zcela ionizují v roztoku. PH tohoto roztoku bude záviset na silném elektrolytu, který je v nejvyšším poměru.

Silná kyselina + slabá báze

Neutralizace kyseliny dusičné amoniakem vede ke sloučenině dusičnanu amonného, ​​jak je uvedeno níže:

HNO₃(ac) + NH₃(ac) → NH₄NE₃(ac)

V tomto případě není pozorována voda vyrobená společně se solí, protože by musela být reprezentována jako:

HNO₃(ac) + NH₄⁺(ac) + OH^-(ac) → NH₄NE₃(ac) + H_dvaO (l)

Na vodu lze tedy pohlížet jako na reakční produkt. V tomto případě bude mít roztok v podstatě kyselé pH.

Slabá kyselina + silná báze

Níže je uvedena reakce, která nastává mezi kyselinou octovou a hydroxidem sodným:

CH₃COOH (vodný) + NaOH (vodný) → CH₃COONa (ac) + H_dvaO (l)

Jelikož kyselina octová je slabý elektrolyt, částečně se disociuje, což vede k octanu sodnému a vodě, jejichž roztok bude mít zásadité pH..

Slabá kyselina + slabá báze

Nakonec a jak již bylo zmíněno dříve, slabá báze nemůže neutralizovat slabou kyselinu; neděje se ani opak. Oba druhy jsou hydrolyzovány ve vodném roztoku a pH roztoku bude záviset na „síle“ kyseliny a zásady..

Reference

1. Wikipedia. (s.f.). Neutralizace (chemie). Obnoveno z en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, Deváté vydání (McGraw-Hill).
3. Raymond, K. W. (2009). Obecná organická a biologická chemie. Obnoveno z books.google.co.ve
4. Joesten, M. D., Hogg, J. L. a Castellion, M. E. (2006). Svět chemie: Essentials. Obnoveno z books.google.co.ve
5. Clugston, M. a Flemming, R. (2000). Pokročilá chemie. Obnoveno z books.google.co.ve
6. Reger, D. L., Goode, S. R. a Ball, D. W. (2009). Chemistry: Principles and Practice. Obnoveno z books.google.co.ve