РЕАКЦИЈА НЕУТРАЛИЗАЦИЈЕ: КАРАКТЕРИСТИКЕ, ПРОИЗВОДИ, ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

Реакцијом неутрализације је онај који се јавља између кисела и основних врста у квантитативно. Опћенито, у овој врсти реакције у воденом медијуму, вода и сол (јонска врста састављена од катиона који није Х ⁺ и аниона који није ОХ ^- или О ^2- ) производе се према сљедећој једначини: киселина + база → со + вода.

Електролити, оне супстанце које када се растворе у води стварају раствор који омогућава електричну проводљивост, утичу на реакцију неутрализације. Киселине, базе и соли сматрају се електролитима.

На овај начин, јаки електролити су оне врсте које се потпуно растварају у своје саставне ионе када су у раствору, док слаби електролити само делимично јонизују (имају мањи капацитет да спроведу електричну струју; то јест, нису добри проводници као што су јаки електролити).

карактеристике

На првом месту треба нагласити да ако се покрене реакција неутрализације са једнаким количинама киселине и базе (у молима), када се наведена реакција заврши, добија се само једна со; то јест, нема заосталих количина киселине или базе.

Такође, врло важно својство кисело-базних реакција је пХ, што указује колико је кисели или базни раствор. Ово се одређује количином Х ⁺ јона који се налазе у измереним растворима.

С друге стране, постоји неколико концепата киселости и базичности зависно од параметара који се узимају у обзир. Један концепт који се истиче је онај Брøнстед-а и Ловри-а, који киселину сматрају врстом која је способна давати протоне (Х ⁺ ), а базу као врстом способном да их прихвати.

Титрације на бази киселине

Да би се правилно и квантитативно проучавала реакција неутрализације између киселине и базе, примењује се техника која се назива киселинско-базна титрација (или титрација).

Титрације на бази киселине састоје се од одређивања концентрације киселине или базе неопходне за неутрализацију одређене количине базе или киселине познате концентрације.

У пракси се стандардни раствор (чија се концентрација тачно зна) мора постепено додавати у раствор чија концентрација није позната све док се не достигне тачка еквиваленције, где је једна врста потпуно неутрализовала другу.

Тачка еквиваленције открива се насилном променом боје индикатора који је додат раствору непознате концентрације када се заврши хемијска реакција између оба раствора.

На пример, у случају неутрализације фосфорне киселине (Х ₃ ПО ₄ ) ће постојати једнакост тачка за сваку протон који се ослобађа из киселине; то јест, постојат ће три тачке еквиваленције и примијетит ће се три промјене боје.

Производи реакције неутрализације

У реакцијама јаке киселине са јаком базом, долази до потпуне неутрализације врсте, као у реакцији хлороводоничне киселине и баријевог хидроксида:

2ХЦл (ак) + Ба (ОХ) ₂ (ак) → БАЦИ ₂ (ак) + 2Х ₂ О (л)

Тако се не стварају вишак Х ⁺ или ОХ ^- јона , што значи да је пХ неутрализованих јаких електролитских својстава интринзично повезан са киселинским карактером њихових реактаната.

Супротно томе, у случају неутрализације између слабог и јаког електролита (јака киселина + слаба база или слаба киселина + јака база), добија се делимична дисоцијација слабог електролита и појављује се константа дисоцијације киселине (К _а ). или слабе базе ( _Кб ), за одређивање киселог или базног карактера нето реакције израчунавањем пХ.

На пример, имамо реакцију између цијановодичне киселине и натријум хидроксида:

ХЦН (ак) + НаОХ (ак) → НаЦН (ак) + Х ₂ О (л)

У овој реакцији, слаби електролит се не раствори јонизирано у раствору, па је нето јонска једначина представљена на следећи начин:

ХЦН (ак) + ОХ ^- (ак) → ЦН ^- (ак) + Х ₂ О (л)

Ово се добија након писања реакције са јаким електролитима у њиховом дисоцираном облику (На ⁺ (ак) + ОХ ^- (ак) на страни реактаната и На ⁺ (ак) + ЦН ^- (ак) са стране производи), при чему је само натријум-јон пролазник.

Најзад, у случају реакције између слабе киселине и слабе базе, наведена неутрализација не долази. То је зато што оба електролита делимично дисоцирају, без резултирања очекиваном водом и соли.

Примери

Јака киселина + јака база

Наведена реакција између сумпорне киселине и калијум хидроксида у воденом медијуму је узета за пример, према следећој једначини:

Х ₂ СО ₄ (ак) + 2КОХ (ак) → К ₂ СО ₄ (ак) + 2Х ₂ О (л)

Може се видети да су и киселина и хидроксид јаки електролити; према томе, потпуно се ионизирају у раствору. ПХ овог раствора зависиће од јаког електролита који је у највећем проценту.

Јака киселина + слаба база

Неутрализацијом азотне киселине амонијаком добија се једињење амонијум нитрат, као што је приказано у наставку:

ХНО ₃ (ак) + НХ ₃ (ак) → НХ ₄ НО ₃ (ак)

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

ХНО ₃ (ак) + НХ ₄ ⁺ (ак) + ОХ ^- (ак) → НХ ₄ НО ₃ (ак) + Х ₂ О (л)

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

Слаба киселина + јака база

Реакција која се дешава између сирћетне киселине и натријум хидроксида приказана је доле:

ЦХ ₃ ЦООХ (ак) + НаОХ (ак) → ЦХ ₃ ЦООНа (ак) + Х ₂ О (л)

Пошто је сирћетна киселина слаб електролит, она се делимично дисоцира, што резултира натријум ацетатом и водом, чија ће раствора имати базни пХ.

Слаба киселина + слаба база

И на крају, као што је већ поменуто, слаба база не може да неутралише слабу киселину; нити је супротно. Обе врсте хидролизе у воденом раствору и пХ раствора зависиће од „снаге“ киселине и базе.

Референце

1. Википедиа. (сф) Неутрализација (хемија). Опоравак са ен.википедиа.орг
2. Цханг, Р. (2007). Хемија, девето издање (МцГрав-Хилл).
3. Раимонд, КВ (2009). Општа органска и биолошка хемија. Опоравак од боокс.гоогле.цо.ве
4. Јоестен, МД, Хогг, ЈЛ и Цастеллион, МЕ (2006). Свет хемије: Основе. Опоравак од боокс.гоогле.цо.ве
5. Цлугстон, М. и Флемминг, Р. (2000). Напредна хемија. Опоравак од боокс.гоогле.цо.ве
6. Регер, ДЛ, Гооде, СР и Балл, ДВ (2009). Хемија: принципи и пракса. Опоравак од боокс.гоогле.цо.ве