Reakcja neutralizacji: charakterystyka, produkty i przykłady
Reakcja neutralizacji to taka, która zachodzi między kwasem a związkiem zasadowym w sposób ilościowy. Ogólnie, w tego typu reakcjach w ośrodku wodnym wytwarzana jest woda i sól (gatunki jonowe złożone z kationu innego niż H + i anion inny niż OH- lub O2-) według następującego równania: kwas + zasada → sól + woda
W reakcji neutralizacji zaangażowane są elektrolity, które są substancjami, które po rozpuszczeniu w wodzie tworzą roztwór, który umożliwia przewodnictwo elektryczne. Kwasy, zasady i sole są uważane za elektrolity.
W ten sposób silne elektrolity to te, które całkowicie dysocjują w składowych jonach, gdy są w roztworze, podczas gdy słabe elektrolity są tylko częściowo zjonizowane (mają mniejszą zdolność przewodzenia prądu elektrycznego, to znaczy nie są dobre przewodniki takie jak silne elektrolity).
Funkcje
Po pierwsze, należy podkreślić, że jeśli reakcję neutralizacji inicjuje się równymi ilościami kwasu i zasady (w molach), po zakończeniu reakcji otrzymuje się tylko jedną sól; to znaczy, nie ma resztkowych ilości kwasu lub zasady.
Ponadto bardzo ważną właściwością reakcji kwasowo-zasadowych jest pH, które wskazuje, jak kwaśny lub zasadowy jest roztwór. Jest to określone przez ilość jonów H + znalezionych w mierzonych roztworach.
Z drugiej strony istnieje kilka koncepcji kwasowości i zasadowości w zależności od branych pod uwagę parametrów. Wyróżnia się koncepcja Brønsteda i Lowry'ego, która uważa kwas za gatunek zdolny do oddawania protonów (H +) i bazę jako gatunek zdolny do ich przyjęcia.
Miareczkowanie na bazie kwasu
Aby właściwie i ilościowo zbadać reakcję neutralizacji między kwasem a zasadą, stosuje się technikę miareczkowania kwasowo-zasadowego (lub miareczkowania).
Miareczkowanie kwasowo-zasadowe polega na określeniu stężenia kwasu lub zasady niezbędnej do zobojętnienia pewnej ilości zasady lub kwasu o znanym stężeniu.
W praktyce roztwór standardowy (którego stężenie jest dokładnie znane) należy dodawać stopniowo do roztworu, którego stężenie jest nieznane, aż do osiągnięcia punktu równoważności, gdzie jeden z gatunków całkowicie zneutralizował drugi.
Punkt równoważności 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 (H3PO4) będzie punkt równoważny dla każdego protonu, który odrywa się od kwasu; to znaczy, będą trzy punkty równoważności i trzy zmiany kolorów będą obserwowane.
Produkty reakcji neutralizacji
W reakcjach silnego kwasu z silną zasadą przeprowadza się całkowitą neutralizację gatunku, jak w reakcji między kwasem chlorowodorowym i wodorotlenkiem baru:
2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (ac) → BaCl2 (ac) + 2H2O (1)
Zatem nadmiar H + lub jonów OH- nie jest wytwarzany, co oznacza, że pH silnych roztworów elektrolitów, które zostały zneutralizowane, jest wewnętrznie związane z kwaśnym charakterem ich reagentów.
Przeciwnie, w przypadku neutralizacji między słabym elektrolitem i silnym elektrolitem (mocny kwas + słaba zasada lub słaby kwas + silna zasada) otrzymuje się częściową dysocjację słabego elektrolitu i pojawia się stała dysocjacji kwasu (K a ) lub od słabej zasady (K b ), w celu określenia kwasowego lub zasadowego charakteru reakcji netto poprzez obliczenie pH.
Na przykład masz reakcję między kwasem cyjanowodorowym a wodorotlenkiem sodu:
HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H 2 O (l)
W tej reakcji słaby elektrolit nie ulega znaczącej jonizacji w roztworze, więc równanie jonowe netto jest przedstawione w następujący sposób:
HCN (ac) + OH- (ac) → CN- (ac) + H 2 O (l)
Uzyskuje się to po napisaniu reakcji z silnymi elektrolitami w ich zdysocjowanej formie (Na + (ac) + OH- (ac) po stronie reagentów, a Na + (ac) + CN- (ac) po stronie produktów), gdzie tylko jon sodu jest obserwatorem.
Wreszcie, w przypadku reakcji pomiędzy słabym kwasem i słabą zasadą, wspomniana neutralizacja nie występuje. Dzieje się tak dlatego, że oba elektrolity częściowo dysocjują, nie powodując oczekiwanej wody i soli.
Przykłady
Silny kwas + mocna baza
Podana reakcja pomiędzy kwasem siarkowym i wodorotlenkiem potasu w środowisku wodnym jest traktowana jako przykład, zgodnie z następującym równaniem:
H2SO4 (ac) + 2KOH (ac) → K2SO4 (ac) + 2H2O (l)
Można zauważyć, że zarówno kwas, jak i wodorotlenek są silnymi elektrolitami; dlatego są całkowicie zjonizowane w roztworze. Wartość pH tego roztworu zależy od silnego elektrolitu, który jest w większej proporcji.
Silny kwas + słaba zasada
Neutralizacja kwasu azotowego amoniakiem powoduje powstanie związku azotanu amonu, jak pokazano poniżej:
HNO 3 (ac) + NH 3 (ac) → NH 4 NO 3 (ac)
W tym przypadku woda wytworzona wraz z solą nie jest obserwowana, ponieważ musiałaby być reprezentowana jako:
HNO 3 (ac) + NH 4 + (ac) + OH- (ac) → NH 4 NO 3 (ac) + H 2 O (l)
Woda może być obserwowana jako produkt reakcji. W tym przypadku roztwór będzie miał zasadniczo kwaśne pH.
Słaby kwas + silna baza
Następnie pokazano reakcję między kwasem octowym i wodorotlenkiem sodu:
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3 COONa (ac) + H 2 O (l)
Ponieważ kwas octowy jest słabym elektrolitem, częściowo ulega dysocjacji, co skutkuje octanem sodu i wodą, których roztwór będzie miał zasadowe pH.
Słaby kwas + słaba baza
Wreszcie i jak stwierdzono powyżej, słaba zasada nie może zneutralizować słabego kwasu; Nie dzieje się też odwrotnie. Oba gatunki są hydrolizowane w roztworze wodnym, a pH roztworu zależy od „siły” kwasu i zasady.
