- vlastnosti
- Kyslé titrácie
- Príklady
- Silná kyselina + silná báza
- Silná kyselina + slabá zásada
- Slabá kyselina + silná báza
- Slabá kyselina + slabá zásada
- Referencie
Neutralizačné reakcie je taká, ktorá sa vyskytuje medzi kyslou a bázickou druhu v kvantitatívnom spôsobom. Všeobecne sa pri tomto type reakcie vo vodnom prostredí vyrába voda a soľ (iónové zložky zložené z katiónu odlišného od H + a aniónu odlišného od OH - alebo O 2- ) podľa nasledujúcej rovnice: kyselina + báza → soľ + voda.
Elektrolyty, čo sú látky, ktoré po rozpustení vo vode vytvárajú roztok, ktorý umožňuje elektrickú vodivosť, majú vplyv na neutralizačnú reakciu. Kyseliny, zásady a soli sa považujú za elektrolyty.
Týmto spôsobom sú silné elektrolyty tie druhy, ktoré sa úplne rozpúšťajú na svoje základné ióny, keď sú v roztoku, zatiaľ čo slabé elektrolyty sú iba čiastočne ionizované (majú nižšiu kapacitu na vedenie elektrického prúdu; nie sú dobré) vodiče, ako sú silné elektrolyty).
vlastnosti
V prvom rade by sa malo zdôrazniť, že ak sa neutralizačná reakcia začne s rovnakými množstvami kyseliny a bázy (v móloch), po ukončení uvedenej reakcie sa získa iba jedna soľ; to znamená, že neexistujú žiadne zvyškové množstvá kyseliny alebo zásady.
Veľmi dôležitou vlastnosťou kyslých reakcií je tiež pH, ktoré naznačuje, aký kyslý alebo zásaditý je roztok. Toto je určené množstvom H + iónov nájdených v odmeraných roztokoch.
Na druhej strane existuje niekoľko konceptov kyslosti a zásaditosti v závislosti od parametrov, ktoré sa berú do úvahy. Jeden koncept, ktorý vyniká, je koncept Brønsteda a Lowryho, ktorý považuje kyselinu za druh schopný darovať protóny (H + ) a bázu za druh, ktorý ich dokáže prijať.
Kyslé titrácie
Na správne a kvantitatívne štúdium neutralizačnej reakcie medzi kyselinou a zásadou sa používa technika nazývaná titrácia kyseliny alebo zásady (alebo titrácia).
Titrácia kyslej bázy spočíva v stanovení koncentrácie kyseliny alebo bázy potrebnej na neutralizáciu určitého množstva bázy alebo kyseliny známej koncentrácie.
V praxi sa štandardný roztok (ktorého koncentrácia je presne známa) musí postupne pridávať k roztoku, ktorého koncentrácia je neznáma, až kým sa nedosiahne bod ekvivalencie, ak jeden z druhov úplne neutralizoval druhý.
Bod ekvivalencie je detegovaný prudkou zmenou farby indikátora, ktorý bol pridaný do roztoku neznámej koncentrácie po dokončení chemickej reakcie medzi obidvoma roztokmi.
Napríklad v prípade neutralizácie kyseliny fosforečnej (H 3 PO 4 ), bude ekvivalencie bod za každú protón, ktorý sa uvoľňuje z kyseliny; to znamená, že budú existovať tri body ekvivalencie a budú pozorované tri farebné zmeny.
Produkty neutralizačnej reakcie
Pri reakciách silnej kyseliny so silnou zásadou dochádza k úplnej neutralizácii druhu, ako pri reakcii medzi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom bárnatým:
2HCl (aq) + B (OH) 2 (aq) → BaCl 2 (aq) + 2H 2 O (l)
Takže nevznikajú žiadne nadbytočné ióny H + alebo OH - , čo znamená, že pH silne neutralizovaných roztokov elektrolytov je skutočne spojené s kyslým charakterom ich reaktantov.
Naopak, v prípade neutralizácia medzi slabé a silné elektrolytu (silná kyselina + slabá báza alebo slabé kyseliny + silné bázy), parciálne disociácia slabé elektrolytu sa získa a disociačná konštanta kyseliny (K objaví) alebo o slabej bázy (k b ), aby sa zistilo kyslé alebo bázické charakter čistého reakcie výpočtom pH.
Napríklad máme reakciu medzi kyselinou kyanovodíkovou a hydroxidom sodným:
HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H 2 O (l)
Pri tejto reakcii slabý elektrolyt znateľne ionizuje v roztoku, takže čistá iónová rovnica je znázornená nasledovne:
HCN (aq) + OH - (aq) → CN - (aq) + H 2 O (l)
Získa sa po zápise reakcie so silnými elektrolytmi v ich disociovanej forme (Na + (aq) + OH - (aq) na strane reaktantu a Na + (aq) + CN - (aq) na strane produkty), kde je prítomným iba sodíkový ión.
Nakoniec v prípade reakcie medzi slabou kyselinou a slabou zásadou nedochádza k uvedenej neutralizácii. Je to tak preto, lebo obidva elektrolyty sa čiastočne disociujú, bez toho, aby to viedlo k očakávanej vode a soli.
Príklady
Silná kyselina + silná báza
Príkladom je reakcia medzi kyselinou sírovou a hydroxidom draselným vo vodnom prostredí podľa nasledujúcej rovnice:
H 2 SO 4 (aq) + 2KOH (aq) → K 2 SO 4 (aq) + 2H 2 O (l)
Je zrejmé, že kyselina aj hydroxid sú silné elektrolyty; preto v roztoku úplne ionizujú. PH tohto roztoku bude závisieť od silného elektrolytu, ktorý je v najvyššom pomere.
Silná kyselina + slabá zásada
Neutralizácia kyseliny dusičnej amoniakom vedie k zloženiu dusičnanu amónneho, ako je uvedené nižšie:
HNO 3 (aq) + NH 3 (aq) → NH 4 NO 3 (aq)
V tomto prípade sa voda produkovaná so soľou nepozoruje, pretože by musela byť zastúpená ako:
HNO 3 (aq) + NH 4 + (aq) + OH - (aq) → NH 4 NO 3 (aq) + H 2 O (l)
Voda sa teda dá považovať za reakčný produkt. V tomto prípade bude mať roztok v podstate kyslé pH.
Slabá kyselina + silná báza
Reakcia medzi kyselinou octovou a hydroxidom sodným je uvedená nižšie:
CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) → CH 3 Coon (aq) + H 2 O (l)
Pretože kyselina octová je slabý elektrolyt, čiastočne sa disociuje, čo vedie k octanu sodného a vode, ktorých roztok bude mať zásadité pH.
Slabá kyselina + slabá zásada
A nakoniec, ako už bolo uvedené, slabá báza nemôže neutralizovať slabú kyselinu; ani opak. Oba druhy hydrolyzujú vo vodnom roztoku a pH roztoku bude závisieť od „sily“ kyseliny a zásady.
Referencie
- Wikipedia. (SF). Neutralizácia (chémia). Obnovené z en.wikipedia.org
- Chang, R. (2007). Chémia, deviate vydanie (McGraw-Hill).
- Raymond, KW (2009). Všeobecná organická a biologická chémia. Obnovené z books.google.co.ve
- Joesten, MD, Hogg, JL a Castellion, ME (2006). Svet chémie: základy. Obnovené z books.google.co.ve
- Clugston, M. a Flemming, R. (2000). Pokročilá chémia. Obnovené z books.google.co.ve
- Reger, DL, Goode, SR a Ball, DW (2009). Chémia: Princípy a prax. Obnovené z books.google.co.ve