A reacție de neutralizare Este cea care apare între un acid și o specie bazică într-un mod cantitativ. În general, în acest tip de reacție într-un mediu apos, apă și o sare (specie ionică compusă dintr-un cation altul decât H+ și un anion altul decât OH- sau ODouă-) conform următoarei ecuații: acid + bază → sare + apă.
Electrolitii au impact asupra unei reacții de neutralizare, care sunt acele substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, generează o soluție care permite conductivitatea electrică. Acizii, bazele și sărurile sunt considerate electroliți.
În acest fel, electroliții puternici sunt acele specii care se disociază complet în ionii lor constituenți atunci când sunt în soluție, în timp ce electroliții slabi sunt ionizați doar parțial (au o capacitate mai mică de a conduce un curent electric; adică nu sunt conductori buni ca electroliți puternici).
Indice articol
În primul rând, trebuie subliniat faptul că, dacă se începe o reacție de neutralizare cu cantități egale de acid și bază (în moli), atunci când reacția menționată se termină, se obține o singură sare; adică nu există cantități reziduale de acid sau bază.
De asemenea, o proprietate foarte importantă a reacțiilor acido-bazice este pH-ul, care indică cât de acidă sau bazică este o soluție. Aceasta este determinată de cantitatea de ioni H+ găsite în soluțiile măsurate.
Pe de altă parte, există mai multe concepte de aciditate și basicitate, în funcție de parametrii care sunt luați în considerare. Un concept care iese în evidență este cel al lui Brønsted și Lowry, care consideră un acid ca o specie capabilă să doneze protoni (H+) și o bază ca specii capabile să le accepte.
Pentru a studia corect și cantitativ o reacție de neutralizare între un acid și o bază, se aplică o tehnică numită titrare acid-bazică (sau titrare)..
Titrările acido-bazice constau în determinarea concentrației de acid sau bază necesare pentru a neutraliza o anumită cantitate de bază sau acid de concentrație cunoscută.
În practică, o soluție standard (a cărei concentrație este cunoscută exact) trebuie adăugată treptat la soluția a cărei concentrație este necunoscută până la atingerea punctului de echivalență, unde una dintre specii a neutralizat complet cealaltă..
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 eliberat din acid; adică vor exista trei puncte de echivalență și vor fi observate trei modificări de culoare.
Produsele unei reacții de neutralizare
În reacțiile unui acid puternic cu o bază puternică are loc neutralizarea completă a speciei, ca și în reacția dintre acidul clorhidric și hidroxidul de bariu:
2HCI (aq) + Ba (OH)Două(ac) → BaClDouă(aq) + 2HDouăO (l)
Deci nu se generează ioni H+ oh OH- în exces, ceea ce înseamnă că pH-ul soluțiilor electrolitice puternice care au fost neutralizate este intrinsec legat de caracterul acid al reactanților lor.
Dimpotrivă, în cazul neutralizării dintre un electrolit slab și unul puternic (acid puternic + bază slabă sau acid slab + bază puternică), se obține disocierea parțială a electrolitului slab și constanta de disociere a acidului (Kla) sau baza (Kb) slab, pentru a determina caracterul acid sau bazic al reacției nete prin calcularea pH-ului.
De exemplu, avem reacția dintre acidul cianhidric și hidroxidul de sodiu:
HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + HDouăO (l)
În această reacție, electrolitul slab nu se ionizează vizibil în soluție, deci ecuația ionică netă este reprezentată după cum urmează:
HCN (aq) + OH-(ac) → CN-(ac) + HDouăO (l)
Aceasta se obține după scrierea reacției cu electroliți puternici în forma lor disociată (Na+(ac) + OH-(ac) pe partea reactantului și Na+(ac) + CN-(ac) din partea produselor), unde numai ionul de sodiu este un spectator.
În cele din urmă, în cazul reacției dintre un acid slab și o bază slabă, neutralizarea menționată nu are loc. Acest lucru se datorează faptului că ambii electroliți se disociază parțial, fără a rezulta apa și sarea așteptate..
Reacția dată între acid sulfuric și hidroxid de potasiu în mediu apos este luată ca exemplu, conform următoarei ecuații:
HDouăSW4(aq) + 2KOH (aq) → KDouăSW4(aq) + 2HDouăO (l)
Se poate observa că atât acidul, cât și hidroxidul sunt electroliți puternici; prin urmare, se ionizează complet în soluție. PH-ul acestei soluții va depinde de electrolitul puternic care este în proporția cea mai mare.
Neutralizarea acidului azotic cu amoniac are ca rezultat compusul azotat de amoniu, după cum se arată mai jos:
HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4NU3(ac)
În acest caz, apa produsă împreună cu sarea nu este observată, deoarece ar trebui reprezentată ca:
HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4NU3(ac) + HDouăO (l)
Deci apa poate fi văzută ca un produs de reacție. În acest caz, soluția va avea un pH esențial acid.
Reacția care apare între acidul acetic și hidroxidul de sodiu este prezentată mai jos:
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) → CH3COONa (ac) + HDouăO (l)
Deoarece acidul acetic este un electrolit slab, acesta se disociază parțial, rezultând acetat de sodiu și apă, a cărei soluție va avea un pH bazic..
În sfârșit și așa cum am menționat anterior, o bază slabă nu poate neutraliza un acid slab; nici nu se întâmplă contrariul. Ambele specii sunt hidrolizate în soluție apoasă, iar pH-ul soluției va depinde de „tăria” acidului și a bazei..
Nimeni nu a comentat acest articol încă.