Neitralizācijas reakcijas raksturlielumi, produkti un piemēri



Viens neitralizācijas reakcija tas ir tas, kas kvantitatīvi notiek starp skābi un pamata sugām. Kopumā ūdens un sāls tiek ražotas šāda veida reakcijās ūdens vidē (jonu sugas, kas sastāv no katjona, kas nav H).+ un anjonu, kas nav OH- u O2-) saskaņā ar šādu vienādojumu: skābe + bāze → sāls + ūdens.

Neitralizācijas reakcijā ir iesaistīti elektrolīti, kas ir vielas, kas, izšķīdinot ūdenī, rada risinājumu, kas nodrošina elektrisko vadītspēju. Skābes, bāzes un sāļi tiek uzskatīti par elektrolītiem.

Šādā veidā spēcīgas elektrolīti ir tās sugas, kas pilnībā izšķīst to sastāvā esošajos jonos, kad tās atrodas šķīdumā, bet vāji elektrolīti tikai daļēji jonizējas (tiem ir mazāka spēja vadīt elektrisko strāvu, tas ir, tie nav labi) vadi, piemēram, spēcīgi elektrolīti).

Indekss

  • 1 Raksturojums
    • 1.1. Skābes bāzes titrēšana
  • 2 Piemēri
    • 2.1. Spēcīga skābe + stipra bāze
    • 2.2. Spēcīga skābe + vāja bāze
    • 2.3. Vāja skābe + spēcīga bāze
    • 2.4. Vāja skābe + vāja bāze
  • 3 Atsauces

Funkcijas

Pirmkārt, ir jāuzsver, ka tad, ja neitralizācijas reakcija tiek uzsākta ar vienādu daudzumu skābes un bāzes (molu), kad reakcija beidzas, tiek iegūts tikai viens sāls; tas nozīmē, ka nav skābes vai bāzes atlikumu.

Turklāt ļoti svarīga skābes-bāzes reakciju īpašība ir pH, kas norāda, cik skābs vai pamata šķīdums. To nosaka H jonu daudzums+ atrasti izmērītajos risinājumos.

No otras puses, ir vairāki skābuma un bāziskuma jēdzieni atkarībā no ņemtajiem parametriem. Izceļams jēdziens ir Brønsted un Lowry, kas skābi uzskata par sugu, kas spēj ziedot protonus (H+) un bāzi kā sugu, kas spēj tās pieņemt.

Skābes bāzes titrēšana

Lai pareizi un kvantitatīvi izpētītu neitralizācijas reakciju starp skābi un bāzi, tiek izmantota metode, ko sauc par skābes bāzes titrēšanu (vai titrēšanu)..

Skābes-bāzes titrēšana sastāv no skābes vai bāzes koncentrācijas noteikšanas, kas nepieciešama, lai neitralizētu zināmu daudzumu bāzes vai skābes ar zināmu koncentrāciju.

Praksē standartšķīdumam (kura koncentrācija ir precīzi zināma) pakāpeniski jāpievieno šķīdumam, kura koncentrācija nav zināma līdz ekvivalences punktam, ja viena no sugām ir pilnīgi neitralizējusi otru..

Ekvivalences punktu konstatē ar vardarbīgu indikatora krāsas maiņu, kas pievienota nezināmas koncentrācijas šķīdumam, kad abu šķīdumu ķīmiskā reakcija ir pabeigta.

Piemēram, fosforskābes neitralizācijas gadījumā (H. \ T3PO4) katram protonam, kas atdalās no skābes, būs līdzvērtības punkts; tas nozīmē, ka būs trīs ekvivalences punkti un tiks novērotas trīs krāsu izmaiņas.

Neitralizācijas reakcijas produkti

Ja stipra skābe reaģē ar spēcīgu bāzi, tiek veikta pilnīga sugas neitralizācija, kā reakcijā starp sālsskābi un bārija hidroksīdu:

2HCl (ac) + Ba (OH)2(ac) → BaCl2(ac) + 2H2O (l)

Tāpēc netiek radīti H joni+ vai OH- pārsniedzot, kas nozīmē, ka neitralizēto spēcīgo elektrolītu šķīdumu pH ir cieši saistīts ar to reaģentu skābes raksturu..

Gluži pretēji, neitralizācijas gadījumā starp vāju elektrolītu un spēcīgu elektrolītu (stipru skābi + vāju bāzi vai vāju skābi + stipru bāzi) iegūst vāju elektrolītu daļēju disociāciju un parādās skābes disociācijas konstante (Ka) vai bāzi (Kb) vāja, lai aprēķinātu neto reakcijas skābi vai pamata raksturu, aprēķinot pH.

Piemēram, jums ir reakcija starp ciānūdeņražskābi un nātrija hidroksīdu:

HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H2O (l)

Šajā reakcijā vājais elektrolīts šķīdumā būtiski nejonizējas, tātad neto jonu vienādojums ir šāds:

HCN (ac) + OH-(ac) → KN-(ac) + H2O (l)

To iegūst pēc reakcijas rakstīšanas ar spēcīgiem elektrolītiem disociētā veidā (Na+(ac) + OH-(ac) reaģentu pusē un Na+(ac) + CN-ac) produktu sānos), kur skatītājs ir tikai nātrija jonu klātbūtne.

Visbeidzot, ja reakcija notiek starp vāju skābi un vāju bāzi, minētā neitralizācija nenotiek. Tas ir tāpēc, ka abi elektrolīti daļēji sadalās, neradot paredzamo ūdeni un sāli.

Piemēri

Spēcīga skābe + spēcīga bāze

Kā piemēru var minēt reakciju starp sērskābi un kālija hidroksīdu ūdens vidē saskaņā ar šādu vienādojumu:

H2SO4(ac) + 2KOH (ac) → K2SO4(ac) + 2H2O (l)

Ir redzams, ka gan skābe, gan hidroksīds ir spēcīgi elektrolīti; tāpēc šķīdumā tie ir pilnīgi jonizēti. Šā šķīduma pH būs atkarīgs no lielā elektrolīta, kas ir lielāks.

Spēcīga skābe + vāja bāze

Slāpekļskābes neitralizēšana ar amonjaku izraisa amonija nitrāta savienojumu, kā parādīts zemāk:

HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4NĒ3(ac)

Šajā gadījumā ūdens, kas iegūts kopā ar sāli, netiek ievērots, jo tas būtu jāatspoguļo kā:

HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4NĒ3(ac) + H2O (l)

Tātad ūdeni var novērot kā reakcijas produktu. Šajā gadījumā šķīdumam būs būtībā skābs pH.

Vāja skābe + spēcīga bāze

Pēc tam parādās reakcija starp etiķskābi un nātrija hidroksīdu:

CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

Tā kā etiķskābe ir vājš elektrolīts, tā daļēji disociē, kā rezultātā rodas nātrija acetāts un ūdens, kura šķīdumam būs pamata pH..

Vāja skābe + vāja bāze

Visbeidzot, kā minēts iepriekš, vāja bāze nevar neitralizēt vāju skābi; Pretēji tas nenotiek. Abas sugas hidrolizējas ūdens šķīdumā un šķīduma pH ir atkarīgs no skābes un bāzes stiprības.

Atsauces

  1. Vikipēdija. (s.f.). Neitralizācija (ķīmija). Izgūti no en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Ķīmija, devītais izdevums (McGraw-Hill).
  3. Raymond, K. W. (2009). Vispārīgā bioloģiskā un bioloģiskā ķīmija. Izgūti no books.google.co.ve
  4. Joesten, M.D., Hogg, J.L. un Castellion, M.E. (2006). Ķīmijas pasaule. Izgūti no books.google.co.ve
  5. Clugston, M. un Flemming, R. (2000). Uzlabotā ķīmija. Izgūti no books.google.co.ve
  6. Reger, D. L., Goode, S. R. un Ball, D. W. (2009). Ķīmija: principi un prakse. Izgūti no books.google.co.ve