- vlastnosti
- Titrace kyselých bází
- Příklady
- Silná kyselina + silná báze
- Silná kyselina + slabá báze
- Slabá kyselina + silná báze
- Slabá kyselina + slabá báze
- Reference
Neutralizační reakce je taková, která se vyskytuje mezi kyselou a bazickou druhu v kvantitativním způsobem. Obecně se v tomto typu reakce ve vodném médiu voda a sůl (iontové sloučeniny složené z kationtu odlišného od H + a anion odlišného od OH - nebo O 2-) vyrábějí podle následující rovnice: kyselina + báze → sůl + voda.
Při neutralizační reakci mají elektrolyty vliv, což jsou látky, které po rozpuštění ve vodě vytvářejí roztok, který umožňuje elektrickou vodivost. Kyseliny, báze a soli jsou považovány za elektrolyty.
Tímto způsobem jsou silné elektrolyty ty druhy, které se úplně rozpadají na své základní ionty, když jsou v roztoku, zatímco slabé elektrolyty pouze částečně ionizují (mají menší kapacitu pro vedení elektrického proudu; to znamená, že nejsou dobré vodiče, jako jsou silné elektrolyty).
vlastnosti
Zaprvé by mělo být zdůrazněno, že pokud se zahájí neutralizační reakce se stejným množstvím kyseliny a báze (v molech), po ukončení uvedené reakce se získá pouze jedna sůl; to znamená, že neexistují žádná zbytková množství kyseliny nebo báze.
Velmi důležitou vlastností acidobazických reakcí je také pH, což ukazuje, jak kyselý nebo zásaditý je roztok. Toto je určeno množstvím H + iontů nalezených v měřených roztocích.
Na druhé straně existuje několik konceptů kyselosti a zásaditosti v závislosti na parametrech, které jsou brány v úvahu. Jeden koncept, který vyniká, je koncept Brønsted a Lowryho, kteří považují kyselinu za druh schopný darovat protony (H +) a základnu za druh schopný přijmout.
Titrace kyselých bází
Pro správné a kvantitativní studium neutralizační reakce mezi kyselinou a zásadou se používá technika zvaná titrace kyseliny nebo báze (nebo titrace).
Titrace kyselých bází spočívají ve stanovení koncentrace kyseliny nebo báze nezbytné k neutralizaci určitého množství báze nebo kyseliny o známé koncentraci.
V praxi musí být standardní roztok (jehož koncentrace je přesně známa) postupně přidáván k roztoku, jehož koncentrace není známa, dokud není dosaženo bodu ekvivalence, kde jeden z druhů úplně neutralizoval druhý.
Bod ekvivalence je detekován prudkou změnou barvy indikátoru, který byl přidán do roztoku neznámé koncentrace po dokončení chemické reakce mezi oběma roztoky.
Například v případě neutralizace kyseliny fosforečné (H 3 PO 4), bude ekvivalence bod za každou proton, který se uvolňuje z kyseliny; to znamená, že budou existovat tři body ekvivalence a budou pozorovány tři barevné změny.
Produkty neutralizační reakce
Při reakcích silné kyseliny se silnou bází dochází k úplné neutralizaci druhu, jako při reakci mezi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidem barnatým:
2HCl (aq) + B (OH) 2 (aq) → BaCl 2 (aq) + 2H 2 O (l)
Takže nevznikají žádné nadbytečné ionty H + nebo OH -, což znamená, že pH silně neutralizovaných roztoků elektrolytů je v podstatě spojeno s kyselým charakterem jejich reakčních složek.
Naopak, v případě neutralizace mezi slabé a silné elektrolytu (silná kyselina + slabá báze nebo slabé kyseliny + silné báze), parciální disociace slabé elektrolytu se získá a disociační konstanta kyseliny (K objeví) nebo o slabé báze (k b), aby se zjistilo kyselé nebo bazické charakter čistého reakce výpočtem pH.
Například máme reakci mezi kyselinou kyanovodíkovou a hydroxidem sodným:
HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H 2 O (l)
Při této reakci slabý elektrolyt znatelně ionizuje v roztoku, takže čistá iontová rovnice je znázorněna takto:
HCN (aq) + OH - (aq) → CN - (aq) + H 2 O (l)
To se získá po zapsání reakce se silnými elektrolyty v jejich disociované formě (Na + (ac) + OH - (ac) na straně reaktantu a Na + (ac) + CN - (ac) na straně produkty), kde je kolemjdoucí pouze iont sodný.
Konečně, v případě reakce mezi slabou kyselinou a slabou zásadou, uvedená neutralizace nenastane. Je to proto, že oba elektrolyty se částečně disociují, aniž by to vedlo k očekávané vodě a soli.
Příklady
Silná kyselina + silná báze
Příkladem je reakce mezi kyselinou sírovou a hydroxidem draselným ve vodném prostředí podle následující rovnice:
H 2 SO 4 (aq) + 2KOH (aq) → K 2 SO 4 (aq) + 2H 2 O (l)
Je vidět, že jak kyselina, tak hydroxid jsou silné elektrolyty; proto v roztoku úplně ionizují. PH tohoto roztoku bude záviset na silném elektrolytu, který je v nejvyšším poměru.
Silná kyselina + slabá báze
Neutralizace kyseliny dusičné amoniakem vede ke složení dusičnanu amonného, jak je uvedeno níže:
HNO 3 (aq) + NH 3 (aq) → NH 4 NO 3 (aq)
V tomto případě není voda produkovaná se solí pozorována, protože by měla být zastoupena jako:
HNO 3 (aq) + NH 4 + (aq) + OH - (aq) → NH 4 NO 3 (aq) + H 2 O (l)
Voda lze tedy považovat za reakční produkt. V tomto případě bude mít roztok v podstatě kyselé pH.
Slabá kyselina + silná báze
Reakce, ke které dochází mezi kyselinou octovou a hydroxidem sodným, je uvedena níže:
CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) → CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l)
Protože kyselina octová je slabý elektrolyt, částečně se disociuje, což vede k octanu sodnému a vodě, jejichž roztok bude mít bazické pH.
Slabá kyselina + slabá báze
A konečně, jak bylo uvedeno výše, slabá báze nemůže neutralizovat slabou kyselinu; ani opak. Oba druhy hydrolyzují ve vodném roztoku a pH roztoku bude záviset na "síle" kyseliny a báze.
Reference
- Wikipedia. (sf). Neutralizace (chemie). Obnoveno z en.wikipedia.org
- Chang, R. (2007). Chemistry, deváté vydání (McGraw-Hill).
- Raymond, KW (2009). Obecná organická a biologická chemie. Obnoveno z books.google.co.ve
- Joesten, MD, Hogg, JL a Castellion, ME (2006). Svět chemie: Základy. Obnoveno z books.google.co.ve
- Clugston, M. a Flemming, R. (2000). Pokročilá chemie. Obnoveno z books.google.co.ve
- Reger, DL, Goode, SR a Ball, DW (2009). Chemie: Principy a praxe. Obnoveno z books.google.co.ve