REACȚIE DE NEUTRALIZARE: CARACTERISTICI, PRODUSE, EXEMPLE - CHIMIE - 2025

O reacție de neutralizare este una care apare între o specie acidă și una de bază într-un mod cantitativ. În general, în acest tip de reacție într-un mediu apos, apa și o sare (specii ionice compuse dintr-un cation diferit de H ⁺ și un anion decât OH ^- sau O ^2- ) sunt produse conform următoarei ecuații: acid + bază → sare + apă.

Electroliții, care sunt acele substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, generează o soluție care permite conductivitatea electrică, au un impact asupra unei reacții de neutralizare. Acizii, bazele și sărurile sunt considerate electroliți.

În acest fel, electroliții puternici sunt acele specii care se disociează complet în ionii lor constitutivi atunci când sunt în soluție, în timp ce electroliții slabi se ionizează doar parțial (au o capacitate mai mică de a conduce un curent electric; adică nu sunt buni conductori precum electroliți puternici).

caracteristici

În primul rând, trebuie subliniat faptul că, dacă se începe o reacție de neutralizare cu cantități egale de acid și bază (în alunițe), atunci când se termină reacția, 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 acută sau de bază este o soluție. Aceasta este determinată de cantitatea de ioni H ⁺ găsiți în soluțiile măsurate.

Pe de altă parte, există mai multe concepte de aciditate și de bază, în funcție de parametrii care sunt luați în considerare. Un concept care iese în evidență este cel al lui Brønsted și Lowry, care consideră acidul ca specie capabilă să doneze protoni (H ⁺ ) și o bază ca specie capabilă să le accepte.

Titrări acido-bazice

Pentru a studia corect și cantitativ o reacție de neutralizare între un acid și o bază, se aplică o tehnică numită titrare acid-bază (sau titrare).

Titrările acid-bază constau în determinarea concentrației de acid sau bază necesară neutralizării unei anumite cantități de bază sau acid a concentrației cunoscute.

În practică, trebuie adăugată treptat o soluție standard (a cărei concentrație este cunoscută exact), a cărei concentrație nu este cunoscută până când se ajunge la punctul de echivalență, unde una dintre specii a neutralizat complet cealaltă.

Punctul de echivalență este detectat prin 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 (H ₃ PO ₄ ) va exista un punct de echivalență pentru fiecare proton care este eliberat de acid; adică vor exista trei puncte de echivalență și se vor observa trei schimbări de culoare.

Produse ale 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) ₂ (aq) → BaCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l)

Deci , nu în exces H ⁺ sau OH ^- ionii sunt generați , ceea ce înseamnă că pH - ul soluțiilor puternice de electrolit , care au fost neutralizate intrinsec legate de caracterul de acid al reactanților lor.

Dimpotrivă, în cazul neutralizării între un electrolit slab și puternic (acid puternic + bază slabă sau acid slab + bază puternică), se obține disocierea parțială a electrolitului slab și apare constanta de disociere a acidului (K _a ). sau a slabi bazei (K _b ), pentru a determina caracterul acid sau bazic al reacției net prin calcularea pH - ului.

De exemplu, avem reacția dintre acidul hidrician și hidroxidul de sodiu:

HCN (aq) + NaOH (aq) → NaCN (aq) + H ₂ O (l)

În această reacție, electrolitul slab nu se ionizează vizibil în soluție, deci ecuația ionică netă este reprezentată după cum urmează:

HCN (aq) + OH ^- (aq) → CN ^- (aq) + H ₂ O (l)

Aceasta se obține după scrierea reacției cu electroliți puternici în forma lor disociată (Na ⁺ (ac) + OH ^- (ac) pe partea reactantă și Na ⁺ (ac) + CN ^- (ac) pe partea. produse), unde numai ionul de sodiu este un bystander.

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 apă și sare preconizate.

Exemple

Acid puternic + bază puternică

Un exemplu este reacția dată între acidul sulfuric și hidroxidul de potasiu într-un mediu apos, conform următoarei ecuații:

H ₂ SO ₄ (aq) + 2KOH (aq) → K ₂ SO ₄ (aq) + 2H ₂ O (l)

Se poate observa că atât acidul cât și hidroxidul sunt electroliți puternici; prin urmare, ele ionizează complet în soluție. PH-ul acestei soluții va depinde de electrolitul puternic care este în cea mai mare proporție.

Acid puternic + bază slabă

Neutralizarea acidului azotic cu amoniacul determină azotatul de amoniu compus, după cum se arată mai jos:

HNO ₃ (aq) + NH ₃ (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq)

În acest caz, apa produsă cu sarea nu este observată, deoarece ar trebui să fie reprezentată ca:

HNO ₃ (aq) + NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq) → NH ₄ NO ₃ (aq) + H ₂ O (l)

Deci apa poate fi văzută ca un produs de reacție. În acest caz, soluția va avea un pH esențial acid.

Acid slab + bază puternică

Reacția care apare între acidul acetic și hidroxidul de sodiu este prezentată mai jos:

CH ₃ COOH (aq) + NaOH (aq) → CH ₃ COONa (aq) + H ₂ O (l)

Deoarece acidul acetic este un electrolit slab, se disociază parțial, rezultând acetat de sodiu și apă, a cărei soluție va avea un pH de bază.

Acid slab + bază slabă

În cele din urmă, și după cum am menționat mai sus, o bază slabă nu poate neutraliza un acid slab; nici nu este opusul. Ambele specii hidrolizează în soluție apoasă și pH-ul soluției va depinde de „puterea” acidului și a bazei.

Referințe

1. Wikipedia. (Sf). Neutralizare (Chimie). Recuperat de pe en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chimie, a noua ediție (McGraw-Hill).
3. Raymond, KW (2009). Chimie organică și biologică generală. Recuperat din books.google.co.ve
4. Joesten, MD, Hogg, JL și Castellion, ME (2006). Lumea chimiei: esențiale. Recuperat din books.google.co.ve
5. Clugston, M. și Flemming, R. (2000). Chimie avansată. Recuperat din books.google.co.ve
6. Reger, DL, Goode, SR și Ball, DW (2009). Chimie: Principii și practică. Recuperat din books.google.co.ve