Характеристики реакции нейтрализации, продукты и примеры



реакция нейтрализации это то, что происходит между кислотой и основным видом в количественном отношении. В общем, вода и соль образуются в реакциях этого типа в водной среде (ионные частицы, состоящие из катиона, отличного от Н).+ и анион, отличный от ОН- ты O2-) согласно следующему уравнению: кислота + основание → соль + вода.

В реакции нейтрализации участвуют электролиты, которые представляют собой вещества, которые при растворении в воде образуют раствор, который обеспечивает электропроводность. Кислоты, основания и соли считаются электролитами.

Таким образом, сильные электролиты - это те частицы, которые полностью диссоциируют в составляющих их ионах, когда они находятся в растворе, в то время как слабые электролиты только частично ионизируются (они имеют меньшую способность проводить электрический ток, то есть они не являются хорошими проводники любят сильные электролиты).

индекс

  • 1 Характеристики
    • 1.1 Кислотно-щелочное титрование
  • 2 примера
    • 2.1 Сильная кислота + сильное основание
    • 2.2 Сильная кислота + слабое основание
    • 2.3 Слабая кислота + сильное основание
    • 2.4 Слабая кислота + слабое основание
  • 3 Ссылки

черты

Во-первых, следует подчеркнуть, что если реакция нейтрализации инициируется равными количествами кислоты и основания (в молях), когда реакция заканчивается, получается только одна соль; то есть нет остаточных количеств кислоты или основания.

Кроме того, очень важным свойством кислотно-основных реакций является рН, который указывает, насколько кислым или щелочным является раствор. Это определяется количеством ионов H+ найдено в измеренных растворах.

С другой стороны, существует несколько концепций кислотности и основности в зависимости от параметров, которые принимаются во внимание. Выделяется концепция Бренстеда и Лоури, которая рассматривает кислоту как разновидность, способную жертвовать протоны (H+) и база как вид, способный их принять.

Кислотно-основное титрование

Чтобы правильно и количественно изучить реакцию нейтрализации между кислотой и основанием, применяется метод, называемый кислотно-щелочным титрованием (или титрованием)..

Кислотно-основное титрование состоит из определения концентрации кислоты или основания, необходимой для нейтрализации определенного количества основания или кислоты известной концентрации..

На практике стандартный раствор (концентрация которого точно известна) должен постепенно добавляться к раствору, концентрация которого неизвестна, пока не будет достигнута точка эквивалентности, когда один из видов полностью нейтрализует другой.

Точка эквивалентности обнаруживается насильственным изменением цвета индикатора, который был добавлен к раствору неизвестной концентрации, когда химическая реакция между обоими растворами была завершена.

Например, в случае нейтрализации фосфорной кислоты (Н3ПО4) будет точка эквивалентности для каждого протона, который отделяется от кислоты; то есть будет три точки эквивалентности и будут наблюдаться три изменения цвета.

Продукты реакции нейтрализации

В реакциях сильной кислоты с сильным основанием проводят полную нейтрализацию частиц, как в реакции между соляной кислотой и гидроксидом бария:

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

Таким образом, ионы H не генерируются+ или ОН- в избытке, что означает, что pH растворов сильных электролитов, которые были нейтрализованы, неразрывно связаны с кислотным характером их реагентов.

Напротив, в случае нейтрализации между слабым электролитом и сильным электролитом (сильная кислота + слабое основание или слабая кислота + сильное основание) получается частичная диссоциация слабого электролита и появляется константа диссоциации кислоты (Kв) или основание (Kб) слабый, для определения кислотного или основного характера чистой реакции путем расчета pH.

Например, у вас есть реакция между синильной кислотой и гидроксидом натрия:

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

В этой реакции слабый электролит существенно не ионизируется в растворе, поэтому суммарное ионное уравнение представляется следующим образом:

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

Это получается после записи реакции с сильными электролитами в их диссоциированной форме (Na+(ac) + OH-(ac) на стороне реагентов и Na+(ac) + CN-(ac) на стороне продуктов), где только ион натрия является зрителем.

Наконец, в случае реакции между слабой кислотой и слабым основанием указанная нейтрализация не происходит. Это потому, что оба электролита диссоциируют частично, не приводя к ожидаемой воде и соли.

примеров

Сильная кислота + сильное основание

Данная реакция между серной кислотой и гидроксидом калия в водной среде взята в качестве примера согласно следующему уравнению:

H2SW4(ac) + 2KOH (ac) → K2SW4(ac) + 2H2O (l)

Можно видеть, что и кислота, и гидроксид являются сильными электролитами; следовательно, они полностью ионизированы в растворе. PH этого раствора будет зависеть от сильного электролита, который находится в большей пропорции.

Сильная кислота + слабое основание

Нейтрализация азотной кислоты аммиаком приводит к соединению нитрата аммония, как показано ниже:

HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4НЕТ3(Aq)

В этом случае вода, добываемая вместе с солью, не наблюдается, поскольку она должна быть представлена ​​в виде:

HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4НЕТ3(ac) + H2O (l)

Таким образом, вода может рассматриваться как продукт реакции. В этом случае раствор будет иметь практически кислый рН.

Слабая кислота + сильное основание

Далее показана реакция между уксусной кислотой и гидроксидом натрия:

СН3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

Поскольку уксусная кислота является слабым электролитом, она частично диссоциирует, что приводит к получению ацетата натрия и воды, чей раствор будет иметь основной pH.

Слабая кислота + слабое основание

Наконец, как указано выше, слабое основание не может нейтрализовать слабую кислоту; Не происходит и обратное. Оба вида гидролизуются в водном растворе, и рН раствора будет зависеть от "силы" кислоты и основания.

ссылки

  1. Wikipedia. (Н.Д.). Нейтрализация (химия). Получено с en.wikipedia.org
  2. Чанг, Р. (2007). Химия, девятое издание (McGraw-Hill).
  3. Raymond, K.W. (2009). Общая органическая и биологическая химия. Получено из books.google.co.ve
  4. Joesten, M.D., Hogg, J.L. and Castellion, M.E. (2006). Мир химии: основы. Получено из books.google.co.ve
  5. Clugston, M. and Flemming, R. (2000). Продвинутая химия. Получено из books.google.co.ve
  6. Reger, D.L., Goode, S.R. and Ball, D.W. (2009). Химия: принципы и практика. Получено из books.google.co.ve