Charakteristiky neutralizační reakce, produkty a příklady
Jeden neutralizační reakce je to, které se vyskytuje mezi kyselinou a základním druhem kvantitativním způsobem. Obecně se při tomto typu reakcí vyrábí voda a sůl ve vodném prostředí (iontové druhy složené z kationtu jiného než H).+ a aniont jiný než OH- u O2-) podle následující rovnice: kyselina + báze → sůl + voda.
Při neutralizační reakci se jedná o elektrolyty, což jsou látky, které při rozpuštění ve vodě vytvářejí roztok, který umožňuje elektrickou vodivost. Kyseliny, zásady a soli jsou považovány za elektrolyty.
Tímto způsobem jsou silné elektrolyty takové druhy, které se zcela disociují ve svých iontech, když jsou v roztoku, zatímco slabé elektrolyty pouze částečně ionizují (mají nižší schopnost vést elektrický proud, to znamená, že nejsou dobré vodiče jako silné elektrolyty).
Index
- 1 Charakteristika
- 1.1 Acidobazické titrace
- 2 Příklady
- 2.1 Silná kyselina + silná báze
- 2.2 Silná kyselina + slabá báze
- 2.3 Slabá kyselina + silná báze
- 2.4 Slabá kyselina + slabá báze
- 3 Odkazy
Vlastnosti
Za prvé je třeba zdůraznit, že pokud se neutralizační reakce zahájí se stejným množstvím kyseliny a báze (v molech), když se reakce ukončí, získá se pouze jedna sůl; to znamená, že neexistují žádná zbytková množství kyseliny nebo zásady.
Velmi důležitou vlastností reakcí kyselin a bází je navíc pH, které ukazuje, jak kyselý nebo zásaditý je roztok. To je určeno množstvím iontů H+ v měřených roztocích.
Na druhé straně existuje několik pojmů kyselosti a zásaditosti v závislosti na parametrech, které jsou brány v úvahu. Koncept, který vyniká je to Brønsted a Lowry, který zvažuje kyselinu jako druh schopný darovat protony (H \ t+) a základnu, která je schopna je přijmout.
Acidobazické titrace
K řádnému a kvantitativnímu zkoumání neutralizační reakce mezi kyselinou a bází je použita technika nazývaná titrace acidobazické báze (nebo titrace)..
Titrace kyseliny a zásady spočívají ve stanovení koncentrace kyseliny nebo zásady nezbytné pro neutralizaci určitého množství báze nebo kyseliny o známé koncentraci.
V praxi musí být do roztoku postupně přidáván standardní roztok (jehož koncentrace je přesně známa), jehož koncentrace není známa, dokud není dosaženo bodu ekvivalence, kde jeden z druhů zcela neutralizuje ostatní látky..
Bod ekvivalence je detekován prudkou změnou barvy indikátoru, který byl přidán do roztoku neznámé koncentrace, když byla dokončena chemická reakce mezi oběma roztoky..
Například v případě neutralizace kyseliny fosforečné (H3PO4) bude existovat bod ekvivalence pro každý proton, který se oddělí od kyseliny; tj. budou existovat tři body ekvivalence a budou pozorovány tři změny barvy.
Produkty neutralizační reakce
V reakcích silné kyseliny se silnou bází se provádí úplná neutralizace druhu, jako je tomu při reakci mezi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidem barnatým:
2HCl (ac) + Ba (OH)2(ac) → BaCl2(ac) + 2H2O (l)
Takže se nevytvářejí žádné ionty H+ nebo OH- v přebytku, což znamená, že pH neutralizovaných roztoků silných elektrolytů je v podstatě závislé na kyselém charakteru jejich reaktantů..
Naopak v případě neutralizace mezi slabým elektrolytem a silným elektrolytem (silná kyselina + slabá báze nebo slabá kyselina + silná báze) se získá částečná disociace slabého elektrolytu a objeví se disociační konstanta kyseliny (Ka) nebo základny (Kb) slabý, pro stanovení kyselého nebo zásaditého charakteru čisté reakce výpočtem pH.
Například máte reakci mezi kyselinou kyanovodíkovou a hydroxidem sodným:
HCN (ac) + NaOH (ac) → NaCN (ac) + H2O (l)
V této reakci slabý elektrolyt v roztoku významně neionizuje, takže čistá iontová rovnice je znázorněna následovně:
HCN (ac) + OH-(ac) → CN-(ac) + H2O (l)
To se získá po napsání reakce se silnými elektrolyty v jejich disociované formě (Na+(ac) + OH-(ac) na straně reaktantů a Na+(ac) + CN-(ac) na straně výrobků), kde je divák pouze iont sodíku.
Konečně v případě reakce mezi slabou kyselinou a slabou bází k uvedené neutralizaci nedochází. Je to proto, že oba elektrolyty se částečně disociují, aniž by to vedlo k očekávané vodě a soli.
Příklady
Silná kyselina + silná báze
Uvedená reakce mezi kyselinou sírovou a hydroxidem draselným ve vodném prostředí se považuje za příklad podle následující rovnice:
H2SO4(ac) + 2KOH (ac) → K2SO4(ac) + 2H2O (l)
Je vidět, že jak kyselina, tak hydroxid jsou silné elektrolyty; proto jsou v roztoku zcela ionizovány. Hodnota pH tohoto roztoku bude záviset na větším podílu elektrolytu.
Silná kyselina + slabá báze
Výsledkem neutralizace kyseliny dusičné s amoniakem je sloučenina dusičnanu amonného, jak je uvedeno níže:
HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4NE3(ac)
V tomto případě není voda vyrobená spolu se solí pozorována, protože by musela být reprezentována jako:
HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4NE3(ac) + H2O (l)
Voda může být pozorována jako produkt reakce. V tomto případě bude mít roztok v podstatě kyselé pH.
Slabá kyselina + silná báze
Dále je ukázána reakce mezi kyselinou octovou a hydroxidem sodným:
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)
Vzhledem k tomu, že kyselina octová je slabý elektrolyt, částečně se disociuje, což vede k octanu sodnému a vodě, jejichž roztok bude mít základní pH.
Slabá kyselina + slabá báze
A konečně, jak je uvedeno výše, slabá báze nemůže neutralizovat slabou kyselinu; Ani opak se nestane. Oba druhy se hydrolyzují ve vodném roztoku a pH roztoku bude záviset na "síle" kyseliny a zásady.
Odkazy
- Wikipedia. (s.f.). Neutralizace (chemie). Zdroj: en.wikipedia.org
- Chang, R. (2007). Chemie, deváté vydání (McGraw-Hill).
- Raymond, K. W. (2009). Obecná organická a biologická chemie. Citováno z knih.google.co.ve
- Joesten, M.D., Hogg, J.L. a Castellion, M.E. (2006). Svět chemie: Základy. Citováno z knih.google.co.ve
- Clugston, M. a Flemming, R. (2000). Pokročilá chemie. Citováno z knih.google.co.ve
- Reger, D. L., Goode, S. R. a Ball, D. W. (2009). Chemie: Principy a praxe. Citováno z knih.google.co.ve