Neutraliseerimisreaktsiooni karakteristikud, tooted ja näited



Üks neutraliseerimisreaktsioon on see, mis toimub happe ja põhiliigi vahel kvantitatiivselt. Üldiselt toodetakse seda tüüpi reaktsioonides vett ja soola vesikeskkonnas (ioonsed liigid, mis koosnevad teistest katioonidest kui H).+ ja anioon, va OH- u O2-) vastavalt järgmisele võrrandile: hape + alus → sool + vesi.

Neutraliseerimisreaktsioonis on tegemist elektrolüütidega, mis on ained, mis vees lahustatuna tekitavad lahenduse, mis võimaldab elektrijuhtivust. Happeid, aluseid ja sooli peetakse elektrolüütideks.

Sel moel on tugevad elektrolüüdid need liigid, mis lahuses lahkuvad täielikult oma koostisosades, samas kui nõrgad elektrolüüdid ioniseeruvad ainult osaliselt (neil on väiksem elektrivoolu juhtimisvõime, st nad ei ole head juhid nagu tugevad elektrolüüdid).

Indeks

  • 1 Omadused
    • 1.1 Happe-aluse tiitrimine
  • 2 Näited
    • 2.1 Tugev hape + tugev alus
    • 2.2 Tugev hape + nõrk alus
    • 2.3 Nõrk hape + tugev alus
    • 2.4 Nõrk hape + nõrk alus
  • 3 Viited

Omadused

Esiteks tuleb rõhutada, et kui neutraliseerimisreaktsioon käivitatakse võrdsete koguste happe ja alusega (moolides), siis kui reaktsioon lõpeb, saadakse ainult üks sool; see tähendab, et happe või aluse jääke ei ole.

Lisaks on happe-aluse reaktsioonide väga oluline omadus pH, mis näitab, kui happeline või aluseline lahus on. Selle määrab H-ioonide kogus+ mõõdetud lahendustes.

Teisest küljest on erinevusi arvestatavatest parameetritest sõltuvalt mitmeid happesuse ja aluseluse mõisteid. Eraldatav kontseptsioon on Brønstedi ja Lowry kontseptsioon, mis peab hapet prootoneid annetavaks liigiks (H+) ja baasi kui liike, mis suudavad neid vastu võtta.

Happe-aluse tiitrimine

Happe ja aluse vahelise neutraliseerimisreaktsiooni nõuetekohaseks ja kvantitatiivseks uurimiseks kasutatakse meetodit, mida nimetatakse happe-aluse tiitrimiseks (või tiitrimiseks)..

Happe-aluse tiitrimine seisneb happe või aluse kontsentratsiooni määramises, mis on vajalik teatava koguse teadaoleva kontsentratsiooniga aluse või happe neutraliseerimiseks.

Praktikas tuleb lahusele, mille kontsentratsioon ei ole teada, kuni samaväärsuspunkti saavutamiseni, järk-järgult lisada standardlahust (mille kontsentratsioon on täpselt teada), kui üks liikidest on teise organismi täielikult neutraliseerinud.

Samaväärsuspunkt tuvastatakse tundmatu kontsentratsiooniga lahusele lisatud indikaatori värvi vägivaldse muutusega, kui mõlema lahuse keemiline reaktsioon on lõppenud.

Näiteks fosforhappe neutraliseerimise korral (H3PO4) iga hapnikust eralduva prootoni jaoks on olemas samaväärsuspunkt; see tähendab, et esineb kolm samaväärsuspunkti ja täheldatakse kolme värvimuutust.

Neutraliseerimisreaktsiooni produktid

Tugeva aluse tugeva happe reaktsioonides viiakse liigi täielik neutraliseerimine, nagu vesinikkloriidhappe ja baariumhüdroksiidi vahelises reaktsioonis:

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

Seega ei genereerita H-iioone+ või OH- üleliigne, mis tähendab, et neutraliseeritud tugevate elektrolüütiliste lahuste pH on lahutamatult seotud nende reageerivate ainete happelise iseloomuga..

Vastupidi, nõrga elektrolüüdi ja tugeva elektrolüüdi (tugev hape + nõrk alus või nõrk hape + tugev alus) neutraliseerimise korral saadakse nõrga elektrolüüdi osaline dissotsiatsioon ja ilmneb happe dissotsiatsioonikonstant (Ka) või aluse (Kb) nõrk, et määrata netoreaktsiooni happeline või põhiomadus, arvutades pH.

Näiteks teil on reaktsioon tsüaanhappe ja naatriumhüdroksiidi vahel:

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

Selles reaktsioonis ei nõrga nõrk elektrolüüt lahuses oluliselt, seega on ioonivõrrand järgmine:

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

See saadakse pärast reaktsiooni kirjutamist tugevate elektrolüütidega dissotsieerunud kujul (Na+(ac) + OH-(ac) reaktiivide küljel ja Na+(ac) + CN-ac) toodete küljel), kus vaatlejaks on ainult naatriumioon.

Lõpuks, nõrga happe ja nõrga aluse vahelise reaktsiooni korral ei toimu nimetatud neutraliseerimist. Seda seetõttu, et mõlemad elektrolüüdid eralduvad osaliselt, ilma et tekiks eeldatav vesi ja sool.

Näited

Tugev hape + tugev alus

Näidetena võetakse väävelhappe ja kaaliumhüdroksiidi vahel antud reaktsioon, kasutades järgmist võrrandit:

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

On näha, et nii hape kui ka hüdroksiid on tugevad elektrolüüdid; seetõttu on nad lahuses täielikult ioniseeritud. Selle lahuse pH sõltub suurema proportsiooniga tugevast elektrolüütist.

Tugev hape + nõrk alus

Lämmastikhappe neutraliseerimisel ammoniaagiga saadakse ammooniumnitraadi ühend, nagu on näidatud allpool:

HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4EI3(ac)

Sellisel juhul ei täheldata koos soolaga toodetud vett, sest seda tuleks esindada järgmiselt:

HNO3(ac) + NH4+(ac) + OH-(ac) → NH4EI3(ac) + H2O (l)

Nii võib reaktsiooni produktina täheldada vett. Sel juhul on lahusel põhiliselt happeline pH.

Nõrk hape + tugev alus

Järgnevalt on näidatud reaktsioon äädikhappe ja naatriumhüdroksiidi vahel:

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

Kuna äädikhape on nõrk elektrolüüt, dissotsieerub see osaliselt, mille tulemuseks on naatriumatsetaat ja vesi, mille lahusel on aluseline pH..

Nõrk hape + nõrk alus

Lõpuks ja nagu eespool öeldud, ei saa nõrk alus neutraliseerida nõrka hapet; Samuti ei juhtu vastupidine. Mõlemad liigid hüdrolüüsitakse vesilahuses ja lahuse pH sõltub happe ja aluse "tugevusest".

Viited

  1. Wikipedia. (s.f.). Neutraliseerimine (keemia). Välja otsitud aadressilt en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Keemia, üheksas väljaanne (McGraw-Hill).
  3. Raymond, K. W. (2009). Üldine orgaaniline ja bioloogiline keemia. Välja otsitud aadressilt books.google.co.ve
  4. Joesten, M. D., Hogg, J. L. ja Castellion, M.E. (2006). Keemia maailm: olulised. Välja otsitud aadressilt books.google.co.ve
  5. Clugston, M. ja Flemming, R. (2000). Advanced Chemistry. Välja otsitud aadressilt books.google.co.ve
  6. Reger, D. L., Goode, S. R. ja Ball, D. W. (2009). Keemia: põhimõtted ja praktika. Välja otsitud aadressilt books.google.co.ve