Neutralointireaktion ominaisuudet, tuotteet ja esimerkit

neutralointireaktio on se, joka tapahtuu hapon ja peruslajien välillä määrällisesti. Yleensä vettä ja suolaa tuotetaan tämän tyyppisissä reaktioissa vesipitoisessa väliaineessa (ioniset lajit, jotka koostuvat muusta kationista kuin H).⁺ ja muu anioni kuin OH^- u O^2-) seuraavan yhtälön mukaisesti: happo + emäs → suola + vesi.

Neutralointireaktiossa on mukana elektrolyyttejä, jotka ovat aineita, jotka veteen liuotettuna muodostavat ratkaisun, joka sallii sähkönjohtavuuden. Happoja, emäksiä ja suoloja pidetään elektrolyytteinä.

Tällä tavoin voimakkaat elektrolyytit ovat niitä lajeja, jotka hajoavat täysin niiden muodostavista ioneista, kun ne ovat liuoksessa, kun taas heikot elektrolyytit ionisoituvat vain osittain (niillä on pienempi kapasiteetti suorittaa sähkövirtaa, eli ne eivät ole hyviä) johtimet kuten voimakkaat elektrolyytit).

indeksi

• 1 Ominaisuudet
  • 1.1 Happopohjaiset titraukset
• 2 Esimerkkejä
  • 2.1 Vahva happo + vahva emäs
  • 2.2 Vahva happo + heikko emäs
  • 2.3 Heikko happo + vahva emäs
  • 2.4 Heikko happo + heikko emäs
• 3 Viitteet

piirteet

Ensinnäkin on korostettava, että jos neutralointireaktio aloitetaan samoilla määrillä happoa ja emästä (mooleina), kun reaktio päättyy, saadaan vain yksi suola; eli happoa tai emästä ei ole jäljellä.

Lisäksi happo-emäsreaktioiden erittäin tärkeä ominaisuus on pH, joka osoittaa, kuinka happava tai emäksinen liuos on. Tämä määräytyy H-ionien määrän mukaan⁺ löytyy mitatuista ratkaisuista.

Toisaalta on olemassa useita happamuuden ja emäksisyyden käsitteitä riippuen huomioitavista parametreista. Erottuva käsite on Brønsted ja Lowry, jotka pitävät happoa lajina, joka pystyy luovuttamaan protoneja (H⁺) ja pohjan lajeina, jotka pystyvät hyväksymään ne.

Happo-emäs titraukset

Hapon ja emäksen välisen neutralointireaktion asianmukaiseksi ja kvantitatiiviseksi tutkimiseksi käytetään tekniikkaa, jota kutsutaan happo-emäs titraus (tai titraus)..

Happo-emäksen titraus koostuu hapon tai emäksen pitoisuuden määrittämisestä, joka on välttämätön tietyn määrän emäksen tai tunnetun konsentraation hapon neutraloimiseksi.

Käytännössä standardiliuosta (jonka pitoisuus on tarkasti tiedossa) on lisättävä vähitellen liuokseen, jonka pitoisuus ei ole tiedossa vasta vastaavuuden saavuttamiseen saakka, kun toinen lajista on täysin neutraloinut toisen.

Vastaavuuspaikka havaitaan ilmaisimen väkivaltaisella muutoksella, joka on lisätty tuntemattoman konsentraation liuokseen, kun molempien liuosten välinen kemiallinen reaktio on saatu päätökseen..

Esimerkiksi fosforihapon neutraloinnin tapauksessa (H₃PO₄) jokaisesta haposta irtoavasta protonista tulee vastaavuuspiste; toisin sanoen on kolme vastaavuuspistettä ja kolme värimuutosta havaitaan.

Neutralointireaktion tuotteet

Vahvan hapon ja vahvan emäksen reaktioissa lajin täydellinen neutralointi suoritetaan, kuten suolahapon ja bariumhydroksidin välisessä reaktiossa:

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

Joten H-ioneja ei synny⁺ tai OH^- liiallinen, mikä tarkoittaa, että neutraloimien voimakkaiden elektrolyyttiliuosten pH on luontaisesti yhteydessä niiden reagenssien happamuuteen..

Päinvastoin, heikon elektrolyytin ja vahvan elektrolyytin (voimakas happo + heikko emäs tai heikko happo + vahva emäs) neutraloinnin tapauksessa saadaan heikon elektrolyytin osittainen dissosiointi ja hapon dissosiaatiovakio (K_että) tai emäs (K_b) heikko, nettoreaktion happo- tai perusominaisuuden määrittämiseksi laskemalla pH.

Esimerkiksi syanihapon ja natriumhydroksidin välillä on reaktio:

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

Tässä reaktiossa heikko elektrolyytti ei ionisoidu merkittävästi liuoksessa, joten verkko-ioniyhtälö esitetään seuraavasti:

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

Tämä saadaan, kun reaktio on kirjoitettu voimakkaiden elektrolyyttien kanssa dissosioituneessa muodossaan (Na⁺(ac) + OH^-(ac) reagenssien puolella ja Na⁺(ac) + CN^-(ac) tuotteiden puolella), jossa vain natriumioni on katsoja.

Lopuksi heikon hapon ja heikon emäksen välisen reaktion tapauksessa mainittu neutralointi ei tapahdu. Tämä johtuu siitä, että molemmat elektrolyytit hajoavat osittain ilman, että saadaan aikaan odotettua vettä ja suolaa.

esimerkit

Vahva happo + vahva emäs

Esimerkkinä annetaan seuraava reaktio rikkihapon ja kaliumhydroksidin välillä vesipitoisessa väliaineessa seuraavan yhtälön mukaisesti:

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

Voidaan nähdä, että sekä happo että hydroksidi ovat vahvoja elektrolyyttejä; siksi ne on ionisoitu kokonaan liuoksessa. Tämän liuoksen pH riippuu vahvemmasta elektrolyytistä, joka on suurempi osuus.

Vahva happo + heikko emäs

Typpihapon neutralointi ammoniakilla johtaa ammoniumnitraattiyhdisteeseen, kuten alla on esitetty:

HNO₃(ac) + NH₃(ac) → NH₄NO₃(Aq)

Tällöin suolan kanssa tuotettua vettä ei havaita, koska sen olisi oltava edustettuna:

HNO₃(ac) + NH₄⁺(ac) + OH^-(ac) → NH₄NO₃(ac) + H₂O (l)

Niinpä vettä voidaan havaita reaktion tuotteena. Tässä tapauksessa liuoksella on oleellisesti happama pH.

Heikko happo + vahva emäs

Seuraavaksi esitetään etikkahapon ja natriumhydroksidin välinen reaktio:

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

Koska etikkahappo on heikko elektrolyytti, se dissosioituu osittain, jolloin saadaan natriumasetaattia ja vettä, jonka liuoksella on emäksinen pH.

Heikko happo + heikko emäs

Lopuksi ja kuten edellä on mainittu, heikko emäs ei voi neutraloida heikkoa happoa; Myöskään päinvastoin ei tapahdu. Molemmat lajit hydrolysoidaan vesiliuoksessa ja liuoksen pH riippuu hapon ja emäksen "lujuudesta".

viittaukset

1. Wikipedia. (N.D.). Neutralointi (kemia). Haettu osoitteesta en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kemia, yhdeksäs painos (McGraw-Hill).
3. Raymond, K. W. (2009). Yleinen orgaaninen ja biologinen kemia. Haettu osoitteesta books.google.co.ve
4. Joesten, M.D., Hogg, J.L. ja Castellion, M.E. (2006). Kemian maailma: olennaiset. Haettu osoitteesta books.google.co.ve
5. Clugston, M. ja Flemming, R. (2000). Advanced Chemistry. Haettu osoitteesta books.google.co.ve
6. Reger, D. L., Goode, S. R. ja Ball, D. W. (2009). Kemia: periaatteet ja käytäntö. Haettu osoitteesta books.google.co.ve