Réaction de neutralisation

Ongle Réaction de neutralisation C'est celui qui se produit entre une espèce acide et de base de manière quantitative. En général, dans ce type de réactions dans l'eau moyenne aqueuse et un sel sont produits (des espèces ioniques composées d'un cation différent de H⁺ et un autre anion à oh^- ou o^2-) Selon l'équation suivante: acide + base → sel + eau.

Dans une réaction de neutralisation, les électrolytes ont une incidence, qui sont les substances qui, lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, génèrent une solution qui permet la conductivité électrique. Les acides, les bases et les sels sont considérés comme des électrolytes.

De cette façon, de forts électrolytes sont les espèces qui sont complètement dissociées dans leurs ions constituants lorsqu'ils sont en solution, tandis que les électrolytes faibles ne sont que partiellement ionisés (ils ont moins de capacité à mener un courant électrique; en tant qu'électrolytes forts).

Caractéristiques

Premièrement, il convient de souligner que si une réaction de neutralisation commence par des quantités égales d'acide et de base (en taupes), lorsque cette réaction se termine un seul sel est obtenu; c'est-à-dire qu'il n'y a pas de quantités résiduelles d'acide ou de base.

De plus, une propriété très importante des réactions acides est le pH, ce qui indique à quel point il est acide ou basique. Ceci est déterminé par la quantité d'ions H⁺ qui se trouvent dans les solutions de mesures.

D'un autre côté, il existe plusieurs concepts d'acidité et de basicité en fonction des paramètres qui sont pris en considération. Un concept qui se démarque est celui de Brønsted et Lowry, qui considère un acide comme une espèce capable de donner des protons (H⁺) et une base comme l'espèce capable de les accepter.

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Degrés acides

Pour étudier correctement et quantitativement une réaction de neutralisation entre un acide et une base, une technique appelée titrage (ou évaluation) est appliquée.

Les degrés acide-base consistent à déterminer la concentration d'acide ou de base nécessaire pour neutraliser une certaine quantité de base ou d'acide de concentration connu.

En pratique, une solution de modèle doit être ajoutée progressivement (dont la concentration est connue exactement) à la solution dont la concentration est inconnue jusqu'à ce que le point d'équivalence soit atteint, où l'une des espèces a complètement neutralisé l'autre.

Le point d'équivalence est détecté par un changement de couleur violent de l'indicateur qui a été ajouté à la solution de concentration inconnue lorsque la réaction chimique entre les deux solutions a été terminée.

Par exemple, dans le cas de la neutralisation de l'acide phosphorique (h₃Pote₄) Il y aura un point d'équivalence pour chaque proton qui émerge de l'acide; c'est-à-dire qu'il y aura trois points d'équivalence et trois changements de coloration seront observés.

Produits d'une réaction de neutralisation

Dans les réactions d'un acide fort avec une base forte, la neutralisation complète de l'espèce est réalisée, comme dans la réaction entre l'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de baryum:

2hcl (ac) + ba (oh)₂(AC) → BACL₂(AC) + 2H₂Ou (l)

Donc aucun ions H n'est généré⁺ ou oh^- En excès, ce qui signifie que le pH de fortes solutions d'électrolyte neutralisées est intrinsèquement liée au caractère acide de ses réactifs.

Au contraire, dans le cas de neutralisation entre un électrolyte faible et fort (acide fort + base faible ou acide faible + base forte) La dissociation partielle de l'électrolyte faible est obtenue et la constante de dissociation acide apparaît (k_pourou base (k_b) faible, pour déterminer l'acide ou le caractère de base de la réaction nette en calculant le pH.

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Par exemple, il y a la réaction entre l'acide cyanhydrique et l'hydroxyde de sodium:

HCN (AC) + NaOH (AC) → NACN (AC) + H₂Ou (l)

Dans cette réaction, l'électrolyte faible n'est pas significativement ionisé dans la solution, de sorte que l'équation ionique nette est représentée comme suit:

Hcn (ac) + oh^-(AC) → CN^-(AC) + H₂Ou (l)

Ceci est obtenu après avoir écrit la réaction avec de forts électrolytes dans sa forme dissociée (na⁺(Ac) + oh^-(ac) sur le côté des réactifs, et na⁺(AC) + CN^-(ac) sur le côté des produits), où seul l'ion sodium est un spectateur.

Enfin, dans le cas de la réaction entre un acide faible et une base faible, une telle neutralisation ne se produit pas. En effet, les deux électrolytes se dissocient partiellement, sans entraîner l'eau et le sel.

Exemples

Acide fort + base forte

La réaction entre l'acide sulfurique et l'hydroxyde de potassium dans un milieu aqueux, selon l'équation suivante: Selon l'équation suivante:

H₂Swin₄(AC) + 2KOH (AC) → K₂Swin₄(AC) + 2H₂Ou (l)

On peut voir que l'acide et l'hydroxyde sont des électrolytes puissants; Par conséquent, ils sont complètement ionisés dans la solution. Le pH de cette solution dépendra de l'électrolyte fort qui est plus proportionnel.

Acide fort + base faible

La neutralisation de l'acide nitrique avec l'ammoniac entraîne le nitrate composé de l'ammonium, comme indiqué ci-dessous:

HNO₃(AC) + NH₃(AC) → NH₄NON₃(AC)

Dans ce cas, l'eau produite à côté du sel n'est pas observée, car elle devrait être représentée comme:

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HNO₃(AC) + NH₄⁺(Ac) + oh^-(AC) → NH₄NON₃(AC) + H₂Ou (l)

De sorte que l'eau peut être observée comme un produit de la réaction. Dans ce cas, la solution aura un pH essentiellement acide.

Acide faible + base forte

Ensuite, la réaction entre l'acide acétique et l'hydroxyde de sodium est montrée:

Ch₃COOH (AC) + NaOH (AC) → CH₃Poon (AC) + H₂Ou (l)

Comme l'acide acétique est un électrolyte faible se dissocie partiellement, entraînant un acétate de sodium et d'eau, dont la solution aura un pH de base.

Acide faible + base faible

Enfin et comme indiqué ci-dessus, une base faible ne peut pas neutraliser un acide faible; Non plus au contraire. Les deux espèces sont hydrolysées en solution aqueuse et le pH de la solution dépendra de la "force" de l'acide et de la base.

Les références

1. Wikipédia. (s.F.). Neutralisation (chimie). Récupéré de.Wikipédia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, neuvième édition (McGraw-Hill).
3. Raymond, K. W. (2009). Chimie organique et biologique générale. Récupéré des livres.Google.co.aller